Неорганическая химия. Краткий курс

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ
ХИМИЯ

Москва
КУРС
ИНФРА-М
2019

В.Г. ИВАНОВ, О.Н. ГЕВА

КРАТКИЙ КУРС

УДК 546
ББК 24.1
И20

Иванов В.Г., Гева О.Н.
Неорганическая химия. Краткий курс. – М.: КУРС: 
ИНФРА-М, 2019. — 256 с.
ISBN 978-5-905554-60-5 (КУРС, print)
ISBN 978-5-16-009834-0 (ИНФРА-М, print)
ISBN 978-5-16-101282-6 (online)
В издании изложены не только сведения о химических элементах, но и некоторые справочные данные необходимые для 
успешного усвоения курса неорганической химии и самостоятельной работы. Кроме металлов и неметаллов в книге имеются 
сведения о переходных элементах, описаны свойства неорганических соединений.
Книга предназначена для абитуриентов, а также может быть 
полезна студентам нехимических специальностей высших учебных заведений и преподавателям.

УДК 546
ББК 24.1

© Т.И. Чиркова.
© КУРС, 2014

ISBN 978-5-905554-60-5 (КУРС, print)
ISBN 978-5-16-009834-0 (ИНФРА-М, print)
ISBN 978-5-16-101282-6 (online)

И20

ФЗ
№ 436-ф3
Издание не подлежит маркировке
в соответствии с п. 1 ч. 2 ст. 1

Введение

Водород и его соединения

Водород (Hydrogenium) в переводе с
греческого означает «рождающий воН

Водород
1Атомная масса
Аr = 1,008

Ковалентныйрадиус
rков = 0,033 нм

Энергияионизации
э. и. = 1312,1 кДж/моль

      Электроннаяформула
  1s1

Неметалл

 Электроотрицательность
          э. о. = 2,2

Степени
окисления
с. о. = –1, 0, +1

ВОДОРОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

ду», открыт в 1766 г. английским
ученым Г. Кавендишем. Обозначается химическим знаком Н (аш). Это
один из наиболее распространённых
химических элементов Вселенной: он
составляет почти половину массы
Солнца и других звёзд, присутствует
в атмосфере и в составе ряда планет,
комет и газовых туманностей. Массовая доля водорода в земной коре в силу очень низкой атомной массы составляет лишь 0,15%, однако 95%
всех известных химических веществ
содержат водород. Он входит в состав
всех животных и растительных организмов, нефти, углей и воды.
Водород — первый элемент в периодической системе Д. И. Менделеева.
Вокруг ядра, состоящего из одного
протона и имеющего заряд +1, вращается по sорбитали один электрон.
Поэтому, отдавая в химических реакциях этот электрон, атом водорода может проявлять степень окисления +1, например в таких соединениях, как Н2О, НСl, NН3, СН4. В этих
соединениях, а также при образовании химических связей водорода
с другими неметаллами образуются
только неионные (ковалентные) свя5

Водород и его соединения

зи. Для завершения электронного
слоя атому водорода не хватает одного электрона, поэтому в соединениях
с металлами он принимает электрон и
проявляет степень окисления –1, например в таких соединениях, как
NаН, СаН2. В этих случаях связи
между металлами и водородом могут
быть ионными, так как разность в
электроотрицательности атомов может быть очень большой.

Водород в виде
простого вещества H2

В свободном состоянии водород существует в виде двухатомных молекул: H
H.
Связь между атомами ковалентная неполярная. Молекулы водорода
отличаются большой прочностью, малой поляризуемостью, небольшими
размерами и массой и поэтому большой подвижностью.
Свойства. Это самый лёгкий газ, без
цвета и запаха, плохо растворим в воде и органических растворителях.
В небольших количествах водород
растворим во всех расплавленных ме6

ВОДОРОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

таллах, а также во многих твёрдых
металлах, особенно в платине и палладии. Изза малой поляризуемости
он трудно сжижается. Из всех известных газов обладает наибольшей теплопроводностью.
Водород вступает в реакции со
многими неметаллами, однако лишь
со фтором реагирует при комнатной
температуре, а с другими — при нагревании. В этих реакциях водород
проявляет себя как восстановитель:

Н2 + F2 = 2HF (со взрывом);
Н2 + Сl2 = 2HCl.

Водород при нагревании взаимодействует с металлами с образованием гидридов. При этом с большинством металлов проявляет окислительные свойства.

Н2 + 2Na = 2NаН.
Гидрид натрия

Восстановительные свойства водорода выражены значительно сильнее,
чем окислительные. По восстановительным свойствам водород уступает
лишь таким распространённым в технике восстановителям, как уголь,
алюминий и кальций. Эти свойства
водорода широко используются в

Водород и его соединения

промышленности 
для 
получения
простых веществ (металлов и неметаллов) из оксидов и галлидов:

Fe2O3 + 3Н2 = 2Fe + 3H2O;
2ВСl3 + 3Н2 = 2В + 6НСl.

Получение. В промышленности водород получают следующими способами.
1. Каталитическим восстановлением водяного пара (конверсия газа). Реакция протекает при 800 °С на никелевом катализаторе:

СН4 + Н2O = СО + 3Н2.

2. Конверсией СО с водяным паром. Реакция идёт при 500 °С на катализаторе Fe2O3:

СО + Н2O = CO2 + H2.

3. Газификацией твёрдых видов топлива
(уголь, торф, сланцы). Реакция протекает
при 1000 °С:

С + Н2O = СО + Н2.

4. Электролизом воды:

2Н2O 
 2H2 + O2.

Среди лабораторных способов получения
следует отметить восстановление металлами
кислот и воды:

Zn + 2НСl = ZnCl2 + H2;

Ca + 2H2O = Са(ОН)2 + H2.

Применение. Водород широко используется в химической промышленности для синте8

VI ГРУППА, ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА

за аммиака, хлороводорода, многих органических  веществ. Высокая температура, которая возникает при горении водорода в кислороде (~ 2600 °С), применяется при сварке и
резке металлов. Водород используется как
восстановитель при получении многих металлов, например железа, вольфрама, молибдена. В смеси с СО водород используется как
топливо. В атомной энергетике нашли широкое применение изотопы водорода — дейтерий и тритий.

VI группа, главная подгруппа 
(подгруппа кислорода)

ОБЩАЯ  ХАРАКТЕРИСТИКА 
ПОДГРУППЫ

Подгруппа включает такие элементы, как кислород О, сера S, селен Sе,
теллур Те, полоний Ро. Общее их название халькогены (табл. 1).
В ряду О
S
Se
Те
Ро увеличивается радиус атома, уменьшается
энергия ионизации, что приводит к
увеличению металлических свойств
и соответственно к ослаблению неметаллических свойств элементов.
Атом кислорода имеет на внешнем
энергетическом уровне шесть электронов:

Общая характеристика подгруппы

За счёт двух неспаренных электронов кислород может образовывать две
ковалентные связи. При этом он проявляет степень окисления –2, например в H2O, СаО, NaOH, H2SO4. В некоторых случаях, например с более
электроотрицательным атомом фтора, кислород проявляет степень окисления +2 (OF2), или в соединениях,
где есть связь O
O, он проявляет степень окисления –1 (H2O2).
У остальных халькогенов, как и у
кислорода, на внешнем энергетическом уровне имеется шесть валентных электронов (ns2np4), однако,
в отличие от кислорода, у них есть
свободные орбитали dподуровня:

В этом случае для завершения подуровня атомы могут принимать два
электрона, при этом образуются две

2p
2s

p
s

d
Основное
состояние

+2e

VI ГРУППА, ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА

ковалентные связи и атомы проявляют степень окисления –2. Например,
H2S (Н2Э), Na2S (Na2Э). Однако при
небольших затратах энергии один из

Название 
и обозначение 
элемента

Порядковый 
номер
Свойства

Относительная 
атомная 
масса

Ковалентный 
радиус, 
нм

Кислород  О
8
Неметалл
15,99
0,073

Сера  S
16
Неметалл
32,06
0,109

Селен  Se
34
Неметалл
78,96
0,117

Теллур 
Te
52
Обладает металлическими свойствами

127,6
0,135

Полоний  Ро
84
Металл
208,9
—

Общая характеристика подгруппы

спаренных электронов рподуровня
переходит на dподуровень, при этом
атомы халькогенов (кроме кислорода) могут образовывать четыре коваТаблица 1

Энергия 
ионизации, 
кДж/моль

Электроотрицательность

Степень 
окисления

Электронная 
формула

1313,9
3,4
–2
1s22s22p4

999,6
2,58
–2, 0, 
+4, +6
[Ne]*3s23p4

940,9
2,55
–2, 0, 
+4, +6
[Ar]* 
3d104s24p4

869,3
2,1
–2, 0, 
+4, +6
[Kr]* 
4d105s25p4

813
2,0
–2, 0, 
+4, +6
[Xe]* 
4f145d106s26p4

* [Ne], [Ar], [Kr], [Xe] — электронные формулы неона, аргона, криптона, ксенона.

VI ГРУППА, ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА

лентные связи и проявлять степень
окисления +4Халькогены 
проявляют 
степень
окисления +4 в таких соединениях,

Для этих элементов характерно
также другое возбуждённое состояние, в котором один электрон с sподуровня, а другой с рподуровня переходят на dорбитали. При этом валентные возможности атомов возрастают: 
атомы 
могут 
образовывать
шесть ковалентных связей и проявлять степень окисления +6.

p
s

d

   1e
p
s

d

–4e

Невозбуждённое
состояние атома

Возбуждённое 
состояние атома

Атом может отдать 
другим атомам 4 электрона
и образовать четыре 
ковалентные связи

+ 4 
+4 
+4 
+4 
как: SO2(ЭO2), Н2SO3(Н2ЭO3), где Э —
элемент Se, Те, Ро.

Кислород и его соединения

Примерами таких соединений являются:

КИСЛОРОД  И  ЕГО  СОЕДИНЕНИЯ

Кислород (Oxigenium) в переводе
с греческого означает «рождающий
кислоты», открыт в 1774 г. Дж. Пристли. Обозначается химическим знаком О. Кислород является самым распространённым элементом на Земле.
Массовая доля в земной коре 47,2%.
Он входит в состав многих природных неорганических (вода, оксиды,
гидроксиды, соли) и органических
веществ в виде белков, углеводов, липидов, нуклеиновых кислот. Доля

+ 6 
+6 
+6 
+6 
SО3 (ЭO3), H2SO4 (Н2ЭО4).

p
s

d

–2e
p
s

d

–6e

Невозбуждённое
состояние атома

Возбуждённое 
состояние атома

Атом может отдать 
другим атомам 6 электронов
и образовать шесть 
ковалентных связей

14

VI ГРУППА, ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА

кислорода в составе воздуха равна
21%. Такое большое содержание кислорода в воздухе вызвано деятельностью зелёных растений.
Существует две аллотропные модификации кислорода: кислород О2 и
озон О3.

Кислород О2
Молекула кислорода состоит из двух
атомов, соединённых между собой
двойной связью. Энергия диссоциации молекулы на атомы значительно
меньше, чем в молекуле азота, поэтому кислород обладает высокой реакционной способностью.
Свойства. Кислород — газ без цвета,
запаха и вкуса. Жидкий и твёрдый
кислород имеет голубую окраску. Он
умеренно растворим в воде: при атмосферном давлении и температуре
20 °С массовая доля кислорода составляет 0,004%, что вполне достаточно для дыхания многочисленных
животных, обитающих в воде.
Как уже отмечалось, кислород обладает высокой реакционной способностью, которая возрастает при нагревании. Он образует соединения со
всеми элементами, кроме благород15

Кислород и его соединения

ных газов (He, Ne, Аr). В силу высокой электроотрицательности в химических соединениях кислород притягивает к себе электроны и поэтому
имеет степень окисления –2.
При нагревании или в присутствии
катализаторов кислород взаимодействует 
с 
большинством 
простых
веществ, при этом во всех случаях
кислород выступает как окислитель
(исключение составляет реакция с
фтором).

S + O2 = SO2;
2С + О2 (недост.) = 2СО;
С + O2 = CO2;
4P + 5O2 = 2P2O5.
При взаимодействии с металлами
кислород образует оксиды и пероксиды:

2Са + O2 = 2СаО;
3Fe + 2O2 = Fе3O4(FеO • Fe2O3);
2Na + O2 = Nа2O2.
Пероксид натрия

Кислород реагирует со многими
сложными веществами, при этом он
выступает как окислитель:

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2Н2О;
4NH3 + 3O2 = 6H2O + 2N2.

Взаимодействие кислорода со многими 
органическими 
веществами