Общая и неорганическая химия. Том 2. Химия элементов

ХИМИЯ
ЭЛЕМЕНТОВ

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

Москва
Лаборатория знаний
2022

В двух томах
2

Под редакцией

академика РАН А. Ю. Цивадзе

ОБЩАЯ
И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ 
ХИМИЯ

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 

Электронное издание

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. 2 : Химия элементов / под ред. академика РАН А. Ю. Цивадзе. — Электрон. изд. —
М. : Лаборатория знаний, 2022. — 557 с. — (Учебник для высшей
школы). — Систем. требования: Adobe Reader XI ; экран 10". —
Загл. с титул. экрана. — Текст : электронный.
ISBN 978-5-93208-577-6 (Т. 2)
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 2 изложена химия элементов. Материал сгруппирован по блокам
элементов: 𝑠-элементы, 𝑝-элементы, 𝑑-элементы, 𝑓-элементы. В каждой
главе рассматривается химия элементов, относящихся к одной группе
Периодической системы. Каждая глава заканчивается заданиями, ответы
на которые можно найти в представленном в пособии материале или при
использовании дополнительных источников информации. 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. 2 : Химия элементов / Л. Ю. Аликберова, Н. С. Рукк,
Е. В. Савинкина, Ю. М. Киселёв ; под ред. академика РАН А. Ю. Цивадзе. — М. : Лаборатория знаний, 2022. — 553 с. : ил. — (Учебник для высшей
школы). — ISBN 978-5-93208-234-8 (Т. 2); 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 978-5-93208-577-6 (Т. 2)
ISBN 978-5-93208-575-2
© Лаборатория знаний, 2018

ХИМИЯ s-ЭЛЕМЕНТОВ

Общая электронная формула: 

[…](n 2) f 14(n 1) d10ns1–2

Степени окисления s-элементов в соединениях немногочисленны 
(от I до II); высшая степень окисления равна номеру группы. 
Для s-элементов не характерно образование кратных ()-связей.
Для s-элементов (кроме водорода и гелия) характерны металлические свойства.
С увеличением порядкового номера элемента (сверху вниз по 
группе) металлические свойства элементов усиливаются.

Водород

1.1. 
Общая характеристика 

1.1.1. 
Строение атома. Изотопы

Водород (Н) — первый элемент Периодической системы элементов. 
Его атом содержит один электрон, который в основном состоянии 
находится на 1s-подуровне. 
В первый период входят всего два элемента — водород и гелий. 
Гелий традиционно помещают в группу VIIIA (18-ю группу), так как 
его свойства совпадают со свойствами других благородных газов. 
Место водорода остается неопределенным.
По электронному строению (1s1) и способности образовывать однозарядные катионы водород похож на щелочные элементы. Однако, 
в отличие от катионов щелочных элементов, свободный катион водорода Hпредставляет собой элементарную частицу — протон, размеры которого в 105 раз меньше, чем размеры ионов других элементов. Ион Hне найден ни в кристаллической решетке, ни в водном 
растворе. 
Водород также может, подобно галогенам, проявлять степень окисления I и образовывать двухатомные молекулы. Однако гидрид-ион 
Hгораздо менее распространен, чем галогенид-ионы. На него не 
распространяются закономерности, наблюдаемые в группе галогенов, 
в частности, изменение восстановительных свойств. 
Следует отметить, что по некоторым свойствам, например по значениям электроотрицательности, водород имеет сходство с элементами групп IIIA (13) и IVA (14). Свойства связей водород—элемент 
похожи скорее на свойства связей углерод—элемент, чем на свойства 
ионных связей, образованных щелочными металлами или галогенами. Поэтому водород нельзя однозначно отнести ни к одной из групп 
Периодической системы. Во многих вариантах Периодической системы водород помещают одновременно в несколько групп.
Природный водород существует в виде трех изотопов: стабильных 
протия 1Н и дейтерия 2Н (обозначают буквой D) и радиоактивного 
трития 3Н (обозначают буквой Т). Содержание дейтерия в природной 

1.1. Общая характеристика  
5

смеси изотопов составляет 0,015%, трития — 1 ·
 107%. Тритий постоянно образуется в верхних слоях атмосферы в результате ядерных 
реакций, вызываемых действием космического излучения. Он распадается с выбросом электрона и образованием 3Не (период полураспада — около 12 лет).

1.1.2. 
Свойства атома

Размеры атома водорода значительно меньше, чем размеры атомов 
других элементов. Его атомный радиус (радиус сферы, в которую 
заключена подавляющая часть электронной плотности) равен 46 пм, 
а ковалентный радиус (половина длины связи H—H) составляет 37 пм. 
По энергетическим характеристикам атомы водорода занимают 
промежуточное место между атомами щелочных элементов и галогенов и близки по таковым к элементам IIIA- и IVA-групп. Так, энергия ионизации водорода равна 13,60 эВ, или 1312 кДж/моль, а электроотрицательность по шкале ОллредаРохова составляет 2,10 (или 
2,2 по шкале Полинга).
Атом водорода может отдать свой единственный электрон, превратившись в протон, или же присоединить еще один электрон, достроив свою электронную оболочку до устойчивой конфигурации 1s2. 
Поэтому для водорода в соединениях характерны степени окисления 
I и I. В водородных соединениях некоторых элементов (например, 
фосфора), имеющих почти такую же электроотрицательность, как у 
водорода, степень окисления водорода считают равной нулю.
После удаления 1s-электрона из атома водорода остается свободный протон с радиусом около 1,5 ·
 103 пм, который не может реально 
существовать в конденсированных фазах. В растворах и в твердых телах он присоединяется к другим частицам, образуя, например, ионы 
H3O, NH4
. 
Рассчитанный теоретически радиус изолированного гидрид-нона 
Нравен 208 пм; его большая величина служит причиной весьма 
сильной деформируемости электронной оболочки гидрид-иона в реальных соединениях. Так, например, в гидридах щелочных металлов 
кристаллографический (т. е. экспериментально определенный) радиус иона Нравен 130140 пм. Такое уменьшенное значение радиуса 
Нпо сравнению с расчетной величиной указывает на сильную поляризуемость гидрид-иона. Одно из следствий легкой деформируемости электронной оболочки иона Н— заметный вклад ковалентной 
составляющей сил в образование солеобразных (ионных) гидридов.
Согласно методу валентных связей, атом водорода, имея единственный валентный электрон, может образовать только одну связь, 
т. е. максимальное координационное число водорода должно равнять

1. Водород

ся единице. Однако метод молекулярных орбиталей допускает образование водородом большего числа связей (с порядком меньше единицы). Так, например, в простейшем водородном соединении бора 
диборане — В2Н6 — координационное число водорода равно двум, 
а кратность мостиковых связей водород—бор составляет 0,5. В более 
сложных бороводородах координационное число водорода достигает трех. Предполагают, что в таких комплексах, как [HRu6(CO)18], 
у атома водорода КЧ 6.

1.2. 
Простое вещество

1.2.1. 
Получение

Водород в больших количествах получают в промышленности из природного газа с использованием катализаторов — никеля или кобальта:

CH4 H2O CO 3H2 (1100 С)

2CH4 O2 2CO 4H2

Дальнейшее взаимодействие монооксида углерода с водяным паром в присутствии катализатора (железо) приводит к получению дополнительного количества водорода:

CO H2O CO2 H2 (400 С)

Чистый водород (свыше 99,95% H2) получают одновременно с кислородом электролизом воды (раствора кислоты или щелочи):

2H2O 2H2 O2

Долгое время в промышленности применяли способ получения 
водорода взаимодействием паров воды с углем или раскаленными 
металлами, например c железом:

H2O C CO H2 (1000 С)

3Fe 4H2O 4H2 Fe3O4

В лаборатории водород обычно получают действием растворов 
кислот или щелочей на металлы, например:

Zn 2HCl ZnCl2 H22Al 2NaOH 6H2O 2Na[Al(OH)4] 3H2Для получения небольших количеств водорода удобно использовать разложение гидридов металлов, например гидрида кальция:

CaH2 H2O Ca(OH)2 2H2

1.2. Простое вещество  
7

1.2.2. 
Физические свойства 

Водород образует двухатомные молекулы Н2. При обычных условиях он 
представляет собой газ без цвета, запаха и вкуса. Температуры плавления и кипения водорода зависят от изотопного состава (табл. 1.1).

Таблица 1.1
Температуры плавления и кипения водорода, дейтерия и трития

H2
D2
T2

Температура плавления, С
259,19
254,5
252,52

Температура кипения, С
252,87
249,49
248,12

Плотность твердого водорода составляет 0,08 г/см3. Это самое легкое из всех твердых веществ. Многие другие физические свойства 
водорода также уникальны, например, водород имеет минимальную 
вязкость и максимальную теплопроводность. Он легко диффундирует 
через тонкие мембраны.
Водород мало растворим в воде, но хорошо растворим в палладии, 
никеле, платине, титане и других металлах.
Как простое вещество водород может существовать в нескольких 
формах.
Для водорода характерно явление изомерии, связанное с различной ориентацией ядерных спинов. В молекулах орто-водорода ядерные спины параллельны, а в молекулах пара-водорода — антипараллельны. Молекулярный водород при комнатной температуре на 75% 
состоит из орто-водорода и на 25% — из пара-водорода; обе формы 
находятся в динамическом равновесии. При понижении температуры 
равновесие смещается в сторону образования пара-водорода. Изомеры немного различаются по физическим свойствам: температуры 
плавления и кипения у пара-водорода на 0,12 С выше, чем ортоводорода.
При давлении около 2,5 млн атм водород может перейти в металлическую форму. Теоретически предсказана возможность сверхпроводимости металлического водорода.
Атомарный водород Н — радикал, образующийся, в частности, 
в реакциях металлов с кислотами. Время жизни атомарного водорода 
составляет около 1 с. Эту форму водорода можно получить (достаточно просто) в тлеющем разряде при низком давлении. Атомарный 
водород химически более активен, чем молекулярный. Атомы H, не 
вступившие в химическую реакцию, быстро превращаются в H2.

1. Водород

1.2.3. 
Химические свойства

Энтальпия диссоциации молекулы водорода очень высока — она 
составляет 435,88 кДж/моль при 298 К. Энергия связи Н—Н выше 
энергии почти любой другой одинарной связи. Этим обусловлена 
относительно низкая реакционная способность водорода при комнатной температуре. Заметное термическое разложение молекул водорода начинается только при температуре выше 2000 С. 
При комнатной температуре молекулярный водород малоактивен — реагирует только с фтором и, на свету, с хлором. Тем не менее он легко восстанавливает хлорид палладия(II) в водном растворе:

PdCl2 H2 Pd 2HCl

Этот процесс можно использовать как качественную реакцию для обнаружения водорода.
Более активен атомарный водород, способный реагировать с 
мышьяком, азотом, серой, фосфором. 
При нагревании активность водорода существенно повышается, 
и он начинает реагировать почти со всеми простыми веществами, 
причем с неметаллами активнее, чем с металлами. В реакциях с металлами образуются гидриды, в реакциях с неметаллами — летучие 
водородные соединения.
С кислородом водород реагирует с выделением большого количества теплоты:

2Н2(г) О2(г) 2Н2О(г) 484 кДж

При 80130 С в присутствии катализаторов (платина, палладий, 
никель) эта реакция идет достаточно быстро. Водород-кислородная 
смесь, в которой содержание водорода варьируется от 4 до 95%, 
взрывоопасна (ее также называют «гремучей» смесью). Эта смесь 
имеет два предела взрываемости — верхний (с большим содержанием 
водорода и малым содержанием кислорода) и нижний (с большим 
содержанием кислорода и малым содержанием кислорода).
С азотом в присутствии катализатора при повышенных температуре и давлении водород образует аммиак, с галогенами — галогеноводороды, с халькогенами — халькогеноводороды. Водород также 
реагирует с углеродом при высоких температурах с образованием 
углеводородов.
Водород восстанавливает оксиды, галогениды и другие соединения 
многих металлов до металлов, а ненасыщенные углеводороды — до 
насыщенных. Большое практическое значение имеют реакции водорода с монооксидом углерода, при которых в зависимости от условий 
и катализатора образуются метанол и другие соединения.

1.3. Соединения  
9

1.3. 
Соединения 

1.3.1. 
Водородные соединения элементов

Водород образует соединения почти со всеми химическими элементами. Исключение составляют благородные газы, индий, таллий, платиновые металлы (однако водород реагирует с палладием), серебро, 
золото, кадмий, ртуть и некоторые другие переходные элементы.
В зависимости от природы связи водородные соединения (гидриды) разделяют на ионные (или солеобразные), ковалентные и металлоподобные. Эта классификация условна, так как резких границ 
между различными типами гидридов нет. 
Водородные соединения активных металлов (щелочных и щелочноземельных) являются солеобразными гидридами с ионной связью 
(например, LiH и CaH2). Они образуются при непосредственном 
взаимодействии простых веществ и являются структурными аналогами соответствующих галогенидов. Это кристаллы, которые в расплавленном состоянии проводят электрический ток; при электролизе 
таких расплавов водород выделяется на аноде. Радиус гидрид-иона 
H(1s2) существенно изменяется в зависимости от природы металла: от 130 пм в LiH до 152154 пм в KH, RbH, CsH (для сравнения, 
ионные радиусы F и Clравны 133 и 184 пм соответственно). Термическая устойчивость гидридов щелочных элементов уменьшается 
от лития к цезию.
Поскольку гидриды активных металлов содержат водород в степени окисления I, они проявляют сильные восстановительные свойства и легко окисляются даже водой (с выделением тепла). При этом 
протекает реакция конмутации, или сопропорционирования:

2LiH 2H2O 2LiOH 2H2Реакционная способность ионных гидридов возрастает от лития к 
цезию и от кальция к барию. Так, гидрид натрия реагирует с водой 
еще более бурно, чем сам натрий, а гидриды рубидия и цезия самопроизвольно воспламеняются в сухом воздухе.
Гидрид магния по свойствам и природе химической связи занимает промежуточное положение между ионными и ковалентными гидридами. С водой и водными растворами кислот и щелочей MgH2 
взаимодействует с выделением водорода, однако менее энергично, 
чем гидриды щелочных и щелочноземельных элементов. 
Менее активные металлы, такие как бериллий, алюминий и галлий, образуют полимерные гидриды с ковалентными связями: (BeH2)n, 
(AlH3)n, Ga2H6. По природе химической связи они близки к бороводородам. Для них характерен дефицит электронов, поэтому образование 

1. Водород

молекул или кристаллов происходит с участием двухэлектронных трехцентровых мостиковых (например, Ве—Н—Ве) и многоцентровых связей. Такие гидриды взаимодействуют с водой с выделением водорода.
Водородные соединения d- и f-элементов относят к металлоподобным гидридам. Формально такие соединения могут рассматриваться как фазы внедрения водорода в металл. Их образованию всегда 
предшествует адсорбция водорода на поверхности металла. Металлоподобные гидриды — серые кристаллы с металлическим блеском, 
устойчивые на воздухе при комнатной температуре. Получено достаточно большое число стехиометрических гидридов d- и f-элементов 
состава MH2 и MH3. 
Соединения водорода с другими неметаллами летучи (за исключением углеводородов и бороводородов с большой молярной массой). 
Их состав зависит от возможных отрицательных степеней окисления 
неметаллов. Связи в этих соединениях ковалентные. 
Устойчивость водородных соединений неметаллов закономерно изменяется в периодах и группах Периодической системы элементов: 
по периоду слева направо она увеличивается, а по группе сверху вниз 
уменьшается. Так, в ряду B2H6 CH4 NH3 H2O HF устойчивость соединений возрастает.
По отношению к воде водородные соединения неметаллов ведут 
себя по-разному. Некоторые из них, например CH4, с водой не реагируют. Водородные соединения кремния, например силан, необратимо разлагаются водой (в присутствии следов щелочи):

SiH4 4H2O H4SiO4 4H2Галогеноводороды, кроме фтороводорода, в водном растворе проявляют свойства сильных кислот и подвергаются необратимому протолизу, например:

HCl H2O ClH3OНекоторые водородные соединения азота (аммиак, гидразин, гидроксиламин) проявляют в водном растворе слабые основные свойства:

NH3
·
H2O H2O NH4
OHH2O

Фтороводород, халькогеноводороды и азидоводород относятся к 
слабым кислотам (при взаимодействии с водой):

HF H2O FH3OВодород может входить в состав некоторых комплексов в виде гидридолиганда; примеры таких комплексов — Li[BH4], Al[BH4]3. Малый размер атома водорода позволяет получать даже такие комплексы, как [ReH9]2. Все эти соединения проявляют очень сильные вос