Общая и неорганическая химия. Химия элементов. Часть 1

Введение 
 

1 

Министерство науки и высшего образования Российской Федерации 
Сибирский федеральный университет 
 
 
 
 
 
Г. В. Новикова, А. С. Казаченко 
 
 
ОБЩАЯ  
И  НЕОРГАНИЧЕСКАЯ  ХИМИЯ 
 
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ 
 
 
Учебное пособие 
 
В трех частях 
 
Часть 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Красноярск 
СФУ 
2022 

 

Общая и неорганическая химия. Химия элементов 
 

2 

УДК 546(07) 
ББК 24.1я73 
         Н731 
 
 
 
Р е ц е н з е н т ы:   
П. В. Фабинский, доктор химических наук, доцент, заведующий ка
федрой фундаментальной  химии СибГУ им. М. Ф. Решетнёва;  

Н. С. Симонова, кандидат технических наук, доцент кафедры компо
зиционных материалов и физико-химии металлургических процессов СФУ  
 
 
 
 
 
 
 
 
     
      
 
 
 
Новикова, Г. В.  
Н731         Общая и неорганическая химия. Химия элементов : учеб. пособие : в 3 ч. Ч. 1 / Г. В. Новикова, А. С. Казаченко. –  Красноярск : 
Сиб. федер. ун-т, 2022. – 108 с.   
ISBN 978-5-7638-4632-4 (ч. 1) 
ISBN 978-5-7638-4631-7  
 
Описаны свойства элементов-неметаллов. Рассмотрена химия водорода, 
галогенов, халькогенов, пниктогенов, углерода и кремния. Даны объяснения физических и химических свойств элементов и их соединений. Указаны причины 
изменения этих свойств в подгруппах и периодах Периодической таблицы            
Д. И. Менделеева.  
Предназначено для студентов, обучающихся по направлениям бакалавриата 04.03.01 «Химия» и специалитета 04.05.01  «Фундаментальная и прикладная химия». 
 
 
Электронный вариант издания см.: 
http://catalog.sfu-kras.ru 
УДК 546(07)  
ББК 24.1я73 
 
ISBN 978-5-7638-4632-4 (ч. 1)                                                    © Сибирский федеральный 
ISBN 978-5-7638-4631-7                                                                  университет, 2022 

 

 

Введение 
 

3 

 
 

 
ВВЕДЕНИЕ 
 
 
Данное учебное пособие соответствует программе первого курса 
«Общая и неорганическая химия» и предназначено студентам химических 
специальностей. В начале учебного пособия описано изменение свойств 
элементов согласно Периодической системе химических элементов                  
Д. И. Менделеева, что помогает сориентироваться при анализе превращений неорганических соединений. В следующих главах изложена химия водорода и р-элементов VI–VII (14–17) групп. В каждой главе описана химия 
отдельной группы. Каждая глава начинается с общей характеристики элементов, электронных конфигураций атомов, физических характеристик 
и степеней окисления. Описаны кислотно-основные и окислительные 
свойства простых веществ, а также их соединений. Свойства описываются 
не отдельно для каждого элемента и образуемых им веществ, а для подгруппы  
в целом, причем в сравнении элементов друг с другом, и сопровождаются 
объяснениями наблюдаемых закономерностей и различий. Исключением 
является гл. «Водород», в которой представлен единственный элемент. 
После каждой главы представлены вопросы и задания для закрепления материала. 
Материал изложен доступным и простым языком с учетом современных тенденций в развитии неорганической химии элементов и будет 
понятен студентам и преподавателям химических специальностей. 

 

Общая и неорганическая химия. Химия элементов 
 

4 

  
 

 
1. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ  ЗАКОН.   
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ  СИСТЕМА  ЭЛЕМЕНТОВ   
Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА 
 
 
1.1. Периодическая система 
 
Основу общей и неорганической химии составляет Периодическая 
система Д. И. Менделеева, которая является графическим описанием           
открытого им Периодического закона. Его современная формулировка 
звучит так: свойства элементов и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.  
Напомним, что элемент – это вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра. Причем, если при «сборке» атома из ядра и электронов ē последний электрон «садится» на s-орбиталь, то получаем s-элемент, если на 
p-орбиталь, то – p-элемент. Аналогично определяются d- и f-элементы. 
Графическим изображением Периодического закона является Периодическая система, изображенная в виде таблиц. На сегодняшний день 
уже известно более 600 вариантов периодических таблиц, составленных 
разными авторами. Современная система может быть представлена           
несколькими вариантами: длиннопериодный вариант (18 групп, рис. 1.1, а) 
и короткопериодный вариант (8 групп, рис. 1.1, б), который рекомендован 
комиссией ИЮПАК. 
Преподаватели ученые-химики наиболее часто используют короткопериодный вариант, предложенный Д. И. Менделеевым (но включающий 
все открытые к настоящему времени элементы). Этот вариант наиболее 
полно представляет сходство свойств разных элементов, так как в нем каждая 
группа состоит из двух подгрупп: главной, включающей s- и p-элементы 
(подгруппа А), и побочной, в которую входят d-элементы (подгруппа Б).        
А поскольку номер группы, как правило, равен числу валентных электронов, 
то объединение элементов главной и побочной подгрупп в одну группу 
подчеркивает сходство их свойств, в частности, одинаковое значение высшей 
степени окисления. 
Согласно квантово-химической модели строения атома, номер периода соответствует максимальному значению главного квантового числа 
для элементов этого периода. 
Каждый период начинается с элемента, на валентном уровне которого всего один электрон (значит, электронная конфигурация атомов ns1) – 

 

1. Периодический закон. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева 
 

5 

это водород и все щелочные металлы (ЩМ), т. е. s-элементы I группы. Завершает же 1-й период – гелий (конфигурация 1s2), а каждый из остальных 
периодов – p-элемент, имеющий 8 валентных электронов (ns2np6). Эти завершающие периоды элементы называются благородными элементами 
и составляют VIIIА подгруппу. 
 
 

 
а 

 
б 

Рис. 1.1. Современная периодическая  система химических элементов:  
длиннопериодическая (а) и короткопериодическая (б) 

Общая и неорганическая химия. Химия элементов 
 

6 

У элементов побочных подгрупп идет заполнение внутренних                
(n – 1)d-орбиталей (d-элементов). У лантаноидов и актиноидов заполняются глубинные (n – 2)f-подуровни (f-элементы). 
У элементов-аналогов (элементов, стоящих друг под другом в Периодической системе) наблюдается одинаковое число электронов на одноименных орбиталях при последовательном возрастании главного квантового 
числа. 
В 1-м периоде имеется всего 2 элемента, во 2-м и 3-м – 8, в 4-м и 5-м –
18, и в 6-м – 32; 7-й период завершен (он также содержит 32 элемента);  
поиски остальных (точнее попытки их синтеза) продолжаются. И в этих 
поисках помогает Периодическая система Д. И. Менделеева.  
Изучение общей и неорганической химии – это постижение закономерностей в изменении свойств элементов и, как следствие, свойств их соединений по периодам и группам. И лишь затем эти знания позволят           
овладеть фактическим материалом. (Что в полном объеме практически           
невозможно, так как уже получено более 20 млн веществ и каждый день 
синтезируются новые.) 
 
 
1.2. Основные свойства элементов 
 
Свойства изолированных атомов. К этим свойствам относится, прежде 
всего, заряд ядра Z, т. е. число электронов в атоме элемента и, следовательно, электронная конфигурация его валентного слоя, орбитали которого 
и образуют химические связи (ХС). 
Напомним, что валентный слой элемента – не всегда только внешний. Выясним почему.  
В любом атоме электронам энергетически выгодно попасть на орбиталь с минимальной энергией, но при условии обязательного выполнения 
принципа Паули (на одной орбитали должно быть не более двух ē).  
Энергию орбитали определяют квантовые числа, в частности, главное (n), равное номеру периода, в котором находится элемент, а также орбитальное число (ℓ), характеризующее форму орбитали. Для s-орбитали 
(сферической формы) значение ℓ равно нулю, для каждой из трех p-орбиталей 
(гантелевидных) – единице, а для каждой из пяти d-орбиталей (более 
сложной формы) – двум. 
Причем энергия орбитали тем ниже, чем меньше сумма n + ℓ (правило 
Клечковского), а при равной сумме – чем меньше значение n (см. табл. 1.1).  
Как видно из табл. 1.1, при переходе от Ar к K (от 3-го периода к 4-му – 
см. таблицу Менделеева) заполняется электронами не 3d-, а 4s-орбиталь,  

1. Периодический закон. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева 
 

7 

а после Ca – не 4р-подуровень, а все пять 3d-орбиталей (от Sc до Zn), т. е. 
дополняется электронами предвнешний (третий) уровень.  
 
Таблица 1.1 

Порядок роста энергии орбиталей 

Орбиталь 
1s 
2s 
2p 
3s 
3p 
4s 
3d 
4p 

n + ℓ 
1 
2 
3 
3 
4 
4 
5 
5 

 
И лишь потом (при переходе к Ga) ē заселяют 4р-орбиталь внешнего 
уровня. Аналогичное наблюдается в 5-м и 6-м периодах.  
Как следствие указанного порядка заполнения у всех d-элементов 
валентными являются орбитали не только внешнего электронного уровня, 
но и d-орбитали предвнешнего уровня. Что и требовалось показать.  
Подчеркнем, что орбитали могут  быть валентными (т. е. способными 
участвовать в формировании химической связи), если их электроны достаточно слабо связаны с ядром. А это электроны внешнего уровня. Но поскольку 
предвнешний d-подуровень заполняется после внешней s-орбитали, то, электроны на этих d-орбиталях удерживаются ядром примерно так же непрочно, 
как и внешние s-электроны. И потому данный d-подуровень является валентным.   
К главным свойствам изолированного атома элемента (кроме Z) относятся:  
● атомный радиус r, равный радиусу внешней электронной орбитали,  
● энергия ионизации I, которая затрачивается на отрыв от атома его 
(т. е. «своего») наименее прочно связанного ē;  
● энергия сродства к электрону Ае (она выделяется, когда «чужой»           
ē  присоединяется к атому);  
● электроотрицательность.  
Электроотрицательность χ – это способность элементов перетягивать 
на себя общие электронные пары, осуществляющие ХС двух атомов.                 
А поскольку такая пара обычно состоит из «своего» и «чужого» электронов, то значение χ (абсолютное) можно рассчитать по формуле Малликена: 
χ = (I + Ае)/2. 
Чаще пользуются относительными величинами χ, т. е. шкалой Полинга, в которой χ лития принята за 1, а χ(F) = 4 (максимальное значение), 
электроотрицательности остальных элементов определены относительно 
них, так  минимальная электроотрицательность у цезия 0,79. В последние 
годы широко используется шкала электроотрицательности по Оллреду – 
Рохову. Несмотря на их количественное различие, как правило, обе эти 
шкалы показывают одинаковую закономерность изменения электроотрицательности в периодах и группах. 

Общая и неорганическая химия. Химия элементов 
 

8 

 

 
 
Рис. 1.2. Зависимость орбитальных радиусов атомов  
от атомного номера для элементов 4-го периода 
 
 
 

 
 
Рис. 1.3. Зависимость суммы первых  
четырех энергий ионизаций  
и орбитальных радиусов атомов  
от атомного номера в ряду C – Si – Ge – Sn − Pb 
 
 

1. Периодический закон. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева 
 

9 

В периоде слева направо увеличивается заряд ядра и количество валентных электронов, поэтому сила притяжения между ядром и валентными 
электронами усиливается, что приводит к уменьшению атомных радиусов 
элементов.  
Энергия ионизации также зависит от электронного строения атома. 
Так как в периоде слева направо происходит уменьшение атомного радиуса 
элементов, то и значение первого потенциала ионизации будет увеличиваться, но неравномерно. При переходе от Ве к В значение первого потенциала ионизации уменьшается. Это связано с тем, что у бора появляется 
один электрон на р-подуровне, а поскольку s-орбиталь экранирует взаимодействие ядра с этим р-электроном, то и отрыв одного электрона на            
р-подуровне бора происходит легче, чем s-электрона у бериллия. При переходе от азота к кислороду также происходит уменьшение значения первого потенциала ионизации, так как на одной из р-орбиталей кислорода 
находятся два электрона с противоположными спинами, поэтому отрыв 
одного из электронов этой пары становится энергетически более выгодным. При переходе к длинным периодам энергия ионизации также увеличивается (за исключением особенностей заполнения d-орбиталей). Энергия 
сродства к электрону в периоде слева направо увеличивается немонотонно. 
Это связано с тем, что элементы с электронными конфигурациями s2, с наполовину или полностью заполненными электронами р-орбиталями обладают повышенной устойчивостью. 
В группе сверху вниз потенциал ионизации и энергия сродства 
к электрону уменьшаются неравномерно. Это связано с  усилением эффекта 
экранирования атомного ядра внутренними электронами.   
Как правило, чем больше Z атома и меньше его r, тем выше (в соответствии с законом Кулона) значения I, Ае и, следовательно, χ данного элемента. 
Вторичная периодичность. Изменение свойств – атомного радиуса, 
энергии ионизации, сродства к электрону и т. д. – обычно носит немонотонный характер (рис. 1.2). Как видно из рис. 1.1, в целом в группе происходит увеличение атомного радиуса, а в периоде – уменьшение. Подобное 
изменение связано с увеличением в периоде эффективного заряда ядра 
и стремлением сжать атомные орбитали. Как результат увеличивается степень 
экранирования ядра валентными электронами при возрастании орбитального квантового числа. Кроме того, с появлением d- и f-орбиталей происходит уменьшение радиусов, связанное с d- и f-сжатием.  
На кривых изменения суммы первых четырех энергий ионизации от 
орбитального атомного радиуса в ряду C – Si – Ge – Sn – Pb имеются внутренние минимумы и максимумы (рис. 1.3). Это приводит к тому, что и другие 
свойства соединений изменяются немонотонно. Это явление называется 
вторичной периодичностью. 

Общая и неорганическая химия. Химия элементов 
 

10 

 
 

 
2. ВОДОРОД 
 
 
2.1. Общие свойства водорода 
 
Первый представитель Периодической таблицы – водород. Атом водорода 1Н состоит из одного протона и одного электрона и имеет электронную конфигурацию 1s1. Вследствие своей простоты водород является 
самым распространенным элементом Космоса (составляет 90 % вещества 
Вселенной). Это и звезды, и межзвездная среда, и газовые туманности. 
Большинство звезд начинает свой жизненный путь в виде газового водородного шара. Проходят миллионы лет, и водород внутри звезды «выгорает», 
переходя в другие более сложные элементы. За счет этого светит и Солнце, 
70 % массы которого составляет водород. (Солнцу светить по расчетам 
ученых еще 30 млрд лет). На Земле водород по распространенности занимает четвертое место. Его кларк (т. е. молярная доля среди других элементов в природе) равен 3 %. Причем формы нахождения Н на Земле – это 
в основном вода и органические соединения. 
Электронная конфигурация водорода похожа на конфигурацию валентных электронов атомов щелочных металлов, и поэтому они имеют подобные оптические спектры. Со щелочными металлами водород объединяет 
способность отдавать электроны и, значит, восстанавливать элементы. 
Сходство водорода и щелочных металлов  еще и в том, что продукты их 
окисления присутствуют в водном растворе в виде однозарядных гидратированных катионов. Но водород нельзя считать полным аналогом щелочных 
металлов из-за отсутствия у него внутренней подкладки. Поэтому реагируют  с водородом только достаточно сильные окислители. 
Подобно галогенам атому водорода не хватает до завершения внешнего слоя одного электрона. Этим и объясняется существование гидридиона H– и проявление водородом окислительных свойств. Как и галогены, 
водород имеет сравнительно высокую электроотрицательность и образует 
только двухатомные молекулы. Но из-за малого заряда ядра, вследствие 
чего меньшего сродства к электрону, как окислитель водород слабее галогенов и реагирует только с сильными восстановителями. 
У водорода и углерода близкие значения электроотрицательности 
(2,1 и 2,5) по шкале Полинга, а также число валентных электронов и валентных орбиталей. Поэтому у них нет особой «склонности» отдавать или