АТОМ ОРБИТАЛЬДАРЫНЫҢ ГИБРИДТЕНУІ ЖӘНЕ КАТАЛИЗАТОРЛАР.

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ
«НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ
ТОМСКИЙ
ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»






Г.Г. Савельев, Л.М. Смолова



ОБЩАЯ ХИМИЯ



Рекомендовано в качестве учебного пособия
Редакционно-издательским советом
Томского политехнического университета



















Издательство
Томского политехнического университета
2006

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
2
УДК 546(075.8)
C13

C13
Савельев Г.Г., Смолова Л.М.
Общая химия: учебное пособие / Г.Г. Савельев,
Л.М. Смолова; Томский политехнический университет. −
Томск: Изд-во Томского политехнического университета,
2006. − 202 с.


В учебном пособии представлены методические материалы по
курсу химии в соответствии с ГОСТами. Помимо теоретического ма-
териала в каждом разделе приведены примеры решения задач и уп-
ражнения, которые помогут студентам лучше подготовиться к экзаме-
ну, а также при выполнении индивидуальных домашних заданий.
Пособие подготовлено на кафедре общей неорганической химии
ЕНМФ ТПУ
и предназначено для студентов ИДО, обучающихся по на-
правлениям 220400 «Управление в технических системах», 220700 «Ав-
томатизация технологических процессов и производств», 200100 «При-
боростроение», 140100 «Теплоэнергетика и теплотехника», 140400
«Электроэнергетика и электротехника», 150700 «Машиностроение»,
240100 «Химическая технология», 241000 «Энерго- и ресурсосбере-
гающие процессы в химической технологии, нефтехимии и биотехноло-
гии», 280700 «Техносферная безопасность»
УДК 546(075.8)




Рецензенты

Доктор химических наук, профессор ТГУ
Л.Н. Курина

Доктор химических наук, заведующий
кафедрой химии СибГМУ
М.С. Юсубов





© Томский политехнический университет, 2006
© Савельев Г.Г., Смолова Л.М., 2006
© Оформление. Издательство Томского
политехнического университета, 2006

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
3
ПРЕДИСЛОВИЕ
Настоящее пособие является составной частью комплексного мето-
дического обеспечения по химии, общей химии, общей и неорганиче-
ской химии для студентов всех специальностей Томского политехниче-
ского университета, изучающих эти дисциплины на 1−2 курсах. В мето-
дическое обеспечение, кроме этого пособия, в настоящее время входят
соответствующие рабочие программы, учебные пособия «Неорганиче-
ская химия
» (для химических специальностей), «Специальные вопросы
в курсах химии» (для нехимических специальностей), «Справочник для
изучающих общую химию», сборники задач по общей и неорганической
химии и лабораторные практикумы по этим курсам. Созданы и опубли-
кованы тестовые задания, которые используются при оценке знаний
и умений, приобретённых студентами. Кроме того, в сети ИНТЕРНЕТа
на
сайте ЦДО ТПУ.ru размещены краткие версии учебных пособий,
в том числе виртуальные лабораторные работы и пособия по решению
химических задач.
В настоящем пособии авторы ставили перед собой цель сжато, но
достаточно полно изложить теоретический материал по дисциплине
«Общая химия».
В пособии приведены примеры решения основных типовых задач
и упражнений, помогающих
глубже освоить материал, решать практи-
ческие задачи, которые встретятся в профессиональной деятельности.
Мы предполагаем также, что при необходимости студент воспользуется
другими рекомендуемыми пособиями.
Такая постановка цели связана с изменениями условий обучения,
происходящими в последнее время в университетах страны: увеличени-
ем роли (и количества времени, отводимого в учебных планах) само-
стоятельной работы
студентов. При этом несколько изменяется роль
всех компонентов учебного процесса. Во время аудиторных занятий фи-
зически невозможно изучить даже основные вопросы изучаемой дисци-
плины, не говоря уже о приобретении навыков решения задач. На них
рассматриваются лишь немногие принципиальные вопросы, проводится
консультирование студентов, диагностика текущего усвоения материала
и определение доли усвоенных
знаний и умений, обычно с использова-
нием тестирования. В связи с реформированием методики обучения
в вузах поставлена и решается важная проблема объективизации оценки
знаний студентов, которая включает разработку и использование тести-
рования, исключающего прямое участие преподавателя в оценке зна-
ний. Всё это должно способствовать усилению стимулов сознательной
самостоятельной работы студентов, воспитанию
более инициативных
специалистов.

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
4
ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
Химия является одной из фундаментальных естественнонаучных
дисциплин. Это значит, что она описывает мир на определённом уровне
строения материи, а именно на атомно-молекулярном, в ней рассматри-
ваются лишь вещества определенного состава (химические вещества)
и превращения этих веществ (химические превращения, реакции). По-
нимание проблем и процессов на атомно-молекулярном уровне необхо-
димо
для инженера любой специальности, поскольку ему обязательно
приходится иметь дело с различными веществами, материалами и хи-
мическими реакциями. Как всякая фундаментальная наука, она воору-
жает техникой решения специфических (в данном случае − химических)
задач.
Особенность занятий студентов в современном университете −
большая самостоятельность при работе над учебным материалом.
В курсе
химии используются следующие виды занятий и контроля зна-
ний: лекции, практические занятия по решению задач, лабораторные за-
нятия, изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям, вы-
полнение самостоятельных заданий; индивидуальные и групповые кон-
сультации; выполняются три контрольные работы, каждая из которых
охватывает значительную долю материала по всему курсу; сдача зачёта
и
экзамена по всему курсу в тестовой форме.
При подготовке этого учебного пособия было учтено, что значи-
тельная часть студентов, поступивших в университет, не сдают вступи-
тельного экзамена по химии и не имеют достаточной для дальнейшего
обучения подготовки по этой дисциплине. Для создания возможности
преодоления этого недостатка в курсе предусмотрено достаточно
под-
робное изучение вопросов школьного курса – основных (исходных) по-
нятий и законов, которые относятся к разделу «Состав вещества». При
изложении этих вопросов в вузовском курсе ставилась задача достичь
большей структурированности изложения и большей чёткости опреде-
лений по сравнению со школьным курсом.
Изучать курс нужно по темам в соответствии с программой. При

этом перед лекцией необходимо знакомиться с материалами учебного
пособия, конспектировать материал во время лекции, вносить в кон-
спект добавления при проработке темы после лекции. Рекомендуется
решить задачи и упражнения перед практическим занятием, с тем чтобы
на нём или на консультации преодолеть непонимание и исправить
ошибки. На практических занятиях проводится разбор
наиболее важных
и трудных вопросов темы и проводится тестирование уровня усвоения
материала студентами. Лабораторные работы служат наглядной иллю-

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
5
страцией изученных теоретических положений, способствуют освоению
основных методов и приёмов практической работы с реактивами и при-
борами; учат умению ставить задачи, формулировать наблюдения, про-
изводить измерения, делать по ним вычисления и выводы. В предлагае-
мом пособии теоретический материал дан очень сжато, поэтому, если
студент испытывает затруднения в понимании, помимо консультаций
можно рекомендовать пользоваться не одним, а несколькими учебника-
ми, так как в них по-разному рассматриваются вопросы учебного мате-
риала, что способствует его пониманию.

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
6
Раздел 1
ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ.
СОСТАВ ВЕЩЕСТВА
1.1. Основные понятия и определения
Химия − часть естествознания, изучающая свойства веществ и их
превращения, сопровождающиеся изменением состава и структуры.
Необходимо уточнить, что, во-первых, в химии речь идет о вещест-
вах определенного состава и структуры − химических веществах, во-
вторых, речь идет об относительно низкоэнергетических превращениях
− химических реакциях −
при условиях, близких к обычным (темпера-
тура, не превышающая нескольких десятков тысяч градусов, энергия −
обычно менее нескольких тысяч килоджоулей на грамм вещества, дав-
ление − обычно менее сотен МПа).
Под химическими свойствами веществ понимают совокупность
химических реакций, в которые они могут вступать. Как и физические
свойства (цвет, плотность, твердость, электропроводность
, температуры
плавления и кипения), они определяются электронным строением веще-
ства, структурой и составом.
Простое химическое вещество (простое вещество) − это вещество,
которое не может быть разложено на другие вещества в условиях хими-
ческих реакций.
Атом − мельчайшая частица простого вещества, сохраняющая все
его основные химические свойства. В физике установлено, что
каждый
атом состоит из определенного числа протонов и нейтронов, состав-
ляющих ядро, и электронов, количество которых равно числу протонов,
т. е. атом электронейтрален. Именно атом не может быть превращен
в другие атомы в условиях химических реакций.
Элемент − вид атомов, характеризующихся одинаковым числом
протонов; элементу присваивается порядковый номер, равный числу

протонов в его ядре, и ему дается название, первые буквы (латинского
названия) которого являются символом элемента и обычно, кроме того,
обозначают один атом. Например, элемент с порядковым номером 18
называется Аргон (Argon − лат.) и обозначается Ar; знак одновременно
обозначает наличие одного атома (или одного моля атомов – см. ниже).
Сложным химическим веществом (химическим
соединением) яв-
ляется вещество, состоящее из атомов нескольких элементов. Химиче-
ское соединение состоит из групп атомов, отражающих его состав, −
формульных единиц (ФЕ).

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
7
Молекулой называют мельчайшую частицу вещества, способную
к самостоятельному существованию и обладающую всеми его химиче-
скими свойствами. Например, из молекул состоят вещества: хлороводо-
род НСl (1 атом водорода соединен с 1 атомом хлора), аммиак NH
3, вода
H
2O. В то же время во многих конденсированных (жидких и твердых)
химических соединениях нельзя выделить молекулы, так как они состо-
ят из прочно связанных между собою атомов, на которые невозможно
разделить сложное вещество, не изменив существенно его свойства (на-
пример, кристаллические NaCl, K
2SO4, Fe2O3). В этом случае вместо мо-
лекул используют формульные единицы (например, K
2SO4 кр. обознача-
ет формульную единицу вещества, содержащую 2 атома калия, 1 атом
серы и 4 атома кислорода). При описании состава и строения вещества
часто используют понятие о структурной единице (СЕ) – это более
общее понятие, обозначающее любые атомы или их группы (в том чис-
ле и ФЕ), которые используются для описания состава или структуры
вещества.
Таким образом, состав вещества выражается его химической фор-
мулой, которая определяет соотношение между количеством атомов
элементов в соединении или количеством атомов в простом веществе;
она может соответствовать или не соответствовать составу молекулы
(например: Cl и Cl
2, P2O3 и P4O6, где сначала дана формула состава ве-
щества, а потом − молекулы).
1.2. Атомно-молекулярное учение
В 1748 г. М. В. Ломоносов ввел, по сути, современные представле-
ния об атомах. Однако его работа была неизвестна до 1904 г.
В 1803–1807 гг. английский ученый Дж. Дальтон сформулировал
основные постулаты атомно-молекулярного учения (АМУ):
1) каждый элемент
состоит из очень мелких частиц – атомов;
2) все атомы одного элемента одинаковы;
3) атомы различных элементов обладают разными свойствами
(в том числе имеют разные массы);
4) атомы одного элемента не превращаются в атомы других эле-
ментов в результате химических реакций;
5) химические соединения образуются в результате комбинации
атомов двух или нескольких
элементов;
6) в данном соединении относительные количества атомов различ-
ных элементов всегда постоянны.
Эти постулаты вначале были косвенно доказаны совокупностью
стехиометрических законов: закон сохранения массы, закон сохране-
ния энергии, закон постоянства состава, закон кратных отношений, за-

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
8
кон объемных отношений, газовые законы и объединенный газовый за-
кон, закон Авогадро и закон эквивалентов.
Химическая стехиометрия − учение о составе веществ и их изме-
нении в ходе химических превращений (это слово образовано от грече-
ских слов «стехион» − элемент и «метрон» − мера). Законы стехиомет-
рии обычно считают составными
частями АМУ.
На основании этих законов было введено понятие о химических
формулах, химических уравнениях и валентности.
1.2.1. Моль. Эквивалент и эквивалентные массы
Измерения в химии производятся с использованием принятой во
всем мире, в том числе и в России, Международной системы единиц
измерения (СИ). В этой системе имеется семь основных единиц: метр

(м, длина), килограмм (кг, масса), секунда (с, время), ампер (А, сила то-
ка), Кельвин (К, температура), кандела (кд, сила света), и моль (количе-
ство вещества).
Относительные атомные и молекулярные массы (А
r, Мr). Уста-
новление стехиометрических законов позволило приписать атомам хи-
мических элементов строго определенную массу. Массы атомов чрез-
вычайно малы. Так, масса атома водорода составляет 1,67·10
−27
кг, ки-
слорода − 26,60·10
−27
кг, углерода − 19,93·10
−27
кг. Пользоваться такими
числами при различных расчетах очень неудобно. Поэтому с 1961 г. за
единицу массы атомов принята
1
/12 массы изотопа углерода
12
С − угле-
родная единица (у. е.) или атомная единица массы (а. е. м.).
Масса у. е. составляет 1,66043
.
10
−27
кг (1,66043
.
10
−24
г).
Относительной атомной массой элемента (А
r) называют отноше-
ние абсолютной массы атома к
1
/12 части абсолютной массы атома изо-
топа углерода
12
С.
А
r показывает, во сколько раз масса атома данного элемента тяже-
лее
1
/12 массы атома
12
С. Например, А r кислорода равна

1 у. е. − 1,66 · 0
−24
г
Х − 26,60 · 10
−24
г.
Отсюда Х = 16,02.

Это означает, что атом кислорода примерно в 16 раз тяжелее
1
/12
массы атома углерода
12
С. Относительные атомные массы элементов
(А
r) обычно приводятся в периодической таблице Менделеева.
Относительной молекулярной массой (М
r) вещества называется
масса его молекулы, выраженная в у. е.

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
9
М
r численно равна сумме атомных масс всех атомов, входящих
в состав молекулы вещества. Она подсчитывается по формуле вещества.
Например, относительная молекулярная масса серной кислоты H
2SO4
будет слагаться из:

атомных масс двух атомов водорода 2 · 1,00 = 2,01;
атомной массы одного атома серы 1 · 32,06 = 32,06;
атомной массы четырех атомов кислорода 4 · 16,02 = 64,08;

98,16.

Значит, М r (H2SO4) равна 98,16, или округленно 98. Это означает,
что масса молекулы серной кислоты в 98 раз больше
1
/12 массы атома
изотопа
12
С.
Относительные атомные и молекулярные массы − величины отно-
сительные, а потому − безразмерные.
Кроме рассмотренных величин, в химии чрезвычайное значение име-
ет особая величина − количество вещества. Количество вещества опре-
деляется числом структурных единиц (атомов, молекул, ионов или др.)
этого вещества и выражается в молях.
Моль − это количество вещества,
содержащее столько структурных
или формульных единиц, сколько атомов содержится в 12 г (0,012 кг)
изотопа
12
С.
Понятие «моль» распространяется на любые структурные единицы
(это могут быть реально существующие частицы, такие, как атомы (К, О,
С), молекулы (Н
2, СО2), катионы (К
+
, Са
2+
), анионы (
−2
3
CO , I
−
), радикалы
(
•
ON,
•
2
NO ), формульные единицы (КОН, ВеSO 4), электроны и др.
Экспериментально установлено, что в 12 г изотопа
12
С содержится
6,02
⋅10
23
атомов (постоянная Авогадро, N А); ее размерность − моль
−1
.
При применении понятия «моль» надо указывать, какие структурные
единицы имеются в виду.
Например, 1 моль атомов Н содержит 6,02
·10
23
атомов Н, 1 моль
молекул Н
2О содержит 6,02 ·10
23
молекул Н 2О, 1 моль ионов Н
+
содер-
жит 6,02
·10
23
ионов Н
+
и т. д.
Количество вещества обозначается буквой
n.
Отношение массы вещества ( m) к его количеству ( n) представляет
собой
молярную массу вещества:
М =
n
m
, г/моль. (1.1)
Отсюда
n =
M
m
, моль. (1.2)

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
10
Молярная масса вещества численно равна относительной молеку-
лярной массе этого вещества (
Мr), выраженной в атомных единицах
массы. Так, молекула Н
2О имеет массу ( Мr) 18 а. е. м., а 1 моль Н 2О
(т. е. 6,02
⋅10
23
молекул) имеет массу 18 г.
Пример 1. Какому количеству вещества соответствует 56 г азота и сколько
молекул азота содержится в этом количестве?
Решение. Молярная масса азота (N
2) равна 28 г/моль. Следовательно, 56 г азо-
та соответствуют двум молям. Моль любого вещества содержит 6,02⋅10
23
структур-
ных единиц; в двух молях азота содержится 12,04⋅10
23
молекул.
Пример 2. В результате реакции железа с серой получено 22 г сульфида желе-
за (II). Какое количество сульфида железа соответствует этой массе?
Решение. Молярная масса сульфида железа (II) − FeS − равна 88 г/моль.
Используя формулу (1.2), определим количество FeS: n
M
m
=
=
88
22
= = 0,25 моль.
Пример 3. Каковы масса и количество воды, которые образовались при сгора-
нии 8 г водорода?
8 г Х
Решение. Запишем уравнение реакции 2Н 2 + О2 = 2Н 2О
4 г 2
.
18 г

Записываем молярные массы: М(Н 2) = 2 г/моль; М(Н 2О) = 18 г/моль.
Вычисляем массу воды по уравнению:
из 4 г водорода получается 36 г воды
из 8 г получается Х г
Х=
⋅
=
836
4
72 г воды.
По формуле (1.2) находим количество воды
n =
M
m
=
72
18
=4 (моль Н
2О).
1.2.2. Газовые законы
Многие вещества (например, кислород и водород) существуют в га-
зообразном состоянии. Газы подчиняются определенным законам. Было
экспериментально установлено, что все газы (при
t = const) одинаково
сжимаются (
закон Бойля − Мариотта: PV = const или Р1V1 = P 2V2),
обладают одинаковым термическим коэффициентом расширения (
зако-
ны Гей – Люссака и Шарля:
=
T
V
const при постоянном давлении
и
T
P
= const при постоянном объеме) и имеют некоторые другие общие
свойства. Сочетание обоих законов находит свое выражение в
уравне-
нии Клапейрона
2
22
1
11
T
VP
T
VP
= = const. (1.3)

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
11
(Этим выражением пользуются для приведения объемов газов от
одних условий температуры и давления к другим.)

На основе этих газовых законов и своих наблюдений Авогадро
сформулировал закон (1811 г.):
в равных объемах различных газов
при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул
.
Если взять 1 моль любого газа, то легко убедиться взвешиванием
или измерением объемов, что при нормальных условиях он займет объ-
ем 22,4 л. Это так называемый
мольный объем газа.
Нормальные условия в Международной системе единиц (СИ):
давление 1,013
⋅10
5
Па (760 мм рт. ст. = 1 атм.); температура 273 К (0
º
С).
Если условия отличаются от нормальных, мольный объём имеет
другое значение, для расчетов которого можно воспользоваться
урав-
нением Менделеева
− Клапейрона
RT
M
m
PV=
, (1.4)
где
Р − давление газа; V − объем; m − масса газа; М − молярная масса,
Т − температура (К); R − универсальная (молярная) газовая постоянная,
численное выражение которой зависит от единиц, определяющих объем
газа и его давление.
В Международной системе измерений (СИ)
R = 8,314 Па⋅м
3
/ моль ⋅ К
(Дж/моль
·К).
Для внесистемных единиц измерения давления и объема величина
R имеет значения

R = 62400 мм рт. ст. ⋅мл / моль ⋅К; R = 0,082 атм ⋅л / моль⋅К;
R = 1,99 кал / моль·К.

Эти законы сыграли большую роль в установлении атомно-
молекулярного строения газов и в настоящее время широко использу-
ются для расчетов количеств реагирующих газов.
Пример 4. Найти массу 200 л хлора при н. у.
Решение. 1 моль газообразного хлора (Сl 2) имеет массу 71 г и занимает объем
22,4 л. Составляем пропорцию:
71 г − 22,4 л
Х г − 200 л.
Отсюда
Х = 200 ⋅ 71 / 22,4 = 633,2 г.
1.2.3. Эквивалент. Эквивалентные массы
Количественный подход к изучению химических явлений и уста-
новление закона постоянства состава показали, что вещества вступают
во взаимодействие в определенных соотношениях масс, что привело

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
12
к введению такого важного понятия, как «
эквивалент» , и установле-
нию
закона эквивалентов : массы взаимодействующих без остатка
веществ соотносятся как их эквивалентные массы.
Математическое
выражение закона эквивалентов
эк,2
эк,1
2
1M
M
m
m
=
, (1.5)
где
Мэк,1 и Мэк,2 − эквивалентные массы.
Эквивалент
− это частица или часть частицы, которая соединя-
ется (взаимодействует) с одним атомом водорода или с одним элек-
троном
.
Из этого определения видно, что понятие «эквивалент» относится
к конкретной химической реакции; если его относят к атому в химиче-
ском соединении, то имеют в виду реакцию образования этого соедине-
ния из соответствующего простого вещества и называют
эквивалентом
элемента в соединении
.
В одной формульной единице вещества (В) может содержаться
ZВ
эквивалентов этого вещества. Число ZВ называют показателем эквива-
лентности.

Фактор эквивалентности (f) − доля частицы, составляющая экви-
валент;
f ≤ 1 и может быть равным 1, 1/2, 1/3 и т. д.;
fВ =
в
1
Z
. (1.6)
Масса одного моля эквивалентов, выраженная в граммах, называет-
ся
молярной эквивалентной массой (М эк, г/моль·экв); численно она
равна относительной молекулярной массе эквивалента (кратко ее назы-
вают эквивалентной массой).

Пример 5 . Определить эквивалент и эквивалентную массу кислорода в Н 2О.
Решение. Такая формулировка вопроса предполагает реакцию образования
молекулы воды из кислорода и водорода:
H
2 + ½O2 = Н2О,
т. е. с 1 атомом водорода соединяется
½ атомов кислорода. Следовательно, Z(О) = 2.
Масса одного моля атомов кислорода равна 16 г, отсюда
Мэк (O)

= М(О)·
1
/Z =
16
/2 =
= 8 г/ моль.

Эквиваленты одних и тех же элементов в различных химических
соединениях могут различаться, так как величина эквивалента зависит
от характера превращения, претерпеваемого им. Так, в соединении SO
2

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
13
эквивалентная масса серы равна 8 г/моль, что составляет
1
/4 от атомной
массы, а в соединении SO
3 − 5,3 г/моль, что составляет
1
/6 от атомной
массы серы (
ZS = 4 и 6) соответственно. Практический расчет эквива-
лентной массы элемента в соединении ведут по формуле
Мэк (элемента) = Аэк =
ω
А
, (1.7)
где
А − атомная масса; ω − степень окисления элемента в данном соеди-
нении. (Ниже будет показано, что для реакции образования соединения
из простых веществ
ZВ = IωI).
Например,
ZВ (Mn) в соединении KMnO 4 (ω = +7) составляет 7,
а
Мэк (Mn)

=
55
/7 = 7,85 г/моль; в соединении Mn 2O3 (ω = +3) – ZВ = 3
и
Мэк (Mn)

=
55
/3 = 18,3 г/моль.
Эквивалентная масса вещества в химических реакциях имеет
различные значения, в зависимости от того, в каком взаимодействии это
вещество участвует. Если во взаимодействии сложного вещества участ-
вует его известное количество или известно количество реагирующих
групп, то для расчета эквивалентных масс можно пользоваться следую-
щими правилами и формулами:
а) вещества друг с другом реагируют одинаковыми количест-
вами эквивалентов.
Например, в реакции
2Al +
3
/2 O2 = Al2O3
6 моль эквивалентов Al реагируют с таким же количеством кислорода
(
ZВ (Al) = 3, ZВ (O) = 2);
б) эквивалентная масса кислоты в реакциях замещения ионов
водорода равна

Мэк. кислоты =
+
− Нионовхсязаместившивокол
M
. (1.8)
Пример 6 . Определить эквивалент и эквивалентную массу H 2SO4 в реакциях:
1)
H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O
2)
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
Решение. В реакции 1 заместился один ион водорода, следовательно, эквивалент
серной кислоты равен одному молю, а
ZВ (H2SO4) = 1, М эк(H2SO4) = М ⋅ 1 = 98 г/моль.
В реакции 2 заместились оба иона водорода, следовательно, эквивалент серной ки-
слоты равен двум молям,
ZВ (H2SO4) = 2, а M эк (H2SO4) = 98 / 2 = 49 г/моль.
в) эквивалентная масса основания в реакции замещения ионов
гидроксила равна
Мэк. основания =
−
− ОНионовхсязаместившивокол
M
. (1.9)

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
14
Пример 7 . Определить эквивалент и эквивалентные массы гидроксида висмута
в реакциях:
1) Bi(OH)
3 + HCl = Bi(OH)2Cl + H2O
2) Bi(OH)
3 + 3HCl = BiCl3 + H2O

Решение.
1) ZВ (Bi(OH)3) = 1, M эк(Bi(OH)3) = 260 г/моль (так как из трех ионов
гидроксила заместился один);
2) Z
В (Bi(OH)3) = 3, a M эк (Bi(OH)3) =
260
/3 = 86,3 г/моль (так как из трех ионов
ОН
−
заместились все три);

г) эквивалентная масса соли в реакциях полного замещения
катиона или аниона равна
анионоввоколанионазаряд
эк.соли
катионоввоколкатионазаряд
эк.соли
или
−⋅
−⋅
=
=
M
M
M
M
, (1.10)
Так,
ZВ Al2(SO4)3 = 3⋅2 = 6. Однако в реакции эта величина может
быть больше (неполное замещение) или меньше (комплексообразова-
ние). Если, например, это соединение участвует во взаимодействии по
реакции
Al
2(SO4)3 + 12KOH = 2K3[Al(OH)6] + 3K2SO4,
то при этом три аниона с суммарным зарядом 6 замещаются 12 ОН
−
ио-
нами, следовательно, 12 эквивалентов этого вещества должно вступать
в реакцию. Таким образом,
ZВ Al2(SO4)3 = 12;

д) эквивалентная масса оксида в реакциях полного замещения
равна

Мэк. оксида =
элем.атомоввоколэлем.окисл.степень −⋅
M
. (1.11)
Например,
ZВ (Fe2O3) = 3 ⋅ 2 = 6; Мэк=М(Fe2O3)·ZВ=160⋅
1
/6 = 26,6 г/моль.
Однако в реакции
Fe
2O3 + 4HCl = 2FeOHCl2 + H2O
ZВ (Fe2O3) = 4, Мэк = М(Fe2O3)·ZВ = 160⋅
1
/4 = 40 г/моль, так как Fe 2O3
взаимодействует с четырьмя эквивалентами HCl.
При решении задач, связанных с газообразными веществами, целе-
сообразно пользоваться значением
эквивалентного объема . Это объем,
занимаемый одним молем эквивалентов газообразного вещества. Для
водорода при н.у. этот объем равен 11,2 л (молярный объем Н
2 состав-

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
15
ляет 22,4 л, а так как
Мэк (Н) = 1 г, то эквивалентный объем будет
в 2 раза меньше молярного, т. е. 11,2 л).
Пример 8. На восстановление 1,80 г оксида металла израсходовано 883 мл во-
дорода (н. у.). Вычислить эквивалентные массы оксида и металла.
Решение. Согласно закону эквивалентов (1.5) массы (объемы) реагирующих
веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):
2,11883,0
80,1
;
эк
)(нэк
оксидаэк
)н(
оксида
22
M
V
M
V
m
==
.
Отсюда
М
эк. оксида
2,24
883,0
2,118,1
=
⋅
= (г/моль); М эк. оксида = Мэк. металла + Мэк. (О),

тогда М эк. металла = М эк. оксида − Мэк. (О) =24,2 − 8 = 16,2 г/моль.

(Мэк (О) =
16
/2 = 8 г/моль).


Пример 9.
Вычислить эквивалентную массу цинка, если 1,168 г Zn вытеснили
из кислоты 438 мл Н
2 (t = 17
о
С и Р = 750 мм рт. ст.).
Решение. Согласно закону эквивалентов (1.5)
)Н(
)Zn(
эк
эк
H
Zn
2
M
M
m
m
=
.
Из уравнения Менделеева – Клапейрона (1.4)

TR
MVP
m
⋅
⋅⋅
=)H(
2
= 29062400
2438750
⋅
⋅⋅
= 0,036 г;

=
⋅
=
2H
экZn
эк
)Н(
(Zn)
m
Mm
M
036,0
1168,1⋅
= 32,6 г/моль.
1.2.4. Определение атомных и молекулярных масс
Из закона Авогадро следует, что два газа одинаковых объемов при
одинаковых условиях содержат одинаковое число молекул; однако они
имеют неодинаковые массы: масса одного газа во столько раз больше
другого, во сколько раз больше его молярная масса:
D
M
M
m
m
==
2
1
2
1
, (1.12)
где
D − относительная плотность одного газа (1) к другому (2) − вели-
чина безразмерная. Отсюда

М1 = М2⋅ D. (1.13)
Пример 10 . Масса 1 л газа (н. у.) равна 1,25 г. Вычислить: а) М газа; б) массу
одной молекулы газа; в) плотность газа относительно воздуха.

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
16
Решение. Молярную массу газа найдем по мольному объему (1 моль газа при
н. у. занимает V = 22,4 л):
а) 1 л газа имеет массу 1,25 г
22,4 л − Х г
Х = 28 г; М
газа = 28 г/моль;

б) 1 моль газа − 6,02⋅10
23
молекул − 28 г
1 молекула − Х г
Х =
28
602 10
23
,⋅
= 4,7⋅10
−23
г;
в) из (1.12) D газа по воздуху =
воздуха
газаM
M
=
29
28
= 0,96, т. е. данный газ легче
воздуха в 0,96 раза.
(Средняя молекулярная масса воздуха М
возд. = 29 г/моль).
Пример 11. Анализ показал, что соединение состоит из 30,43 % азота
и 69,57 % кислорода. Относительная плотность этого вещества по водороду равна 46.
Определить его молекулярную массу и формулу.
Решение. Согласно (1.13) определяем относительную молекулярную массу
вещества
М
r = 2D Н2 = 2·46 = 92 г/моль.
Формулу вещества примем N
xOу. Чтобы найти соотношение между х и у, надо
разделить весовые количества (в данном примере процентное содержание) азота
и кислорода на соответствующие атомные массы:
х : у =
30 43
14
69 57
16
,
:
,
= 2,17:4,34 = 1:2.
Отсюда простейшая формула вещества − NO
2, которой соответствует молеку-
лярная масса 46. Разделив 92 на 46, получим 2. Значит, простейшую формулу надо
удвоить, т. е. истинная формула вещества − N
2O4.

Атомные, молярные и молекулярные массы атомов и молекул мож-
но определять, как показано выше, из закона эквивалентов и из газовых
законов. Кроме того, их находят приближенно
методом Менделеева ,
как среднее арифметическое атомных масс соседних по периодической
системе атомов. Можно также оценить значение атомной массы по
удельной теплоёмкости из
закона Дюлонга и Пти: атомные теплоём-
кости простых твердых веществ примерно одинаковы и составляют
около 25 Дж·

моль
−1
·К
−1
.
Примечание: атомная теплоёмкость вещества примерно определяется
количеством колебаний, которое может совершать атом в кристалличе-
ской решётке; число таких колебаний в трехмерной решётке равно трем;
каждому колебанию соответствует энергия, равная
R = 8,314 Дж/(моль ·К),
что и даёт около 25 Дж/(моль
·К):

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
17
( )
()
[ ]
1
уд
11
уд
11
мольг
25
KгДж
KмольДж25
−
−−
−−
⋅=
⋅⋅
⋅⋅
≈′
CC
A . (1.14)
Зная неточное значение атомной массы
А' и точное значение Мэк
для данного элемента из опыта и принимая во внимание, что валент-
ность
− целое число, можно найти точное значение А.
Пример 12. При взаимодействии 1,168 г металла с серной кислотой выдели-
лось 438 мл водорода (объем измерен при 17
о
С и 750 мм рт. ст.). Удельная тепло-
емкость металла − 0,39 Дж/г. Вычислить атомную массу металла и определить, ка-
кой это металл.

Решение
1. По уравнению (1.4) Клапейрона − Менделеева вычисляем массу вытеснен-
ного водорода
TR
MVP
m
⋅
⋅⋅
=
)H(
)H(
2
2
=
2990624000
2438750
⋅
⋅⋅
= 0,036 г.
2. По закону эквивалентов (1.5) определяем эквивалентную массу металла
)Н(
2
(H)экМе
Меэкm
Mm
M ⋅
= =
036,0
1168,1⋅
= 32,69 г/моль.
3. По закону Дюлонга и Пти (1.14) находим приблизительную атомную массу
металла
==≈′
39,0
2525
удC
A 64,1 г/моль.
4. По эквивалентной массе и приблизительной атомной массе металла опреде-
ляем валентность: V = 641
32 69
196 2
,
,
,=≈ .

5. Рассчитываем точную атомную массу и по ней находим металл в периодиче-
ской системе:
А
r = Mэк ·V = 32,69
.
2 = 65,38. Это цинк (Zn).
Точные значения относительных атомных масс (
Аr) приводятся
в Периодической системе Д. И. Менделеева под символами элементов.
Они представляют собой средние значения атомных масс всех природ-
ных изотопов с учетом их относительного содержания в природе.
Пример 13 . Природный кислород состоит из изотопов
16
О (99,76 %),
17
О (0,04 %) и
18
О (0,2 %). Определить относительную атомную массу элемента ки-
слорода.
Решение. Аr = 16·0,9976 + 17·0,0004 + 18·0,002 = 16,0.
Точные значения атомных масс почти всех элементов, однако, были
определены из химических реакций с использованием весового анализа
(так как взвешивание можно производить с очень высокой точностью).

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
18
Пример 14. Определить атомную массу серебра, если при взаимодействии 1 г
его с азотной кислотой получилось 1,57479 г нитрата серебра.
Решение. Запишем уравнение реакции Ag + 2HNO 3 = AgNO3 + NO2 + H2O.
Если известны А
r(N) = 14,0067 и А r(О) = 15,9994, то, пользуясь уравнением ре-
акции, можно составить пропорцию:

из 1 г Ag получено 1,57479 г AgNO 3
из А г Ag получится (А + 14,0067 + 3
.
15,9994) г AgNO 3 ,

т. е.
==
+
=
57479,0
0049,62
;
0049,62
57479,11
A
AA
107,8733 г/моль.

Точные значения атомных масс определялись также методами
масс-спектрографии и рентгенографии.
1.2.5. Химические формулы. Валентность
Химическая формула отражает состав (структуру) химического со-
единения или простого вещества. Например, Н
2О − два атома водорода
соединены с атомом кислорода. Химические формулы содержат также
некоторые сведения о структуре вещества: например, Fe(OH)
3, Al2(SO4)3
− в этих формулах указаны некоторые устойчивые группировки (ОН,
SO
4), которые входят в состав вещества − его молекулы, формульной
или структурной единицы (ФЕ или СЕ).
Молекулярная формула указывает число атомов каждого элемен-
та в молекуле. Молекулярная формула описывает только вещества с мо-
лекулярным строением (газы, жидкости и некоторые твердые вещества).
Состав вещества с атомной или ионной структурой можно описать
только символами формульных единиц.
Формульные единицы указывают простейшее соотношение меж-
ду числом атомов разных элементов в веществе. Например, формульная
единица бензола
− СН, молекулярная формула − С6Н6.
Структурная (графическая) формула указывает порядок соеди-
нения атомов в молекуле (а также в ФЕ и СЕ) и число связей между ато-
мами.
Рассмотрение таких формул привело к представлению о
валентно-
сти
(valentia − сила) как о способности атома данного элемента присое-
динять к себе определенное число других атомов. Можно выделить три
вида валентности: стехиометрическую (включая степень окисления),
структурную и электронную.
1.
Стехиометрическая валентность. Количественный подход
к определению валентности оказался возможным после установления
понятия
«эквивалент» и его определения по закону эквивалентов. Ос-
новываясь на этих понятиях, можно ввести представление о
стехиомет-

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
19
рической валентности − это число эквивалентов, которое может к себе
присоединить данный атом, или
− число эквивалентов в атоме. Эквива-
ленты определяются по количеству атомов водорода, т. е.
Vстх фактиче-
ски означает число атомов водорода (или эквивалентных ему частиц), с
которыми взаимодействует данный атом:
Vстх = ZB или Vстх =
экМ
A
. (1.15)

Например, в SO 3 (ω S= +6); ZB (S) равен 6; Vстх(S) = 6.
Эквивалент водорода равен 1, поэтому для элементов в приведен-
ных ниже соединениях
ZB (Cl) = 1; ZB (О) =2; ZB (N) = 3, а ZB (C) = 4.
Численное значение стехиометрической валентности принято обозна-
чать римскими цифрами:
I I I II III I IV I
HCl H2O NН 3 CH4
В тех случаях, когда элемент не соединяется с водородом, валент-
ность искомого элемента определяется по элементу, валентность кото-
рого известна. Чаще всего ее находят по кислороду, поскольку валент-
ность его в соединениях обычно равна двум. Например, в соединениях:
II II III II IV II
CaO Al
2O3 CО 2.
При определении стехиометрической валентности элемента по
формуле бинарного соединения следует помнить, что
суммарная ва-
лентность всех атомов одного элемента должна быть равна сум-
марной валентности всех атомов другого элемента.

Зная валентность элементов, можно составить химическую форму-
лу вещества. При составлении химических формул можно соблюдать
следующий порядок действий:
1) пишут рядом химические символы элементов, которые входят
в состав соединения: KO AlCl AlO;
2) над символами химических элементов проставляют их валентность:
I II III I III II
KO AlCl AlO;
3) используя вышесформулированное правило, определяют наи-
меньшее общее кратное чисел, выражающих стехиометрическую ва-
лентность обоих элементов (2, 3 и 6 соответственно);
4) делением наименьшего общего кратного на валентность соответ-
ствующего элемента находят индексы:

I II III I III II
K
2O AlCl3 Al2O3.

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
20
Пример 15. Составить формулу оксида хлора, зная, что хлор в нем семивален-
тен, а кислород − двухвалентен.
Решение. Находим наименьшее кратное чисел 2 и 7 − оно равно 14. Разделив
наименьшее общее кратное на стехиометрическую валентность соответствующего
элемента, находим индексы: для атомов хлора
14
/7 = 2, атомов кислорода
14
/2 = 7.
Формула оксида −
VII II
Cl 2O7 .

Степень окисления
также характеризует состав вещества и равна
стехиометрической валентности со знаком «плюс» (для металла или бо-
лее электроположительного элемента в молекуле) или «минус»:
ω = ±Vстх. 1.16)
Определяется
ω через Vстх, следовательно, через эквивалент, и это
означает, что
ω(Н) = ±1; далее опытным путем могут быть найдены ω
всех других элементов в различных соединениях. В частности, важно,
что ряд элементов имеют всегда или почти всегда постоянные степени
окисления.
Полезно помнить следующие правила определения степеней окис-
ления:
1)
ω(Н) = ±1 (ω = +1 в Н 2О, НCl; ω = −1 в NaH, CaH2).
2) F (фтор) во всех соединениях имеет
ω = −1, остальные галогены с
металлами, водородом и другими более электроположительными эле-
ментами тоже имеют
ω = −1.
3) Кислород в обычных соединениях имеет
ω = −2 (исключения −
пероксид водорода и его производные
− Н2О2 или BaO 2, в которых ки-
слород имеет степень окисления
−1, а также фторид кислорода OF 2,
в котором степень окисления кислорода равна +2).
4) Щелочные (Li
−Fr) и щелочно-земельные (Ca −Ra) металлы всегда
имеют степень окисления, равную номеру группы, т. е. +1 и +2 соответ-
ственно.
5) Al, Ga, In, Sc, Y, La и лантаноиды (кроме Се)
− ω = +3.
6) Высшая степень окисления элемента равна номеру группы пе-
риодической системы, а низшая равна (№ группы
− 8). Например, выс-
шая
ω (S) = +6 в SO 3, низшая ω = −2 в Н 2S.
7) Степени окисления простых веществ приняты равными нулю.
8) Степени окисления ионов равны их зарядам.
9) Степени окисления элементов в соединении компенсируют друг
друга так, что их сумма для всех атомов в молекуле или нейтральной
формульной единице равна нулю, а для иона
− его заряду. Это можно
использовать для определения неизвестной степени окисления по из-
вестным и составления формулы многоэлементных соединений.

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
21
Пример 16. Определить степень окисления хрома в соли K 2CrO4 и в ионе
Cr
2O7
2− .
Решение. Принимаем ω(К) = +1; ω(О) = −2. Для структурной единицы K 2CrO4
имеем 2·(+1) + Х + 4·(−2) = 0, отсюда Х = ω (Сr) = +6.
Для иона Cr
2O7
2− имеем 2 ·Х + 7·(−2) = −2, Х = ω (Cr) = +6, т. е. степень
окисления хрома в обоих случаях одинакова.

Пример 17.
Определить степень окисления фосфора в соединениях P 2O3 и PH3.
Решение. В соединении P 2O3 ω (О) = −2. Исходя из того, что алгебраическая
сумма степеней окисления молекулы должна быть равной нулю, находим степень
окисления фосфора: 2
·Х + 3·(−2) = 0, отсюда Х = ω (Р) = +3.
В соединении PH
3 ω (Н) = +1, отсюда Х + 3·(+1) = 0; Х = ω (Р) = −3.
Пример 18. Напишите формулы оксидов, которые можно получить при тер-
мическом разложении перечисленных ниже гидроксидов:
H
2SiO3; Fe(OH)3; H3AsO4; H2WO4; Cu(OH)2.
Решение. H2SiO3. Определяем степень окисления кремния: ω(Н) = +1, ω(О) = −2,
отсюда 2
·(+1) + Х + 3·(−2) = 0; ω(Si) = Х = +4. Формула оксида – SiO 2.
Fe(OH)
3 − заряд гидроксогруппы равен −1, следовательно, ω(Fe) = +3 и форму-
ла соответствующего оксида − Fe
2O3.
H
3AsO4 − степень окисления мышьяка в кислоте 3
.
(+1) + X + 4·(−2) = 0;
X = ω(As) = +5. Таким образом, формула оксида − As 2O5.
H
2WO4 − ω(W) в кислоте равна +6. Таким образом, формула соответствующе-
го оксида − WO
3.
Cu(OH)
2 − так как имеется две гидроксогруппы, заряд которой равен −1, сле-
довательно, ω(Cu) = +2 и формула оксида − CuO.

Большинство элементов имеют по несколько степеней окисления.
Рассмотрим, как с помощью таблицы Д. И. Менделеева можно оп-
ределить основные степени окисления элементов.
Устойчивые степени окисления
элементов главных подгрупп
можно определять по следующим правилам:
• У элементов I −III групп существуют единственные степени
окисления
− положительные и равные по величине номерам групп
(кроме таллия, имеющего
ω = +1 и +3).
• У элементов IV −VI групп, кроме положительной степени окис-
ления, соответствующей номеру группы, и отрицательной, равной раз-
ности между числом 8 и номером группы, существуют еще промежу-
точные степени окисления, обычно отличающиеся между собой на две
единицы. Для IV группы степени окисления соответственно равны +4,
+2,
−2, −4; для V группы − соответственно −3, −1 +3 +5 и для VI группы
соответственно +6, +4,
−2.
• У элементов VII группы существуют все степени окисления: от
+7 до
−1, различающиеся на две единицы, т. е. +7, +5, +3, +1 и −1.

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
22
В группе галогенов выделяется фтор, который не имеет положительных
степеней окисления и в соединениях с другими элементами существует
только в одной степени окисления «
−1». (Имеется несколько соедине-
ний галогенов с четными степенями окисления: ClO, ClO
2 и др.).
У элементов
побочных подгрупп нет простой связи между устой-
чивыми степенями окисления и номером группы. У некоторых элемен-
тов побочных подгрупп устойчивые степени окисления следует просто
запомнить. К таким элементам относятся: Cr (+3 и +6), Mn (+7, +6, +4
и +2), Fe, Co и Ni (+3 и +2), Cu (+2 и +1), Ag (+1), Au (+3 и +1), Zn и Cd
(+2), Hg (+2 и +1).
Для составления формул трех- и многоэлементных соединений по
степеням окисления необходимо знать степени окисления всех
элемен-
тов. При этом количество атомов элементов в формуле определяется из
условия равенства суммы степеней окисления всех атомов заряду фор-
мульной единицы (молекулы, иона). Например, если известно, что в не-
заряженной формульной единице имеются атомы K, Cr и О со степеня-
ми окисления, равными +1, +6 и
−2 соответственно, то этому условию
будут удовлетворять формулы K
2CrO4, K2Cr2O7, K2Cr3O10 и многие дру-
гие; аналогично этому иону с зарядом
−2, содержащему Cr
+6
и O
−2
, бу-
дут соответствовать формулы CrO
4
2−, Cr2O7
2−, Cr3O10
2−, Cr4O13
2− и т. д.
2.
Координационная (структурная) валентность, или координа-
ционное число
Vк.ч, определяет число соседних атомов. Например, в мо-
лекуле SO
3 у серы число соседних атомов кислорода равно трем и Vк.ч = 3,
Vстх = Vсв = 6.
3.
Электронная валентность Vē – число химических cвязей, обра-
зуемых данным атомом. Например, в H
2O2
Н ⎯ О
Vстх(O) = 1; Vк.ч (O) = 2; Vē (O) = 2, ⏐
Н
⎯ О
т. е. имеются химические соединения, в которых стехиометрическая
и электронная валентности не совпадают (см. разд. 1.3); к ним, напри-
мер, относятся и комплексные соединения.
Координационная и электронная валентности более подробно рас-
сматриваются в разделах «Химическая связь» и «Комплексные соеди-
нения».

1.2.6. Структурные формулы
В веществах (молекулярных, ионных, ковалентных, металлических)
атомы связаны друг с другом в определённой последовательности,
а между парами атомов (между химическими связями) имеются опреде-

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
23
лённые углы. Всё это необходимо для характеристики веществ, так как
от этого зависят их физические и химические свойства. Сведения о гео-
метрии связей в веществах частично или полностью отражаются
в структурных формулах. В этих формулах связь между атомами изо-
бражают чертой. Например, H
2O изображают так: H −O−H
Hg
2Cl2: Cl −Hg−Hg−Cl

HNO2: H −O−N=O

При изображении структурных формул часто принимают, что элек-
тронная валентность совпадает со стехиометрической. Такие структур-
ные формулы несут информацию о составе и порядке расположения
атомов, но не содержат правильных сведений о связях.

Например, HNO 3:

O O
H
−O−N H−O−N
O O
(неправильно) (правильно)

Здесь V стх(N) = 5, однако Vē (N) = 4.
Структурные формулы, построенные по стехиометрическим ва-
лентностям (
Vстх), иногда называются графическими.
Соединения, в которых у всех элементов V
стх действительно
совпадает с электронной валентностью (V
ē), называют простыми
соединениями;
к ним относятся только некоторые молекулярные со-
единения (например: CO
2, SO2, SO3, CH4, ClF3 и др.). Соединения, в ко-
торых это условие не выполняется, называются
сложными. К ним от-
носятся, например, все комплексные соединения, CO, H
2O2 и др.
Большинство оксидов, кислот, оснований и солей существуют в ви-
де твердых или жидких соединений с частично ионными связями или
в виде растворов, в которых соединения диссоциированы на ионы и кото-
рые, в свою очередь, гидратированы. Поэтому даже при совпадении
Vстх
и
Vē графические формулы не соответствуют структуре, а носят формаль-
ный, условный характер, показывая, как могли бы соединяться атомы, ес-
ли бы вещество состояло из молекул, соответствующих формуле.
Истинную структурную формулу можно изобразить лишь на осно-
вании исследования реальной структуры вещества – экспериментально
или теоретически (см. разд. учебников химии «Химическая связь»).
При изображении
структурных (графических) формул нужно вы-
полнять следующие простые правила:

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
24
1) число чёрточек, исходящих от каждого атома, равно его валент-
ности (
Vстх = Vē);
2) в обычных кислотах и солях со сложным кислородсодержащим
катионом атомы H и Me соединяются с кислотообразующим элементом
через кислород

H−O−Э Мe −О−Э

3) одинаковые атомы не соединяются между собой, не образуют
гомоцепей, они соединяются через атомы неметалла: a) CrO
3; б) K 2O;
в) Al
2S3:
O K S
а) Cr ; б) О ; в) Al
⎯ S ⎯ Al или
O O K S

S
Al
−S−Al
S

Правила нарушаются в сложных соединениях, например в пероксо-
и персульфо-соединениях:

K ⎯ S K ⎯ O
K
2S2: ⏐ K 2O2: ⏐
K
⎯ S K ⎯ O

Некоторые кислоты и соли фосфора также являются сложными со-
единениями.

H O

| ⎜⎜
Кислоты:
H3PO2 H−O−P = O H3PO3 H−O−P − O −H

| ⎜
H H

Пример 19.
Изобразить структурную формулу K 2SO4.
Решение. Определяем стехиометрические валентности атомов: V(K) = 1;
V(S) = 6; V(O) = 2. Изображаем структурную формулу, пользуясь правилами 1−3:

K − O O Эта формула − графическая. На самом деле таких
S молекул не существует (К
2SО4 – формульная единица
K − O O с ионной кристаллической решеткой твердого вещества).


В приведенных примерах углы между связями взяты произвольно.
Однако они также могут быть точно указаны и изображены.

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
25
Для графического изображения формул солей можно исходить из
соответствующих формул кислот, заменяя в них атомы водорода на
атомы металла с соблюдением правила валентности, т. е. один атом во-
дорода заменяется одновалентным металлом, два
− двухвалентным, три
− трехвалентным и т. д. Например, графическое изображение формулы
карбоната кальция (CaCO
3) можно представить так: карбонат кальция −
это средняя соль угольной кислоты H
2CO3, в которой атомы водорода
замещены на атомы кальция:

Н
−О О
С=О Са С = О
Н
−О О

Пример 20. Изобразите графические формулы кислой соли гидросульфата на-
трия и основной соли карбоната гидроксожелеза (III).
Решение. При составлении графических формул солей нужно отчетливо пред-
ставлять себе графические формулы кислотных и основных остатков. Кислую соль
(NaHSO
4) можно представить как продукт замещения одного атома водорода в сер-
ной кислоте на атом натрия:
H−О O H−O O
S S
H
−О O Na −O O

Основную соль (FeOHCO 3) можно представить как продукт час-
тичного замещения гидроксогрупп в основании Fe(OH)
3 на кислотный
остаток угольной кислоты:
О
⎯ H H−O O −H
Fe
⎯ O ⎯ H C = O Fe ⎯ O
O
⎯ H H−O C = O
O
1.2.7. Уравнения химических реакций
Химические реакции записывают в виде особых алгебраических
уравнений, в которых каждый символ атома или молекулы обозначает
атом (молекулу) или один их моль. Знак равенства между реагентами
и продуктами отражает закон сохранения массы вещества в химических
реакциях и, как следствие, тот факт, что число атомов каждого сорта
среди реагентов равно числу таких
же атомов среди продуктов. Напри-
мер, для реакции
2Н
2 + О2 = 2Н 2О
реагенты продукты

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
26
это означает, что две молекулы Н
2 (4 атома Н) реагируют с одной моле-
кулой О
2 (2 атома О) и при этом получается две молекулы воды, в кото-
рых столько же атомов Н (4) и О (2), сколько их было в реагентах. Ко-
эффициенты перед формулами называют
стехиометрическими; они
относятся ко всем атомам формулы; коэффициент 1 не используется.
Кроме того, в химических уравнениях сохраняется заряд; это важно при
написании уравнений ионных реакций и полуреакций (см. разд. 6 и 7).
При написании химического уравнения сначала записывают его
схему без стехиометрических коэффициентов, например:
Н
2 + N2 → NH3,
а затем уравнивают его. Общий метод уравнивания заключается в со-
ставлении уравнений баланса всех атомов. Для этого записывают хими-
ческое уравнение с неизвестными коэффициентами:
х1Н2 + х2N2 = x3NH3,
а затем
− алгебраическую систему уравнений баланса по атомам:

1) 2х1 = 3х3 (по атомам Н);
2) 2
х2 = х3 (по атомам N).

Система не имеет определенного решения, так как не хватает одно-
го уравнения. Решая эту систему, находим, что
3
2
1
3
=
x
x и
.2
2
3
=
x
x
Принимая далее один из коэффициентов равным 1 (например,
х2 = 1 −
это и будет третье уравнение системы), найдем, что
х3 = 2 и х1 = 3. Та-
ким образом, получим уравнение 3Н
2 + N2 = 2NH3.
Если получаются дробные коэффициенты, то их обычно приводят
к наименьшему целому.

Другие способы уравнивания будут рассмотрены в разд. 7.1.1.
Уравнение химической реакции замечательно тем, что по нему
можно найти количества и массы всех реагирующих и получающихся
веществ, если известно количество или масса хотя бы одного из них
и если реакция протекает
нацело.

Пример 21. Рассчитать массу 30 %-й соляной кислоты, необходимой для раз-
ложения одного кг СаСО
3. Определить объем СО 2 (н. у.), выделяющегося при этом.
Решение. Запишем уравнение реакции
СаСО
3 + 2НСl = CaCl 2 + CO2 + H2O.
Из уравнения делаем вывод, что на разложение 1 моль СаСО
3 требуется 2 моль ки-
слоты и при этом выделяется 1 моль СО
2. Из (1.1) следует, что m =n·M и V = n·V M

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
27
(n − количество (моль), V M = 22,4 л − молярный объем), то можно составить про-
порции:

1) 1 моль СаСО 3 (100 г/моль) реагирует с 2 моль НСl (2 ·36,5 г)

100
1000
моль (1000 г) реагируют с Х г.
Отсюда Х = 720 г HCl. Масса 30 %-й кислоты m = .г2400
%30
%100г720
=
⋅

2) 1 моль (100 г) CaCO
3 выделяют 1 моль (22,4 л) СО 2

100
1000
(1000 г) − Х л.
Отсюда Х = 224 л СО
2. Аналогично можно рассчитать массы СаСl 2 и Н2О.
1.2.8. Классификация химических реакций
Из определения химии как науки ясно, что под химической реак-
цией
понимают превращения одних веществ в другие . При этом вы-
полняются фундаментальные законы сохранения:
− общий атомный состав продуктов и реагентов одинаков (атомы
сохраняются);
− в реакции сохраняется суммарный заряд;
− энергия, выделяющаяся в ходе прямой реакции, равна энергии,
поглощающейся в обратной ей реакции.
В химии используются различные классификации реакций. Напри-
мер, с точки зрения участия в них кислот и оснований или солей выде-
ляют
кислотно-основные реакции:
НCl + NaOH = NaCl + Н
2О
кислота основание
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
соль кислота
(без изменения степени окисления).

Химические реакции классифицируются по различным признакам:

1. По составу реагентов и продуктов реакции делят на следующие
типы:
соединения, разложения, замещения и обмена.

Реакции соединения
− это такие реакции, в результате которых из
двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество. Например:
2H
2 + O2 = 2H2O или SO 3 + H2O = H2SO4

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
28
Реакции разложения − это такие реакции, в результате которых из
одного сложного вещества образуется несколько новых веществ. На-
пример:
(CuOH)
2CO3 = 2CuO + H2O + CO2
Реакции замещения − это реакции, в результате которых атомы
простого вещества замещают атомы одного из элементов сложного ве-
щества или молекулы одного вещества замещают некоторые атомы (мо-
лекулы) в составе другого вещества. Например:
Fe + CuSO
4 = FeSO4 + Cu
Могут замещаться и группы атомов, например:
[Cu(H
2O)4]Cl2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]Cl2 + 4H2O
Реакции обмена − это такие реакции, в результате которых два
вещества обмениваются своими составными частями, образуя два но-
вых вещества. Например,
Zn(OH)
2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
2.
По признаку выделения или поглощения теплоты реакции делят
на
экзотермические и эндотермические.
Экзотермические
− это реакции, протекающие с выделением тепло-
ты. Например, реакция образования хлороводорода из водорода и хлора:
H
2 + Cl2 = 2HCl + 184,6 кДж ( ΔН
0
= −184,6 кДж)
(
ΔН
0
– тепловой эффект при постоянном давлении в стандартных усло-
виях – см. дальше, в разд. 4).
Эндотермические − это реакции, протекающие с поглощением те-
плоты из окружающей среды. Например, реакция образования оксида
азота (II) из азота и кислорода протекает при высокой температуре с
по-
глощением
тепла:
N
2 + O2 = 2NO − 180,8 кДж (ΔН
0
= +180,8 кДж).
3. По признаку обратимости реакции делят на
обратимые и необ-
ратимые.
Обратимые
− это такие реакции, которые могут протекать в двух
взаимно противоположных направлениях при небольшом изменении
условий (концентраций, температуры, давления), например:
3H
2 + N2 ∅ 2NH3
(в уравнениях обратимых реакций знак равенства заменяется двумя
стрелками, направленными в противоположные стороны).

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
29
Необратимые − это реакции, протекающие до конца, т. е. до пол-
ного превращения исходных реагирующих веществ в конечные продук-
ты; причём обратная реакция не может быть проведена ни при каких
условиях (иногда говорят о необратимости в данных условиях – когда
обратная реакция принципиально возможна, но её скорость ничтожно
мала). Примером такой (принципиально необратимой) реакции
может
служить разложение бертолетовой соли при нагревании:
2KClO
3 = 2KCl + 3O2
Реакция прекратится тогда, когда вся соль превратится в хлорид
калия и кислород. Необратимых реакций немного. Большинство реак-
ций являются обратимыми.
По признаку природы реагентов и продуктов выделяют
окисли-
тельно-восстановительные, кислотно-основные реакции, комплек-
сообразования
и т. д. Например, реакция
+4 −1 +2 0
MnO
2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
окислитель восст-тель

является окислительно-восстановительной (протекает с изменением
степени окисления элементов), а реакция
2KI + HgI
2 = K2[HgI4]
является реакцией комплексообразования.
Одна и та же реакция может быть классифицирована по нескольким
признакам. Так, кислотно-основные реакции одновременно часто явля-
ются обменными и т. д.

Савельев Г.Г., Смолова Л.М. «Общая химия».
Учебное пособие. 2006 г
30
Раздел 2
СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
Строение вещества − учение о том, какие силы определяют его со-
став и структуру. В случае химии состав и структура определяются на
уровне атомов и молекул, а действующие силы определяются взаимо-
действием заряженных элементарных частиц
− электронов и протонов.
При изучении строения вещества принята естественная последова-
тельность: сначала изучают строение атомов, а затем
− строение со-
стоящих из них молекул и немолекулярных веществ, т. е. химическую
связь между атомами.
2.1. Строение атома
2.1.1. Корпускулярно-волновое описание движения электрона
в атоме. Квантовые числа
До конца ХIХ в. полагали, что атом − неделимая и неизменяющаяся
частица. Открытие радиоактивности некоторых элементов (А. Бекке-
рель, 1896 г., уран) и объяснение ее расщеплением ядер атомов (Э. Ре-
зерфорд, Ф. Содди, 1903 г.), а также открытие электрона как составной
части атома (Дж. Стоней, 1881 г.; Дж. Томсон, 1897 г.) доказали слож-
ное строение атома.
Было экспериментально доказано (Э. Резерфорд, 1911 г.),
что атом
состоит из положительно заряженного тяжелого ядра, имеющего разме-
ры порядка 10
−6
нм и легкой оболочки из отрицательно заряженных
электронов, имеющей размеры порядка 10
−1
нм (т. е. в 100 000 раз
больше, чем ядро); масса ядра примерно в 2 000 раз больше массы элек-
тронов, а заряды ядра и электронной оболочки равны между собой.
Ядро атома, в свою очередь, состоит из положительно заряженных
частиц
− протонов и незаряженных частиц − нейтронов, имеющих
примерно одинаковые массы (см. табл. 2.1). При этом абсолютные ве-
личины зарядов частиц принято выражать в единцах заряда электрона
−
1,602
·10
−19
Кл = 1 ед. заряда.
Природа элемента, его основные химические свойства определяют-
ся числом протонов в ядре, определяющих его заряд Z. Атомы, имею-
щие одинаковый заряд ядра (или число протонов в ядре), относят к од-
ному и тому же элементу. Атомы одного и того же элемента, имеющие
различное число нейтронов в ядре (
N), называются изотопами. Напри-
мер, изотопами элемента кальция (Ca) являются Ca
40
20
(20p + 20n),