Общая и неорганическая химия : в 2 т. Т. 1 : Законы и концепции

В двух томах
1

Под редакцией

академика РАН А. Ю. Цивадзе

2-е издание, электронное

ЗАКОНЫ
И КОНЦЕПЦИИ

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 

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

ОБЩАЯ
И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ 
ХИМИЯ

Москва
Лаборатория знаний
2022

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. 1 : Законы
и концепции / под ред. академика РАН А. Ю. Цивадзе. — 2-е изд.,
электрон. — М. : Лаборатория знаний, 2022. — 495 с. — (Учебник
для высшей школы). — Систем. требования: Adobe Reader XI ;
экран 10". — Загл. с титул. экрана. — Текст : электронный.
ISBN 978-5-93208-576-9 (Т. 1)
ISBN 978-5-93208-575-2
В учебном издании, написанном преподавателями Института тонких
химических технологий имени М. В. Ломоносова РТУ МИРЭА и химического факультета МГУ имени М. В. Ломоносова, изложен курс общей
и неорганической химии в соответствии с программой обучения по химикотехнологическим специальностям. Пособие выходит в двух томах.
В томе 1 изложены законы и концепции — обязательное содержание
химического образования. Наряду с общими понятиями химии, познавательными историческими экскурсами, обучающими примерами, как использовать
Периодическую систему, изложены основы термодинамики, химической
кинетики, химии растворов, теории строения вещества и координационной
химии. Некоторые разделы заканчиваются заданиями, на которые в конце
пособия приведены подробные решения и ответы.
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 неорганическая химия : в 2 т. Т. 1 : Законы и концепции / Е. В. Савинкина, В. А. Михайлов, Ю. М. Киселёв [и др.] ; под ред. академика РАН А. Ю. Цивадзе. —
2-е изд. — М. : Лаборатория знаний, 2022. — 491 с. : ил. — (Учебник для
высшей школы). — ISBN 978-5-93208-233-1 (Т. 1); 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 978-5-93208-576-9 (Т. 1)
ISBN 978-5-93208-575-2
© Лаборатория знаний, 2018

ВВЕДЕНИЕ

Классификация 
неорганических веществ

Для систематического описания свойств веществ необходима их классификация. В отличие от органической химии, где классификация соединений основана на одном общем признаке — наличии одной или нескольких 
функциональных групп, в случае неорганических соединений приходится 
рассматривать сразу целый ряд признаков, обусловливающих те или иные 
химические свойства. Поэтому проблема классификации неорганических 
веществ до сих пор остается не до конца решенной.
В неорганической химии вещества делят на классы. Однако границы между классами нечеткие, поскольку часто позволительно принимать 
во внимание различные характеристики веществ. Постараемся правильно 
оценить достоинства и недостатки различных способов классификации.

1.1.  
 Развитие понятий о химических элементах, 
веществах простых и сложных

Уже в древности философы полагали, что все тела состоят из элементов. 
Но впервые само понятие химического элемента возникло лишь в XVII в. 
Английский ученый Бойль1 в 1661 г. в книге «Химик-скептик» определил 
элементы как «первоначальные и простые, вполне не смешанные тела, которые не составлены друг из друга, но представляют собой те части, из которых составлены все так называемые «смешанные тела» и на которые последние могут быть в конце концов разложены». Он ввел представление 
о первичных корпускулах (мельчайших частицах) как элементах и о вторичных корпускулах как сложных телах. Бойль считал элементы именно 
веществами. Однако он ошибочно (как мы теперь знаем) относил воду 
к элементам, а золото, медь, ртуть и серу — к соединениям или смесям.
Великий русский ученый Ломоносов2 в работе «Элементы математической химии» в 1741 г. ввел представление об атомах как о мельчайших 

1 БОЙЛЬ Роберт (1627–1691) — физик, химик и богослов. Один из основоположников научного 
общества, которое в 1662 г. преобразовалось в Лондонское Королевское общество. Бойль экспериментально обосновал атомистическую теорию, способствовал становлению химии как науки, ввел 
экспериментальный метод исследования в химию, заложил начала химического анализа.

2 ЛОМОНОСОВ Михаил Васильевич (1711–1765) — русский ученый-энциклопедист, первый российский академик. Его исследования относились к математике, физике, химии, геологии, почвоведению, астрономии. Первым из русских ученых приступил к подготовке учебников по химии 
и металлургии. Ему принадлежит заслуга создания Московского университета (1755), для которого 
он составил проект и учебную программу. Кроме того, Ломоносов написал ряд трудов по истории, 
экономике, филологии, заложил основы русского литературного языка. 

1.1. Развитие понятий о химических элементах, веществах простых и сложных

частицах веществ, способных связываться в более крупные частицы (корпускулы) — по нашим представлениям, в молекулы, из которых состоят 
сложные вещества.
Французский ученый-естествоиспытатель Лавуазье1 первым научился 
выделять из соединений простые вещества. Он предположил, что «элемент» весит меньше, чем соединение. Лавуазье, предложивший в 1789 г. 
«Таблицу простых тел» — по существу первую классификацию элементов, 
применял элемент и простое тело как одинаковые термины.
В начале XIX в. английский ученый Дальтон2 определил элемент как 
вещество, состоящее из атомов одного вида. В разных веществах присутствуют атомы, отличающиеся по массе; при превращениях веществ атомы 
не изменяются, а только перегруппировываются. Дальтон писал: «Мы с таким же успехом можем стараться прибавить новую планету в Солнечную 
систему, как уничтожить или создать атом водорода». Дальтон открыл закон 
кратных отношений:
если два элемента образуют несколько соединений, то в этих соединениях 
массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся как целые числа.
Шведский ученый Берцелиус3 в 1814–1818 гг. опубликовал таблицу, 
в которой указал атомные массы (веса) 46 элементов и данные о процентном составе около 2000 проанализированных им соединений. В 1841 г. Берцелиус предложил понятие аллотропии. Так называют свойство некоторых 
элементов (например, углерода и серы) существовать в виде различных 
простых веществ.
Таким образом, ученые многих стран внесли свой вклад в развитие 
представлений о химических элементах. Но все же решающую роль здесь 
сыграли работы великого русского ученого Менделеева4. Он первым начал 

1 ЛАВУАЗЬЕ Антуан-Лоран (1743–1794) — французский химик. В своей лаборатории Лавуазье 
провел многочисленные опыты, в которых он определял изменения масс веществ при их прокаливании и горении. Он также заложил основы органического анализа. Кроме того, Лавуазье — один 
из основателей термохимии. 

2 ДАЛЬТОН Джон (1766–1844) — английский химик и физик; считается создателем химической 
атомистики. Проводил наблюдения и эксперименты по преломлению света, изучал природу теплоты, предложил теорию испарения и смешения газов. В 1802 г. открыл один из основных законов газового состояния. Сформулировал и обосновал основные положения атомно-молекулярного учения. Автор одного из фундаментальных законов химии — закона кратных отношений (1803). 

3 БЕРЦЕЛИУС Йенс Якоб (1779–1848) — шведский химик и минералог. Открыл элементы церий 
(1803), селен (1817), торий (1828). В 1824–1825 годах впервые получил в свободном состоянии кремний, титан, тантал и цирконий. Создал (1812–1819) электрохимическую теорию сродства, сыгравшую прогрессивную роль в развитии химии. На ее основе построил классификацию элементов 
и их соединений. Ввел современные символы атомов химических элементов и формулы соединений 
(1814). Разработал ряд методов химического анализа. Определил атомные массы (веса) 46 элементов. 

4 МЕНДЕЛЕЕВ Дмитрий Иванович (1834–1907) — русский ученый. В 1861 г. создал первый русский 
учебник по органической химии. В 1868 г. приступил к работе над книгой «Основы химии». При создании этого учебника он и открыл периодический закон и составил Периодическую систему элементов. 
В эти же годы Менделеев активно занимался проблемами так называемых неопределенных химических 
соединений, создал химическую (гидратную) теорию водных растворов, нашел общее уравнение состояния газов. Менделеев создал физическую теорию весов, разработал методы точного взвешивания. 

1. Классификация неорганических веществ

различать термины «элемент» и «простое тело». В качестве одной из ярких 
иллюстраций он называл элемент углерод и простые вещества уголь, графит и алмаз. Менделеев создал Периодическую систему элементов, которая отражала свойства простых и сложных веществ (в зависимости от атомной массы химического элемента). Согласно современным представлениям, 
химический элемент — это совокупность одинаковых атомов.
Если химические связи существуют между атомами одного и того же 
элемента — это простое вещество. Поскольку атомы могут быть связаны 
друг с другом различным образом, элемент иногда образует несколько простых веществ — аллотропных модификаций.

Вопросы

1.1. Какие аллотропные модификации углерода известны? Рассмотрите способы связывания атомов в различных модификациях. Сравните физические и химические свойства различных форм углерода.

1.2. Покажите, как меняются свойства простых веществ при изменении 
порядкового номера элемента в Периодической системе. Какие закономерности при этом наблюдаются?

1.3. Между атомами благородного газа (в простом веществе) нет химических связей. Можно ли считать химическими соединениями другие простые вещества?

1.2.  
 Классификация на основе поведения 
в водных растворах

Одна из классификаций сложных веществ основана на свойствах их водных растворов. В 1887 г. шведским химиком Аррениусом1 была предложена теория электролитической диссоциации, согласно которой при 
растворении многих неорганических веществ (электролитов) появляются заряженные частицы (ионы), способные перемещаться в растворе 
и проводить электрический ток. Электролиты, которые диссоциируют 
(распадаются) на ионы полностью (необратимо), называют сильными. 
В разбавленных водных растворах сильных электролитов присутствуют 
только продукты диссоциации — катионы и анионы. В растворах слабых 
электролитов наряду с ионами содержатся также недиссоциированные 
молекулы.
Электролиты делят на кислоты, основания, соли (табл. 1.1.).

1 АРРЕНИУС Сванте Август (1859–1927) — шведский ученый, один из основателей физической 
химии и электрохимии. Основные работы посвящены учению о растворах и кинетике химических 
реакций. На основе экспериментальных данных по электропроводности сильно разбавленных 
растворов разработал теорию электролитической диссоциации. Активно изучал кинетику химических реакций. Лауреат Нобелевской премии по химии (1903 г.).

1.2. Классификация на основе поведения в водных растворах

 
Таблица 1.1
Продукты диссоциации различных электролитов

Класс соединений
Катионы
Анионы
Примеры соединений

Кислота
HAn–
H| NO3
−

Основание
MnOH–
Na| OH–

Соль
MnAn–
Na| NO3
−

При диссоциации кислот (табл. 1.2 и 1.3) в растворе повышается концентрация гидратированных катионов водорода, и среда (раствор) становится кислой. Сильные кислоты, например серная, в водном растворе диссоциируют необратимо:

H2SO4 = 2H+ SO4
2−

 
Таблица 1.2
Некоторые кислоты и основания

Вещества
Сильные
Слабые

Основания
KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2
NH3 ⋅ H2O

Кислоты
HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3
H3PO4, H2CO3, H2S

 
Таблица 1.3
Химические свойства кислот

Реагируют с металлами. Если металл находится в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, выделяется водород и образуется соль (исключения — 
HNO3 и другие кислоты, анионы которых проявляют окислительные свойства).
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

Реагируют с основными и амфотерными оксидами.
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Реагируют с основными и амфотерными гидроксидами.
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Реагируют с солями (если образуется более слабая или летучая кислота).
ZnCl2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2HCl↑

При нагревании некоторые кислоты разлагаются.

H2SiO3 

нагревание
⎯
→
⎯⎯⎯⎯  SiO2 + H2O

Слабые кислоты (например, угольная) в водном растворе подвергаются 
обратимой диссоциации:

H2CO3 H+ HCO3
−

1. Классификация неорганических веществ

Сильные основания (табл. 1.2 и 1.4), например гидроксид натрия, необратимо диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксидионов, создают сильнощелочную среду:

NaOH = Na+ OH–

 
Таблица 1.4
Химические свойства оснований

Растворимые основания (щёлочи) 
Малорастворимые основания

Реагируют с кислотами и кислотными 
оксидами, а также с амфотерными 
оксидами и гидроксидами.
2KOH + H2SO4 = K2SO4 + H2O
2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O
2KOH + Be(OH)2 = K2[Be(OH)4] 

Реагируют с кислотами и кислотными 
оксидами.
Mg(OH)2 + H2SO4 = MgSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + CO2 = MgCO3 + H2O

При умеренном нагревании 
не разлагаются. 
При умеренном нагревании могут 
разлагаться.

Mg(OH)2 

нагревание
⎯
→
⎯⎯⎯⎯  MgO + H2O

Реагируют с растворами солей 
(если в состав соли входит 
металл, способный образовывать 
малорастворимый гидроксид).
FeSO4 + 2KOH = Fe(OH)2↓ + K2SO4

Реакции с растворами солей 
не характерны. 

Слабые основания, обратимо диссоциируя в воде, также создают щелочную среду. В их растворах (например, в растворе аммиака) имеются как 
исходные гидратированные молекулы (не следует употреблять термин «гидроксид аммония» — такого соединения не существует), так и продукты 
диссоциации:

NH3 ⋅ H2O NH + OH–

Многие катионы металлов и анионы кислот, образующиеся при растворении соли в воде, могут подвергаться обратимому гидролизу, в результате чего 
в растворе соли среда становится кислой (pH < 7)1 или щелочной (pH > 7), 
т. е. происходит так называемый «гидролиз соли по катиону или по аниону».
В дальнейшем были предложены и другие теории кислот и оснований. 
Наибольшее распространение получила «протонная (протолитическая) теория кислот и оснований», созданная датским физикохимиком Брёнстедом2 и независимо английским химиком Лаури3. В основу этой теории по
1 Водородный показатель, или «pH», используют для количественной оценки кислотности среды 
(равновесной концентрации катионов оксония H3Oв растворе). pH = –lg[H3O].

2 БРЁНСТЕД Йоханнес Николаус (1879–1947) — датский физикохимик. Один из авторов протонной теории кислот и оснований; развивал теорию кислотно-основного катализа. 

3 ЛАУРИ (ЛОУРИ) Томас Мартин (1874–1936) — английский химик. Основные научные работы 
посвящены органической химии, прежде всего изучению оптической активности органических 
соединений. Автор нескольких работ по теории водных и неводных растворов кислот и оснований. 
В 1928 г. предложил протонную теорию кислот и оснований. 

1.3. Классификация по строению и типу связей

ложено представление о том, что частицы в растворе могут быть донорами 
H(кислотами1) и акцепторами H(основаниями).
В теориях Аррениуса и Брёнстеда–Лаури используются разные способы 
описания кислот и оснований и их поведения в водном растворе, однако 
при практическом применении они хорошо согласуются: обе теории подразумевают, что в растворах кислот среда кислотная, в растворах оснований — щелочная. Среда в растворах солей зависит от того, как взаимодействуют с водой ионы, образующиеся при их диссоциации.

Вопросы

1.4. В растворе хлорида ртути(II) почти не содержится ионов. Можно ли считать это вещество солью?

1.5. Проиллюстрируйте на конкретных примерах сходство и различия 
понятий кислот и оснований в теориях Аррениуса и Брёнстеда–Лаури.

1.6. Теория электролитической диссоциации и протолитическая теория 
рассматривают только хорошо растворимые вещества. Можно ли, используя эти теории, классифицировать другие вещества, например малорастворимые гидроксиды металлов?

1.3.  
 Классификация по строению и типу связей

Исходя из природы частиц и природы взаимодействия между ними, все 
многообразие веществ может быть сведено к нескольким основным типам: 
ионные соединения, молекулярные вещества, полимеры (высокомолекулярные соединения) и металлы.
Вещества чисто ионного или чисто молекулярного строения встречаются редко, тем не менее такая классификация удобна и позволяет объяснить 
физические и химические свойства веществ.
Ионные соединения образуются при взаимодействии типичных металлов и неметаллов. К ионным соединениям относятся соли, а также оксиды и гидроксиды активных металлов. Из-за большой разницы в электроотрицательностях атомов, составляющих ионные вещества, происходит 
переход валентных электронов атома металла к атому неметалла. Катионы 
и анионы можно рассматривать как несжимаемые шары определенного радиуса, между которыми действуют электростатические силы. Каждый ион 
стремится окружить себя максимальным числом ионов противоположного 
знака и в то же время расположиться на возможно большем расстоянии 
от одноименно заряженных ионов. Важную роль играют и размеры ионов: 
чем больше радиус катиона, тем больше анионов он может разместить вокруг себя.

1 В водных средах Hсуществует в виде гидратированных катионов, простейший из них — катион 
оксония H3O.

1. Классификация неорганических веществ

Свойства ионных соединений можно объяснить исходя из их строения. Например, в твердом состоянии ионные соединения, как правило, 
плохо проводят электрический ток, а в расплавах имеют высокую ионную 
электропроводность. Это объясняется тем, что в кристаллических структурах ионы закреплены в определенных позициях и не могут перемещаться 
на заметные расстояния, а в расплаве они могут свободно двигаться под 
действием электрического поля.
Ионные кристаллы имеют высокие температуры плавления и низкую 
летучесть, поскольку при плавлении или испарении этих веществ происходит разрыв многих связей: ведь там очень много противоположно заряженных ионов, которые притягиваются друг к другу.
Ионные кристаллы обычно очень твердые, их кристаллическую решетку трудно деформировать. Если это все же удалось сделать, кристаллы разрушаются. Хрупкость таких соединений объясняется особенностями ионной связи: как только ионы хоть немного сдвинулись со своих мест, вместо 
сил притяжения начинают действовать силы отталкивания, и кристалл 
раскалывается.
Многие ионные соединения хорошо растворимы в воде. При растворении электролита в воде его ионы гидратируются (взаимодействуют с молекулами воды) — выделяется энергия, компенсирующая затраты на разрушение кристаллической решетки. В разбавленном водном растворе 
катионы и анионы равномерно распределены среди молекул воды (растворителя) и удалены друг от друга. В очень концентрированных растворах они образуют ассоциаты, строение которых похоже на то, как частицы 
расположены в кристаллах.
Молекулярные вещества построены из молекул, атомы в молекулах связаны ковалентными связями. В твердом или жидком состоянии между молекулами действуют межмолекулярные силы. К молекулярным веществам 
относятся простые вещества-неметаллы (водород, кислород, азот, галогены), а также многие соединения элементов с близкими электроотрицательностями (например, галогениды и оксиды неметаллов).
Свойства молекулярных веществ также определяются особенностями 
строения. Большинство этих веществ летучи и отличаются низкими температурами плавления и кипения. В твердом состоянии молекулярные слои 
легко сдвигаются относительно друг друга под действием механических 
сил. Молекулярные соединения — типичные диэлектрики.
Дополнительные силы притяжения между молекулами могут быть обусловлены образованием водородных связей. Соединения с водородной 
связью (вода, фтороводород, аммиак, кислородсодержащие неорганические кислоты) по своему строению занимают промежуточное положение 
между низкомолекулярными веществами и полимерами.