Основы неорганической химии. Теория и практика

Министерство науки и высшего образования Российской Федерации 
Казанский национальный исследовательский 
технологический университет 
Т. П. Петрова, Н. Ш. Мифтахова, Е. Е. Стародубец 
ОСНОВЫ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
ТЕОРИЯ И ПРАКТИКА  
Учебник
Под редакцией проф. А. М. Кузнецова 
Казань 
Издательство КНИТУ 
2024 

УДК 546(075) 
ББК  Г1я7  
П30 
Печатается по решению редакционно-издательского совета  
Казанского национального исследовательского технологического университета 
Рецензенты: 
д-р хим. наук И. А. Луценко 
д-р хим. наук, проф. Н. А. Улахович 
П30 
Петрова Т. П. 
Основы неорганической химии. Теория и практика : учебник / 
Т. П. Петрова, Н. Ш. Мифтахова, Е. Е. Стародубец; Минобрнауки 
России, Казан. нац. исслед. технол. ун-т. – Казань : Изд-во КНИТУ, 
2024. – 392 с. 
ISBN 978-5-7882-3481-6 
Содержит описание важнейших химических свойств основных классов неорганических соединений s-, p- и d-элементов. Рассмотрены основные понятия 
координационной теории. Включает обширный теоретический материал, справочные таблицы, примеры подробных решений практических задач, вопросы для 
самостоятельной работы студентов и контрольные индивидуальные задания для 
оценки знаний по темам изложенного учебного материала.  
Предназначен для студентов, обучающихся по химико-технологическим 
направлениям подготовки и специальностям. 
Подготовлен на кафедре неорганической химии имени профессора Н. С. Ахметова. 
УДК 546(075) 
ББК  Г1я7 
ISBN 978-5-7882-3481-6 
© Петрова Т. П., Мифтахова Н. Ш., 
Стародубец Е. Е., 2024 
© Казанский национальный исследовательский 
технологический университет, 2024 
2 

В В Е Д Е Н И Е
Учебник для вузов «Основы неорганической химии. Теория 
и практика» состоит из трех разделов и десяти глав, освещающих химические свойства простых и сложных веществ неорганических соединений. Учебник написан в соответствии с требованиями Федерального 
государственного образовательного стандарта высшего образования. 
Изложение материала базируется на основополагающих теоретических разделах химии, таких как строение атома, химическая связь, 
агрегатное состояние веществ, термодинамика химических процессов, 
химическое равновесие, реакции, протекающие без изменения и с изменением степеней окисления элементов.  
Каждый раздел учебника («Химия s-элементов», «Химия p-элементов», «Химия d-элементов») начинается с общей характеристики атомов элементов – анализа электронных конфигураций атомов, закономерностей в изменении их размеров, энергий ионизации, возможных степеней окисления и координационных чисел. Обсуждаются физические 
и химические свойства простых веществ, особенности их растворения 
в водных растворах различных неорганических соединений. Рассматриваются кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства, способы получения и использования сложных веществ – оксидов, 
гидроксидов, некоторых солей. При изучении окислительно-восстановительных свойств соединений p- и d-элементов уделяется внимание использованию диаграмм Латимера. 
Учебник содержит главу «Координационные соединения d-элементов», в которой рассматриваются основные понятия координационной теории, номенклатура координационных соединений, разработанные Международным союзом теоретической и прикладной химии 
(ИЮПАК), а также изменения, внесенные в правила номенклатуры 
комплексов в 2005 г. Обсуждаются различные виды изомерии, характерные для комплексных соединений; рассматриваются основные положения современных теорий, объясняющих образование химической 
связи в координационных соединениях (теории валентных связей 
и кристаллического поля), приводятся условия термодинамической 
устойчивости этих соединений. 
По темам изложенного учебного материала рассматриваются примеры решения разноуровневых заданий, предлагаются методики прове3 

дения подробных расчетов термодинамических параметров, электродных потенциалов реакций, определения характера среды раствора и т. д., 
необходимых для ответа на предложенные вопросы. Работа над заданиями требует от студентов навыков работы с таблицами справочных данных, которые приведены в приложении (табл. П1–П16) к учебнику. 
В конце каждого тематического блока приводятся 30 вариантов 
контрольных заданий для проверки знаний студентов. Задания представлены в традиционной вопросной форме и позволяют комплексно 
проверить уровень восприятия студентами пройденного учебного материала, оценить эффективность его усвоения и способность вариативно и грамотно применять в решении разнообразных задач. 
Учебник для вузов составлен на основе многолетнего опыта работы кафедры неорганической химии имени профессора Н. С. Ахметова Казанского национального исследовательского технологического 
университета и методических разработок ее ведущих преподавателей. 
Учебник «Основы неорганической химии. Теория и практика» 
предназначен для студентов первого курса, обучающихся по направлению «Химическая технология». 
4 

Р АЗДЕЛ I . ХИМ ИЯ  S-Э ЛЕМ ЕН Т ОВ   
Г л а в а  1 .  В О Д О Р О Д  
1 . 1 .  О б щ а я  х а р а к т е р и с т и к а  э л е м е н т а .  И з о т о п ы .  
Н а х о ж д е н и е  в  п р и р о д е  
Водород – элемент Периодической системы элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 1 и электронной конфигурацией атома 1s1. 
У атома водорода единственный электрон находится в сфере действия 
атомного ядра и не экранирован внутренними электронами, поэтому он 
имеет малые размеры. Его ковалентный радиус, равный 0,029 нм, – 
наименьший из радиусов всех элементов, а энергия ионизации значительная (Еи(Н) = 1312,1 кДж/моль). В соединениях водород проявляет степень 
окисления +1, и это позволяет поместить его в первую группу вместе со 
щелочными металлами. Наряду с этим энергия ионизации атома водорода 
сравнима с энергией ионизации атома хлора Еи1(Cl) = 1251,2 кДж/моль. 
Благодаря большой величине энергии ионизации и незавершенности электронной оболочки (не хватает одного электрона до завершения s-подуровня) атом водорода может находиться в седьмой группе. Двойственное 
положение водорода отражено в короткопериодном варианте Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева (табл. П1). В длиннопериодном варианте таблицы водород находится в первой группе 
(табл. П2). 
Сродство к электрону, или присоединение электрона, для атома 
o
 = –73 кДж/моль. Поэтому в ионных соединениях водород проводорода – процесс экзотермический, энергетически выгодный, 
∆Hср. эл 
являет степень окисления –1. Электроотрицательность атома водорода 
χ = 2,1 (по Полингу). Это значение промежуточное между наиболее электроотрицательным атомом фтора χ(F) = 4,0 и наименее электроотрицательным атомом цезия χ(Cs) = 0,7. Из приведенных данных следует, что 
водород – неметаллический элемент. В паре с более электроотрицательными атомами водород проявляет положительную степень окисления: 
5 

+1 
 
+1 
+1 
Н2O 
 
HCl 
Н3N 
 
 
 
 
χ(O) = 3,5 
 
χ(Cl) = 3,0 
χ(N) = 3,0, 
 
в паре с менее электроотрицательными атомами (металлами) – отрицательную степень окисления:  
 
   –1 
      –1 
    –1 
KH 
NaH 
CaН2 
 
У атома водорода три изотопа с массовыми числами 1, 2, 3. Изотопы имеют собственное название: 
 
Н
1
1 (р)е 
Н
1
2 (р, n)е 
Н
1
3 (р, 2n)е 
 
 
 
Н(протий) 
D(дейтерий) 
Т(тритий) 
 
Ядро дейтерия содержит один протон и один нейтрон, ядро трития – один протон и два нейтрона. Протий (Н) и дейтерий (D) – стабильные изотопы; тритий (T) – радиоактивный изотоп, испускает  
β–-частицы низкой энергии: 
Т
1
3  = Не
2
3
 + β–. 
Его период полураспада равен 12,3 лет. Тритий обладает слабой радиоактивностью и является одним из наименее токсичных изотопов.  
 
Нахождение в природе. Водород – самый распространенный элемент Вселенной, космическое топливо, питающее Солнце и звезды. Солнце содержит атомарный водород более 70 % по массе. На Солнце происходит термоядерная реакция: 
4 Н
1
1  = Н
2
4 е + 2β+, 
при которой ядра водорода (протоны) превращаются в гелий. Молярная масса гелия (М(He) = 4,002602 г/моль) меньше суммы молярных масс четырех молей свободных протонов (М(H) = 1,0079 г/моль). Часть массы в этой реакции, согласно 
формуле Эйнштейна E = mc2, переходит в энергию. Солнце ежесекундно теряет 
более 4 млн тонн по массе.  
На Земле по распространенности водород третий элемент после кислорода 
и кремния. Простое вещество диводород Н2 образуется при извержении вулканов, встречается в атмосфере на высоте более 100 км. Многочисленны соединения водорода. Водород входит в состав воды, минералов, нефти, природного газа, 
белков, жиров и углеводов. В составе минералов водород может находиться 
в виде иона аммония, гидроксид-ионов, воды. 
6 

. 2 .  П р о с т о е  в е щ е с т в о  
1.2.1. Физические свойства водорода  
Атом водорода, имея один валентный электрон, образует молекулу состава Н2. Из-за наличия трех изотопов водорода Н
1
1 , Н
1
2 (D), 
Н
1
3 (T) возможны и другие сочетания атомов: D2 (тяжелый водород), T2, 
HD, HT, DT.  
Простое вещество диводород Н2 – газ, легче воздуха в 14,5 раза, 
без цвета и запаха, неядовит, плохо растворяется в воде. Благодаря малым размерам молекулы и слабым вандерваальсовым силам диводород 
имеет низкую температуру плавления (tпл = –259,2 °C) и низкую температуру кипения (tкип = –252,8 °C).  
Различают два вида молекул водорода – орто-водород (орто-Н2) 
1
1
и пара-водород (пара-Н2). Каждый атом водорода в молекуле Н2 может иметь ядерный спин + 
2 или – 
 2. Два атома водорода с одинако1
1
1
1
выми ядерными спинами (+ 
2 и + 
2 или – 
 2 и – 
 2) образуют молекулу 
орто-водорода с суммарным ядерным спином, равным 1. Атомы водорода с разными ядерными спинами образуют пара-водород, имеющий суммарный ядерный спин, равный 0. Из какой формы – пара-Н2 
или орто-Н2 – состоит простое вещество диводород, зависит от температуры. При температуре –273 °C преобладает пара-Н2, при высоких температурах – орто-Н2. При комнатной температуре диводород 
состоит на 75 % из орто-Н2. Физические свойства орто- и пара-водорода, в общем, одинаковые, за исключением теплоемкости. Так, 
теплоемкость пара-Н2 на 50 % больше по сравнению с теплоемкостью орто-Н2. 
1.2.2. Химические свойства водорода  
Химические свойства вещества определяются его строением 
и прочностью химической связи. Для реакции диссоциации молекул 
диводорода энтальпия диссоциации и константа равновесия: 
7 

o
 = 436 кДж/моль; 
Н2(г) ⇄ 2Н(г),  
∆Hдисс
[H]2
Kр = 
[Н2];  
K300 = 2·10–34. 
Из приведенных данных следует, что Н2 – очень прочная молекула 
и, как следствие, молекулярный водород химически инертный. Заметная диссоциация диводорода наблюдается при температуре более 
2000 °C. Диводород – неметалл, поэтому в химических реакциях проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. 
Восстановительные свойства диводород обнаруживает при взаимодействии с простыми веществами более электроотрицательных 
элементов. При комнатной температуре он взаимодействует с дифтором F2 со взрывом даже в темноте и легко восстанавливает водные растворы хлорида палладия: 
PdCl2(р) + Н2(г) = Pd(к) + 2HCl(р). 
Эту реакцию используют для качественного определения водорода. 
В отсутствие катализатора водород крайне медленно взаимодействует 
с азотом, углеродом и кремнием. 
При нагревании диводород реагирует с Cl2, Br2, O2: 
Н2 + Cl2 = 2HCl; 
Н2 + Br2 = 2HBr; 
2Н2 + О2 = 2Н2O.  
В промышленных условиях водород непрерывно сгорает ровным 
пламенем в токе хлора, смешиваясь с ним непосредственно в факеле 
горелки. Реакция синтеза HCl высокоэкзотермическая. Смесь дихлора 
и диводорода взрывается при нагревании либо при облучении светом. 
Реакция протекает по радикальному механизму. В ходе реакции образуются свободные радикалы – частицы, имеющие свободный электрон. 
Чем больше образуется свободных радикалов, тем активнее протекает 
реакция. При поглощении кванта энергии молекула хлора диссоциирует на свободные радикалы Cl•, затем радикал Cl• взаимодействует 
с молекулой диводорода, образуя хлорид водорода и радикал H•. Далее 
радикал H• реагирует с молекулой дихлора с образованием хлорида водорода и радикала Cl• и т. д. Таким образом, протекает цепная реакция:  
 
8 

Cl2 = 2Cl•                 (инициирование цепи); 
Cl•+ Н2 = HCl + H•           (развитие цепи); 
H• + Cl2 = HCl + Cl•. 
Диводород спокойно горит в кислороде, если он изначально не 
содержит примеси кислорода. Взрывоопасность смеси водорода с кислородом возникает при концентрации водорода от 4 до 96 % об. Смесь 
при объемном отношении Н2 : О2 = 1:2 имеет наибольшую взрывоопасность и называется гремучим газом. Взрыв кислородно-водородной 
смеси протекает по разветвленной цепной реакции, при которой инициирование цепи включает не одну, а несколько стадий: 
Н2 = 2H•  
  
 
 
(инициирование цепи); 
Н2 + О2 = 2ОH• 
 
 
(инициирование цепи); 
H•+ О2 = ОH•+ •O•  
 
(развитие цепи); 
•O• + Н2 = ОH•+ H•  
 
(развитие цепи); 
ОH•+ Н2 = Н2O + H• 
 
(распространение цепи). 
При высокой температуре диводород восстанавливает оксиды, 
хлориды: 
CuO + Н2 = Cu + Н2O; 
2VCl5 + 5Н2 = 2V + 10HCl. 
Атомарный водород в отличие от молекулярного химически очень 
активен. При обычных условиях он соединяется с N2, S, P, As, реагирует 
с растворенным в воде кислородом, вытесняет Cu, Ag из их солей.  
Окислительные свойства диводород проявляет при взаимодействии с металлами: 
2Na + Н2 = 2NaH. 
1.2.3. Получение водорода 
В лаборатории водород получают в аппарате Киппа: 
Zn + 2HCl = ZnCl2 + Н2. 
9 

Для этой цели обычно используют 20 % раствор серной кислоты. Однако чистый цинк (без примесей) плохо растворяется в серной кислоте. Для увеличения скорости выделения водорода к кислоте 
добавляют небольшое количество концентрированного раствора 
сульфата меди или несколько кристалликов сульфата меди. Медь, 
контактно выделившаяся на поверхности цинка, образует гальваническую пару Zn–Cu, поэтому скорость реакции взаимодействия цинка 
с кислотой возрастает.  
Для получения небольших количеств диводорода используют 
гидриды металлов, например: 
СаН2 + 2Н2O = Са(ОН)2 + 2Н2. 
В промышленности почти всю производимую продукцию диводорода получают паровой конверсией метана (природного газа) перегретым паром при 1100 °C: 
СН4 + Н2O ⇄ СО + 3Н2, 
а также пропусканием паров воды над раскаленным углем при температуре около 1000 °C: 
С + Н2O ⇄ СО + Н2. 
Выход диводорода повышается при пропускании смеси газов СО 
и Н2 совместно с водяным паром при 400 °C над катализатором – оксидом железа или кобальта: 
СО + Н2O ⇄ СО2 + Н2. 
Диводород с чистотой 99,99 % получают электролизом 40 % раствора KOH или NaOH. При этом протекают реакции: 
– на катоде: 
 2Н2O + 2e– = Н2 + 2ОН–; 
– на аноде: 
 2ОН– – 2e– = 1/2О2 + Н2O. 
В качестве электродов используются стальные сетки, покрытые 
слоем пористого никеля, получаемого выщелачиванием цинка из 
сплава Ni–Zn или листового никеля. 
 
Применение диводорода. Наибольшая доля производимого в промышленности диводорода расходуется в производстве аммиака (более 50 %), хлорида 
водорода, для синтеза спиртов, альдегидов, кетонов, метанола, являющегося основой некоторых пластмасс; широко используется в нефтеперерабатывающей, 
10