Общая химия

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Л.П. ПОДДУБНЫХ

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 обучающихся по направлениям подготовки 
35.03.03 «Агрохимия и агропочвоведение» и 35.03.04 «Агрономия»

УДК 54(075.8)
ББК 24я73
 
П44

Поддубных Л.П.
П44  
Общая химия : учебное пособие / Л.П. Поддубных. — Москва : 
ИНФРА-М, 2024. — 178 с. — (Высшее образование). 

ISBN 978-5-16-019036-5 (print)
ISBN 978-5-16-111833-7 (online)
Учебное пособие включает основные теоретические вопросы общей, 
неорганиче ской и органической химии, лабораторные работы, примеры 
решения задач, ва рианты контрольных заданий, вопросы для самопроверки, 
список литературы, справочные материалы, необходимые при решении 
задач и выполнении лабо раторных работ.
Предназначено для студентов, обучающихся по направлениям подготовки 
35.03.03 «Агрохимия и агропочвоведение» и 35.03.04 «Агрономия».

УДК 54(075.8)
ББК 24я73

Р е ц е н з е н т ы:
Дурнев В.Ф., кандидат химических наук, генеральный директор 
ООО «МедПроект»;
Дубова И.В., кандидат технических наук, доцент кафедры фундаментального 
естественнонаучного образования Института цветных 
металлов и материаловедения Сибирского федерального университета


ISBN 978-5-16-019036-5 (print)
ISBN 978-5-16-111833-7 (online)

© Поддубных Л.П., 2023
© Красноярский государственный 
аграрный университет, 2023

ВВЕДЕНИЕ 
 
Химия – это  наука о веществах и процессах их превращений, 
сопровождающихся изменением состава и структуры.  
Предметом изучения химии являются химические элементы 
(атомы) и их соединения. К превращениям, изучаемым химией, относятся 
химические изменения, в результате которых возникают новые 
вещества, т.е. химические реакции. Химия включает в себя законы и 
принципы, описывающие эти превращения, а также представления и 
теории, позволяющие дать им объяснение. 
Данное издание не заменяет рекомендуемые обязательные учебники 
по курсу, а лишь является необходимым дополнением к этим 
учебникам. Изданные в последние годы учебники по химии содержат 
много разнообразных сведений, обусловленных прежде всего спецификой 
химии, находящейся на стыке многих наук, ее самобытностью 
как области научного знания, связями с другими науками и огромной 
практической значимостью в жизни общества. Как всякая наука, химия 
изучает некоторую часть явлений окружающего мира, играет 
значительную роль в научно-техническом прогрессе. Нет ни одной 
отрасли, не связанной в той или иной мере с применением химии. 
Химия – это не просто наука, накапливающая и систематизирующая 
знания. Без эффективного использования результатов исследований в 
этой области невозможно функционирование ведущих отраслей промышленности 
и сельского хозяйства, систем охраны окружающей 
среды и здравоохранения, оборонного комплекса, космических исследований, 
а также развитие многих смежных научных областей. 

Издание составлено в соответствии с программой курса «Общая 

химия». В пособии содержатся все разделы, соответствующие рабочей 
программе. Каждый из этих разделов включает краткое изложение 
основных теоретических вопросов, систематизирующих самостоятельно 
изученный студентом материал учебника и акцентирующих 
его внимание на узловые моменты рассматриваемого раздела и его 
положение в общей структуре дисциплины. После теоретической части 
приводятся лабораторные работы и примеры решения типовых 
задач. Для закрепления материала студентам предлагаются вопросы 
для самопроверки и контрольные задачи. В заключительном разделе 
приводятся вопросы к экзамену. 
Цель рекомендуемого издания – способствовать приобретению 
студентами основных навыков по технике химического эксперимента 

и исследовательской работе, стремлению студентов к самостоятельной 
деятельности, умению проводить наблюдения и делать логические 
выводы по результатам экспериментов и анализа, что будет 
необходимо в их практической деятельности. 

Издание позволит сформировать у студентов понимание логиче-

ской завершенности теоретического и практического циклов всего 
курса изучения химии. 

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Глава 1. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ. 

НОМЕНКЛАТУРА И КЛАССИФИКАЦИЯ  

НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ 
 

Атомно-молекулярное учение заключается в следующем: 
1. Все вещества состоят из молекул.  
2. Молекулы состоят из атомов.  
3. Частицы – молекулы и атомы – находятся в непрерывном дви-

жении. Между ними существуют силы притяжения и отталкивания. 
Экспериментальным подтверждением атомно-молекулярного 
учения явились стехиометрические законы химии.  
Стехиометрические законы рассматривают количественные соотношения 
между реагирующими веществами. 
  
Основные понятия и законы, используемые в химии 

Основополагающим законом всей химической науки является 
Периодический закон, открытый Д.И.Менделеевым в 1869 году. Согласно 
этому закону, атомы и ионы характеризуются рядом свойств, 
определяющих их химическое поведение и свойства их соединений.   
Вид атомов с одинаковым зарядом ядра называют химическим 
элементом.  
Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая 
все его химические свойства. Атомы способны между собой взаимодействовать 
с образованием молекул. 
 Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими 
свойствами. 
Вещества, состоящие из атомов одного и того же элемента, 
называют простыми веществами.  
Вещества, состоящие из атомов разных элементов, называют 
сложными (химическими соединениями).  
Массы атомов чрезвычайно малы (10-26–10-27 кг), работать с такими 
величинами сложно, поэтому используют не абсолютные значения 
атомных масс, а относительные. За единицу относительных 
атомных масс Международный съезд химиков принял 1/12 часть массы 
атома изотопа углерода 12С. Относительной атомной массой элемента (
Аr) называется масса его атома, выраженная в атомных единицах 
массы. Значения Аr приведены в Периодической системе элементов 
Д.И. Менделеева. Относительная атомная масса – величина, 

равная отношению средней массы атома к 1/12 массы атома углерода 

12С. Таким образом, относительная атомная масса показывает, во 
сколько раз масса данного элемента больше 1/12 части массы атома 
изотопа углерода 12С 
Относительная молекулярная масса (Mr) – величина, равная отношению 
средней массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода 
12С. Численно равна сумме относительных атомных масс, входящих 
в состав молекулы: Mr = ∑ Аr. Таким образом, относительная 
молекулярная масса показывает, во сколько раз масса молекулы данного 
вещества больше 1/12 части массы атома изотопа углерода 12С. 
На практике работать с атомами, молекулами и т.д. очень сложно, 
поэтому  такие малые количества практически не используются.               
В химических расчетах часто используют количество вещества, пропорциональное 
числу содержащихся в веществе структурных единиц. 
При этом в каждом случае указывают эти структурные единицы (молекулы, 
атомы, ионы и т.д.). В Международной системе единиц (СИ) 
за единицу количества вещества принят моль. 
Моль – количество вещества, содержащее столько структурных 
единиц (атомов, молекул или ионов), сколько их содержится в 12 г 
изотопа углерода (12С). Установлено, что в 12 г 12С содержится 6.1023 
частиц (атомов). Таким образом, то количество любого вещества, которое 
содержит 6.1023 частиц, и есть 1 моль этого вещества. Другими 
словами, число частиц в 1 моле любого вещества одно и то же и равно 
6.1023. Эта величина называется постоянной Авогадро (Na).               
Na = 6.1023 1/моль. 
Молярная масса вещества (М) – масса одного моля вещества 
(г/моль) равна отношению массы вещества (m, г) к его количеству в 
молях (n): М = m/n. Молярная масса, выраженная в граммах, численно 
равна относительной молекулярной массе. Например, Mr (H2O) 
будет определяться как сумма атомных масс водорода и кислорода 
Mr(Н2О) = 2 Аr(Н) + Аr(О)  = 18 ат. ед. м. 
Молярная масса М(Н2О)  = 18 г/моль. 
Эквивалент – условная или реальная частица, которая может 
присоединять или отдавать один электрон в реакциях окисления-
восстановления или присоединять, замещать или отдавать протон или 
другой однозарядный ион в реакциях ионного обмена.  
Фактор эквивалентности (fэкв) – число, показывающее, какая 
доля реальной единицы вещества реагирует (эквивалентна) с одним 

ионом водорода в кислотно-основной реакции или одним электроном 
в окислительно-восстановительной. Эквивалент выражается в молях.                
Молярная масса эквивалента (Мэкв) – масса одного моля эквивалентов 
вещества, равная произведению фактора эквивалентности  
(fэкв)  на молярную массу (М), выражается в г/моль. 
Мэкв= fэквМ  (г/моль). 
Для вычисления молярных масс эквивалентов сложных веществ 
можно пользоваться следующими формулами: 
Мэкв(оксида) = М/число атомов элемента ∙ степень окисления; 
Мэкв(кислоты) = М/основность кислоты; 
Мэкв(основания) = М/ кислотность основания; 
Мэкв(соли) = М/ число атомов металла ∙ степень окисления.  
где   М – молярная масса соединений.  
Основность кислоты – количество ионов водорода (Н+) в молекуле 
кислоты, способных замещаться на металл. 
Кислотность основания – количество гидроксид-ионов (OH–) в 
молекуле основания, способных замещаться на кислотные остатки. 
Химический эквивалент и его молярная масса не являются постоянными 
величинами, они зависят от степени окисления атома и от 
реакции, в которую вступает данное вещество. 
Например, молярная масса эквивалента хлороводородной кислоты 
равна: Мэкв (HCl) = 1 ∙ 36,5=36,5 г/моль. 
Фактор эквивалентности серной кислоты H2SO4 равен 1/2, если 
замещаются 2 иона водорода (образуются сульфаты, например  
Na2SO4), и 1, если замещается 1 ион водорода (образуются гидросульфаты, 
например NaHSO4 ). Молярная масса эквивалента серной 
кислоты равна соответственно 49 и 98 г/моль. 
Молярная масса эквивалента гидроксида алюминия равна: 
Мэкв (Al(ОН)3) = 78, если замещается 1 гидроксид-ион; 
Мэкв (Al(ОН)3) = 1/2 ∙ 78, если замещаются 2 гидроксид-иона; 
Мэкв (Al(ОН)3) =  1/3 ∙ 78, если замещаются 3 гидроксид-иона. 
Молярные массы оксида натрия и сульфата кальция соответственно 
равны: 
Мэкв (Na2O) = 62/2∙1 = 31 г/моль; 
Мэкв (CaSO4) = 136/1∙2 = 68 г/моль. 
На основании понятий эквивалентов был сформулирован закон 
эквивалентов: при образовании соединений элементы вступают во 
взаимодействия в строго определенных – эквивалентных отношени-

ях. Другими словами: вещества взаимодействуют между собой в количествах, 
пропорциональных их эквивалентам. 
Для реакции 
А + В = АВ 
mА/mВ = МэквA /МэквB, 
где   mA и mB – массы веществ А и В; 
МэквA  и МэквB – молярные массы эквивалентов веществ А и В. 
 
Закон сохранения массы веществ 
Во второй половине ХVIII в.  М.В. Ломоносов открыл закон сохранения 
массы веществ, который в настоящее время формулируется 
так: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе 
веществ, образующихся в результате реакции. Суть закона: при химических 
реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего, их 
количество остается неизменным до и после реакции. Так как атомы 
имеют постоянную массу и их количество в результате не изменяется, 
то масса веществ до и после реакции остается постоянной. 
2H2 + O2 = 2H2O. 
4 г + 32 г = 36 г. 
Благодаря открытию закона сохранения массы стало возможным 
решить вопрос о составе вещества. 
 
Закон постоянства состава 
Любое сложное вещество, независимо от способа его получения, 
всегда имеет постоянный качественный и количественный состав. 

Например, воду можно получить различными способами: синтезом 
из кислорода и водорода, из кристаллогидратов, реакцией взаимодействия 
кислоты и щелочи, но она всегда отвечает формуле Н2О и 
имеет количественный состав 11,19% водорода и 88,81% кислорода. 
2H2 + O2 = 2H2O. 
NaOH + HCl = H2O + NaCl. 
Более позднее развитие химии показало, что существуют соединения 
как постоянного (дальтониды), так и переменного (бертолли-
ды) состава. Состав дальтонидов вцыражают в виде простых формул 
с целочисленными стехиометрическими индексами, например H2O, 
Na2O, HCl, CH4. У бертоллидов состав выражается дробными стехиометрическими 
индексами. Так, оксид титана (II) TiO имеет состав от 
TiO0,7 до TiO1,3 в зависимости от условий синтеза. 

Закон кратных отношений 
Если два элемента образуют между собой несколько химических 
соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и 
ту же массу другого элемента, в разных соединениях относятся 
между собой как небольшие целые числа. 
Например, азот и кислород дают пять оксидов: N2O, NO, N2O3, 
NO2, N2O5. Массы кислорода, приходящияся на одну и ту же массу 
азота, относятся как целые числа 1:2:3:4:5. 
 
Оксид 
N2O 
NO 
N2O3 
NO2 
N2O5 

Соотношение 
между 
массами О и N в оксидах 
0,57 
1,14 
1,71 
2,28 
2,85 

Соотношение 
между 
массами О в оксидах 
1 
2
3
4
5 

 
Выводы: 
1. Состав веществ меняется скачкообразно, так как в соединения 
вступают целые атомы. 
2. Количество всегда переходит в качество, т.е. при изменении 
соотношения атомов образуются соединения с новыми свойствами. 
 
Закон простых объемных отношений 
Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а 
также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие 
целые числа. 
Например, один объем кислорода реагирует с двумя объемами 
водорода, и при этом получается два объема водяного пара. 
2Н2(Г) + O2(Г) = 2H2O(пар). 
 Для получения хлороводорода берут одинаковые объемы хлора 
и водорода. После реакции объем газа остается прежним, т.е. из одного 
объема хлора и одного объема водорода получается два объема 
хлороводорода. 
Н2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г). 
 
Закон Авогадро 
В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится 
одинаковое число молекул.  
Мы знаем, что при нормальных условиях число частиц в 1 моле 
любого газообразного вещества одно и то же и равно 6.1023. Эта вели-

чина называется постоянной Авогадро (Na). Na = 6.1023 1/моль. Следствие 
из закона Авогадро: один моль любого газа при нормальных 
условиях, т.е. при Т = 273,15 К и Р = 101325 Па, занимает один и тот же 
объем, равный 22,4 л. Этот объем называется молярным (мольным) 
объемом газа: V = 22,4 л/моль. Поскольку в одном моле любого вещества 
содержится 6,02∙1023 молекул, то в 22,4 л любого газа при нормальных 
условиях содержится 6,02∙1023 молекул (число Авогадро NA). 
При помощи числа Авогадро можно вычислить массы атомов и 
молекул. Для этого нужно атомную или молярную массу разделить 
на число Авогадро. 
Например: 
SnCl2                                                                            
Молярная масса  M = 119 + 35,5 · 2 = 190 г/моль.                                        
Число молекул в 1 моле вещества 6·1023. 
Масса одной молекулы   M/Na: 
190/6·1023 = 3,16·10-22 г.  
 
Закон Бойля – Мариотта  
Для заданного количества любого газа при постоянной температуре 
РV = const  или Р1V1 = Р2V2, 
n = const; 
Т = const. 
При постоянной температуре объем заданного количества газа 
обратно пропорционален его давлению. 
         Т – температура, К; 
Р – давление, Па (паскаль) (1 атм = 101325 Па, 760 мм рт. ст. =           
1 атм);  
V – объем, м3.   
 
Закон Гей-Люссака  
При постоянном давлении объем заданного количества газа 
прямо пропорционален его абсолютной температуре.  
 
V1 / T1= V2 / T2. 
Р = const; 
n = const. 
Т – температура, ºК; 
Р –  давление,  Па; 
V – объем, м3 .