Задачи по общей химии с элементами биоорганической химии

Федеральное государственное автономное образовательное 
учреждение высшего образования Первый Московский 
государственный медицинский университет имени И.М. Сеченова 
Министерства здравоохранения Российской Федерации 
(Сеченовский Университет)
ЗАДАЧИ 
ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ 
С ЭЛЕМЕНТАМИ 
БИООРГАНИЧЕСКОЙ 
ХИМИИ
Под редакцией д-ра фарм. наук, 
д-ра пед. наук, проф. В. А. Попкова 
3-e издание, электронное
Рекомендовано
Координационным советом по области образования 
«Здравоохранение и медицинские науки» в качестве 
учебного пособия для использования в образовательных 
учреждениях, реализующих основные профессиональные 
образовательные программы высшего образования по 
направлению подготовки специалитета 31.05.03 «Стоматология» 
Москва
Лаборатория знаний
2024

УДК 54+577(075.8)
ББК 24.1:28.072я73
З-15
А в т о р ы:
И. Н. Аверцева, А. А. Матюшин, О. В. Нестерова,
В. Ю. Решетняк
З-15
Задачи по общей химии с элементами биоорганической
химии / И. Н. Аверцева, А. А. Матюшин, О. В. Нестерова [и др.] ;
под ред. В. А. Попкова. — 3-е изд., электрон. — М. : Лаборатория
знаний, 2024. — 207 с. — Систем. требования: Adobe Reader XI ;
экран 10". — Загл. с титул. экрана. — Текст : электронный.
ISBN 978-5-93208-707-7
Пособие входит в состав УМК, разработанного коллективом авторов кафедры химии Института фармации ФГАОУ ВО Первый МГМУ
им. И. М. Сеченова Минздрава России (Сеченовский Университет) в соответствии с требованиями Федерального государственного образовательного
стандарта по специальности «Стоматология». Сборник задач и упражнений
по общей и биоорганической химии снабжен необходимым справочным
материалом. Каждая глава содержит краткое изложение теоретического
материала по теме, расчетные или ситуационные задачи с решением
и пояснениями, а также задачи для самостоятельного решения. Работа
с пособием способствует систематизации и углублению понимания изучаемого материала, прививает навыки работы со справочной литературой.
Для студентов и преподавателей медицинских высших учебных заведений.
УДК 54+577(075.8)
ББК 24.1:28.072я73
Деривативное издание на основе печатного аналога: Задачи по общей химии с элементами биоорганической химии / И. Н. Аверцева, А. А. Матюшин,
О. В. Нестерова [и др.] ; под ред. В. А. Попкова. — 2-е изд. — М. : Лаборатория знаний, 2021. — 204 с. : ил. — ISBN 978-5-00101-385-3.
В соответствии со ст. 1299 и 1301 ГК РФ при устранении ограничений, установленных
техническими средствами защиты авторских прав, правообладатель вправе требовать
от нарушителя возмещения убытков или выплаты компенсации
© ФГАОУ ВО Первый МГМУ
им. И. М. Сеченова Минздрава России
(Сеченовский Университет), 2019
ISBN 978-5-93208-707-7
© Лаборатория знаний, 2020

ПРЕДИСЛОВИЕ
Предлагаемый вашему вниманию сборник упражнений и задач по химии является учебным пособием для студентов высших 
медицинских учебных заведений. Химия играет важную роль 
в развитии современной медицины и является неотъемлемой частью естественно-научного образования врача. Материал пособия 
соответствует программе по дисциплине «Химия» для специальности 31.05.03 — Стоматология.
Химия — фундаментальная дисциплина, входящая в учебный 
план подготовки врачей, вооружающая студентов медицинского 
вуза знаниями, необходимыми при рассмотрении физико-химической сущности и механизмов процессов, происходящих в организме человека, на молекулярном и клеточном уровнях, а также 
знанием строения и свойств веществ, участвующих в процессах жизнедеятельности, в непосредственной связи с познанием 
их биологических функций.
Предлагаемые задачи позволят студентам более глубоко, 
на биохимическом уровне, понять функции отдельных систем 
организма, а также его взаимодействие с окружающей средой. 
Авторы стремились подобрать задачи, охватывающие все теоретические вопросы курса химии.
Для привития навыков работы со справочной литературой авторы во всех случаях, где это возможно, исключали из текстов 
задач величины, которые студенты могут найти в приложении 
к данному задачнику.
Сборник задач разделен на восемь глав: общая химия (главы 1–5) и биоорганическая химия (главы 6–8). Каждая глава 
содержит краткое изложение теоретического материала по теме, 
расчетные или ситуационные задачи с решениями и пояснениями, а также задачи для самостоятельного решения.
Авторы заранее приносят искреннюю благодарность всем коллегам, которые, ознакомившись со сборником задач, сообщат нам 
о замеченных просчетах или недостатках.

ГЛАВА 1
ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
1.1. Первое начало термодинамики. 
Термохимия. Закон Гесса
Химическая термодинамика — раздел термодинамики, изучающий переход энергии химической реакции в другие формы; 
устанавливающий количественные закономерности данных переходов, а также направление и возможность самопроизвольного 
протекания химических процессов.
Объектом изучения в химической термодинамике является 
система. Термодинамическая система — произвольно выбранная 
область пространства, содержащая одно или несколько веществ 
(тело или группу тел) и имеющая реальную или воображаемую 
поверхность раздела. Все остальное пространство и содержащиеся в нем объекты по отношению к конкретной термодинамической системе представляют собой окружающую среду.
По степени однородности системы подразделяются на гомогенные — не имеющие реальных границ и поверхностей раздела 
внутри системы, и гетерогенные, состоящие из нескольких частей — фаз*.
По своей способности взаимодействовать с окружающей средой термодинамические системы делятся на:
• открытые (обмениваются со средой и веществом, и энергией);
• закрытые (осуществляется обмен только энергией);
• изолированные (эти системы не обмениваются с окружающей 
средой ни веществом, ни энергией).
Изолированные системы в природе не встречаются, однако 
на их примере (с определенным приближением) удобно моделировать протекание процессов в реальных системах.
* Фаза — это часть объема гетерогенной системы, однородная во всех 
точках по химическому составу и физическим свойствам и отделенная 
от других частей системы поверхностью раздела — фазовой границей.

1.1. Первое начало термодинамики. Термохимия. Закон Г
есса
Состояние системы характеризуется ее свойствами, которые 
задаются набором величин, называемых параметрами состояния.
Параметры состояния системы — физические величины, 
определяющие термодинамические свойства системы. Они подразделяются на интенсивные (т. е. не зависящие от массы системы — температура (T), давление (p), концентрация (c), плотность (ρ) и т. п.) и экстенсивные (т. е. пропорциональные массе 
системы — объем (V), количество вещества (ν), внутренняя энергия (U), энтальпия (H) и т. п.).
Состояние, в котором находится система, может быть описано 
при помощи независимых параметров и функций состояния (термодинамических функций). Независимые параметры — параметры, с помощью которых заданы и от которых зависят значения 
других параметров (к ним относятся, в частности, температура, 
давление, объем, количество вещества). Функции состояния — 
функции независимых параметров, их изменения в ходе процесса определяются только начальным и конечным состояниями 
системы. Функции состояния определяют термодинамическое состояние системы вне зависимости от того, как это состояние достигнуто. К функциям состояния относятся внутренняя энергия 
(U), энтальпия (H), энтропия (S), энергия Гиббса (G), теплоемкость (C) и их изменения.
Термодинамическая система может находиться в одном из основных состояний: равновесном, неравновесном и стационарном 
(состояния, как правило, сопровождающиеся потоками вещества 
и энергии через систему).
В процессе протекания любой химической реакции происходит изменение энергетического состояния атомов и молекул и, 
как следствие, выделение или поглощение тепловой энергии, 
т. е. изменение температуры. Образование химических связей, 
как правило, сопровождается выделением энергии в окружающую среду (температура повышается), а при разрыве связей система поглощает энергию (температура понижается). Если в ходе 
процесса происходит уменьшение внутренней энергии системы 
(ΔU < 0), то процесс будет сопровождаться выделением теплоты — экзотермический процесс (Q > 0); верно и наоборот.
Если реакция сопровождается выделением газов и изменением объема в изобарных условиях (при постоянном давлении, 
p = const), то количество выделившейся теплоты будет меньше 
за счет работы расширения:
 
QV = Qp + p ⋅ ΔV 
(1.1)
или
 
–Qp = –QV + p ⋅ ΔV = ΔU + p ⋅ ΔV = ΔH 
(1.2)

Г
лава 1. Химическая термодинамика
Величина, численно равная сумме внутренней энергии и произведения давления на объем, называется энтальпией (H, кДж):
 
H = U + p ⋅ V 
(1.3)
Изменение энтальпии
 
ΔH = ΔU + p ⋅ ΔV 
(1.4)
Уравнение (1.4) представляет собой математическое выражение первого начала термодинамики, которое гласит, что вся 
теплота, поглощенная системой в изобарном процессе, расходуется на увеличение внутренней энергии системы и совершение работы. Теплота (Q) и работа (W) — две формы передачи 
энергии между системой и средой, при этом теплота является 
неупорядоченной формой передачи энергии, а работа — упорядоченной.
При условии, что система не совершает иной работы, помимо работы расширения, количество выделившейся или поглотившейся при протекании процесса теплоты называется тепловым эффектом. Тепловой эффект реакции, протекающей при 
постоянном давлении, называется энтальпией реакции (ΔHr). 
В термодинамике тепловой эффект считается отрицательным 
(ΔHr < 0) при выделении теплоты (реакция экзотермическая) 
и положительным (ΔHr > 0) при ее поглощении (реакция эндотермическая).
Стандартная энтальпия образования вещества (
)
ΔHf
D  — теплота, выделяющаяся или поглощающаяся (p = const) при образовании 1 моля данного вещества из простых веществ, находящихся в стандартных состояниях, т. е. в тех состояниях, 
в которых вещества находятся при стандартных условиях. Под 
стандартными 
условиями 
в 
химии 
понимаются: 
давление 
101 325 Па, если вещества находятся в чистом кристаллическом 
состоянии, или по 101 325 Па для каждого газообразного компонента смеси; 1 моль 
/ 
л для каждого компонента, если реакция 
протекает в растворе; температура 298,15 K. Стандартные условия обозначаются верхним индексом «°» при символе термодинамической характеристики, например ΔHr
D.
Стандартные энтальпии образования простых веществ в их 
устойчивых в стандартных условиях аллотропных модификациях равны нулю.
Стандартная энтальпия сгорания вещества (
)
ΔHс
D  — теплота, которая выделяется в реакции сгорания 1 моля данного вещества в избытке кислорода при постоянном давлении. Необходимо 
учитывать, что конечными продуктами горения органических со

1.1. Первое начало термодинамики. Термохимия. Закон Г
есса
единений являются газы CO2, SO2, N2, HX (X — галогеноводороды) и вода в виде па'ра H2O.
Тепловые эффекты химических реакций и их зависимости 
от различных физико-химических параметров изучает термохимия. Основным законом термохимии является закон постоянства 
сумм теплот реакций (закон Гесса).
Закон Гесса. Изменение энтальпии в ходе реакции при постоянстве температуры и давления зависит только от вида 
и состояния исходных веществ и продуктов реакции 
и не зависит от пути превращения.
Важность закона Гесса для химии заключается в возможности определения тепловых эффектов реакций расчетным путем, 
не прибегая к непосредственным экспериментам.
Так, в соответствии с законом Гесса энтальпия реакции равна 
разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и энтальпий образования исходных веществ (первое следствие закона Гесса):
 
Δ
Δ
Δ
H
H
H
r
j
f
j
i
f
i
j
i
D =
−
°
°
∑
∑
ν
ν
(
)
(
) ,  
(1.5)
где индексом j обозначены продукты реакции; индексом i — исходные вещества; ν — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Энтальпия 
разложения 
химического 
соединения 
равна 
по модулю, но противоположна по знаку энтальпии его образования из тех же продуктов разложения, находящихся 
в том же состоянии и при тех же условиях (второе следствие 
закона Гесса):
ΔHr
D  (реакция разложения) = −
°
ΔHf  (обратная реакция)
Следовательно, энтальпию реакции можно рассчитать через 
энтальпию сгорания веществ:
 
Δ
Δ
Δ
H
H
H
r
i
c
i
j
c
j
i
j
D =
−
°
°
∑
∑
ν
ν
(
)
(
)  
(1.6)
Примеры решения задач
Задача 1. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции окисления метана до углекислого газа и воды (парыM), используя, значения стандартных энтальпий образования (а) и стандартных энтальпий сгорания веществ (б).

Г
лава 1. Химическая термодинамика
Решение. Составляем уравнение реакции:
CH4(г.) + 2O2(г.) → CO2(г.) + 2H2O(г.).
а)  
Для решения задачи воспользуемся уравнением 1.5, подставив 
в него значения стандартных энтальпий образования продуктов и исходных веществ:
ΔHr
D  = (–393,5 + 2 ⋅ (–241,8)) – (–74,6) = –802,5 кДж/моль
Ответ. –802,5 кДж/моль.
б)  
Поскольку процесс окисления метана до углекислого газа 
и воды (парыM) представляет собой не что иное, как процесс 
его сгорания, энтальпия всего процесса будет равна стандартной энтальпии сгорания метана:
ΔHr
D  = ΔHс
D  = –890 кДж 
/ 
моль
Ответ. –890 кДж/моль.
Задача 2. Вычислите стандартную энтальпию реакции (4)
2H3BO3(aq) → B2O3(тв.) + 3H2O(ж.),
используя данные реакций (1), (2) и (3):
(1) H3BO3(aq) → HBO2(aq) + H2O(ж.) 
ΔHr
D (1) = –0,02 кДж
(2) H2B4O7(тв.) + H2O(ж.) → 4HBO2(aq) 
ΔHr
D (2) = –11,3 кДж
(3) H2B4O7(тв.) → 2B2O3(тв.) + H2O(ж.) 
ΔHr
D (3) = 17,5 кДж
Решение. В соответствии с законом Гесса энтальпия процесса не зависит от количества стадий и их вида, а зависит лишь 
от состояния исходных веществ и продуктов. Это делает возможным для получения общей энтальпии процесса применение 
стандартных операций сложения, вычитания, умножения и деления по отношению к энтальпиям отдельных реакций — «этапов» 
процесса. Соответственно с реакциями (1), (2), (3) и их энтальпиями необходимо произвести такие математические преобразования, чтобы в результате получилась необходимая нам реакция 
(4) — разложение борной кислоты.
Реакция (1) умножается на 4, поскольку в двух других реакциях участвует борная кислота с брутто-формулой, содержащей 
четыре атома бора. При этом стандартная энтальпия данной реакции также умножается на 4:
(1а) 4H3BO3(aq) → 4HBO2(aq) + 4H2O(ж.) 
ΔHr
D (1а) = –0,08 кДж

1.1. Первое начало термодинамики. Термохимия. Закон Г
есса
Реакцию (2) необходимо «перевернуть» так, чтобы ее продукты стали исходными веществами, а исходные вещества — продуктами (это позволит нам в дальнейшем исключить из расчетов 
тетраборную кислоту). Энтальпия реакции в соответствии с законом Гесса изменит свой знак на противоположный:
(2а) 4HBO2(aq) → H2B4O7(тв.) + H2O(ж.) 
ΔHr
D (2а) = 11,3 кДж
В реакции (3) в качестве продуктов содержатся оксид бора 
и вода, являющиеся также продуктами реакции (4) — разложения борной кислоты. Она остается без изменений. Без изменений 
останется и ΔHr
D (3).
Следующим этапом после преобразования является суммирование всех исходных веществ трех преобразованных реакций, 
а также всех их продуктов:
(1а) 4H3BO3(aq) → 4HBO2(aq) + 4H2O(ж.)
(2а) 4HBO2(aq) → H2B4O7(тв.) + H2O(ж.)
H2B4O7(тв.) → 2B2O3(тв.) + H2O(ж.)
(4а)  
4H3BO3(aq) + 4HBO2(aq) + H2B4O7(тв.) → 4HBO2(aq) + 
+ 4H2O(ж.) + H2B4O7(тв.) + H2O(ж.) + 2B2O3(тв.) + H2O(ж.)
После сокращения одинаковых веществ справа и слева и суммирования молекул воды получаем следующую реакцию:
(4а) 4H3BO3(aq) → 2B2O3(тв.) + 6H2O(ж.) 
Чтобы получить реакцию разложения борной кислоты, указанную в условии, надо сократить коэффициенты в реакции (4а) 
на два:
2H3BO3(aq) → B2O3(тв.) + 3H2O(ж.)
Для вычисления стандартной энтальпии данной реакции:
/
2
Δ
Δ
Δ
Δ
Δ
Δ
H
H
H
H
H
H
r
r
r
r
r
r
D
D
D
D
D
D
( a)
(
)
( )
( )
( )
( )
1
2
3
2
4
1
2
3
+
+
(
)
=
⋅
+ −
(
) +
a
/
(
)
=
0 08
11 3
17 5 2
14 36
(
,
,
, )
,
/
кДж/моль
= −
+
+
=
Ответ. 14,36 кДж/моль.
Задачи для самостоятельного решения
1. Используя необходимые значения стандартных энтальпий 
образования, вычислите стандартную энтальпию сгорания гли

Г
лава 1. Химическая термодинамика
церина (стандартная энтальпия образования глицерина равна 
–669,6 кДж 
/ 
моль).
2. Вычислите стандартную энтальпию реакции С2Н4(г.) + 
+ Н2(г.) → С2Н6(г.), используя необходимые значения стандартных энтальпий сгорания.
3. Вычислите стандартную энтальпию образования бутанола, используя необходимые значения стандартных энтальпий сгорания.
4. Используя необходимые значения стандартных энтальпий 
образования, вычислите стандартную энтальпию сгорания диметилкетона.
5. Рассчитайте количество теплоты, которое будет выделяться 
в процессе протекания реакции между 5 г натрия и избытком воды.
6. Какое количество теплоты выделится при сгорании 1,12 л 
метана (объемы газов измерены при нормальных условиях)?
7. Стандартная 
теплота 
образования 
CO 
(г.) 
равна 
–110,5 кДж 
/ 
моль. При сгорании 1 моля CO выделяется 283 кДж 
теплоты. Не прибегая к другим справочным данным, вычислите 
стандартную энтальпию образования углекислого газа.
8. Определите стандартную энтальпию образования хлорида 
фосфора(V) по следующим значениям теплот реакций:
P4(красный) + 6Cl2(г.) R 4PCl3(ж.) 
ΔHr
D  = –1272 кДж
PCl3(ж.) + Cl2(г.) R PCl5(тв.) 
ΔHr
D  = –137 кДж
9. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции
2B(тв.) + 3/2O2(г.) → B2O3(тв.),
воспользовавшись для этого значениями энтальпий следующих 
реакций:
B2O3(тв.) + 3H2O(г.) → 3O2(г.) + B2H6(г.) 
ΔHr
D  = 2035 кДж
H2O(ж.) → H2O(г.) 
ΔHr
D  = 44 кДж
H2(г.) + 1/2O2(г.) → H2O(ж.) 
ΔHr
D  = –286 кДж
2B(тв.) + 3H2(г.) → B2H6(г.) 
ΔHr
D  = 36 кДж
10. Рассчитайте энтальпию реакции
N2(г.) + 2O2(г.) → 2NO2(г.),
воспользовавшись для этого значениями энтальпий следующих 
реакций:
N2(г.) + O2(г.) → 2NO(г.) 
ΔHr
D  = 180 кДж
2NO2(г.) → 2NO(г.) + O2(г.) 
ΔHr
D  = 112 кДж