Химия

ХИМИЯ

О.В. ДЕМИНА
И.И. ГОЛОВНЕВА

Москва
ИНФРА-М
2024

УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ

Рекомендовано
Учебно-методическим советом федерального государственного 
бюджетного образовательного учреждения высшего образования 
«Красноярский государственный аграрный университет» 
для внутривузовского использования в качестве учебного пособия 
для студентов, обучающихся по направлению подготовки 
35.03.06 «Агроинженерия»

УДК 54(075.8)
ББК 24.1я73
 
Д30

Демина О.В.
Д30  
Химия : учебное пособие / О.В. Демина, И.И. Головнева. — Москва : 
ИНФРА-М, 2024. — 257 с. — (Высшее образование). 

ISBN 978-5-16-018999-4 (print)
ISBN 978-5-16-111799-6 (online)
В учебном пособии изложены современные представления о строении 
атомов, химической свя зи, об общих закономерностях химических процессов, 
о растворах, об электрохимических процессах. Рассмотрены вопросы 
химии металлов, понятие о полимерах.
Предназначено для выполнения контрольных работ и индивидуальных 
занятий студентов, обучающихся по направлению подготовки 35.03.06 
«Агро инженерия».

УДК 54(075.8)
ББК 24.1я73

Р е ц е н з е н т ы:
Рязанова Т.В., доктор технических наук, профессор кафедры химической 
технологии древесины и биотехнологий Сибирского государственного 
университета науки и технологий имени академика 
М.Ф. Решетнева;
Киселев В.П., доктор технических наук, профессор кафедры химии 
Сибирского федерального университета

ISBN 978-5-16-018999-4 (print)
ISBN 978-5-16-111799-6 (online)

© Демина О.В., Головнева И.И., 2023
© Красноярский государственный 
аграрный университет, 2023

ОГЛАВЛЕНИЕ 

ВВЕДЕНИЕ…………………………………………………………. 
5 

Часть 1. КРАТКИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ СВЕДЕНИЯ  
И ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ………………….. 

 
6 

1. МОЛЬ. ЭКВИВАЛЕНТЫ И МОЛЯРНЫЕ МАССЫ  
    ЭКВИВАЛЕНТОВ ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ….. 

 
6 

1.1. Краткие теоретические сведения…………………………...… 
6 

1.2. Примеры решения типовых задач………………………...…..  13 
2. СТРОЕНИЕ АТОМА……………………………………………. 18 
2.1. Краткие теоретические сведения…………………………...… 18 
2.2. Примеры решения типовых задач………………………….....  24 
3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ…...……. 
29 

3.1. Краткие теоретические сведения…………………………… 29 
3.2. Примеры решения типовых задач……………………….….. 37 

4. ТЕПЛОВЫЕ 
ЭФФЕКТЫ 
И 
НАПРАВЛЕНИЕ 
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ…………………………………….. 

 
40 

4.1. Краткие теоретические сведения…………………………… 40 
4.2. Примеры решения типовых задач…………………………..  46 

5.  СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ 
РАВНОВЕСИЕ…………………………………………………… 

 
49 

5.1. Краткие теоретические сведения……………..……………. 
49 

5.2. Примеры решения типовых задач……………..……………  54 

6. РАСТВОРЫ………………………………………...……….…… 
60 

6.1. Краткие теоретические сведения…………………..………. 
60 

6.2. Примеры решения типовых задач……………………..……  69 

7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ..... 76 

7.1. Краткие теоретические сведения………………...…….…… 76 
7.2. Примеры решения типовых задач……………………….….. 80 

8. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ………………...….…….. 
83 

8.1. Краткие теоретические сведения………………………… 
83 

8.2. Примеры решения типовых задач………………………… 
90 

8.3. Химические источники тока……………………….…....… 
93 

9. ЭЛЕКТРОЛИЗ……………………………………………….….. 
98 

9.1. Краткие теоретические сведения………………………..… 98 
9.2. Примеры решения типовых задач………………………… 101 

10. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ ……………….................................. 104 

10.1. Краткие теоретические сведения………………………… 104 
10.2. Примеры решения типовых задач………………..…..….. 108 

11. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ……………….… 112 

11.1. Краткие теоретические сведения………………...………. 112 

11.2. Примеры решения типовых задач………………….….....
116

12. ИДЕНТИФИКАЦИЯ ВЕЩЕСТВ………………………..……
118

12.1. Краткие теоретические сведения……………………….
118

12.2. Примеры решения типовых задач………………….…..
127

13. ВЫСОКОМОЛЕКУЛЯРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ……………
128

13.1. Краткие теоретические сведения……………………….
128

13.2. Примеры решения типовых задач………………………
137

Часть 2. ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ…………………
141

1. Скорость химических реакций………………………….....
143

2. Химическое равновесие……………………………………
146

3. Электролитическая диссоциация……………………….…
150

4. Окислительно-восстановительные реакции…………….…
152

5. Гальванические элементы. Электролиз………………..…..
155

6. Коррозия металлов. Защита металлов от коррозии……….
159

7. Жесткость воды………………………………………………
162

8. Ацидиметрическое титрование. Определение содержания
щелочи в растворе…………………………..……………………..
165

Часть 3. ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ 
И КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ…………………………..
167

1. Моль. Эквиваленты и молярные массы эквивалентов
простых и сложных веществ. Закон эквивалентов………...
169

2. Строение атома……………………………………………….
175

3. Химическая связь и строение молекул. Конденсированное
состояние вещества…………………………………………..
181

4. Энергетика химических процессов (термохимические
расчеты)185

5. Химическая кинетика и равновесие………………………....
190

6. Растворы неэлектролитов……………………………………. 197
7. Растворы электролитов……………………………………....
203

8. Окислительно-восстановительные реакции…………..…….
209

9. Электродные потенциалы. Гальванические элементы..…… 217
10. Электролиз…………………………………………..……… 224
11. Коррозия металлов……………………………….………...
228

12. Общие свойства металлов……………………..…………..
234

13. Элементы V группы………………………………..………. 244
14. Химическая идентификация……………………..………...
246

ЗАКЛЮЧЕНИЕ…………………………………………………......
249

СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ…………….… 
251 
ПРИЛОЖЕНИ…………………………………………………….. 252

ВВЕДЕНИЕ 

Наличие у студентов базовых знаний по таким общеобразова-

тельным дисциплинам, как химия, физика, математика, исключительно 
важно. При изучении этих предметов без самостоятельной работы 
по выполнению упражнений и решению задач обойтись невозможно. 
Письменные самостоятельные задания – существенный компонент 
изучения курса. Они помогут проработать теоретический материал, 
систематизировать и применить его к решению практических примеров 
и задач. 

Неумение решать задачи, субъективно ощущаемое теми, кто 

имеет пробелы в знании школьного курса или осваивает курс химии 
после большого перерыва в учебе, значительно ограничивает результативность 
занятий. 

В то же время это неумение и следующий за ним отказ от попы-

ток решать задачи приводит к тому, что некоторые знания и навыки 
вообще не формируются при таких занятиях даже при самых больших 
затратах времени. В частности, в ходе решения задач происходит 
усвоение на уровне перехода от формальных (заученных) определений 
к пониманию их физического смысла.  

Развивается логическое мышление на химическом материале, 

позволяющее увязать полученные знания в систему. Появляются навыки 
в использовании справочных данных, табличных величин. Выполнение 
расчетов приводит к формированию навыков вычисления 
величин на требуемом уровне точности, к использованию вычислительной 
техники, к навыкам расчетов и количественной оценки. 

Для выработки умений решения задач по химии необходимо 

начать с изучения теоретического материала курса, далее выполнять 
упражнения и решать задачи, которые содержат основные понятия, 
фундаментальные химические категории, расчеты по химическим 
формулам, а также задачи с использованием основных химических 
законов. 
 
 
 
 
 
 
 

Часть 1. КРАТКИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ СВЕДЕНИЯ 
И ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ 
 
1. МОЛЬ. ЭКВИВАЛЕНТЫ И МОЛЯРНЫЕ МАССЫ  
ЭКВИВАЛЕНТОВ ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ 
1.1. Краткие теоретические сведения 
Повторим основные понятия химии. 
Атом – электронейтральная микросистема, состоящая из положительно 
заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. 
Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом 
ядра. 
Молекула – наименьшая частица вещества, определяющая его 
свойства и способная к самостоятельному существованию. 
Масса атома (абсолютная, m) выражается в килограммах, граммах: 
 
m(Н) = 1,67 · 10–27 кг, или 1,67 · 10–24 г; 
 
m(О) = 2,67 · 10–26 кг, или 2,67 · 10–23 г. 
 
Пользоваться в расчетах такими цифрами неудобно, поэтому 
используются не абсолютные, а относительные единицы массы. 
Атомная единица массы (а.е.м.) – 1/12 массы атома изотопа углерода  
12С: 
 

1 а.е.м. = 1/12 m(С) = 

26
2,0 10
12

 = 1,667 · 10–27 кг. 

 
Относительная атомная масса (Аr) – величина, равная отношению 
абсолютной массы атома к атомной единице массы (а.е.м.): 
 

Аr(Х) = 

m(X)
а.е.м. ;  
Аr(О2) = 

26

-27
2,67 10
кг
1,667 10
кг

= 16. 

 
Относительная молекулярная масса (Мr) – величина, равная 
отношению массы молекулы к атомной единице массы: 
 

Мr(Х) = 

m(X)
а.е.м. ;      Мr(Н2О) = 

26

-27
3,00 10
кг
1,667 10
кг

= 18. 

Таким образом, относительная атомная и молекулярная массы 
показывают, во сколько раз масса атома данного элемента и масса 
молекулы данного вещества больше одной а.е.м. 
Моль () – количество вещества, содержащее столько структурных 
элементов (атомов, молекул, ионов, электронов и др.), сколько 
атомов содержится в углероде 12С с массой 0,012 кг. 
Число частиц в моле любого вещества называется постоянной 
Авогадро и обозначается NA: NA = 6,02 · 1023 моль. 
Молярная масса (М) вещества Х равна отношению массы (m) 
вещества к соответствующему количеству вещества (): 
 

М(Х) = 

m(X)
(X)
. 

 
Молярная масса устанавливает связь между количеством вещества 
и его массой и обозначается кг/моль или г/моль: 
 

М(NaOH) =

40 г
20 г
4 г
1моль
0,5 моль
0,1моль
= 40 г/моль. 

 
Молярная масса численно равна относительной молекулярной 
массе. Например, Мr(Н2О) = 18, М(Н2О) = 18 г/моль. 
Молярный объем (Vm) – отношение объема газообразного вещества 
к количеству вещества в этом объеме при любых условиях: 
 

Vm = 

V
(X)
. 

 
При нормальных условиях (н.у.) объем 1 моль любого газа равен 
22,4 л и называется молярным объемом газа при нормальных               
условиях. 
Эквивалентом называется реальная или условная частица вещества 
Х, которая в кислотно-основной реакции равноценна по химическому 
действию одному иону водорода или в окислительно-
восстановительных реакциях одному электрону. 
Фактор эквивалентности f(Х) – число, показывающее, какая 
доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода 
в обменных реакциях или одному электрону в окислительно-
восстановительных реакциях:  
 

f(Х) = 

1
z . 

 
Число эквивалентности z – переменная величина, зависящая 
от состава вещества или конкретной химической реакции, в которую 
вступает данное вещество. 
Число эквивалентности для атома А в соединении соответствует 

его степени окисления (с.о.), z = (с.о.), тогда f(А) = 

1
c. о. . 

Число эквивалентности кислоты соответствует ее основности в 
данной реакции, т. е. числу ионов водорода (
)
H
n
, замещенных в ре-

акции, тогда f (кислоты) = 

1

H
n
. Таким же образом определяется чис-

ло эквивалентности для кислой соли. 
Число эквивалентности основания соответствует его кислотности 
в данной реакции, т. е. числу гидроксид-ионов(
)
OH
n
, замещен-

ных металлом в реакции, тогда f (основания) = 

1

OH
n
.  

Число эквивалентности соли и оксида равно произведению валентности 
металла (n) на число атомов металла (m), тогда f (соли и 

оксида) = 

1
n m
. 

Молярная масса эквивалента (Мэкв.) вещества Х – масса вещества 
количеством 1 моль эквивалентов, равная произведению фактора 
эквивалентности на молярную массу вещества: 
 

Мэкв. = f · М = 

1
z  · М. 

Например, 

 
экв
A
27
M
(Al)
9
3
B
г/моль; 

 
 

экв
2
4
M
98
М
(H SO )
49
B n
1 2
г/моль; 

экв
M
40
M
(NaOH)
40
B n
1 1
г/моль; 

экв
2
4 3
M
342
M
[Al (SO ) ]=
=
57
B n
3 2 г/моль, 

где А – атомная масса элемента; М – молярная масса данного вещества; 
В – валентность атома элемента. 
Другими словами, молярная масса эквивалента кислоты (основания) 
равна отношению молярной массы кислоты (основания), деленной 
на число атомов водорода, замещенных в реакции на металл 
(соответственно на число гидроксогрупп основания, вступивших в 
реакцию).  
Молярный объем эквивалента (Vэкв.) – объем вещества количеством 
1 моль эквивалентов. 
Остановимся на понятии объема моля эквивалентов газа. Как 
известно, моль любого газа при нормальных условиях (Т = 273 К, 
p = 101,3 кПа или 760 мм. рт. ст.) занимает объем, равный 22,4 л.          
Исходя из этой величины, можно рассчитать объем одного моля              
эквивалентов газа при нормальных условиях. 
Например, для водорода 
 
Э(Н2) = 1/2Н2; 
 
моль эквивалентов водорода в два раза меньше его моля (молекул), 
и поэтому объем одного моля эквивалентов водорода также в 
два раза меньше его молярного объема:  
 

2
экв(H )
V
 = 22,4 л : 2 = 11,2 л. 
 
Для кислорода: Э(О2) = 1/4 О2, отсюда объем одного моля эквивалентов 
кислорода в четыре раза меньше его молярного объема:  
 

2
экв(O )
V
 = 22,4 л : 4 = 5,6 л. 

 
Рассмотрим несколько примеров определения формулы эквивалента: 

а) Zn  +  2HCl  =  ZnC12  +  Н2. 
 
В данной окислительно-восстановительной реакции участвуют 
два электрона. На один электрон приходится 

1/2Zn  +  НСl  =  1/2ZnCl2  +  1/2Н2, 
 
т. е. одному электрону соответствуют 1/2 атома Zn, одна молекула 
HСl, 1/2 молекулы ZnCl2 и 1/2 молекулы Н2. 
Отсюда Э(Zn) = 1/2Zn; Э(НСl) = HCl; Э(ZnСl2) = 1/2ZnCl2;          
Э(Н2) = 1/2Н2; 
б) 2NaOH + H2SО4 = 2H2O + Na2SО4. 
В данной ионообменной реакции участвуют два иона водорода. 
На один ион водорода приходится: 
NaOH + 1/2H2SО4 = H2O + 1/2Na2SО4, 
поэтому Э(NаОН) = NaOH;   Э(Н2SО4) = 1/2H2SО4, Э(Н2О) = H2О;   
Э(Nа2SО4) = 1/2Na2SО4; 
в) NaOH + H2SО4  = H2O + NaHSО4. 
В данной ионообменной реакции участвует один ион водорода, 
поэтому   Э(NаОН) = NaOH;    Э(Н2SО4) = H2SО4,     Э(Н2О) = H2О; 
Э(NаHSО4) = NaHSО4. 
г) Ca(OH)2 + HCl = CaOHCl + H2O. 
В реакции (г) участвует один ион водорода, поэтому Э(Са(OH)2) =       
= Са(OH)2;   Э(НСl) = НСl;   Э(CaOHCl) = CaOHCl;    Э(Н2О) = H2О. 
д) Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O. 
В реакции (д) участвуют два иона водорода. На один ион водорода 
приходится 
 
1/2 Ca(OH)2 + HCl = 1/2CaCl2 + H2O, 
 
отсюда Э(Са(OH)2) = 1/2Ca(OH)2; Э(НСl) = НСl; Э(CaCl2) = 1/2 CaCl2; 
Э(Н2О) = H2О. 
Молярные массы эквивалентов веществ для реакции (а) равны 
 
Мэкв (Zn) = l/2M(Zn) = l/2 65 = 32,5 г/моль; Мэкв (НСI) = M(HCI) = 
= 36,5 г/моль.  
 
В реакциях (б) и (в) соответственно: 
 
Мэкв (Н2SО4) = l/2 М(Н2SО4) = l/2 98 = 49 г/моль; 
Мэкв (Н2SО4) = М(Н2SО4) = 
 98 г/моль. 
 
В реакциях (г) и (д) соответственно 
Мэкв (Са(OH)2) = М(Са(OH)2) = 74 г/моль; 
Мэкв (Са(OH)2) = l/2 М(Са(OH)2) = l/2 74 = 37 г/моль. 
 

Все вещества реагируют друг с другом в эквивалентных количествах. 
Массы (объемы) участвующих в реакции веществ пропорциональны 
молярным массам (объемам) их эквивалентов (закон эквивалентов). 
Для реакции А + В = Д закон эквивалентов будет иметь вид: 

 

экв(А)
А

В
экв(В)

M
m
=
m
M
 или 

экв(А)
A

B
экв(В)

M
m =
V
V
 и 

экв(А)
A

B
экв(В)

V
V =
V
V

. 

Поделив массу каждого вещества на молярную массу его эквивалентов, 
получаем 

А
В

экв (А)
экв(В) 

m
m
=
M
M

, 

 
т. е. количества молей эквивалентов, участвующих в реакции веществ, 
равны между собой. 
В прошлом веке наиболее полно были изучены химические реакции 
между газообразными веществами. Газовые законы являются 
также стехиометрическими. 

Закон простых объемных отношений (Гей-Люссак, 1808 г.). 
При одинаковых физических условиях (давлении и температуре) 
объемы реагирующих газов и газообразных продуктов реакции относятся 
между собой как небольшие целые числа (коэффициенты химических 
уравнений). 
Например, при взаимодействии двух объемов водорода и одного 
объема кислорода образуются два объема водяного пара: 
 
2Н2(г) + O2(г) = 2H2O(пар). 
 
Или 1 л водорода соединяется с 1 л хлора, образуя 2 л хлорово-
дорода (объем отношения 1:1:2): 
 
Н2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г). 
 
На этом законе основаны методы часто применяемого газового 
анализа. 
Закон Авогадро (Амедео Авогадро, 1811 г.). 
Для объяснения простых соотношений между объемами реагирующих 
газов итальянский ученый высказал гипотезу, которая впоследствии 
была подтверждена опытными данными и стала называть-