Экспресс-учебник по решению химических задач

САНКТ-ПЕТЕРБУРГ 
ХИМИЗДАТ 
2024 

ББК 54 
Федеральная программа
С 302 
книгоиздания России 
УДК 546(076.1) 
Р е ц е н з е н т :   
Зав. кафедрой химии и биологии Института международных образовательных программ, к.х.н.  И. Л. Перфилова 
Семенов И. Н. 
С 302 
Экспресс-учебник по решению химических задач., 
3-е изд., стереотип. – СПб: Химиздат, 2024. – 128 с.
ISBN 978-5-93808-467-4 
Автор множества задачников, пособий и фундаментального учебника по общей химии (И. Н. Семенов, И. 
Л. Перфилова " Химия". – СПб: Химиздат) обобщил 
свой почти сорокалетний опыт в обучении решению 
химических задач. 
Незаменим для школьников старших классов, 
абитуриентов и студентов вузов, изучающих химию. 
С 1703000000–012 
050(01)–24
Без объявл. 
ББК 54
 И. Н. Семенов, 2001
 ХИМИЗДАТ, 2001, 2024
 
ISBN 978-5-93808-467-4
2 

ОГЛАВЛЕНИЕ 
 
 
Введение 
4
Глава 1. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ВЕЩЕСТВА 
7
Глава 2. ЗАКОН АВОГАДРО И СЛЕДСТВИЯ ИЗ НЕГО 
11
Глава 3. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА ХИМИЧЕСКИХ  
СИСТЕМ. ХИМИЧЕСКИЕ ФОРМУЛЫ 
17
 3.1. Способы выражения состава химических систем 
17
 3.2. Химические формулы 
19
Глава 4. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ 
24
 4.1. Уравнения химических реакций 
24
 4.2. Нахождение коэффициентов в уравнениях  
окислительно-восстановительных реакций 
25
 4.3. Расчеты по уравнениям химических реакций 
30
 4.4. Задачи "на смеси" 
41
Глава 5. КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ СОСТАВ РАСТВОРОВ 
49
 5.1. Способы количественного выражения состава  
растворов 
49
 5.2. Растворимость 
56
Глава 6. КОМБИНИРОВАННЫЕ ЗАДАЧИ 
62
Глава 7. ЗАДАЧИ ПО ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ 
102
Приложение 1. Атомные массы некоторых элементов 
123
Приложение 2. Растворимость некоторых кислот, солей  
и оснований в воде 
124
ОТВЕТЫ К ЗАДАЧАМ 
125
 
 
 
3

ВВЕДЕНИЕ 
 
 
 
Зачем нужен этот учебник и как с ним работать 
 
В настоящее время экзамены по химии в вузы – чаще всего 
письменные. В экзаменационном задании обычно предлагается 
от четырех до шести вопросов, примерно две трети которых – 
расчетные задачи по химии. Задачи – довольно сложные, гораздо более сложные, чем те, которые решались на уроке в школе; 
особенно на вступительных экзаменах в вузы, где большой конкурс, как, например, в медицинских вузах. Опыт же вступительных экзаменов показывает, что, как правило, абитуриенты 
обнаруживают более слабую подготовку в решении химических 
задач, нежели в знании фактического материала химии. В первую очередь это относится к абитуриентам, которые склонны заучивать отдельные факты без понимания их причин, основанных 
на законах химии. Такие абитуриенты обычно не справляются с 
задачами, которые нельзя решить просто подстановкой численных данных в знакомую формулу. Задачи, которые предлагаются 
на вступительных экзаменах по химии, требуют более творческого подхода и самостоятельного нахождения оптимального алгоритма их решения. Тем не менее решение таких задач включает 
выполнение элементарных операций с использованием известных абитуриенту формул или составление пропорций. Безусловно, это не требует знаний, выходящих за рамки школьной программы, но необходимо правильно определить, какие именно из 
знакомых приемов необходимо использовать для решения данной задачи. В частности, иногда требуется установить, какие 
превращения происходят с веществами в условиях, указанных в 
задаче, и каковы количественные соотношения между участниками этих превращений. Следовательно, готовясь к вступительному экзамену, абитуриент не должен ограничиваться повторением химии (по школьному учебнику или пособию для абитуриентов) – это делать, безусловно, нужно, но этого недостаточно. 
Для успешной сдачи экзамена абитуриент должен выработать 
навыки решения задач типа экзаменационных. Именно этой цели – научить абитуриента решать задачи экзаменационного типа – 
и служит данное пособие. 
По содержанию и по форме экзаменационные задачи могут 
быть самыми разнообразными, и предсказать, какие именно типы задач будут предложены на экзамене в данном году и в данном вузе, невозможно. Однако при всем разнообразии экзамена 
4 

ционных задач в них могут с достаточно большой вероятностью 
встретиться некоторые типичные ситуации, которым соответствуют некоторые типовые приемы решения. Именно такие типичные ситуации в условиях задач, предполагающие использование столь же типовых приемов решения, читатель встретит во 
многих задачах, рассматриваемых в этом пособии. 
В пособии содержатся как разборы решений задач (или приводятся схемы решений), так и задачи для самостоятельной работы абитуриента. Что касается первых, то лучше всего сначала 
постараться самостоятельно решить каждую из этих задач и 
лишь потом посмотреть приводимое в пособии решение. В этом 
случае эффективность Вашей тренировки в решении задач резко 
повысится: если Вы не смогли решить задачу, то увидите, где 
именно возникло препятствие в решении и как его можно преодолеть; если же Вы пришли к неверному ответу, то сможете, 
сравнивая Ваше решение с приведенным в пособии, установить, 
где именно был сделан неверный шаг. Кстати, не исключено, что 
для какой-то задачи Вы найдете более рациональный путь решения, чем приводимый в пособии – ведь для одной и той же задачи часто могут быть найдены разные пути решения. 
Главы 1–5 и 7 начинаются небольшим теоретическим дайджестом, или кратким вступлением, содержащим определения 
величин, формулы и иной материал, который может понадобиться при решении соответствующих задач. Далее следуют 
примеры элементарных расчетов на базе этого материала, а также разборы задач, соответствующих некоторым типичным ситуациям, встречающимся в экзаменационных задачах. Завершаются главы задачами для самостоятельного решения, в которых содержатся типичные элементы экзаменационных задач. Ко 
всем задачам приведены ответы. 
Что касается задач для самостоятельного решения, то можно 
высказать следующие рекомендации. Решать их лучше всего в 
том порядке, в каком они расположены, поскольку принятая 
последовательность расположения задач учитывает, что одна задача может служить подготовительной ступенью к решению следующей. Не торопитесь заглядывать в ответы – это надо делать 
лишь после того, как Вы решили задачу и получили свой ответ, 
словом, ведите себя как на экзамене, где, как известно, нельзя 
заглянуть в ответ. 
После ознакомления с задачей наметьте логический план ее 
решения. Иногда решение на первый взгляд очень сложной задачи оказывается неожиданно простым, хотя, чтобы разглядеть 
эту простоту, требуется хорошенько подумать. Посмотрите, не 
позволяют ли условия задачи получить ответ простым путем, 
 
5

обходясь без громоздких расчетов. Особенно это справедливо в 
отношении задач, в которых речь идет о цепочке химических 
превращений. Именно здесь помогает (и вырабатывается!) "химическая логика", основанная на понимании сути закона сохранения вещества и умелом использовании понятия количество 
вещества. Учтите, что в экзаменационной оценке учитывается, 
насколько рациональным путем была решена задача. 
Чтобы правильно делать расчеты в задачах, необходимо твердо усвоить материал по общим понятиям и законам химии. Тот 
факт, что все понятия химии образуют стройную единую систему, находит свое отражение в размерности величин, соответствующих этим понятиям. Неправильная размерность величин, 
используемых в расчетах, может привести к целой серии ошибок 
в решении задачи. И наоборот, проверяя размерность получаемых при расчетах величин, легче найти ошибку в решении задачи. Поэтому, выполняя расчеты, внимательно следите за размерностью всех величин. 
Численные величины в условиях задач подобраны, по возможности, таким образом, чтобы при их решении избежать громоздких вычислений, лишь отвлекающих от химической сути 
задачи и логики ее решения. В условиях задач они приведены, 
как правило, с точностью до трех значащих цифр. С такой же 
точностью следует давать окончательный ответ. Неправильным 
будет, с одной стороны, более грубое округление, снижающее 
точность ответа, с другой – запись в ответе большого числа значащих цифр, не отражающая его действительной точности, которая зависит от точности исходных данных (последнее случается, 
когда абитуриент некритически относится к числам, выдаваемым электронным калькулятором). Что касается промежуточных вычислений, то их следует выполнять с не меньшей точностью, чем в окончательном ответе (если это позволяют условия 
задачи, то с точностью на 1–2 значащих цифры большей). 
 
 
6 

Глава 1 
КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ  
ВЕЩЕСТВА 
 
Для выражения массы атомов и молекул используют специальную единицу, которая называется атомной единицей массы 
(сокращенно а.е.м.). 
Атомная единица массы (а.е.м.) равна 1/12 части абсолютной массы атома углерода 12С. 
1 а.е.м. = 
12
10
 
 
9968
,
1
)
C
(
12
1
26
−
⋅
=
a
m
= 1,66057 ⋅ 10–27 кг 
В химии пользуются относительными атомными массами 
(Ar)*. 
Относительной атомной массой химического элемента 
Ar называется отношение абсолютной массы ma атома данного элемента к атомной единице массы. 
.
а.е.м
 
1
a
r
m
A
=
 
Атомная масса элемента представляет собой среднее значение атомных масс всех его природных изотопов с учетом их относительного содержания. В силу целого ряда причин масса даже одного изотопа любого элемента (кроме 12С – по определению) – величина не целочисленная, поэтому и атомные массы 
элементов – нецелочисленные. При решении химических задач, 
как правило, пользуются округленными до целочисленных значениями атомных и, соответственно, молекулярных масс. Для 
хлора берут величину Ar = 35,5. 
Относительной молекулярной массой Мr или просто молекулярной массой вещества называется отношение массы 
его молекулы (структурной единицы) к 1 а.е.м. 
Это – тоже безразмерная величина. Молекулярная масса 
равна сумме атомных масс всех атомов, входящих в молекулу 
(структурную единицу). Например, в случае карбоната кальция, 
который имеет немолекулярную структуру, за структурную единицу берем СаСО3, и для нее находим: 
Mr (СаСО3) = Аr(Са) + Аr(С) + 3Аr(О) = 40 + 12 + 16 ⋅ 3 = 100 
При химических расчетах широко используется понятие 
"моль".  
Моль – это единица количества вещества, которая содержит столько структурных единиц (реальных или услов                                                          
 
* Символ r означает "относительный" – от англ. relative. 
 
7

ных частиц), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа 
12С, т. е. 6,02 ⋅ 1023 частиц.  
Число частиц в 1 моль вещества называется константой 
(постоянной) Авогадро (NA), размерность ее 1/моль (или моль–1). 
Под структурными единицами подразумеваются атомы, молекулы, определенные группы атомов, радикалы, ионы, а также 
электроны. При использовании термина "моль" эти структурные 
единицы должны быть специфицированы, т. е. должно быть 
точно указано, о количестве каких именно частиц (структурных 
единиц) идет речь. Например, 1 моль газообразного кислорода О2 
содержит 6,02 ⋅ 1023 молекул О2 или 12,04 ⋅ 1023 (т. е. 2 моль) 
атомов О. Слово "моль" после числа не склоняется. 
Количество вещества ν – величина, равная частному от 
деления числа частиц (структурных единиц) N на константу Авогадро NA:  
ν = N/NA, 
размерность: моль. Например, если имеется 6,02 ⋅ 1021 молекул 
О2, то количество вещества О2  
ν(О2) = N/NA = 6,02 ⋅ 1021/6,02 ⋅ 1023 = 0,01 моль (О2) 
Молярная масса вещества М представляет собой массу 
вещества количеством 1 моль и равна частному от деления 
массы вещества, кг, на его количество, моль: 
М = m/ν, 
размерность: кг/моль. На практике обычно пользуются кратной 
единицей: г/моль, поскольку в этом случае молярная масса численно равна молекулярной массе данного вещества. Молярная 
масса атомов вещества численно равна атомной массе. Например: 
Мr(О2) = 2 ⋅ 16 = 32  
Ar(О) = 16 
М(О2) = 32 г/моль 
М(О) = 16 г/моль 
Понятия "молекулярная масса", "молярное количество" и 
"молярная масса" употребляются как для веществ с молекулярной структурой, так и для веществ с немолекулярной структурой. В последнем случае они относятся к определенной структурной единице или к молю таких структурных единиц. 
ПРИМЕРЫ ТИПОВЫХ РАСЧЕТОВ 
Расчеты, в которых фигурируют типичные количественные 
характеристики вещества, такие как масса, молекулярная масса, молярное количество вещества или число его частиц, можно 
выполнять двумя способами: а) алгебраическим методом, ис 
8 

пользуя формулы, отражающие соотношение между величинами 
m, M, ν, NA и N; б) методом пропорций; последний позволяет 
объединить в одну пропорцию две и более формулы. 
Пример 1.1. Определить массу хлороводорода количеством 
4 моль HCl. 
Р е ш е н и е. Используем алгебраический метод: Мr(HCl) = 1 + 
+ 35,5 = 36,5; М(HCl) = 36,5 г/моль; M = m/ν, откуда m = Mν = 
= 36,5 г/моль ⋅ 4 моль = 146 г. 
Пример 1.2. Сколько молей СаСО3 содержится в 500 г этого 
вещества? 
Р е ш е н и е. Мr(СаСО3) = 40 + 12 + 16 ⋅ 3 = 100; М(СаСО3) = 
= 100 г/моль; M = m/ν, откуда ν = m/M = 500 г/(100 г/моль) = 
= 5 моль. 
Пример 1.3. Какова молекулярная масса некоторого вещества, если 3,5 моль его имеют массу 560 г? 
Р е ш е н и е. Поскольку молекулярная масса численно равна 
молярной массе, достаточно определить последнюю: M = m/ν = 
= 560 г/(3,5 моль) = 160 г/моль, а Мr = 160. 
Пример 1.4. Сколько молекул содержится в серной кислоте 
массой 49 г? 
Р е ш е н и е. Мr(H2SO4) = 98; М(H2SO4) = 98 г/моль. Составим 
пропорцию: 
 
 
     98 г  _____________  6,02 ⋅ 1023 молекул 
 
 
     49 г  _____________  х молекул 
откуда х = 6,02 ⋅ 1023 ⋅ 49/98 = 3,01 ⋅ 1023 молекул. 
При алгебраическом решении используем уравнения: M = 
= m/ν, ν = N/NA, откуда N = NAm/М = 6,02 ⋅ 1023 ⋅ 49/98 = 
= 3,01 ⋅ 1023 молекул. 
Абитуриенты часто путают количество вещества ν и число 
частиц вещества N. Приводимый ниже пример расчета подчеркивает разницу между этими величинами. 
Пример 1.5. В какой массе метана СН4 содержится:  
а) 0,25 моль Н; б) 3,01 ⋅ 1022 атомов Н? 
Р е ш е н и е. а) Из формулы вещества следует, что в одной 
молекуле СН4  содержится 4 атома Н, следовательно: 
 
 
1 моль СН4 соответствует 4 моль Н  
 
 
х моль СН4             »              0,25 моль Н  
откуда х = 0,25/4 = 0,0625 моль СН4, а так как М(СН4) = 
= 16 г/моль, m(СН4) = 16 ⋅ 0,0625 = 1 г. 
 
9

б) В 1 моль СН4 содержится 4 моль, т. е. 4 ⋅ 6,02 ⋅ 1023 атомов Н, 
следовательно: 
16 г (1 моль) СН4 _______ 4 ⋅ 6,02 ⋅ 1023 атомов Н  
х г СН4 _______ 3,01 ⋅ 1022 атомов Н 
откуда х = 16 ⋅ 3,01 ⋅ 1022/(4 ⋅ 6,02 ⋅ 1023)= 0,2 г СН4. 
Эти расчеты можно выполнить также алгебраическим методом с учетом того, что ν(Н) = 4ν(СН4). 
Пример 1.6. Определить массу одного атома азота. 
Р е ш е н и е. Решим эту задачу двумя методами, сначала – через пропорцию. Азот количеством 1 моль атомов N содержит 
6,02 ⋅ 1023 атомов. Молярная масса азота N равна 14 г/моль. Следовательно, масса 6,02 ⋅ 1023 атомов N равна 14 г. Составляем пропорцию: 
 6,02 ⋅ 1023 атомов N _______ 14 г 
1 атом N _______ х г 
откуда х = 14/6,02 ⋅ 1023 = 2,32 ⋅ 10–23 г. 
Решение алгебраическим методом: ν = m/M, с другой стороны, ν = N/NA, следовательно, m/M = N/NA; так как в данном случае N= 1, то m = M/NA, откуда m = 14/6,02 ⋅ 1023 = 2,32 ⋅ 10–23 г. 
Пример 1.7. Найти массу 1,5 ⋅ 1021 молекул воды Н2О. 
Р е ш е н и е. Мr(H2O) = 18; М(H2O) = 18 г/моль.  
6,02 ⋅ 1023 молекул Н2О _______ 18 г 
1,5 ⋅ 1021 молекул Н2О _______ х г 
откуда х =1,5 ⋅ 1021 ⋅ 18/6,02 ⋅ 1023 = 4,5 ⋅ 10–2 г. 
Решение алгебраическим методом: M = m/ν; ν = N/NA, откуда m = Mν = MN/NA = 18 ⋅ 1,5 ⋅ 1021/6,02 ⋅ 1023 = 4,5 ⋅ 10–2 г.  
Задачи для самостоятельного решения 
1. Найти массу: одного атома водорода, одной молекулы водорода, одной молекулы воды. 
2. Во сколько раз: а) масса атома меди больше массы атома серы, 
б) масса молекулы СО2 больше массы молекулы Н2, в) масса молекулы SO3 больше массы атома кислорода?  
3. Имеется 0,02 моль хлора Cl2. Какое число молекул Cl2 и какое число 
атомов содержится в этом количестве вещества? 
4. Сколько атомов содержится: а) в 128 г серы, б) в 1 моль воды? 
5. Где больше атомов: в 4 г Fe или в 2 г Mg? 
6. Где больше молекул: в 90 г оксида азота(II) или в 90 г воды? 
7. Найти число молекул в 108 г воды. 
8. В какой массе азота содержится 3,01 ⋅ 1025 молекул N2? 
 
10