Общая химия. Часть 2

МИНИСТЕРСТВО ТРАНСПОРТА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

МОСКОВСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ
АКАДЕМИЯ ВОДНОГО ТРАНСПОРТА

Г.П. Тихонов

ОБЩАЯ ХИМИЯ

ЧАСТЬ II

Альтаир – МГАВТ

Москва

2008

УДК
ББК 24.1

Тихонов Г.П.
Общая химия. Часть II. Учебное пособие для самостоятельной подготовки 

студентов – М.: Альтаир – МГАВТ, 2007 г. – 324 с.

Предназначено для самостоятельной подготовки студентов по курсу общей 

химии. Вторая часть пособия посвящена теоретическим вопросам общей 

химии:
основные 
химические 
понятия 
и 
законы, 
основные 
классы 

неорганических соединений, строение атома и периодическая
система 

химических элементов Д.И. Менделеева, химическая связь, комплексные 

соединения, химическая термодинамика и химическая кинетика. Вначале 

каждого раздела приводятся основные теоретические положения и примеры 

решения задач, поясняющие эти положения. В конце каждого раздела даются 

задачи для самостоятельного решения и тестовые задания (тесты), которые 

необходимо выполнить в качестве контроля за усвоением пройденного 

материала. Для студентов технических специальностей ВУЗов.

Рецензенты: к.т.н., доцент В.А. Кузьмичева,
к.х.н., ст. науч. сотр. С.А. Сурин.

Издается по решению Учебно-методического совета МГАВТ.

Одобрено на заседании кафедры физики и химии МГАВТ от 28 августа

2007 г., протокол № 1.

Ответственность за оформление и содержание передаваемых в печать 

материалов несут авторы и кафедры академии, выпускающие учебнометодические материалы.

 Тихонов Г.П., 2008
 Оформление. МГАВТ, 2008

ПРЕДИСЛОВИЕ

Самостоятельная работа студентов является необходимой частью учебного 

процесса при овладении знаниями по курсу химии.

При написании первой части учебного пособия отмечалось, что наиболее 

трудным для студентов при изучении химии является решение расчетных задач. 

Поэтому в пособии приводится большое количество примеров решения задач на 

различные разделы курса общей химии. Перед тем, как приступить к решению 

задач, необходимо уяснить теоретические положения и изучить примеры 

решения конкретных задач данного раздела.

Поскольку в качестве основного учебного пособия по химии в МГАВТ при 

решении расчетных задач используется учебное пособие для вузов «Задачи и 

упражнения по общей химии» - М.: Интеграл – Пресс, 2002 – 240 с. (автор Н.Л. 

Глинка), поэтому «Задачи для самостоятельного решения» во всех разделах 

преимущественно приводятся из этого учебного пособия. Дополнительно 

приводятся тестовые задания (тесты) по курсу общей химии для технических 

нехимических специальностей из Интернета.

При необходимости для более глубокого изучения отдельных разделов 

химической теории следует обращаться к учебникам и учебным пособиям по 

курсу общей химии, рекомендованным Минобразованием России для 

технических направлений и специальностей вузов и Министерством транспорта 

России 
для 
технических 
специальностей 
вузов 
водного 
транспорта, 

имеющимися в библиотеке МГАВТ:

1. Н.В. Коровин. Общая химия: Учебник для технических направлений и 

специальностей вузов. – М.: Высшая школа, 2006. – 558 с.

2. Ю.М. Сивергин, Г.П. Тихонов. Курс общей химии. Часть II: Учебное 

пособие. – М.: Альтаир, МГАВТ, 2004. – 348 с.

3. Ю.М. Сивергин, Г.П. Тихонов. Курс общей химии. Часть I: Учебное 

пособие. – М.: Альтаир, МГАВТ, 2004. – 216 с.

Кроме этих фундаментальных учебных пособий по общей химии студентам 

рекомендуется использовать учебное пособие:

4. Г.П. Тихонов. Конспект лекций по курсу общей химии и концепциям 

современного 
естествознания 
(химические 
основы) 
для 
студентов 

специальностей МГАВТ.: Учебное пособие. – М.: Альтаир, МГАВТ, 2005. –

302 с.

Ряд контрольных вопросов и некоторые теоретические разделы отдельных 

тем написаны с использованием учебных пособий:

1. Н.Б. Любимова. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии. - М.: 

Высшая школа, 1990. – 351 с.

2. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие / Б.И. Адамсон, 

О.Н. Гончарук, В.Н. Камышова и др. Под ред. Н.В. Коровина. – М.: Высшая 

школа, 2003. – 255 с.

РАЗДЕЛ 1. ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ

При изучении данного раздела рекомендуется использовать литературу [1, с. 

10-16; 3, с. 6-20; 4, с. 3-20].

Вопросы, рассматриваемые в данном разделе:

1. Химический элемент, атом, молекула.

2. Простое и сложное вещество.

3. Абсолютные и относительные массы атомов и молекул.

4. Моль вещества, молярная масса вещества и молярный объем.

5. Эквивалент. Молярная масса эквивалента вещества.

6. Стехиометрические законы химии:

 закон взаимосвязи массы и энергии;

 закон постоянства состава и отклонения от него;

 закон Авогадро;

 закон эквивалентов;

 закон кратных отношений;

 закон объемных отношений;

 закон удельных теплоѐмкостей;

 закон парциальных давлений;

 уравнение состояния идеальных газов.

Введение

Химический элемент - вид атомов, характеризующихся одинаковым зарядом 

ядра.

Атом - наименьшая частица элемента, обладающая его химическими 

свойствами и неделимая при химических реакциях.

Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими 

свойствами.

Простое вещество - вещество, в состав которого входят атомы одного и того 

же элемента.

Сложное вещество - вещество, в состав которого входят атомы разных 

элементов.

Атомная единица массы (а. е. м.) – 1/12 массы атома углерода-12 (12С), т.е. 

1,6666∙10-27 кг.

Относительная атомная масса элемента (Аr) - безразмерная величина, 

равная отношению средней массы атома естественного изотопического состава 

элемента к 1/12 массы углерода-12: 
)
(
12
/
1
12C
m
m
Ar





(подстрочная буква r - от 

лат. relativus - относительный).
(1)

Относительная молекулярная масса (Мr) простого или сложного вещества 
безразмерная величина, равная отношению средней массы естественного 

изотопического состава вещества к 1/12 массы атома углерода-12.

Условная частица (УЧ) - любой вид реальных частиц (атомы, молекулы, 

ионы, электроны, атомные группы и т.п.) и условно существующие доли таких 

частиц (1/2 Ва2+, 1/3 Н3Р04 и т.п.).

Моль - единица количества вещества или системы, содержащая столько 

определенных УЧ, сколько атомов содержится в углероде-12 массой 0,012 кг, 

т.е. 6,02 ∙1023.

Постоянная Авогадро NA равна отношению числа частиц любой системы (N) 

к количеству вещества системы n: N/n = NA моль-1 = 6,02∙1023 моль-1 (2). Отсюда 

следует, что: 1) одинаковое число молекул разных газов при одинаковых 

условиях (t и p) занимают равные объемы; 2) молярный объем газа Vm (н. у.) 

равен 22,4 л/моль. Поскольку любой объем газа V = nVm, то объем газа 

количеством вещества 1 моль (н. у.) равен 1 моль ∙ 22,4 л/моль = 22,4 л.

Молярная масса М (X) вещества, состоящего из частиц X, равна отношению 

массы т порции вещества к количеству вещества п (X) в этой порции: 

М (X)= 

 
X
n

m
(3). Единица молярной массы — кг∙моль-1 или г∙моль-1. 

Числовое значение молярной массы {М}, выраженной в г/моль, равно 

относительной молекулярной массе. Например, Аr(Na) = 23 и Mr(H2S04) = 98, 

следовательно, М(Na) = 23 г/моль, а M(H2S04) = 98 г/моль.

Молярный объем Vm - отношение объема вещества к количеству вещества в 

этом объеме: V т = 

)
(X
n

V
(4); единица - м3/моль или л/моль. При 

n(Х) = 1 моль Vm =22,4 л или 22,4 ∙ 10 -3 м3.

Масса атома (кг, г) - отношение молярной массы элемента к постоянной 

Авогадро. Так, т(О) = 
.
10
667
,2

10
02
,6

10
999
,
15
26

1
23

1
3

кг

моль

моль
кг














Масса атома равна также 

произведению относительной атомной массы на атомную единицу массы. 

Тогда т(О) = 15,999∙1,6605∙10 -27 кг = 2,667∙10 -26 кг.

Масса молекулы (кг, г) - отношение молярной массы данного вещества к 

постоянной Авогадро. Так, 

т(Н2О) = 
кг
г

моль

моль
г
26
23

1
23

1

10
992
,2
10
992
,2

10
02
,6

016
,
18















или

.
10
992
,2
10
66057
,1
016
,
18
)
(
26
27

2
кг
О
Н
т








Фактор эквивалентности fэкв(Х) - число, равное той доле частицы X, которая 

является эквивалентом вещества в данной реакции.

Эквивалент fэкв(Х)X - реальная или условная частица, которая в кислотно
основных реакциях и реакциях ионного обмена равноценна одному атому или 

одному иону водорода. Так, эквиваленты серной кислоты и ортофосфорной 

кислоты, так же как и гидроксидов кальция и алюминия в реакциях полной 

нейтрализации, соответственно равны ½ и ⅓ доле частицы X: ½ H2S04, 1/3 

H3P04, ½ Ca(OH)2 и 1/3 Аl (ОН)3. Для оксида олова (IV) и сульфата алюминия 

эквивалентами будут условные частицы ¼ SnO2 и 1/6 A12(S04)3. В тех случаях, 

когда fэкв=1, эквивалент идентичен самой частице X. В окислительно
восстановительных реакциях эквивалент вещества - та условная частица, 

которая принимает (окислитель) или отдает (восстановитель) один электрон. 

Так, в кислой среде ион MnО 

4 принимает 5 электронов, поэтому fэкв для КMnО4

равен 1/5, а эквивалент перманганата калия - 1/5 КMnО4.

Молярная масса эквивалента М(fэкв(Х) X) произведение фактора 

эквивалентности на молярную массу вещества. Так, молярная масса 

эквивалента иона алюминия М(1/3 Аl3+)=27/3=9 г/моль. Молярная масса 

эквивалента серной кислоты М (½ H2S04)= ½ M(H2S04)=98/2= =49 г/моль.

Числовое значение молярной массы эквивалента для элементов равно 

отношению их атомной массы к валентности; например, для алюминия это 

будет 27/3=9 г/моль.

Законы, на которые опирается атомно-молекулярное учение, называют 

основными. К ним относятся законы сохранения массы, энергии, постоянства 

состава, кратных и объемных отношений, закон Авогадро и уравнение. 

Менделеева
Клапейрона. Эти законы называют стехиометрическими, 

поскольку они положены в основу всех количественных расчетов масс и 

объемов веществ, принимающих участие в химических реакциях.

Законы газового состояния. Определение молярных масс 

газообразных  веществ

Три параметра - объем V, давление р и температура Т(Т=273+t) - определяют 

физическое состояние газа. Давление 1,013 105 Па (760 мм рт. ст.) и 

температура 273 К или 0 °C называют нормальными условиями состояния газа, 

что в буквенных обозначениях этих величин указывается индексом: р0,Т0, t0. 

Объем газа при н. у. - V0.

Закон Бойля - Mapuomma. При постоянной температуре объем данной массы 

газа 
изменяется 
обратно 
пропорционально 
давлению: 

1

2

2

1

p
p

V
V 
или 

...
3
3
2
2
1
1



p
V
p
V
p
V
, т. е.   Vp =const
(5)

Закон Гей-Люссака. При постоянном давлении объем данной массы газа 

изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре 

2

1

2

1

T
T

V
V 
При 

постоянном объеме: 

2

1

2

1

T
T

p
p 
(6)

Уравнение Менделеева Клапейрона. Объединение законов Бойля —

Мариотта и Гей-Люссака дает уравнение состояния газа 

2

2
2

1

1
1

T

p
V

T
p
V

или 

0

0
0
T

p
V

T
Vp 
, если одно из состояний является нормальным.

Для любого газа количеством вещества 1 моль величина 

0

0
0
T

p
V
постоянна и 

одинакова, поэтому ее называют универсальной газовой постоянной R. Если 

R
T

p
V


0

0
0
, то 
RT
Vp 
, а для газа количеством вещества п моль Vp=nRT. Так как п 

равно отношению массы вещества к его молярной массе, то 
RT
M
m
Vp 
(7) – это 

равенство и является уравнением Менделеева – Клайперона в окончательном 

виде. Числовые значения универсальной газовой постоянной зависит от того, в 

каких единицах выражены объем и давление газа. Так, в системе СИ единица 

объема – кубический метр, а единица давления – паскаль (Па), т.е. сила в 1 

ньютон, приходящаяся на 1 м2 
площади (Н/м2). Ньютон (Н) – сила, 

сообщающая массе в 1 кг ускорение в 1 м/с. Джоуль (Дж) – работа силы в 1 

ньютон на расстоянии 1 м. Подставляя соответствующие значения в формулу 

0

0
0
T

p
V
R 
, получим

1
1

2
5
3
3

3144
,8
273

/
10
01330
,1
10
415
,
22














К
моль
Дж
К
моль

м
H
м
R
.

Если объем газа измерен в литрах, а давление – в мегапаскалях 
),
10
(
6 Па
МПа 

то 
1
1
083
,0

 



К
моль
МПа
л
R
.

Если объем газа измеряется в кубических сантиметрах (см3), а давление – в 

мм. рт. ст., то 
1
1
3
.
.
.
62360
273
22400
760

 




К
моль
ст
рт
мм
см
R
.

Если объем газа измеряют в литрах, а давление – в атмосферах, то 

1
1
.
082
,0
273

4,
22
1

 




К
моль
л
атм
R
.

В расчетах обычно используют числа, имеющие три значащие цифры, что 

дает вполне достаточную точность: 
1
1
3
3
31
,8,
273
,
4,
22
,
10
4,
22






К
моль
Дж
К
л
м
.

Парциальным давлением называют ту часть общего давления газовой смеси, 

которая приходится на долю данного газа. Общее давление газовой смеси равно 

сумме 
парциальных 
давлений 
отдельных 
газов, 
образующих 
смесь: 

...
3
2
1
р
р
р
pобщ



(закон 
парциальных 
давлений 
Дальтона). 
Парциальное 

давление газа прямо пропорционально его объемной или молярной доле в 

смеси. Когда газ собирается над водой, он бывает насыщен водяными парами и 

в этом случае общее давление равно сумме парциальных давлений данного газа 

и паров воды: 
)
(
)
(
2О
Н
р
r
р
pобщ


, откуда 
)
(
)
(
2О
Н
р
р
r
р
общ 

.

Кроме уравнения Менделеева — Клапейрона для определения молярных 

масс газообразных или парообразных веществ могут быть использованы их 

молярные объемы и плотности.

Плотность вещества в любом агрегатном состоянии равна его массе в 

единице объема:

р=т/V (кг/мэ, г/л)
(8)

Относительная плотность одного газа по другому (D) — отношение массы 

первого газа к массе второго газа, взятого в том же объеме при тех же 

температуре и давлении: 
2
1 /m
m
D 
. В этих условиях согласно закону Авогадро 

2
1
2
1
/
/
M
M
m
m

, откуда 
2
1 / M
M
D 
или 
D
M
M
2
1 
(9). Если плотность газа 

определена по водороду или воздуху, что указывается индексом у буквы D, то 

значение М определяется соответственно уравнениями 

2
2
H
D
M 
и 
возд
D
M
29


(29 — среднее значение 
r
M воздуха).

Для веществ, которые трудно получить в газообразном или парообразном 

состоянии, значения М (г/моль) и 
r
M
определяют методами, связанными со 

свойствами разбавленных растворов.

Молярные массы эквивалентов

Для солей в реакциях ионного обмена возможно неполное замещение 

кислотных остатков на ионы ОН-. Тогда обмен между ионами происходит не по 

всем единицам степени окисления атомов металла. Так, в реакции 

O
H
FeOHSO
NaOH
SO
Fe
2
4
3
4
2
2
2
2
)
(



каждый ион Fe3+ в молекуле сульфата 

участвует в реакции обмена только одной единицей степени окисления, в то 

время как две другие по-прежнему приходятся на ионы 

2
4
SO .