Неорганическая химия

Москва
Лаборатория знаний
2021

УЧЕБНИК

Под редакцией
профессора, доктора химических наук  
А. В. Шевелькова

Электронное издание

Рекомендовано
Федеральным учебно-методическим объединением  
в системе высшего образования по укрупненной группе 
специальностей и направлений подготовки 04.00.00 Химия  
в качестве учебника для обучающихся по основным 
образовательным программам высшего образования  
уровня бакалавриат и специалитет по направлению 
подготовки 04.03.01 и специальности 04.05.01

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ 
ХИМИЯ

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

УДК 544+546(075.8)
ББК 24.1:528я73
Н52

Н52
Неорганическая
химия.
Учебник
/
А. В. Шевельков,
А. А. Дроздов,
М. Е. Тамм
;
под
ред.
А. В. Шевелькова. — Электрон. изд. — М. : Лаборатория
знаний,
2021. — 591 с. — Систем.
требования:
Adobe
Reader
XI
;
экран 10". — Загл. с титул. экрана. —
Текст : электронный.
ISBN 978-5-00101-937-4
Учебник соответствует программе учебного курса «Неорганическая химия» на химическом факультете МГУ имени
М. В. Ломоносова и состоит из трех частей. Первая часть
охватывает основы физической химии, природу химической
связи, строение и свойства комплексных соединений, введение в химию твердого тела. В главах второй и третьей частей
излагается химия непереходных и переходных элементов.
Главное внимание уделено общим закономерностям и тенденциям в изменении свойств элементов, простых веществ
и соединений, причем более подробно представлена химия
переходных металлов и координационных соединений.
Является
составной
частью
учебно-методического
комплекта, включающего задачник с планами семинарских занятий и вариантами экзаменационных заданий, и практикума,
написанного сотрудниками кафедры неорганической химии
химического факультета МГУ имени М. В. Ломоносова под
редакцией проф. А. В. Шевелькова.
Для студентов, преподавателей и научных сотрудников
химических вузов.
УДК 544+546(075.8)
ББК 24.1:528я73

Деривативное издание на основе печатного аналога: Неорганическая химия. Учебник / А. В. Шевельков, А. А. Дроздов,
М. Е. Тамм ; под ред. А. В. Шевелькова. — М. : Лаборатория
знаний, 2021. — 586 с. : ил. — ISBN 978-5-00101-029-6.

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 978-5-00101-937-4
c○ Лаборатория знаний, 2021

ПРЕДИСЛОВИЕ

В 2019 г. мир отмечал 150-летний юбилей периодического закона, открытого Д. И. Менделеевым. Организация Объединенных 
Наций объявила 2019 г. Международным годом Периодической 
таблицы химических элементов. Юбилейные мероприятия состоялись во многих странах, начиная с торжественного открытия 
в Париже в январе и заканчивая официальным закрытием в Токио 
в декабре. В нашей стране в рамках празднования этого грандиозного научного события был проведен XXI Менделеевский съезд 
по общей и прикладной химии, в работе которого основное внимание было уделено достижениям мировой химической науки, 
включая фундаментальные разработки, и развитию  современного химического образования на разных уровнях, были отмечены 
влияние химии на прогресс нашей цивилизации в целом, в том 
числе огромный вклад  в обновление промышленных технологий 
и улучшение условий жизни человека как индивидуума. В работе этого юбилейного съезда приняли участие ведущие российские 
и зарубежные ученые.  
В свете 150-летия периодического закона особое значение приобретает неорганическая химия, которая изучает свойства простых веществ и соединений, а также закономерности изменения 
их свойств, охватывая все элементы. Периодическая таблица служит прочной платформой для систематического изучения химии 
элементов и разработки методов получения новых материалов.
В МГУ неорганическая химия как учебная дисциплина ведет 
свою историю с 1875 г., когда на кафедре химии физико-матема ти ческого факультета Московского университета было создано 
отделение неорганической химии, позже преобразованное в кафедру неорганической химии. В 1877 г. профессор А. П. Сабанеев 
прочел студентам первый курс неорганической химии. С тех пор 
неорганическая химия как основная учебная дисциплина прочно вошла в систему подготовки студентов-химиков. Практика 
обучения неорганической химии на химическом факультете МГУ 
всегда была основана на сочетании углубленной теоретической 
подготовки с практическими занятиями в лаборатории и научными изысканиями. 
Кафедру неорганической химии в разные годы возглавляли академик Н. С. Курнаков, профессор Э. Ф. Краузе, академик 
В. И. Спицын, академик Ю. Д. Третьяков, научными лабораториями руководили академик А. В. Новоселова и академик И. И. Черняев. Сотрудниками кафедры были выполнены основополагающие
работы по химии редких элементов, созданы технологии разделения циркония и гафния, выделения из руд бериллия, молибдена и 
вольфрама и получения этих металлов в чистом виде; пионер ские 
работы в области химии и технологии урана и скандия, химии 

Предисловие

полупроводниковых и сегнетоэлектрических материалов и высокотемпературных сверхпроводников получили высокую оценку 
специалистов в нашей стране и зарубежных научных школ. 
Сегодня на кафедре неорганической химии проводятся фундаментальные и прикладные исследования в области наносистем и 
нанотехнологий, кристаллохимического дизайна, синтеза новых 
классов неорганических соединений, биоматериалов, материалов 
для электрохимической и солнечной энергетики, решаются важные задачи по созданию веществ с заданными свойствами.
Настоящий учебник соответствует программе учебного курса 
«Неорганическая химия» на химическом факультете МГУ имени М. В. Ломоносова. Учебник состоит из трех частей. Согласно 
учебному плану, на химическом факультете изучение неорганической химии происходит на первом курсе, предшествуя курсу физической химии. Поэтому в первых двух главах первой части кратко 
изложены основы физической химии в объеме, необходимом для 
анализа превращений неорганических веществ. Следующие главы этой части посвящены природе химической связи, строению и 
свойствам комплексных соединений, химии твердого тела. 
В главах второй и третьей частей излагается химия непереходных и переходных элементов. За основу классификации взят 
длиннопериодный вариант Периодической таблицы, рекомендованный ИЮПАК, где непереходные элементы (группы 1, 2, 13–18) 
разделены блоком переходных металлов (группы 3–12). Главное 
внимание уделено общим закономерностям и тенденциям в изменении свойств элементов, простых веществ и соединений, причем 
более подробно представлена химия переходных металлов и координационных соединений. 
Учебник входит в единый учебный комплект с задачником и 
практикумом. Учебник предназначен для студентов химических 
факультетов и отделений университетов, обучающихся по программам бакалавриата и специалитета.
Главы 1 и 2 написаны доцентом М. Е. Тамм, главы 3–7 —
профессором 
А. В. Шевельковым, 
главы 
8–25 
— 
доцентом 
А. А. Дроздовым. 

Профессор, доктор химических наук
А. В. Шевельков

ЧАСТЬ I

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ 
НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

1. 
ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ 
ТЕРМОДИНАМИКИ

1.1. 
Первый закон термодинамики. 
Закон Гесса. Энтальпийные диаграммы. 
Зависимость энтальпии от температуры. 
Теплоёмкость

Для установления возможности протекания химической реакции или фазового перехода необязательно экспериментально проводить процесс. Ответ можно получить путем несложных расчетов, не требующих особой математической подготовки. Вместе с 
тем, чтобы сделать обоснованные выводы, необходимо знать основы химической термодинамики и кинетики. При этом необходимо ответить на следующие основные вопросы.

1. Вероятен ли данный процесс?
2. Если процесс вероятен, то каков выход продуктов?
3. Как надо изменить условия для увеличения выхода продуктов 
реакции?  

Химическая термодинамика изучает энергетику химических 
и фазовых превращений и направление протекания физико-химических процессов в термодинамических системах. Что же такое термодинамическая система? 
Пусть имеется эластичный контейнер, герметически отделенный от внешней среды; в контейнере находится жидкость. Это 
и есть термодинамическая система, в описанном случае — закрытая система, так как с внешней средой возможен обмен 
энергией, но нет обмена веществом. Кроме того, системы бывают открытые, где происходит обмен и веществом, и энергией, 
и изолированные, где не возможен никакой обмен (рис. 1.1). 
Главная характеристика любой термодинамической системы —
внутренняя энергия U, которая определяется в основном кинетической энергией составляющих систему частиц (молекул, атомов, электронов, ядер и т. д.) и энергией их взаимодействия. 
Абсолютное значение внутренней энергии нельзя ни измерить, 

Рис. 1.1. Термодинамические системы: изолированная (а), закрытая (б) 
и открытая (в)

1. Основы химической термодинамики 
7

ни рассчитать; можно только определить изменение внутренней 
энергии при переходе из начального состояния 1 в конечное 2:

 
U U2 – U1 
(1.1)

Наряду с внутренней энергией термодинамическую систему 
характеризует еще ряд параметров: не зависящие от количества 
вещества интенсивные параметры (температура Т, давление Р, 
мольная концентрация С) и зависящие от количества вещества 
экстенсивные параметры (например, объем V и масса m).
Рассмотрим, что произойдет с описанной выше системой, 
когда к системе подводят энергию в виде теплоты Q, т. е. при 
нагревании (рис. 1.2). Параметры системы при этом меняются: 
повышается температура, изменяется внутренняя энергия, жидкость частично испаряется, т. е. в системе произойдет работа Е, 
в результате которой происходит перераспределение массы вещества. При увеличении давления пара система совершает работу 
расширения А — контейнер раздувается.

 
А РV 
(1.2)

И наконец, при растяжении стенок контейнера система совершает работу W.
Итак, теплота, сообщаемая системе извне, расходуется на увеличение внутренней энергии и на работу, совершаемую системой:

 
Q U A E W 
(1.3)

Это одна из формулировок первого закона термодинамики — 
частного случая всеобщего закона сохранения энергии. 
Внутренняя энергия (U и U) характеризует состояние системы и не зависит от пути, которым система перешла из состояния 1
в состояние 2; такие свойства системы называют функциями состояния. Теплота Q и работа A — это формы энергии для обеспечения изменения состояния системы; эти функции зависят от 
пути протекания процесса, подобно тому, как длина дороги от 
Москвы до Нижнего Новгорода зависит от того, едете ли вы на 
поезде по железной дороге (путь 1) или плывете на теплоходе по 
реке (путь 2).

Рис. 1.2. Пример изменений, происходящих в системе при погло ще нии 
теплоты Q: 1 — начальное состояние; 2 — конечное состояние

Часть I. Теоретические основы неорганической химии 

Помимо рассмотренных выше функций в термодинамике используют величины, которые тождественны сумме нескольких 
термодинамических параметров. Так, функция состояния, называемая энтальпией Н, равна сумме Н U PV. Многие химические процессы происходят при постоянном давлении (Р const) — 
это изобарные процессы. В этих условиях изменение энтальпии 
выражается уравнением
 
H U PV 
(1.4)
Если система при постоянном давлении Р не совершает другой работы, кроме работы расширения, изменение энтальпии 
равно теплоте Qp:
 
Qp U + PV H 
(1.5)

Используя соотношения (1.3)–(1.5), можно оценить изменения внутренней энергии и энтальпии основополагающих термодинамических функций путем измерения теплового эффекта реакции.
Раздел химической термодинамики, в котором изучают тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией. 
В термохимических уравнениях обязательно указывают агрегатное состояние вещества и тепловой эффект реакции как один из 
продуктов взаимодействия.
Рассмотрим реакцию горения аммиака.

2NH3(г) 1,5O2(г)N2(г) 3H2O(г) 633,6 кДж
H1–633,6 кДж
Согласно уравнению реакции, из 2 моль аммиака образуются 1 моль азота, 3 моль водяных паров и выделяется теплота 
Q 633,6 кДж, но изменение энтальпии H –633,6 кДж. Противоположные знаки при Q и H означают, что энтальпия характеризует изменения системы, а тепловой эффект Q (термохимический термин) — изменения в окружающей среде: при Q > 0 
система отдает тепло в окружающую среду. При экзотермическом процессе Q  > 0, а H < 0, при эндотермическом — Q < 0, 
а H > 0. 
Необходимость указания агрегатного состояния веществ вызвана тем, что переход вещества из одного агрегатного состояния 
в другое сопровождается энергетическими затратами системы, 
например при конденсации водяного пара теплота выделяется: 
H2O(г)  H2O(ж) 44 кДж    H –44,0 кДж

В уравнении реакции горения аммиака 3 моль H2O, при конденсации которых выделяется теплота: H2 –44,0 · 3 –132,0 кДж. 
При образовании  жидкой воды тепловой эффект увеличится: 
633,6 132,0 765,6 кДж. 

1. Основы химической термодинамики 
9

2NH3(г) 1,5O2(г)N2(г) 3H2O(ж) 765,6 кДж 

H3 –765,6 кДж

Такой простой расчет теплового эффекта этой реакции обусловлен тем, что изменение функций состояния U, H и т. д. не зависит от пути процесса. Эта закономерность была открыта экспериментально в 1840 г. русским химиком Г. И. Гессом. 

Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических 
условиях, не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется только состоянием исходных веществ и продуктов 
реакции. 

Обратимся к рис. 1.3, а, где показаны разные пути превращения смеси NH3(г) O2(г) в продукты N2(г) H2O(ж). Согласно 
закону Гесса, H3 H1 H2 . Этот закон можно проиллюстрировать энтальпийной диаграммой (рис. 1.3, б), где на оси энергий 
отложена суммарная энергия исходных веществ NH3(г) и O2(г). 
В реакции с образованием газообразной воды энтальпия системы 
уменьшается на H1 (N2(г) H2O(г)). При конденсации водяного 
пара энтальпия уменьшается еще на H2   (N2(г) H2O(ж)). Следовательно, при окислении аммиака до азота и жидкой воды энтальпия уменьшается на H3 H1 H2. Видно, что изменение энтальпии реакции в каждом промежуточном состоянии не зависит 
от абсолютных энергий, а зависит только от их относительных 
значений, т. е. относительного положения уровней на диаграмме.

Рис. 1.3. Схема для объяснения закона Гесса (а) и энталь пийная 
диаграмма (б)

Часть I. Теоретические основы неорганической химии 

Отсюда следует другой способ определения изменения энтальпии реакции. Для этого вводится понятие стандартной энтальпии образования f H, которое определено как изменение энтальпии при образовании 1 моль соединения из простых веществ в 
стандартном1 состоянии при температуре 25 С (298,15 К), давлении 1 атм (101 325 Па). Приведем примеры стандартных состояний для хлора — двухатомный газ Cl2(г), для серы — твердое 
вещество, устойчивая ромбическая модификация S(ромб.), для 
брома — жидкий Br2(ж). Энтальпия образования простых веществ принята равной нулю. Стандартные энтальпии образования со единений рассчитаны и их можно найти в справочных 
таблицах. Тогда, согласно закону Гесса (рис. 1.4), изменение энтальпии любой реакции (r H) в стандартных условиях равно 
разности сумм энтальпий образования всех продуктов реакции и 
всех исходных веществ:

 
r Hjf Hj– if Hi
 
(1.6)

Здесь i и j — стехиометрические коэффициенты в уравнении 
реакции; индексы i и j относятся к исходным веществам и продуктам реакции соответственно.
Вернемся к реакции горения аммиака с образованием жидкой 
воды и запишем для нее изменение энтальпии: 

r H3f H(Н2О(ж)) f H(N2(г)) – 2f H(NH3(г)) – 1,5f H(O2(г))

По 
определению, f H(N2(г)) 0 
и 
f H(O2(г)) 0; найдем 
из 
таб лиц: 
f H(Н2О(ж)) –285,8 кДж/моль, 
f H(NH3(г)) –45,9 кДж/моль.

1 
Обычно стандартное состояние обозначают значком , например f H; 
при этом считают активности всех компонентов равными единице 
(см. разд. 1.3).

j
i

Рис. 1.4. Энтальпийная диаграмма, иллюстрирующая использование энтальпий образования