Неорганическая химия

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ
ХИМИЯ

Шпаргалка

Москва
РИОР

УДК 546(075.8)
ББК 24я73
 
Н52

Неорганическая химия: Шпаргалка. — М.: РИОР. — 157 с.

ISBN 978-5-369-00657-3

В шпаргалке в краткой и удобной форме приведены ответы на все основные 
вопросы, предусмотренные государственным образовательным стандартом и учебной программой по дисциплине «Общая и неорганическая химия».
Книга позволит быстро получить основные знания по предмету, повторить 
пройденный материал, а также качественно подготовиться и успешно сдать зачет 
и экзамен.
Рекомендуется всем изучающим и сдающим дисциплину «Общая и неорганическая химия» в высших и средних учебных заведениях. 

 
УДК 546(075.8) 
 
ББК 24я73 

Н52

ISBN 978-5-369-00657-3 
© РИОР

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

1. НеоргаНическая химия:  
осНовНые поНятия
Неорганическая химия изучает химические элементы и образуемые ими простые и сложные вещества (кроме органических соединений углерода, которые изучаются органической химией).
разделы неорганической химии: 1. Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются 
массовые и объемные отношения между реагирующими веществами. 2. Химическая кинетика — учение 
о скоростях и механизмах химических реакций. 
3. Учение о химическом равновесии. 4. Энергетика 
химических реакций.
молекула — наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами. 
атом — электронейтральная частица, состоящая из 
положительно заряженного атомного ядра и отрицательно заряженных электронов.
химический элемент — определенный вид атомов 
с одинаковым положительным зарядом ядра.
простые вещества — вещества, образованные из 
атомов одного элемента. сложные вещества, или 
химические соединения, — вещества, образованные 
атомами разных элементов.
химические явления — явления, при которых 
одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, и при этом не 
происходит изменения состава ядер атомов. Физические явления — явления, при которых изменяется 
форма или физическое состояние веществ или образуются новые вещества за счет изменения состава 
ядер атомов.

2. получеНие галогеНов  
и их Физические свойства
получение галогенов
Фтор получают в свободном состоянии электролизом его расплавленных соединений (HF в расплавленном дигидрофториде калия KH2F3).
хлор. Окисление соляной кислоты:
2KMnO4 + 16HCl(к) → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O;
MnO2 + 4HCl(к) → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O;
14HCl(к) + K2Cr2O7 → 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2↑ + 7H2O.
Бром. Окисление хлором бромистого калия:
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2.
Взаимодействие бромида калия с бихроматом калия в кислой среде:
6KBr + K2Cr2O7 + 7H2SO4(к) → 3Br2↑ + 4K2SO4 + 
+ Cr2(SO4)3 + 7H2O.
йод. Взаимодействие иодидов с более активными 
галогенами (Cl2, Br2): 2KI(рр) + Cl2 → KCl + I2.
 
 
 
желтый раствор
Физические свойства галогенов
Фтор — газ светложелтого цвета с резким запахом 
(tпл = − 223°С, tкип = −187°С). хлор — газ желтозеленого цвета (tпл = −101,0°С, tкип = −34,2°С). Ограниченно растворяется в воде. Бром — красно коричневая жидкость. йод — чернофиолетовые кристаллы с металлическим блеском. астат — твердое вещество металлического вида. 
Растворимость галогенов в воде сравнительно 
мала. Галогены лучше растворяются в органических 
растворителях. Этим свойством пользуются для извлечения брома и йода из различных смесей.

3. химические свойства простых 
веществ
В ряду F—At снижается окислительная активность 
простых веществ. Способность окисляться (т. е. восстановительная активность) в ряду Br2—I2 —At заметно повышается.
Фтор. окислительные свойства.
1. В атмосфере фтора горят такие стойкие вещества, как стекло (в виде ваты), вода. Один из продуктов 
горения — кислород, т. е. фтор как окислитель сильнее кислорода:
SiO2 + 2F2 → SiF4 + O2;  2H2O + 2F2 → 4HF + O2.

2. Активно взаимодействует фтор с большинством 
простых веществ. С серой и фосфором он взаимодействует даже при температуре жидкого воздуха 
(−190°С): S + 3F2 → SF6; 2P + 5F2 → 2PF5.

Фтор окисляет даже некоторые инертные газы (ксенон), но не взаимодействует с гелием, неоном и аргоном: Xe + 2F2 → XeF4.

хлор. окислительные свойства.
1. Хлор энергично взаимодействует с металлами и 
большинством неметаллов (за исключением О2, N2 и 
инертных газов): 3Сl2 + 2Sb → 2SbCl3; 3Cl2 + 2P → 
→ 2PCl3 (реакция идет с сильным выделением тепла).
2. Хлор легко окисляет многие сложные соединения:
8Cl2 + C6H16 → 6C + 16HCl.
        скипидар
Окисление сопровождается возгоранием.
восстановительные свойства
Проявляются хлором лишь при взаимодействии с 
фтором: Cl2 + 10F2 → 2ClF5.

реакции диспропорционирования (реакции, где 
одно и то же вещество является одновременно и 
окислителем, и восстановителем). Для их протекания 
наиболее благоприятна щелочная среда (способствует образованию простых и сложных анионов):
Cl2 + 2OH− → Cl− + ClO− + H2O;
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O.
 
             гипохлорит натрия
Бром и йод. восстановительные свойства
Йод окисляется концентрированной кислотой:
3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO2 + 2H2O.
                      йодоватая кислота
реакции диспропорционирования
Изза снижения окислительной активности уменьшается склонность брома и йода к реакциям диспропорционирования. 
Константа окислительновосстановительной реакции взаимодействия с водой в ряду Cl2—Br2—I2 заметно умень шается:
Cl2 + H2O = HClO + HCl,  k = 3,9 ⋅ 10−4;
Br2 + H2O = HBrO + HBr,  k = 5,8 ⋅ 10−9;
йод в водных растворах образует гидрат йода:
I2 + H2O =  НОI  +   HI,           k = 1,2 ⋅ 10−11.
 
йоднова 
йодно 
 
тистая водородная 
 
кислота 
кислота
Следовательно, равновесие реакции взаимодействия галогенов с водой при переходе от хлора к йоду 
все более смещается влево. 

4. Физические свойства. получеНие 
и примеНеНие соедиНеНий галогеНов
К соединениям галогенов со степенью окисления 1 
относят фтороводород HF, хлороводород HCl, бромистый водород HBr и йодистый водород HI.
получение:
Фтороводород
H2 + F2 → 2HF (реакция идет даже в темноте);
CaF2(тв) + H2SO4 → CaSO4 + 2HF.
хлороводород
1. Как побочный продукт хлорирования органических соединений. 
2. Электролиз раствора NaCl.
3. Лабораторный метод: взаимодействие NaCl и 
H2SO4конц или с NaHSO4:
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl↑;
 
гидросульфат 
 
натрия

NaCl + NaHSO4 → Na2SO4 + HCl↑.
Бромоводород
2P + 3Br2 → 2PBr3.
 
трибромид 
 
фосфора

PBr3 + 3H2O → H3PO3 + 3HBr↑.
 
ортофосфористая 
 
       кислота
йодоводород
KI + H3PO4(к) → HI↑ + KH2PO4.
    ортофосфорная 
гидрофосфат 
             кислота 
     калия
Физические свойства:
HF — бесцветная жидкость, смешивающаяся с водой в любых соотношениях (образуется плавиковая 

кислота). Плавиковая кислота содержит обычно 40% 
HF. При смешивании HF с водой происходит реакция: 
2HF + H2O ↔ H3O+ + HF2
−.
HF — кислота средней силы, а анионная кислота 
HF−
2, имеющая еще один атом фтора и, следовательно, отрицательный заряд, — сильная. HF обладает резким запахом, дымит на воздухе и сильно разъедает стенки дыхательных путей. Многие неорганические соединения хорошо растворимы в жидком HF, 
причем растворы являются, как правило, проводниками электрического тока.
HCl — бесцветный газ, хорошо поглощается водой 
(1 объем H2O при 20°С поглощает около 450 объемов 
HCl). Водный раствор HCl — сильная кислота, называемая соляной. 
HBr и HI — бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде.
применение. Безводный HF используется при органических синтезах для фторирования органических 
соединений, а плавиковая кислота — для получения 
фторидов, травления стекла, удаления песка с металлического лития, при определении химического состава минералов для разложения образцов.
Как реагент HCl применяется для получения ее солей, при травлении металлов, а также в пищевой промышленности и в медицине. HCl — компонент царской водки.

5. химические свойства соедиНеНий 
галогеНов
Галогеноводороды — сильнополярные соединения. 
Их химическая активность существенно зависит от 
отсутствия или наличия воды. В отсутствие воды галогеноводороды химически инертны по отношению к 
металлам, их оксидам, гидрокарбонатам и карбонатам.
Фтороводород. Сухой HF не действует на большинство металлов и их оксидов, но если реакция начнется хотя бы в ничтожной степени, дальше она некоторое время идет с самоускорением:
Me + 2HF = MeF2 + H2;
MeO + 2HF → MeF2 + H2O.
Аналогично HF действует на оксиды некоторых металлоидов, например на оксид кремния — SiO2 (песок, кварц), который входит в состав стекла:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O.
 
тетрафторид
 
   кремния 
Поэтому HF нельзя получать и хранить в стеклянных 
сосудах, но его можно применять для травления стекла.
Кислота HF более или менее энергично реагирует с 
большинством металлов. Но часто реакция протекает 
лишь на поверхности, так как дальнейшей реакции 
препятствует слой образовавшегося фторида (трудно 
растворимая соль). Так себя ведет, например, свинец, что позволяет пользоваться им для изготовления 
частей аппаратуры, устойчивой к действию HF.
хлороводород. Подобно другим сильным кислотам HCl энергично взаимодействует с многими металлами, оксидами металлов. Соли соляной кислоты 

(хлориды) хорошо растворимы в воде, кроме хлорида 
свинца и серебра (AgCl и PbCl2).
Бромоводород и йодоводород. HBr и HI в безводном состоянии они не действуют на большинство 
металлов, а в водных растворах дают очень сильные 
кислоты — бромистоводородную и йодистоводородную:
2HBr + Mg → MgBr2 + H2↑;
2HBr + CaCO3 → CaBr2 + CO2 + H2O.
отношение галогеноводородов к окислителям. 
Галогеноводороды (кроме HF) могут быть восстановителями, наиболее сильный из них — HI.
Молекулярный кислород постепенно окисляет HI 
уже при обычной температуре (под действием света 
реакция сильно ускоряется):
O2 + 4HI → 2H2O + I2.
HBr взаимодействует с ним гораздо медленнее. 
HCl вовсе не окисляется молекулярным кислородом, но способна окисляться под действием MnO2 
или в присутствии катализатора (CuCl2) при нагревании:
4HCl(г) + O2(г) → 2H2O(г) + 2Cl2(г).
Другие примеры восстановительных свойств:
2KBr + 2H2SO4(к) → K2SO4 + Br2 + SO2− + 2H2O;
8HI(г) + H2SO4(к) → H2S↑ + 4I2 + 4H2O.