Общая и неорганическая химия : в 2 т. Т. 2 : Химия элементов

ХИМИЯ
ЭЛЕМЕНТОВ

У Ч Е Б Н И К   Д Л Я   В Ы С Ш Е Й   Ш К О Л Ы

Москва
Лаборатория знаний
2022

В двух томах
2

Под редакцией

академика РАН А. Ю. Цивадзе

ОБЩАЯ
И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ 
ХИМИЯ

Допущено 
Федеральным учебно-методическим объединением 
в системе высшего образования по укрупненной группе 
специальностей и направлений подготовки 04.00.00 Химия 
в качестве учебного пособия для обучающихся по основным 
образовательным программам высшего 
образования уровня бакалавриат 
по направлению подготовки 04.03.01 

Электронное издание

УДК 546
ББК 24.1я73
О-28

С е р и я
о с н о в а н а
в
2009 г.

О-28
Общая и неорганическая химия : в 2 т. Т. 2 : Химия элемен-
тов / под ред. академика РАН А. Ю. Цивадзе. — Электрон. изд. —
М. : Лаборатория знаний, 2022. — 557 с. — (Учебник для высшей
школы). — Систем. требования: Adobe Reader XI ; экран 10". —
Загл. с титул. экрана. — Текст : электронный.
ISBN 978-5-93208-577-6 (Т. 2)
ISBN 978-5-93208-575-2
В учебном издании, написанном преподавателями Института тонких
химических технологий имени М. В. Ломоносова РТУ МИРЭА и хими-
ческого факультета МГУ имени М. В. Ломоносова, изложен курс общей
и неорганической химии в соответствии с программой обучения по химико-
технологическим специальностям. Пособие выходит в двух томах.
В томе 2 изложена химия элементов. Материал сгруппирован по блокам
элементов: 𝑠-элементы, 𝑝-элементы, 𝑑-элементы, 𝑓-элементы. В каждой
главе рассматривается химия элементов, относящихся к одной группе
Периодической системы. Каждая глава заканчивается заданиями, ответы
на которые можно найти в представленном в пособии материале или при
использовании дополнительных источников информации. Необходимый для
решения многих задач справочный материал размещен на сайте издательства
http://pilotLZ.ru/files/10512/
Для студентов химических, химико-технологических и технических
университетов.
УДК 546
ББК 24.1я73

Деривативное издание на основе печатного аналога: Общая и неоргани-
ческая химия : в 2 т. Т. 2 : Химия элементов / Л. Ю. Аликберова, Н. С. Рукк,
Е. В. Савинкина, Ю. М. Киселёв ; под ред. академика РАН А. Ю. Цивад-
зе. — М. : Лаборатория знаний, 2022. — 553 с. : ил. — (Учебник для высшей
школы). — ISBN 978-5-93208-234-8 (Т. 2); ISBN 978-5-93208-232-4.

В соответствии со ст. 1299 и 1301 ГК РФ при устранении ограничений, установленных
техническими средствами защиты авторских прав, правообладатель вправе требовать
от нарушителя возмещения убытков или выплаты компенсации

ISBN 978-5-93208-577-6 (Т. 2)
ISBN 978-5-93208-575-2
© Лаборатория знаний, 2018

ХИМИЯ s-ЭЛЕМЕНТОВ

Общая электронная формула: 

[…](n 2) f 14(n 1) d10ns1–2

Степени окисления s-элементов в соединениях немногочисленны 
(от I до II); высшая степень окисления равна номеру группы. 
Для s-элементов не характерно образование кратных ()-свя-
зей.
Для s-элементов (кроме водорода и гелия) характерны металли-
ческие свойства.
С увеличением порядкового номера элемента (сверху вниз по 
группе) металлические свойства элементов усиливаются.

Водород

1.1. 
Общая характеристика 

1.1.1. 
Строение атома. Изотопы

Водород (Н) — первый элемент Периодической системы элементов. 
Его атом содержит один электрон, который в основном состоянии 
находится на 1s-подуровне. 
В первый период входят всего два элемента — водород и гелий. 
Гелий традиционно помещают в группу VIIIA (18-ю группу), так как 
его свойства совпадают со свойствами других благородных газов. 
Место водорода остается неопределенным.
По электронному строению (1s1) и способности образовывать од-
нозарядные катионы водород похож на щелочные элементы. Однако, 
в отличие от катионов щелочных элементов, свободный катион водорода 
Hпредставляет собой элементарную частицу — протон, размеры 
которого в 105 раз меньше, чем размеры ионов других элементов. 
Ион Hне найден ни в кристаллической решетке, ни в водном 
растворе. 
Водород также может, подобно галогенам, проявлять степень окисления I и образовывать двухатомные молекулы. Однако гидрид-ион 
Hгораздо менее распространен, чем галогенид-ионы. На него не 
распространяются закономерности, наблюдаемые в группе галогенов, 
в частности, изменение восстановительных свойств. 
Следует отметить, что по некоторым свойствам, например по значениям 
электроотрицательности, водород имеет сходство с элементами 
групп IIIA (13) и IVA (14). Свойства связей водород—элемент 
похожи скорее на свойства связей углерод—элемент, чем на свойства 
ионных связей, образованных щелочными металлами или галогенами. 
Поэтому водород нельзя однозначно отнести ни к одной из групп 
Периодической системы. Во многих вариантах Периодической систе-
мы водород помещают одновременно в несколько групп.
Природный водород существует в виде трех изотопов: стабильных 
протия 1Н и дейтерия 2Н (обозначают буквой D) и радиоактивного 
трития 3Н (обозначают буквой Т). Содержание дейтерия в природной 

1.1. Общая характеристика  
5

смеси изотопов составляет 0,015%, трития — 1 ·
 107%. Тритий посто-
янно образуется в верхних слоях атмосферы в результате ядерных 
реакций, вызываемых действием космического излучения. Он распа-
дается с выбросом электрона и образованием 3Не (период полурас-
пада — около 12 лет).

1.1.2. 
Свойства атома

Размеры атома водорода значительно меньше, чем размеры атомов 
других элементов. Его атомный радиус (радиус сферы, в которую 
заключена подавляющая часть электронной плотности) равен 46 пм, 
а ковалентный радиус (половина длины связи H—H) составляет 37 пм. 
По энергетическим характеристикам атомы водорода занимают 
промежуточное место между атомами щелочных элементов и галоге-
нов и близки по таковым к элементам IIIA- и IVA-групп. Так, энер-
гия ионизации водорода равна 13,60 эВ, или 1312 кДж/моль, а элек-
троотрицательность по шкале ОллредаРохова составляет 2,10 (или 
2,2 по шкале Полинга).
Атом водорода может отдать свой единственный электрон, пре-
вратившись в протон, или же присоединить еще один электрон, до-
строив свою электронную оболочку до устойчивой конфигурации 1s2. 
Поэтому для водорода в соединениях характерны степени окисления 
I и I. В водородных соединениях некоторых элементов (например, 
фосфора), имеющих почти такую же электроотрицательность, как у 
водорода, степень окисления водорода считают равной нулю.
После удаления 1s-электрона из атома водорода остается свобод-
ный протон с радиусом около 1,5 ·
 103 пм, который не может реально 
существовать в конденсированных фазах. В растворах и в твердых те-
лах он присоединяется к другим частицам, образуя, например, ионы 
H3O, NH4
. 
Рассчитанный теоретически радиус изолированного гидрид-нона 
Нравен 208 пм; его большая величина служит причиной весьма 
сильной деформируемости электронной оболочки гидрид-иона в ре-
альных соединениях. Так, например, в гидридах щелочных металлов 
кристаллографический (т. е. экспериментально определенный) ради-
ус иона Нравен 130140 пм. Такое уменьшенное значение радиуса 
Нпо сравнению с расчетной величиной указывает на сильную поляризуемость 
гидрид-иона. Одно из следствий легкой деформируемо-
сти электронной оболочки иона Н— заметный вклад ковалентной 
составляющей сил в образование солеобразных (ионных) гидридов.
Согласно методу валентных связей, атом водорода, имея единственный 
валентный электрон, может образовать только одну связь, 
т. е. максимальное координационное число водорода должно равнять-

1. Водород

ся единице. Однако метод молекулярных орбиталей допускает образование 
водородом большего числа связей (с порядком меньше единицы). 
Так, например, в простейшем водородном соединении бора 
диборане — В2Н6 — координационное число водорода равно двум, 
а кратность мостиковых связей водород—бор составляет 0,5. В более 
сложных бороводородах координационное число водорода достигает 
трех. Предполагают, что в таких комплексах, как [HRu6(CO)18], 
у атома водорода КЧ 6.

1.2. 
Простое вещество

1.2.1. 
Получение

Водород в больших количествах получают в промышленности из природного 
газа с использованием катализаторов — никеля или кобальта:

CH4 H2O CO 3H2 (1100 С)

2CH4 O2 2CO 4H2

Дальнейшее взаимодействие монооксида углерода с водяным паром 
в присутствии катализатора (железо) приводит к получению дополнительного 
количества водорода:

CO H2O CO2 H2 (400 С)

Чистый водород (свыше 99,95% H2) получают одновременно с кислородом 
электролизом воды (раствора кислоты или щелочи):

2H2O 2H2 O2

Долгое время в промышленности применяли способ получения 
водорода взаимодействием паров воды с углем или раскаленными 
металлами, например c железом:

H2O C CO H2 (1000 С)

3Fe 4H2O 4H2 Fe3O4

В лаборатории водород обычно получают действием растворов 
кислот или щелочей на металлы, например:

Zn 2HCl ZnCl2 H22Al 2NaOH 6H2O 2Na[Al(OH)4] 3H2Для получения небольших количеств водорода удобно использовать 
разложение гидридов металлов, например гидрида кальция:

CaH2 H2O Ca(OH)2 2H2

1.2. Простое вещество  
7

1.2.2. 
Физические свойства 

Водород образует двухатомные молекулы Н2. При обычных условиях он 
представляет собой газ без цвета, запаха и вкуса. Температуры плавления 
и кипения водорода зависят от изотопного состава (табл. 1.1).

Таблица 1.1
Температуры плавления и кипения водорода, дейтерия и трития

H2
D2
T2

Температура плавления, С
259,19
254,5
252,52

Температура кипения, С
252,87
249,49
248,12

Плотность твердого водорода составляет 0,08 г/см3. Это самое лег-
кое из всех твердых веществ. Многие другие физические свойства 
водорода также уникальны, например, водород имеет минимальную 
вязкость и максимальную теплопроводность. Он легко диффундирует 
через тонкие мембраны.
Водород мало растворим в воде, но хорошо растворим в палладии, 
никеле, платине, титане и других металлах.
Как простое вещество водород может существовать в нескольких 
формах.
Для водорода характерно явление изомерии, связанное с различ-
ной ориентацией ядерных спинов. В молекулах орто-водорода ядер-
ные спины параллельны, а в молекулах пара-водорода — антипарал-
лельны. Молекулярный водород при комнатной температуре на 75% 
состоит из орто-водорода и на 25% — из пара-водорода; обе формы 
находятся в динамическом равновесии. При понижении температуры 
равновесие смещается в сторону образования пара-водорода. Изо-
меры немного различаются по физическим свойствам: температуры 
плавления и кипения у пара-водорода на 0,12 С выше, чем орто-
водорода.
При давлении около 2,5 млн атм водород может перейти в метал-
лическую форму. Теоретически предсказана возможность сверхпрово-
димости металлического водорода.
Атомарный водород Н — радикал, образующийся, в частности, 
в реакциях металлов с кислотами. Время жизни атомарного водорода 
составляет около 1 с. Эту форму водорода можно получить (доста-
точно просто) в тлеющем разряде при низком давлении. Атомарный 
водород химически более активен, чем молекулярный. Атомы H, не 
вступившие в химическую реакцию, быстро превращаются в H2.

1. Водород

1.2.3. 
Химические свойства

Энтальпия диссоциации молекулы водорода очень высока — она 
составляет 435,88 кДж/моль при 298 К. Энергия связи Н—Н выше 
энергии почти любой другой одинарной связи. Этим обусловлена 
относительно низкая реакционная способность водорода при ком-
натной температуре. Заметное термическое разложение молекул во-
дорода начинается только при температуре выше 2000 С. 
При комнатной температуре молекулярный водород малоакти-
вен — реагирует только с фтором и, на свету, с хлором. Тем не ме-
нее он легко восстанавливает хлорид палладия(II) в водном растворе:

PdCl2 H2 Pd 2HCl

Этот процесс можно использовать как качественную реакцию для обнаружения 
водорода.
Более активен атомарный водород, способный реагировать с 
мышьяком, азотом, серой, фосфором. 
При нагревании активность водорода существенно повышается, 
и он начинает реагировать почти со всеми простыми веществами, 
причем с неметаллами активнее, чем с металлами. В реакциях с металлами 
образуются гидриды, в реакциях с неметаллами — летучие 
водородные соединения.
С кислородом водород реагирует с выделением большого количества 
теплоты:

2Н2(г) О2(г) 2Н2О(г) 484 кДж

При 80130 С в присутствии катализаторов (платина, палладий, 
никель) эта реакция идет достаточно быстро. Водород-кислородная 
смесь, в которой содержание водорода варьируется от 4 до 95%, 
взрывоопасна (ее также называют «гремучей» смесью). Эта смесь 
имеет два предела взрываемости — верхний (с большим содержанием 
водорода и малым содержанием кислорода) и нижний (с большим 
содержанием кислорода и малым содержанием кислорода).
С азотом в присутствии катализатора при повышенных темпера-
туре и давлении водород образует аммиак, с галогенами — галоге-
новодороды, с халькогенами — халькогеноводороды. Водород также 
реагирует с углеродом при высоких температурах с образованием 
углеводородов.
Водород восстанавливает оксиды, галогениды и другие соединения 
многих металлов до металлов, а ненасыщенные углеводороды — до 
насыщенных. Большое практическое значение имеют реакции водо-
рода с монооксидом углерода, при которых в зависимости от условий 
и катализатора образуются метанол и другие соединения.

1.3. Соединения  
9

1.3. 
Соединения 

1.3.1. 
Водородные соединения элементов

Водород образует соединения почти со всеми химическими элемента-
ми. Исключение составляют благородные газы, индий, таллий, пла-
тиновые металлы (однако водород реагирует с палладием), серебро, 
золото, кадмий, ртуть и некоторые другие переходные элементы.
В зависимости от природы связи водородные соединения (гидри-
ды) разделяют на ионные (или солеобразные), ковалентные и ме-
таллоподобные. Эта классификация условна, так как резких границ 
между различными типами гидридов нет. 
Водородные соединения активных металлов (щелочных и щелоч-
ноземельных) являются солеобразными гидридами с ионной связью 
(например, LiH и CaH2). Они образуются при непосредственном 
взаимодействии простых веществ и являются структурными анало-
гами соответствующих галогенидов. Это кристаллы, которые в рас-
плавленном состоянии проводят электрический ток; при электролизе 
таких расплавов водород выделяется на аноде. Радиус гидрид-иона 
H(1s2) существенно изменяется в зависимости от природы метал-
ла: от 130 пм в LiH до 152154 пм в KH, RbH, CsH (для сравнения, 
ионные радиусы F и Clравны 133 и 184 пм соответственно). Тер-
мическая устойчивость гидридов щелочных элементов уменьшается 
от лития к цезию.
Поскольку гидриды активных металлов содержат водород в степе-
ни окисления I, они проявляют сильные восстановительные свой-
ства и легко окисляются даже водой (с выделением тепла). При этом 
протекает реакция конмутации, или сопропорционирования:

2LiH 2H2O 2LiOH 2H2Реакционная способность ионных гидридов возрастает от лития к 
цезию и от кальция к барию. Так, гидрид натрия реагирует с водой 
еще более бурно, чем сам натрий, а гидриды рубидия и цезия само-
произвольно воспламеняются в сухом воздухе.
Гидрид магния по свойствам и природе химической связи занимает 
промежуточное положение между ионными и ковалентными гидридами. 
С водой и водными растворами кислот и щелочей MgH2 
взаимодействует с выделением водорода, однако менее энергично, 
чем гидриды щелочных и щелочноземельных элементов. 
Менее активные металлы, такие как бериллий, алюминий и галлий, 
образуют полимерные гидриды с ковалентными связями: (BeH2)n, 
(AlH3)n, Ga2H6. По природе химической связи они близки к бороводо-
родам. Для них характерен дефицит электронов, поэтому образование 

1. Водород

молекул или кристаллов происходит с участием двухэлектронных трех-
центровых мостиковых (например, Ве—Н—Ве) и многоцентровых связей. 
Такие гидриды взаимодействуют с водой с выделением водорода.
Водородные соединения d- и f-элементов относят к металлоподоб-
ным гидридам. Формально такие соединения могут рассматриваться 
как фазы внедрения водорода в металл. Их образованию всегда 
предшествует адсорбция водорода на поверхности металла. Метал-
лоподобные гидриды — серые кристаллы с металлическим блеском, 
устойчивые на воздухе при комнатной температуре. Получено достаточно 
большое число стехиометрических гидридов d- и f-элементов 
состава MH2 и MH3. 
Соединения водорода с другими неметаллами летучи (за исключением 
углеводородов и бороводородов с большой молярной массой). 
Их состав зависит от возможных отрицательных степеней окисления 
неметаллов. Связи в этих соединениях ковалентные. 
Устойчивость водородных соединений неметаллов закономерно изменяется 
в периодах и группах Периодической системы элементов: 
по периоду слева направо она увеличивается, а по группе сверху вниз 
уменьшается. Так, в ряду B2H6 CH4 NH3 H2O HF устойчивость 
соединений возрастает.
По отношению к воде водородные соединения неметаллов ведут 
себя по-разному. Некоторые из них, например CH4, с водой не реагируют. 
Водородные соединения кремния, например силан, необратимо 
разлагаются водой (в присутствии следов щелочи):

SiH4 4H2O H4SiO4 4H2Галогеноводороды, кроме фтороводорода, в водном растворе проявляют 
свойства сильных кислот и подвергаются необратимому про-
толизу, например:

HCl H2O ClH3OНекоторые водородные соединения азота (аммиак, гидразин, гид-
роксиламин) проявляют в водном растворе слабые основные свойства:

NH3
·
H2O H2O NH4
OHH2O

Фтороводород, халькогеноводороды и азидоводород относятся к 
слабым кислотам (при взаимодействии с водой):

HF H2O FH3OВодород может входить в состав некоторых комплексов в виде ги-
дридолиганда; примеры таких комплексов — Li[BH4], Al[BH4]3. Ма-
лый размер атома водорода позволяет получать даже такие комплек-
сы, как [ReH9]2. Все эти соединения проявляют очень сильные вос-