Неорганическая химия : краткий курс

В.Г. ИВАНОВ, О.Н. ГЕВА





        НЕОРГАНИЧЕСКАЯ
        ХИМИЯ

КРАТКИЙ КУРС













znanium.com

Москва КУРС ИНФРА-М 2025

УДК 546
ББК 24.1
     И20

ФЗ № 436-ф3

Издание не подлежит маркировке в соответствии с п. 1 ч. 2 ст. 1

       Иванов В.Г., Гева О.Н.
И20 Неорганическая химия. Краткий курс. — М.: КУРС: ИНФРА-М, 2025. - 256 с.
          ISBN 978-5-905554-60-5 (КУРС, print)
          ISBN 978-5-16-009834-0 (ИНФРА-М, print)
          ISBN 978-5-16-101282-6 (online)
          В издании изложены не только сведения о химических элементах, но и некоторые справочные данные необходимые для успешного усвоения курса неорганической химии и самостоятельной работы. Кроме металлов и неметаллов в книге имеются сведения о переходных элементах, описаны свойства неорганических соединений.
          Книга предназначена для абитуриентов, а также может быть полезна студентам нехимических специальностей высших учебных заведений и преподавателям.

УДК 546
ББК 24.1

ISBN 978-5-905554-60-5 (КУРС, print)
ISBN 978-5-16-009834-0 (ИНФРА-М, print)
ISBN 978-5-16-101282-6 (online)

© КУРС, 2014

   Введение




    Неорганическая химия изучает химические элементы и их соединения (как простые, так и сложные вещества), кроме соединений углерода с водородом, изучаемых в органической химии. Основными задачами неорганической химии являются установление строения химических элементов и их соединений, изучение химических реакций и реакционной способности веществ, разработка методов получения и очистки веществ.



  Водород и его соединения

1                     Н      Неметалл         
Атомная масса      Водород                    
А r = 1,008                                   
Ковалентный      Электронная      Электроотрирадиус             формула         цательность
r ков = 0,033 нм    1 s1           э. о. = 2,2
Энергия                                Степени
ионизации                            окисления
э. и. = 1312,1 кДж/моль      с. о. = -1, 0, +1

   Водород (Hydrogenium) в переводе с греческого означает «рождающий во

3

ВОДОРОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

ду», открыт в 1766 г. английским ученым Г. Кавендишем. Обозначается химическим знаком Н (аш). Это один из наиболее распространённых химических элементов Вселенной: он составляет почти половину массы Солнца и других звёзд, присутствует в атмосфере и в составе ряда планет, комет и газовых туманностей. Массовая доля водорода в земной коре в силу очень низкой атомной массы составляет лишь 0,15%, однако 95% всех известных химических веществ содержат водород. Он входит в состав всех животных и растительных организмов, нефти, углей и воды.
      Водород — первый элемент в периодической системе Д. И. Менделеева. Вокруг ядра, состоящего из одного протона и имеющего заряд +1, вращается по s-орбитали один электрон. Поэтому, отдавая в химических реакциях этот электрон, атом водорода может проявлять степень окисления +1, например в таких соединениях, как Н2О, НС1, NH₃, СН4. В этих соединениях, а также при образовании химических связей водорода с другими неметаллами образуются только неионные (ковалентные) свя4

   зи. Для завершения электронного слоя атому водорода не хватает одного электрона, поэтому в соединениях с металлами он принимает электрон и проявляет степень окисления -1, например в таких соединениях, как NаН, СаН2. В этих случаях связи между металлами и водородом могут быть ионными, так как разность в электроотрицательности атомов может быть очень большой.


Водород и его соединения

     Водород в виде простого вещества H2

   В свободном состоянии водород существует в виде двухатомных молекул: H—H.
     Связь между атомами ковалентная неполярная. Молекулы водорода отличаются большой прочностью, малой поляризуемостью, небольшими размерами и массой и поэтому большой подвижностью.
   Свойства. Это самый лёгкий газ, без цвета и запаха, плохо растворим в воде и органических растворителях.
   В небольших количествах водород растворим во всех расплавленных ме
5

ВОДОРОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

таллах, а также во многих твёрдых металлах, особенно в платине и палладии. Из-за малой поляризуемости он трудно сжижается. Из всех известных газов обладает наибольшей теплопроводностью.
   Водород вступает в реакции со многими неметаллами, однако лишь со фтором реагирует при комнатной температуре, а с другими — при нагревании. В этих реакциях водород проявляет себя как восстановитель:
Н₂ + F2 = 2HF (со взрывом);
          Н2 + d₂ = 2HCl.
       Водород при нагревании взаимодействует с металлами с образованием гидридов. При этом с большинством металлов проявляет окислительные свойства.
Н₂ + 2Na = 2\;1Н.
                       Гидрид натрия
       Восстановительные свойства водорода выражены значительно сильнее, чем окислительные. По восстановительным свойствам водород уступает лишь таким распространённым в технике восстановителям, как уголь, алюминий и кальций. Эти свойства водорода широко используются в

6

Водород и его соединения

     промышленности для получения простых веществ (металлов и неметаллов) из оксидов и галлидов:
Fe2O3 + 3Н2 = 2Fe + 3H2O;
2ВС13 + 3Н₂ = 2В + 6НС1.
     Получение. В промышленности водород получают следующими способами.
        1.   Каталитическим восстановлением водяного пара (конверсия газа). Реакция протекает при 800 °С на никелевом катализаторе:
СН4 + Н₂О = СО + 3Н₂.
        2.   Конверсией СО с водяным паром. Реакция идёт при 500 °С на катализаторе Fe₂O₃:
СО + Н₂О = CO2 + H2.
        3.   Газификацией твёрдых видов топлива (уголь, торф, сланцы). Реакция протекает при 1000 °С:
С + Н₂О = СО + Н₂.
        4.  Электролизом воды:
2Н2О---> 2H2 + O2.
        Среди лабораторных способов получения следует отметить восстановление металлами кислот и воды:
Zn + 2НС1 = ZnCl₂ + H₂;
Ca + 2H2O = Са(ОН)₂ + H₂.
     Применение. Водород широко используется в химической промышленности для синте7

VI ГРУППА, ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА

за аммиака, хлороводорода, многих органических веществ. Высокая температура, которая возникает при горении водорода в кислороде (~ 2600 °С), применяется при сварке и резке металлов. Водород используется как восстановитель при получении многих металлов, например железа, вольфрама, молибдена. В смеси с СО водород используется как топливо. В атомной энергетике нашли широкое применение изотопы водорода — дейтерий и тритий.



VI группа, главная подгруппа (подгруппа кислорода)
          ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ПОДГРУППЫ
        Подгруппа включает такие элементы, как кислород О, сера S, селен Sе, теллур Те, полоний Ро. Общее их название халькогены (табл. 1).
          В ряду О—S—Se—Те—Ро увеличивается радиус атома, уменьшается энергия ионизации, что приводит к увеличению металлических свойств и соответственно к ослаблению неметаллических свойств элементов.
          Атом кислорода имеет на внешнем энергетическом уровне шесть элект-______ ронов:

     8

2Р

И 1 1

         За счёт двух неспаренных электронов кислород может образовывать две ковалентные связи. При этом он проявляет степень окисления -2, например в H₂O, СаО, NaOH, H₂SO4. В некоторых случаях, например с более электроотрицательным атомом фтора, кислород проявляет степень окисления +2 (OF2), или в соединениях, где есть связь O—O, он проявляет степень окисления -1 (H₂O₂).
         У остальных халькогенов, как и у кислорода, на внешнем энергетическом уровне имеется шесть валентных электронов (ns ² np 4), однако, в отличие от кислорода, у них есть свободные орбитали d-подуровня:



Общая характеристика подгруппы

d

I

s

Р

+2 e

              Основное состояние




       В этом случае для завершения подуровня атомы могут принимать два электрона, при этом образуются две



9

VI ГРУППА, ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА

                           Относи-  Кова- 
Название  Поряд-            тель-   лент- 
и обозна- ковый  Свойства    ная     ный  
  чение   номер             атом-  радиус,
элемента                     ная     нм   
                            масса         
 Кисло-     8    Неме-      15,99   0,073 
  род О          талл                     
 Сера S     16   Неме-      32,06   0,109 
                 талл                     
Селен Se    34   Неме-      78,96   0,117 
                 талл                     
Теллур      52   Облада-    127,6   0,135 
Те               ет метал-                
                 лически-                 
                 ми свой-                 
                 ствами                   
Поло-       84   Металл     208,9    ---  
ний Ро                                    

ковалентные связи и атомы проявляют степень окисления -2. Например, H₂S (Н₂Э), Na₂S (^₂Э). Однако при небольших затратах энергии один из

1О