100 баллов по химии. Теория и практика. Задачи и упражнения

баллов
по химии

Теория и практика
Задачи и упражнения

Москва
Лаборатория знаний
2021

Под редакцией профессора РАН,
доктора химических наук
В. В. Негребецкого

Электронное издание

ХИМИЯ

УДК 54 (076)
ББК 24я721
Б43

А в т о р ы:
И. Ю. Белавин, Е. А. Бесова, Н. А. Калашникова,
В. В. Негребецкий, Н. С. Семенова, В. П. Сергеева

Б43
100 баллов по химии. Теория и практика. Задачи
и
упражнения
:
учебное
пособие
/
И. Ю. Белавин
[и др.] ; под ред. В. В. Негребецкого. — Электрон. изд. —
М.
:
Лаборатория
знаний,
2021. — 483 с. — Систем.
требования:
Adobe
Reader
XI
;
экран 10". — Загл.
с титул. экрана. — Текст : электронный.
ISBN 978-5-00101-412-6
В пособии, подготовленном сотрудниками кафедры химии
РНИМУ
им. Н. И. Пирогова,
ведущего
медицинского
вуза
страны, рассмотрены все разделы школьного курса химии.
Каждый раздел состоит из теоретического введения, типовых
задач и примеров их решения, в комплексе позволяющих
повысить уровень своих знаний в области химии и получить
высокий
балл
на
выпускном
экзамене
для
поступления
на химические, биологические и медицинские факультеты
вузов.
Книга
ориентирована
на
учащихся
старших
классов
общеобразовательных
и
специализированных
школ,
лице-
ев, гимназий, поступающих в вузы, студентов колледжей,
слушателей химических школ и подготовительных курсов,
а также преподавателей химии для подготовки учащихся
к сдаче ЕГЭ и участию в олимпиадах по химии.
УДК 54 (076)
ББК 24я721

Деривативное издание на основе печатного аналога: 100 бал-
лов по химии. Теория и практика. Задачи и упражнения :
учебное пособие / И. Ю. Белавин [и др.] ; под ред. В. В. Негре-
бецкого. — М. : Лаборатория знаний, 2021. — 480 с. : ил. —
ISBN 978-5-00101-319-8.

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

ISBN 978-5-00101-412-6
© Лаборатория знаний, 2021

ПРЕДИСЛОВИЕ

Предлагаемый вашему вниманию комплект пособий подготовлен высококвалифицированными 
специалистами, сотрудниками кафедры химии
Российского национального исследовательского медицинского университета (
РНИМУ) им. Н. И. Пирогова, профессорами, доцентами и старшими 
преподавателями, имеющими многолетний опыт преподавания химии
учащимся
медико-биологических
классов
лицеев,
ассоциированных
с РНИМУ, а также подготовки и проведения вступительных экзаменов по
химии. Данное издание основано на вышедшем в 2018 г. и к настоящему
времени выдержавшим четыре переиздания однотомнике «100 баллов
по химии. Полный курс для поступающих в вузы», которое получило
заслуженное признание у читателей.
При
подготовке
пособия
авторы
старались
дать
в
максимально
доступной для восприятия форме полный объем материала по химии,
изучаемого в средней школе, дополнив его современными теоретическими 
воззрениями.
Пособие
состоит
из
четырех
частей:
часть
I — «Общая
химия»;
часть
II — «Химия
элементов»;
часть
III — «Органическая
химия»;
в части IV приведены необходимые материалы для усвоения матери-
ала (Периодическая таблица химических элементов Д. И. Менделеева,
таблица растворимости кислот, солей и оснований в воде, краткие
сведения о важнейших природных соединениях и основных химических
производствах, таблицы с качественными реакциями на ионы и на
органические вещества).
Каждая тема пособия начинается с краткого теоретического введения,
затем приводятся примеры решения как типовых задач, так и задач
повышенной сложности, ориентированных на подготовку к олимпиадам
различного уровня сложности. Далее предлагаются задания (задачи
и упражнения) для самостоятельного решения обучающимися. Для
заданий, требующих вычислений, приведены ответы.
Настоящее издание пособия существенно переработано по сравнению
с предыдущим. Расширена теоретическая часть, увеличено число задач
для самостоятельного решения. Задания ЕГЭ выделены в отдельный
сборник, издаваемый одновременно с настоящим пособием, они также
значительно расширены и дополнены. В дополнение готовится к печати
издание известного многим преподавателям и репетиторам обновленного
задачника
И. Ю. Белавина,
в
котором
разбираются
задачи
базового
и олимпиадного уровней сложности.
Книга
предназначена
поступающим
в
вузы,
учащимся
старших
классов общеобразовательных и специализированных школ, лицеев,
гимназий, студентам колледжей, слушателям и курсантам химических
школ и подготовительных курсов, а также преподавателям химии для
подготовки учащихся к сдаче ЕГЭ, письменного или устного экзамена
и участию в олимпиадах по химии.
Компактный формат книги позволяет рекомендовать ее студентам
первых
курсов
вузов
для
совершенствования
базовых
знаний
по
школьному курсу химии.
Авторы выражают признательность всем своим коллегам, сотрудни-
кам кафедры химии РНИМУ им. Н. И. Пирогова за помощь в подготовке
издания. Замечания и предложения для дальнейшей переработки книги
можно направлять на адрес: negrebetsky1@rsmu.ru.

ОБ АВТОРАХ

Негребецкий Вадим Витальевич — профессор РАН, доктор химических
наук, заведующий кафедрой химии, заведующий отделом медицин-
ской химии и токсикологии НИИ трансляционной медицины Россий-
ского
национального
исследовательского медицинского
университета
им.
Н. И. Пирогова.
Лауреат
Государственной
премии
Российской
Федерации, лауреат премии Европейской академии.
Белавин Иван Юрьевич — кандидат химических наук, доцент, профессор 
кафедры химии Российского национального исследовательского
медицинского университета им. Н. И. Пирогова. Автор научного открытия «
Явление элементотропной таутомерии в кето-енольных системах».
Бесова Елена Александровна — кандидат химических наук, доцент
кафедры химии Российского национального исследовательского медицинского 
университета им. Н. И. Пирогова.
Калашникова
Наталия
Андреевна — кандидат
химических
наук,
доцент кафедры химии Российского национального исследовательского
медицинского университета им. Н. И. Пирогова.
Семенова Наталья Сергеевна — кандидат химических наук, доцент
кафедры химии Российского национального исследовательского медицинского 
университета им. Н. И. Пирогова.
Сергеева
Валентина
Петровна — старший
преподаватель
кафедры
химии Российского национального исследовательского медицинского
университета им. Н. И. Пирогова.

ЧАСТЬ I

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Глава 1
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

1.1.
Основные положения атомно-молекулярного
учения

Современное состояние атомно-молекулярного учения кратко может
быть суммировано в следующих тезисах:
1. Все вещества состоят из атомов. Атомы одного вида отличаются
от атомов другого вида массой и свойствами.
2. Атомы
могут
объединяться
в молекулы.
Атомы
и
молекулы
находятся в непрерывном движении, скорость которого возрастает
с ростом температуры.
3. Существуют вещества с молекулярным и немолекулярным стро-
ением.
4. У веществ с молекулярным строением в твердом состоянии в узлах
кристаллической решетки находятся молекулы (например, Н2О,
С6Н12О6).
5. У веществ с немолекулярным строением в твердом состоянии
в узлах кристаллической решетки находятся атомы или ионы
(например, алмаз, металлы, NaCl).
6. Молекулы отделены друг от друга; степень удаленности зависит
от агрегатного состояния вещества и от температуры.
7. Между молекулами существуют силы притяжения и отталкивания.
8. При физических явлениях молекулы сохраняются, при химиче-
ских явлениях, как правило, разрушаются или изменяются.
Атом — мельчайшая химически неделимая частица вещества;
он
состоит
из
положительно
заряженного
ядра
и
отрицательно
заряженных электронов. Ядро состоит из положительно заряженных
нуклонов (протонов) и не имеющих электрический заряд нуклонов
(нейтронов). Заряд протона равен заряду электрона, но противопо-
ложен ему по знаку. Масса протона приблизительно равна массе
нейтрона, а масса электрона составляет приблизительно
1

2000
от
массы протона.
Химический
элемент — совокупность
атомов
с
одинаковым
зарядом ядра. Каждый элемент имеет свой символ. Атомный номер
элемента (номер элемента в Периодической системе) равен числу
протонов в ядре атома этого элемента.
Изотопы — разновидности атомов одного элемента, различаю-
щиеся числом нейтронов в ядре и, следовательно, массой.
Массовое число изотопа — сумма числа протонов и нейтронов
в ядре:
A = Z + N,
где A — массовое число; Z — число протонов; N — число нейтронов.
Например, 35
17Cl — изотоп хлора с массовым числом 35, число протонов
у него равно 17, число нейтронов 35 − 17 = 18.

1.1. Основные положения атомно-молекулярного учения
7

Водород — единственный элемент в Периодической системе хи-
мических
элементов,
изотопы
которого
имеют
свое
название
и
обозначение: 1
1H (H) — протий; 2
1H (D) — дейтерий; 3
1H (T) — тритий.
Если элемент представляет собой смесь изотопов, то атомная масса
элемента равна среднему значению масс всех его природных изотопов
с учетом их распространенности. Так, природный хлор состоит на
75% из изотопов 35Cl и на 25% из изотопов 37Cl. Его относительную
атомную массу можно рассчитать следующим образом:
Ar = 0,75 · 35 + 0,25 · 37 = 35,5.
Изобары — атомы разных элементов, имеющие одинаковые мас-
совые числа, а следовательно, разное число протонов и нейтронов
в ядре, например 14N и 14C.
Молекула — мельчайшая электронейтральная частица вещества,
сохраняющая его состав и химические свойства.
Молекула простого вещества (гомоядерная молекула) состоит
из атомов одного химического элемента (H2, P4). Простые вещества
считают формой существования химических элементов в свободном
виде.
Один
и
тот
же химический
элемент
может
образовывать
несколько простых
веществ (явление аллотропия), являющих-
ся аллотропными модификациями. Аллотропия может быть
обусловлена либо различным составом молекул (O2
и O3), либо
различным
типом
кристаллической
решетки
(алмаз
и
графит).
Аллотропные
модификации
различаются
по
своим
физическим
свойствам и химической активности и могут переходить друг в друга.
Простых веществ больше, чем химических элементов. Молекула
сложного вещества состоит из атомов разных элементов (H2O,
CH3COOH).
Ион — частица, состоящая из одного или нескольких атомов,
имеющая электрический заряд. Положительно заряженные ионы —
катионы, отрицательно заряженные — анионы. Существуют так-
же диполярные ионы — электронейтральные частицы, в которых
отрицательный и положительные заряды компенсируют друг друга
(+NH3CH2COO−).
Количество вещества (n) — физическая величина, характери-
зующая количество однотипных структурных единиц, содержащихся
в веществе.
Моль — единица измерения количества вещества. Моль содержит
столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов,
формульных единиц и др.), сколько атомов углерода содержится
в
0,012 кг
изотопа
углерода
12C.
Это
число
равно
6,02 · 1023
и называется числом Авогадро (NA).
Атомная
единица массы
(а. е. м.
или
дальтон — Да) —
1
12 массы атома изотопа углерода 12C.

1 а. е. м. = 1,66 · 10−27 кг.
Относительная атомная масса (Ar) — масса атома в а. е. м.,
равная отношению средней массы атома естественного изотопного
состава данного элемента к атомной единице массы.

Глава 1. Основные понятия и законы химии

Относительная молекулярная масса (Mr) — масса молекулы
в
а. е. м.,
равная
отношению
средней
массы
молекулы
данного
вещества к атомной единице массы.
Молярная масса (M, г/моль) — масса 1 моль вещества, выра-
женная в граммах. M численно равна Ar или Mr.
Закон постоянства состава вещества (Ж. Пруст): всякое
химически чистое вещество молекулярного строения имеет постоян-
ный качественный и количественный состав независимо от способа
его получения. Для веществ немолекулярного строения возможны
незначительные отклонения от этого закона.
Закон сохранения массы (Ломоносов—Лавуазье): масса ве-
ществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ,
образовавшихся в этой реакции.
Закон Авогадро: равные объемы различных газов при одинако-
вых условиях (температуре и давлении) содержат одинаковое число
молекул.

Следствия из закона Авогадро
1. Один моль любого газа занимает одинаковый объем при одинако-
вых условиях. Этот объем называется молярным объемом (VM).
При нормальных условиях (0 ◦C = 273 K, 101,325 кПа = 1 атм)
VM = 22,4 л/моль. Молярный объем при условиях, отличающихся
от нормальных, можно вычислить по уравнению Менделеева—
Клапейрона:
p · V = n · R · T,
где
R — универсальная
газовая
постоянная,
равная
8,31 Дж/(моль · K).
2. Молярная масса любого газа при нормальных условиях может
быть рассчитана по формуле
M = ρ · 22,4.
Здесь ρ — абсолютная плотность газа при нормальных условиях (
г/л).
3. Отношение абсолютных плотностей двух газов называется относительной 
плотностью (D) первого газа (1) по второму (2) и равно
отношению их молярных масс (M):

D2(1) = M1

M2 .

Например, для данного газа

DН2(газа) = M(газа)

M(Н2) ;

M(газа) = DН2(газа) · 2 = DN2(газа) · 28 =
= DO2(газа) · 32 = Dвозд.(газа) · 29.

Запишем основные расчетные соотношения, используемые при
решении задач:
m = n · M [г];
n = m

M [моль];
M = m

n [г/моль].

NA = 6,023 · 1023 [моль−1];
N (число частиц) = n · NA.

1.1. Основные положения атомно-молекулярного учения
9

m(атома или молекулы) = M/NA.
n(элемента в веществе) = n(вещества) · индекс элемента.

Примеры решения задач
Пример 1. Плотность газа при н. у. составляет 3,615 г/л. Определите
молярную массу газа и его относительную плотность по
водороду и по воздуху.
Решение: Находим молярную массу газа:
M(газа) = ρ(н. у.) · 22,4 = 3,615 · 22,4 = 81 г/моль.
Находим плотность по водороду и по воздуху:

DH2(газа) = M(газа)

MН2
= 81

2 = 40,5;

Dвозд.(газа) = M(газа)

M(возд.) = 81

29 = 2,71.

Пример 2. Какое количество вещества магния и сколько атомов магния
содержится в образце чистого магния массой 6 г? Какова
масса одного атома магния?
Решение:
n(Mg) = m

M = 6

24 = 0,25 моль;

N(атомов Mg) = nNA = 0,25 · 6,023 · 1023 = 1,506 · 1023 атомов;
m(атома Mg) = M

NA =
24

6,023 · 1023 = 3,985 · 10−23 г*).

Пример 3. Какие количества вещества сульфата натрия, атомов натрия,
атомов серы и атомов кислорода содержатся в 71 г сульфата
натрия?
Решение:
M(Na2SO4) = 2 · M(Na) + M(S) + 4 · M(O) = 2 · 23 + 32 + 4 · 16 =
= 142 г/моль.
n(Na2SO4) = m

M = 71

142 = 0,5 моль.

1 моль Na2SO4 содержит 2 моль атомов натрия, 1 моль атомов
серы и 4 моль атомов кислорода, следовательно:
n(Na) = 2 · n(Na2SO4) = 2 · 0,5 = 1 моль;
n(S) = n(Na2SO4) = 0,5 моль;
n(O) = 4 · n(Na2SO4) = 4 · 0,5 = 2 моль.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

1. Рассчитайте количества вещества и массу сульфата железа(II) и воды
в 222,4 г железного купороса (FeSO4 · 7H2O).
Ответ. 0,8 моль, 5,6 моль; 121,6 г, 100,8 г.

*) Примечание: расчеты рекомендуется производить с точностью, по меньшей
мере,
до
трех
значащих
цифр.
В
тех
случаях,
когда
в
условии
задачи
исходные числовые данные приведены с большей точностью, лучше придерживаться 
такой же точности, что и в условии задачи. При округлении
придерживаются правила: если следующая значащая цифра меньше пяти, то
ее отбрасывают, а если больше, то предыдущую увеличивают на единицу.
Примеры: 0,32653 ≈ 0,327; 0,04741 ≈ 0,0474.

Глава 1. Основные понятия и законы химии

2. Масса 0,15 моль кристаллической серы (S (кр)) равна 38,4 г. Определите 
массу одной молекулы и число атомов в одной молекуле
S (кр).
Ответ. 4,25 · 10−22 г; 8 атомов.
3. Рассчитайте массу 26,88 л (н. у.) кислорода (O2).
Ответ. 38,4 г.
4. Вычислите, какой объем при н. у. занимает:
а) 0,5 моль водорода;
б) 0,25 моль гелия;
в) 0,5 кмоль хлора;
г) 100 ммоль кислорода.
Ответ. а) 11,2 л; б) 5,6 л; в) 11 200 л; г) 2,24 л.
5. Рассчитайте объем при н. у.:
а) 1 кг водорода;
б) 11 г углекислого
газа;
в) 3,01 · 1023 молекул метана.
Ответ. а) 11200 л; б) 5,6 л; в) 11,2 л.
6. Определите молярную массу газов, если:
а) масса 1 л газа (н. у.)
равна 1,25 г;
б) масса 300 мл газа (н.у.) равна 0,857 г. Предложите
возможные формулы газов.
Ответ. а) 28 г/моль, СО, или N2, или С2Н4; б) 64 г/моль, SO2.
7. Серная
кислота
какой
массы
содержит
такое
же
количество
вещества, что и:
а) 4 мг гидроксида натрия;
б) 4,4 кг углекислого
газа;
в) 2,12 г карбоната натрия?
Ответ. а) 0,0098 г; б) 9800 г; в) 1,96 г.
8. В каком объеме метана (н. у.) содержится столько же электронов,
сколько их содержится в 5,6 г железа?
Ответ. В 5,824 л.
9. Сравните число молекул: а) в 1 г водорода и 1 г кислорода; б) в 1 л
водорода и 1 л кислорода; в) в 1 моль водорода и 1 моль кислорода.
Ответ. а) 16 : 1; б) равно; в) равно.
10. Этан какой массы будет содержать 1,204 · 1022 молекул?
Ответ. 0,6 г.

1.2.
Массовая доля элемента в химическом
соединении или в смеси

Массовая доля элемента вычисляется по следующим формулам:
• для смеси ω = m (элемента)

m (смеси)
; ω% = ω · 100;

• для химического соединения AxByCz

ω (А) =
x · M(A)

M(AxByCz) ;
ω (В) =
y · M (В)

M(AxByCz) ;
ω (С) =
z · M (С)

M(AxByCz) .

Массовая доля измеряется в долях единицы. В ответах она дается,
как правило, в процентах (%). Переход от процентов к долям единицы
осуществляется делением на 100.

Примеры решения задач

Пример 1. Вычислите массовую долю азота как элемента в смеси,
содержащей 1,5 моль азота и 0,5 моль аммиака.
Решение:
m(N2) = n(N2) · M(N2) = 1,5 · 28 = 42 г;
m(NH3) = n(NH3) · M(NH3) = 0,5 · 17 = 8,5 г;