Химия элементов

 

Московский государственный технический университет 
 имени Н.Э. Баумана 
 
 
 
 
 
 
 
В.И. Ермолаева, В.М. Горшкова, Л.Е. Слынько 
 
 
 
Химия элементов 
 
 
 
 
Под редакцией А.И. Захарова 
 
 
Рекомендовано редсоветом МГТУ им. Н.Э. Баумана  
в качестве учебного пособия по курсу неорганической химии 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Москва 
Издательство МГТУ им. Н.Э. Баумана  
2007 

 

УДК 546 (075.8) 
ББК 24.12 
        Е743 
Рецензенты: А.И. Захаров, С.И. Щукин 

Ермолаева В.И., Горшкова В.М., Слынько Л.Е. 
Химия элементов: Учеб. пособие / Под ред. А.И. Захарова.  
– М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2007. – 176 с.: ил. 
ISBN 978-5-7038-3009-3 
Рассмотрены свойства простых веществ и соединений химических 
элементов периодической системы элементов Д.И. Менделеева в нетрадиционной классификации: металлы и неметаллы.  
Для студентов факультета «Биомедицинская техника» и специальности «Экология и промышленная безопасность», изучающих неорганическую химию в качестве базового курса. 
 
 
УДК 546 (075.8) 
                                                                                                       ББК 24.12 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
         
ISBN 978-5-7038-3009-3                                   © МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2007 

Е743 

ПРЕДИСЛОВИЕ 

Учебное пособие «Химия элементов» представляет собой конспект лекций, читаемых в соответствии с программой по неорганической химии, утвержденной в МГТУ им. Н.Э. Баумана для 
специальности «Экология и промышленная безопасность». Физические и химические свойства s-, d-, f-, p-элементов периодической 
системы элементов Д.И. Менделеева рассматриваются отдельно по 
разделам: химия металлов и химия неметаллов. 
В разделе «Химия металлов» дается общая характеристика 
свойств металлов и далее рассматриваются свойства металлов  
в соответствии с электронным строением их атомов: s-, d-, f-  
и p-металлы. Каждая глава посвящена отдельному семейству элементов, в ней описываются нахождение в природе и методы получения металлов, их физические и химические свойства, свойства 
образуемых соединений и применение. В главе «d-Металлы» приведена общая характеристика физических и химических свойств  
d-элементов, а также подробно описаны свойства хрома, марганца, 
железа, кобальта, никеля, меди и цинка. Отдельно рассмотрены 
свойства элементов IIIB группы, включая лантаниды и актиниды. 
В разделе «Химия неметаллов» приведена общая характеристика свойств неметаллов, представлено их расположение в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Свойства неметаллов рассматриваются по группам: IA – водород, IIIA – бор, 
IVA – углерод, кремний, VA – пниктогены, VIA – халькогены, 
VIIA – галогены. 
Пособие предназначено для студентов технических университетов, изучающих неорганическую химию в качестве базового 
курса. 
 
 

3 

ВВЕДЕНИЕ 

Теоретической основой химии элементов является периодический закон Д.И. Менделеева и периодическая система элементов, 
являющаяся графическим выражением закона. Современная формулировка периодического закона: свойства химических элементов, а 
также форма и свойства образуемых ими соединений находятся в 
периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.  
Физической основой периодического изменения свойств элементов является повторение электронной конфигурации внешнего 
энергетического уровня атомов. 
Периодическая система элементов в учебной литературе чаще 
всего представлена в виде короткопериодного – 8 столбцов элементов (см. приложение 1) и полудлиннопериодного – 18 столбцов 
(см. приложение 2) вариантов таблицы. В любом варианте элементы располагаются в порядке возрастания заряда их ядер. 
Горизонтальные ряды элементов в периодической таблице называются периодами. Все элементы одного периода имеют одинаковую внутреннюю электронную конфигурацию благородного  
газа, который завершает предыдущий период, и отличаются заполнением внешних электронных подуровней. Химические свойства элемента определяются электронами, находящимися на 
внешних и предвнешних подуровнях, по заполнению которых все 
элементы подразделяются на семейства s-, p-, d-, f-элементов. В 
периодах происходит периодическое повторение строения энергетических подуровней, которое объясняет периодическое изменение физических и химических свойств элементов и их соединений. 
В вертикальных рядах, называемых группами, расположены 
элементы – электронные аналоги, имеющие одинаковую конфигурацию внешних энергетических подуровней, что определяет близость физических и химических свойств элементов и их соединений. 
К числу важнейших периодически изменяющихся характеристик атомов относятся радиус атома, энергия ионизации, сродство 
к электрону, электроотрицательность.  
Радиус атома не является строго определенным вследствие 
волновых свойств электрона. Орбитальный радиус является расчетной величиной, полученной из радиальной составляющей волновой функции электрона. В литературе часто приводятся экспериментально определяемые ионные и металлические радиусы. 

4 

Радиусы атомов элементов в периоде с увеличением заряда ядра Z 
уменьшаются. Это можно объяснить увеличением кулоновского 
притяжения электронов к ядру, которое преобладает над взаимным 
отталкиванием электронов. В главных подгруппах радиусы атомов 
увеличиваются с увеличением заряда ядра, в побочных подгруппах 
увеличение радиуса атома при переходе от 4-го к 5-му периоду 
незначительно. При переходе от 5-го к 6-му периоду радиус практически не изменяется, что является следствием сжатия атома при 
заполнении 4f-подуровня у лантанидов. При отрыве электрона с 
внешнего уровня атома и образовании катиона радиус иона 
уменьшается по сравнению с радиусом атома; при образовании 
аниона – увеличивается. 
Энергия ионизации – энергия, необходимая для удаления из 
изолированного атома, находящегося в газовой фазе в основном 
энергетическом состоянии, электрона на бесконечно большое расстояние. Различают первую I1, вторую I2 и последующие энергии 
ионизации: Э = Э+ + ē – I1; Э+= Э 2+ + ē – I2 и т. п. Энергию ионизации относят к одному молю атомов и выражают в килоджоулях на 
моль (кДж/моль) или электрон-вольтах на моль (эВ/моль). Энергия 
ионизации вниз по группе уменьшается, по периоду – возрастает 
от атома щелочного металла к атому инертного газа. 
Сродство к электрону – энергия, которая выделяется в результате присоединения к электронейтральному атому электрона и 
превращения его в анион: Э + ē = Э– + Е. Способность атома присоединять электроны тем больше, чем больше его сродство к электрону. По сравнению с энергией ионизации сродство к электрону 
невелико, поскольку присоединение электрона к атому приводит к 
увеличению межэлектронного отталкивания и повышению энергии орбитали. Наименьшее сродство к электрону имеют атомы с 
завершенными структурами ns2 и ns2np6, наибольшее – атомы галогенов, имеющие структуру ns2np5. Энергия ионизации и сродство к электрону относятся к изолированным атомам, что делает их 
использование ограниченным. 
Понятие электроотрицательности ввел Л. Полинг как свойство связанного атома притягивать электронную плотность – электронная плотность связи смещается к атому с большей электроотрицательностью. Электроотрицательность χ увеличивается по 
периоду слева направо и уменьшается по группе сверху вниз, вычисляют ее различными методами.  

5 

Существует несколько шкал электроотрицательностей: по Полингу, Олдреду – Рохову, Малликену и др. Полинг предложил 
шкалу электроотрицательностей, основанную на термохимических 
данных. Олдред и Рохов определяют электроотрицательность как 
электростатическую силу, действующую между ядром и валентными электронами. 
Метод расчета χ, предложенный Р. Малликеном, основан на 
измерении значений энергии ионизации и сродства к электрону: 
чем больше сумма (I +Е), тем больше χ.  
 В табл. 1 приведены значения первой энергии ионизации и 
электроотрицательности по Полингу и Олдреду – Рохову. Как 
видно из приведенных данных, наименьшую электроотрицательность имеют щелочные металлы, наибольшую – галогены.  

Таблица 1  

Первая энергия ионизации I и электроотрицательность χ  
(по Полингу и Олдреду – Рохову) 

Z 
Элемент 
I,  
кДж/моль 
χ  
(по Полингу) 
χ  
(по Олдреду – Рохову) 

1 
H 
1312,0 
2,2 
2,20 

2 
He 
2372,3 
– 
5,50 

3 
Li 
520,3 
0,98 
0,97 

4 
Be 
899,5 
1,57 
1,47 

5 
B 
800,6 
2,04 
2,01 

6 
C 
1086,4 
2,55 
2,50 

7 
N 
1402,3 
3,04 
3,07 

8 
O 
1314,0 
3,44 
3,50 

9 
F 
1681,0 
3,98 
4,10 

10 
Ne 
2080,7 
– 
4,84 

11 
Na 
495,8 
0,93 
1,01 

12 
Mg 
737,7 
1,31 
1,23 

13 
Al 
577,6 
1,61 
1,47 

14 
Si 
786,5 
1,9 
1,74 

15 
P 
1011,8 
2,19 
2,06 

16 
S 
999,6 
2,58 
2,44 

17 
Cl 
1251,1 
3,16 
2,83 

18 
Ar 
1520,5 
– 
3,20 

19 
K 
418,9 
0,82 
0,91 

20 
Ca 
589,8 
1,0 
1,04 

6 

Под общими химическими свойствами элементов будем  
понимать такие свойства, как металлический или неметаллический характер элемента, его кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. 
Металлический или неметаллический характер элемента можно оценить электроотрицательностью χ: чем меньше χ, тем в 
большей мере проявляется металлическая природа элемента, поскольку для металлов нетипично присоединение электрона, и наоборот, чем больше χ, тем сильнее выражены неметаллические 
свойства (табл. 2). 
Таблица 2 

Сравнительная характеристика свойств  
металлов и неметаллов 

Характеристика 
Металлы 
Неметаллы 

Химическая  
связь 
Металлическая 
Ковалентная 

Агрегатное  
состояние 
Твердое, кристаллическое 
(за исключением ртути) 

Различное: газы (H2, Cl2), 
жидкости (Br2), твердые 
вещества (P, S и др.) 

 
 
Физические  
свойства 

Металлический блеск, серая окраска (кроме Au, Cu, 
Cs), пластичность, ковкость, механическая прочность, высокая электро- и 
теплопроводность 

Отсутствие блеска, разная окраска, хрупкость, 
низкая теплопроводность, являются диэлектриками или полупроводниками 

Состояние  
в водном растворе 
Катионы 
Анионы 

Характер оксидов 
Оснóвный или амфотерный 
Кислотный 

Окислительновосстановительные 
свойства 

 
Восстановители 
Преимущественно  
окислители 

 
В земной коре обнаружено 88 элементов, практически отсутствуют астат 85At и франций 87Fr, а технеций 43Tc и трансурановые 
элементы, стоящие в периодической системе после урана 92U, получены искусственным путем. Более 80 элементов относятся к металлам: это все s-элементы (за исключением водорода и гелия),  

7 

d-, f- и некоторые p-элементы. Условную границу между металлами и неметаллами можно провести по диагонали B–Si–As–Te–At, 
левее которой расположены металлы, правее – неметаллы.  
Рассмотрим физические и химические свойства элементов в 
соответствии с металлическим или неметаллическим характером 
их свойств. 

РАЗДЕЛ I. ХИМИЯ МЕТАЛЛОВ 

Металлы – это простые вещества, при атмосферных условиях 
находящиеся в твердом состоянии (кроме ртути 80Hg), обладающие 
способностью хорошо отражать электромагнитное излучение в 
видимом диапазоне частот, что обусловливает их блеск и непрозрачность. Металлы имеют высокую электро- и теплопроводность, 
кристаллизуются преимущественно в плотноупакованных кубической и гексагональной решетках. Все металлы в свободном состоянии – восстановители, в химических соединениях их простые 
ионы всегда положительны. Металлы активно взаимодействуют с 
элементарными окислителями, обладающими большой электроотрицательностью (галогены, кислород, сера и др.).  
Химическая активность металлов, т. е. способность отдавать 
электроны, определяется энергией ионизации атома в газовой 
фазе:  
Me(г) ↔ Me
+ zē 
z+
(г)

z+
(

и стандартным электродным потенциалом ϕ° в растворе:  

Me(тв) + nH2O ↔ (Me⋅nH2O
р-р)

2
2
UO
),
+

2
4
2
7
nO , Cr O
),
−
−
2
2
6
(Mo Cl ).
−

)
+ zē. 

В водных растворах металлы могут находиться в виде катионов 
(например, Na+, Al3+), оксокатионов (TiO2+, 
 комплексных 
ионов ([Zn(H2O)4]2+, [Cu(NH3)]2+, [Fe(CN)6]3–, [CuCl4]2–), оксоанионов (M
 полиядерных ионов 
 

1.1. Общие свойства металлов 

Распространенность металлов в природе различна, наиболее распространены следующие металлы (мас. доли, %): алюминий Al (8,8), железо Fe (4,65), кальций Ca (3,6), натрий Na (2,64), 

8 

калий K (2,5), магний Mg (2,1), титан Ti (0,57). В свободном виде 
в земной коре встречаются золото, серебро, платиновые металлы, 
ртуть, медь в виде вкраплений в горные породы или в россыпях в 
результате разрушения горных пород, остальные элементы находятся в форме химических соединений: оксидов, силикатов, 
сульфидов и др. 
Оксидные руды. В соединениях с кислородом встречаются 
многие металлы: Al, Fe, Cr, Mn и ряд других. Оксиды металлов 
могут образовывать соединения между собой, если они находятся 
в различных степенях окисления, или с оксидами неметаллов, образуя соли. Примером простых оксидных руд и минералов могут 
служить гематит Fe2О3, гетит Fе2О3·H2О, боксит А12O3, рутил TiO2, 
пиролюзит MnO2 и многие другие. 
Сложными оксидными рудами являются соединения двух оксидов, из которых один обладает основным характером, а другой – 
амфотерным или кислотным. В общем случае это могут быть оксиды одного и того же металла. Например, основный оксид железа 
FеО может давать с амфотерным оксидом Fe2О3 соль Fe3О4 (магнетит):  
FeO + Fe2О3 → Fe(FeО2)2 ≡ Fe3О4. 

Довольно часто встречаются соединения типа Э1O·Э2O3, 
имеющие кристаллическую структуру шпинели 
 хромистый железняк FeO·Сr2Оз; магнезиальная шпинель MgO·А12O3. 
Возможны и другие сочетания, например 2MnO·MnO2 ≡ Mn3O4 – 
гаусманит, имеющий другую кристаллическую структуру.  

2+
3+
1
2
4
Э [Э O ]:

Карбонатные руды легко переходят в оксидные, разлагаясь 
при нагревании. Рудами такого типа являются мрамор, мел, известняк СаСО3; магнезит МgСО3; малахит СuСО3·Cu(OH)2 и др. 
Сульфатные и фосфатные руды практически не используются для получения металлов, так как в этом случае очень трудно избавиться от серы и фосфора, являющихся вредными примесями в 
любом металле. Сульфаты меди и цинка применяют для получения 
вторичных металлов, т. е. при переработке вторичного сырья и отходов цветных металлов. 
Силикатные и алюмосиликатные руды очень трудно поддаются переработке ввиду их большой устойчивости. Например, полевой шпат ортоклаз K2О·Аl2О3·6SiO2 имеет очень сложное строение. Из алюмосиликатных руд добывают только те металлы, 

9 

которые в других соединениях не встречаются. Например, бериллий получают из минерала берилл (3ВеО·А12О3·6SiО2), алюмосиликаты переводят в галиды, затем разделяют их и, наконец, выделяют металл. 
Сульфидные руды образуют очень многие металлы, так как сера является довольно сильным элементарным окислителем. К 
сульфидным рудам относятся: пирит, или железный колчедан 
FеS2, свинцовый блеск PbS, медный колчедан Cu2S·FeS2, молибденит MoS2, цинковая обманка ZnS и др. Обычно сульфидные руды 
полиметалличны, т.е. содержат несколько металлов одновременно, 
поэтому получение металлов из них всегда связано с разделением. 
Галидные руды: каменная (или поваренная) соль NaCl, сильвин 
КС1, карналлит КС1·MgCl2·6Н2О. Их используют главным образом для получения активных металлов. 
Общие методы получения металлов. Все методы получения 
металлов сводятся к восстановлению их из ионного состояния:  

Mez+ + zē = Me 

1. Вытеснение металла более активным металлом. Этот 
процесс может происходить в водных растворах (гидрометаллургия) и в расплавах (металлотермия):  
Гидрометаллургия: Zn + Pb(CH3COO)2 (р-р) → Pb + Zn(CH3COO)2 (р-р);  
Расплав
Алюминотермия: 3V2O5 + 10А1 ⎯⎯⎯⎯→ 5А12О3 + 6V 
2. Восстановление металлов неметаллами (Н2 (газ), С(графит), 
Si). Восстановление оксидов металлов этими восстановителями 
происходит только при высоких температурах и называется пирометаллургией:  

SnO2 + Si → Sn + SiO2  

WO3 + 3H2 → W + 3H2O 

Методом пирометаллургии получают большое количество различных металлов. 
3. Восстановление металлов путем электролиза. Электролиз можно осуществлять в водных растворах (гидроэлектрометаллургия) и в расплавах солей или оксидов при высокой температуре (пироэлектрометаллургия). 
Электрометаллургическими процессами можно выделить металл любой активности, но только из соединений ионного типа, 

10