Учебник Химия 9 класс Оржековский Мещерякова Понтак

П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак , / % ^ 'п к'2.40 / Л АСТ«АСТРЕЛЬ МОСКОВСКИЙ УЧЕБНИК П.А. ОРЖЕКОВСКИЙ Л. М. МЕЩЕРЯКОВА Л. С. ПОНТАК Учебник для общеобразовательных учреждений Допущено Министерством образования и науки Российской Федерации к использованию в образовательном процессе в образовательных учреждениях, реализующих образовательные программы общего образования и имеющих государственную аккредитацию -а © OCR by Palek, 2011 ACT • Астрель ОШ <<|^0рррские учебники»» 2007 ОГЛАВЛЕНИЕ Предисловие.............................................................................. 5 Глава I Периодический закон Д.И. Менделеева.................................................. 8 § 1. Необходимость систематизации химических элементов.......................... 8 Пршичесте занятие 1 Амфотерные оксиды и гидроксиды................................................ 15 §2. Попытки систематюации химических элементов.................................. 16 § 3. Открытие Периодического закона................................................ 24 § 4. Структура Периодической системы химических элементов.......................... 29 §5. Предсказательная функция Периодического закона.............................. 33 § 6. Роль Периодического закона в выявлении фактов, необъяснимых с помощью атомно-молекулярной теории.......................... 36 §7. Становление представлений о строении атома................................... 38 § 8. Состав ядра атома. Изотопы.................................................... 43 § 9. Электронная оболочка атома. Атомные модели Н. Бора....................... 48 § 10. Характеристика химического элемента по положению в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева.......................... 55 Глава II Химическая связь. Электролитическая диссоциация......................................... 60 § 11. Удивительные свойства обычных растворов.................................... 60 § 12. Ионная связь.................................................................. 65 § 13. Ковалентная связь............................................................. 70 § 14. Ковалентная полярная связь.................................................... 74 § 15. Закономерности изменения электроотрицательности химических элементов.......................................................... 78 ‘ § 16. Электролитическая диссоциация................................................. 82 § 17. Реакции ионного обмена........................................................ 88 Практическое занятие 2 Проведение реакций ионного обмена ............................................ 92 § 18. Физические свойства веществ с различным типом химической связи............. 93 Глава III Окислительно-восстановительные реакции................................................. 102 § 19. Развитие в науке представлений об окислении и восстановлении................. 102 § 20. Окисление и восстановление................................................... 107 § 21. Степень окисления............................................................ 111 §22. Окислительно-восстановительные реакции........................................ 113 Глава IV Металлы................................................................................ 117 § 23. Общие свойства металлов. Металлическая связь................................. 117 § 24. Щелочные металлы . .......................................................... 122 1* / ^ 3 i - f \ / §25. Элементы IIA-группы........................................................... 130 §26. Жесткость воды................................................................ 135 § 27. Алюминий и его свойства....................................................... 137 § 28. Применение алюминия и его сплавов............................................. 141 §29. Железо и его свойства......................................................... 143 §30. Применение железа и его сплавов............................................... 146 §31. Металлургия................................................................... 149 Практическое занятие 3 Экспериментальные задания по теме «Металлы»................................. 153 Глава V Химия неметаллов .................................................................... 155 § 32. Галогены. Галогеноводороды и галогениды металлов.............................. 155 §33. Кислородсодержащие соединения хлора ......................................... 162 §34. Сера. Сероводород и сульфиды................................................ 163 §35. Кислородсодержащие соединения серы............................................ 166 §36. Азот. Аммиак и соли аммония...........................................• • ■ ■ 169 §37. Кислородсодержащие соединения азота........................................... 174 §38. Фосфор....................................................................... 177 §39. Углерод и его неорганические соединения...................................... 182 §40. Кремний....................................................................... 187 §41. Силикатные материалы.......................................................... 191 Практическое занятие 4 Экспериментальные задания по теме «Неметаллы»................................. 197 Глава VI Органические вещества................................................................. 199 §42. Углеводороды.................................................................. 199 §43. Кислородсодержащие органические соединения.................................... 203 §44. Жиры и углеводы............................................................... 207 §45. Азотсодержащие органические соединения........................................ 209 §46. Аминокислоты. Белки........................................................... 211 Заключение............................................................................ 213 Ответы. ............................................................................... 215 Приложения 1. Ряд напряжений (активности) металлов............................................. 216 2. Относительная электроотрицательность (ЭО) химический элементов (по Л. Полингу) .......................................... 216 3. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева (длиннопериодный вариант)........................................................ 217 4. План описания свойств химического элемента на основании его положения в Периодической системе.................... ................................... 218 5. Основные формулы, используемые для расчетов...................................... 219 6. Кислотные оксиды, кислоты и названия их солей................................... 220 Предметный указатель.................................................................... 221 ПРЕДИСЛОВИЕ Дорогие учетщы и учепики! г ~ ^ Наступил новый учебный год, и вы продолжаете изучать химию. Внимательно ознакомьтесь с тем, как пользоваться настоящим учебником. . При изучении химии в прошедшем учебном году мы с вами использовали атомно-молекулярную теорию. Она позволяет объяснить и предсказать многие химические явления. Например, разнообразие химических веществ и их свойств можно объяснить тем, что химические элементы различаются по таким признакам, как относительная атомная масса и способность присоединять к себе другие атомы (валентность). В зависимости от состава, вещества относят к классу простых веществ — металлов и неметаллов или классу сложных веществ — основных и кислотных оксидов, кислот, оснований и солей. Вы убедились, что представители одного класса обладают рядом общих свойств. Вместе с тем у них имеются и некоторые различия свойств, которые объясняются различием состава веществ. Однако в ходе изучения химии у вас нередко возникали вопросы, на которые невозможно было дать ответ с позиции атомно-молекулярной теории. Приведем некоторые из них. Почему атомы различных химических элементов различаются по массе? Почему атомы различных химических элементов имеют различные или одинаковые значения валентности? Почему одни химические элементы образуют простые вещества металлы, а другие — неметаллы? Почему некоторые металлы способны образовывать не только основные оксиды, но и кислотные, например хром и марганец? Почему оксиды некоторых металлов, например алюминия и цинка, являются амфотерными, т. е. способны реагировать и с кислотой, и со щёлочью? Почему одни металлы активнее других (что отражает ряд активности металлов)? 1а Химия, 9 класс 5 Почему при взаимодействии азотной кислоты с металлами водород, как правило, не выделяется? Почему в результате одних реакций теплота выделяется, а в других — поглощается? Почему для солей, оснований и кислот характерны реакции обмена? Почему водородные соединения одних неметаллов, например НС1, НВг, HgS, при растворении в воде образуют кислоты, а другие вещества — СН^, NHg, PHg, SiH4 — кислоты не образуют? Этот перечень можно продолжить. Для того чтобы ответить на эти и другие вопросы, нужны новые теории, позволяющие глубже понять внутреннее строение вещества и сущность химических реакций, С такими теориями вы познакомитесь в новом учебном году. , Каждый параграф учебника начинается с пояснения того, что вы узнаете, ознакомившись с его содержанием. Это своеобразное введение выделено шрифтом, отличным от основного. Наиболее важный материал, который необходимо не только понять, но и запомнить близко к тексту, напечатан на голубом фоне и заключен в рамку. Некоторые слова и фразы в тексте выделены курсивом. Обращайте на них особое внимание. Во многих параграфах приводится описание опытов. Некоторые из этих опытов вам продемонстрирует учитель, многие вам предлагается выполнить самим. Изучая материал параграфа, вспомните, как выполнялись эти опыты, что вы наблюдали, и сделайте соответствующие выводы. Помните: от того, насколько правильно вы научитесь делать выводы по результатам опытов, зависят ваши успехи в изучении химии. Во многих параграфах приведены исторические сведения и биографии выдающихся ученых (эти тексты заключены в рамку). Не считайте этот учебный материал второстепенным — он заслуживает пристального внимания. В учебнике имеются тексты, содержащие любопытные, но необязательные для изучения факты. Такие тексты отмечены условным знаком, изображающим университетскую ша- почку Для освоения химии важны знания не только о различных химических веществах и реакциях, но и то, каким образом ученым удалось понять их сущность. Тексты такого рода обозначены условным знаком, изображающим сову Щ. Надеемся, что эта мудрая птица на- строит вас на соответствующий лад, и при работе с учебником вы будете ощущать себя не только школьниками, но и немного исследователями. Каждый параграф завершается подведением кратких итогов. Внимательно прочтите этот текст, вдумайтесь — все ли вам понятно. А проверить и усовершенствовать свои знания вам помогут вопросы и задания, приведенные в конце каждого параграфа, в том числе и тестовые (они обозначены буквой «Т»). При выполнении некоторых упражнений вам потребуются дополнительные сведения. Они содержатся в приложении, помещенном в конце учебника. Усложненные задания отмечены звездочкой (*). Ответы на тестовые задания и расчетные задачи даны в конце учебника. Там же приведены справочные таблицы (в приложении). В начале и конце книги имеются два цветных форзаца^, на которых помещена соответственно Периодическая система Д. И. Менделеева и таблица растворимости. Если вы не сможете вспомнить какое-либо определение, формулу вещества или забыли сведения о том или ином ученом, обратитесь к предметному указателю, помещенному в конце учебника. ^ Форзац — двойные листы плотной бумаги, соединяющие блок книги с пе- реплетной крышкой 1а* 7 Глава I Периодический закон Д.И. Менделеева 1 TT Водород ПЕРИОДЫ РЯДЫ А I В 1 1 Н 1.0079 ^ Is’ 1 Водород 2 2 Li 3 2s' ^ Литий В© 9.01218^ ^ Бериллий 3 3 NH 22,9898^ 1 3s' 2 Натрий M0* ^2 iTXg 24,305 2 3s^ 2 Магний 4 4 К. 39,098i® 8 2 Калий Ca 40,OB 20 8 2 Кальций 5 29 Си 63.546 ^ 3d^4s' IS Медь 2 30 2n 65,39 2 3d’4s^ 18 Цинк 2 5 6 llib S5,4678'^ 18 5s’ 2 Рубидий |Sr «7,62 18 5s= 2 Стронций 7 47 A cX ' 107.868 18 4d’"’5s’ IS Серебро 2 ГН 2 112,41 4^y’®5s^ IS Кадмий 2 р 6 8 iCS 132.90p^ 18 6s' 2 Цезий 2 т>л 56 8 Ка 137,33 6s= 2 Барий 9 79 A« ,a 196.967 .Alt 32 5d'"6s' 1S Золото 2 а» Hgsi Ртуть 2 7 10 ,|Fr 1223) 1 франций ,|R>a [2261 2 Радий ФОРМУЛА ВЫСШЕГО ОКСИДА R2O RO ФОРМУЛА ЛЕТУЧ ЕГО ВОДОРОДНОГО СОЕДИНЕНИЯ * Лантаноиды Ce, Pr, Nd, Pm^ 140.12 9 140,908 8 144,24 0 1145] 8 4f'5d'6s^ 18 4f=6s® 4^^652 Ц Церий 2 Празеодим | Неодим 2 Прометий 1 ** Актиноиды 90 232,038 18 8 2 Торий Pai [231J 20 S^*6d'7s* ii Протактиний 2 и 92 . . 2 9 238,029 21 5^6d“7s'= ?8 Уран 2 Npi [237] 22 5f"6d’7s^ ie Нептуний 2 § 1. НЕОБХОДИМОСТЬ СИСТЕМАТИЗАЦИИ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ . - ^ - ' . ^ Вы уже знаете, чтобы легче ориентироваться в многообразии химических веществ, ученые составили их классификацию. А чем вызвана необходимость систематизации химических элементов? Вспомним, как строилась классификация веществ. Среди всех используемых веществ еще в каменном веке были выделены металлы. Люди заметили, что эти вещества имеют металлический блеск, пластичны и теплопроводны. Благодаря пластичности и твердости металлов и сплавов из них стали изготовлять орудия труда и оружие. В результате изучения учеными свойств веществ было установлено, что некоторые вещества ни при каких условиях не способны вступать в реакцию разложения. Эти вещества отнесли к классу простых ве- 8 ществ. Вещества, которые подвергаются разложению, стали относить к классу сложных веществ. Среди сложных веществ в отдельный класс были выделены кислоты, потому что они кислые на вкус. На первых этапах (до XVII в.) классификация веществ строилась только на основании знаний их свойств (схема 1). (до XVII в.) Схема 1 ВЕЩЕСТВО СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВА КЛАСС ВЕЩЕСТВА ВЕЩЕСТВО t СОСТАВ ВЕЩЕСТВА СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВА t (после XVII в.) КЛАСС ВЕЩЕСТВА Знания о составе веществ, накопленные в период развития атомномолекулярной теории (XVII—^Х1Х вв.), позволили сделать вывод о том, что свойства вещества определяет его состав. Так, простое вещество невозможно разложить на несколько веществ, потому что в его состав входят атомы одного химического элемента. Сложные вещества — кислоты объединяет в один класс наличие в составе их молекул атомов водорода, способных замещаться атомами металлов. В состав оксидов обязательно входят два элемента, один из которых кислород. С развитием атомно-молекулярной теории класс вещества стали определять на основании знаний о его составе и свойствах. Изучение состава и свойств веществ дало возможность определить генетические ряды металлов и неметаллов, отражающие взаимопревращения веществ: ПРОСТЪе ВЕЩЕСТВ10 МЕТАЛЛ ОСНОВНЫЙ оксщ^бс^ ПРОСТОЕ ввищство-- НШЕТАЛЛ ^ КИСЛОТНЫЙ ОКрИЙ -^ КИСЛОТА СОЛИ С0Л1* Классификация веществ и выделение генетических рядов металлов и неметаллов позволяют лучше ориентироваться в мире веществ и их превращениях. Но, как мы не раз отмечали, мир веществ разнообразнее, чем любая классификация, с помощью которой мы хотим в нем разобраться. Можно ли четко провести границу между металлами и неметаллами? Чтобы ответить на это, познакомимся со случаем, который в настоящее время воспринимается как легенда. В и и давние времена морозной зимои на одном из военных складов обнаружили, что на месте изделий из олова (пуговицы и ложки) остается странный серый порошок, а сами изделия исчезают. Ученые объяснили этот факт тем, что химический элемент олово образует два простых вещества. При комнатной температуре устойчиво белое олово — серебристо-белый металл. При охлаждении ниже -13,2 °С белое олово превращается в другую аллотропную модификацию — серое олово, которое имеет алмазоподобную структуру и относится к неметаллам. Таким образом, один химический элемент образует два простых вещества: одно из них металл, а другое — неметалл. ' Для любознательных Скорость перехода металлического олова в неметаллическое невелика, поэтому этого превращения мы обычно не замечаем. Оно ускоряется при наличии примеси цинка и замедляется примесью свинца. Наибольшая скорость достигается при температуре -33 °С. Превращение металлического олова в неметаллическое ускоряется также при соприкосновении металла с оловом, уже превращенным в неметалл. Такое явление «заражения» оловянных предметов получило название «оловянная чума». Вследствие разрушения оловянной пайки сосудов с жидким топливом . в 1912 г. погибла экспедиция к Южному полюсу английского исследовате-. ля Роберта Скотта. Некоторые химические элементы образуют простые вещества неметаллы, сочетающие в себе физические свойства металлов и неметаллов. Например, германий, подобно металлам, — твердое вещество с металлическим блеском, но он хрупок, плохо проводит теплоту и является полупроводником. Для любознательных Одно из отличий полупроводников от металлов в том, что у металлов с повышением температуры электропроводность уменьшается, а у полупроводников, наоборот, — увеличивается. Электропроводность полупроводников возрастает при освещении их ярким светом. Металлы такими свойствами не обладают. 10 ч Аналогичные свойства имеют кремний, селен и некоторые другие простые вещества. На основании расчетов ученые предположили, что такой, казалось бы, типичный неметалл, как водород, при очень высоком давлении (2 X 10^^ Па) должен иметь металлический блеск и проводить электрический ток. Однако такое большое давление пока не удалось создать. Выдвинутую гипотезу можно будет подтвердить, когда будут решены сугубо технические проблемы. Проведем опыт. ^ Опыт 1. В две пробирки поместим по грануле алюминия. В одну прильем около 2 мл разбавленного раствора серной кислоты, в другую — столько же раствора гидроксида натрия. Нагреем растворы в-пламени спиртовки. В каждой пробирке будет выделяться газ (рис. 1). а Рис. 1, Взаимодействие алюминия с растворами: а — кислоты; б — щёлочи Этот опыт показывает, что алюминий взаимодействует как с кислотой, так и со щёлочью. Первая реакция вам хорошо знакома. При взаимодействии кислоты с металлом образуется соль и выделяется водород. Запишем уравнение этой реакции: 2А1 + 3H2SO4 = А12(804)з + 3H2t Что происходит при взаимодействии алюминия с раствором гид роксида натрия? Как и в реакции с кислотой, в этом случае образу ются соль и водород: 2А1 + 2NaOH + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3H2l (11 \ j-;z. Ф Для любознательных Алюминий входит в состав сложного кислотного остатка. Кислотный остаток [Al(OH)J отличается от уже знакомых вам кислотных остатков типа SO4, NO3 тем, что в нем атом алюминия связан с несколькими гидрок-сидными группами. Квадратные скобки показывают, что эта группа атомов выступает как единое целое. Название данной соли можно дать, вспомнив общий принцип построения названия солей^ Непривычную для вас соль Na[Al(OH)4] упрощенно можно называть алюминатом натрия. Более точное название этой соли — тетрагидроксоалюминат натрия. Из названия следует, что с атомом алюминия связаны четыре гидроксидных группы (тетра — четыре). Вы знаете, что металлы реагируют с кислотами. Реакции со щелочами, приводящие к получению соли, характерны для кислот и кислотных оксидов, которые образуются, как правило, из неметаллов. Алюминий не относится ни к кислотам, ни к кислотным оксидам, но он, как показал опыт, тем не менее реагирует с раствором щёлочи с образованием соли и водорода. На основании этого экспериментального факта попытаемся сделать вывод, к какому генетическому ряду можно отнести алюминий: к ряду металлов или к ряду неметаллов. То, что он реагирует с раствором гидроксида натрия, говорит о его принадлежности к генетическому ряду неметаллов. Взаимодействие с серной кислотой позволяет отнести алюминий к металлам. Можно сказать, что алюминий имеет двойственные свойства. . Приведенные примеры позволяют сделать вывод о том, что строгой границы между элементами, образующими металлы и неметаллы не существует. Рассмотрим, какими свойствами отличаются оксиды и гидроксиды некоторых металлов. Для этого обратимся к опытам. г? Опыт 2. В две пробирки с растворами гидроксида натрия и серной кислоты поместим небольшое количество порошка оксида цинка и осторожно встряхнем пробирки. В обоих случаях заметим растворение оксида. Составим уравнения реакций: ZnO -Н H2SO4 ZnS04 -Н ЩО ZnO -Ь 2NaOH -Ь HgO = Na2[Zn(OH)4] ^ Например, соль Na2S04 — сульфат натрия, NagP04 — фосфат натрия, 12 0^ Опыт 3. Поместим в две пробирки свежеосажденный гидроксид цинка. В одну из них добавим немного серной кислоты, в другую — раствор гидроксида натрия. В обоих случаях наблюдаем растворение осадка. Удивительно, но факт — гидроксид цинка реагирует и с кислотой, и со щёлочью. Составим уравнения реакций: Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnS04 + 2Н2О Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] Анализ опытов 2 и 3 позволяет сделать вывод, что оксид и гидроксид цинка могут проявлять двойственные свойства. Они взаимодействуют с кислотой и тем самым проявляют основные свойства. Протекание реакции со щёлочью позволяет сделать вывод о кислотности этих веществ. S* НЯ -V Вещества, способные проявлять как кислотные, так и основные свойства, называют амфотерными. Греческий корень «амфо» означает двухсторонний. Рассмотрим амфору ~ сосуд, которым пользовались древние греки. Он имеет симметрично с двух сторон по ручке (рис 2). Итак, оксид цинка ZnO ~ амфотерный оксид, гидроксид цинка Zn(OH)2 ~ амфотерный гидроксид. Теперь составим генетический ряд. Рис. 2. Амфора Элемент ^ Простое вещество ^ Амфотерный оксид ^ Амфотерный гидроксид Соль Zn Металл Zn ZnO Zn(OH)2 ZnS04, Na2[Zn(OH)4] А1 Металл А1 AI2O3 А1(ОН)з AljCSO^),, Na[Al(OH)4] На примере амфотерных веществ мы убедились, что классификация веществ на металлы и неметаллы, а также выделение генетичес- 13 ч кого ряда металлов и генетического ряда неметаллов достаточно условны. К середине XIX в. ученым было известно уже более 60 химических элементов. Вещества одного класса, образованные каждым из этих элементов, порой сильно отличались по свойствам. Большое разнообразие свойств веществ, образуемых различными химическими элементами, поставило ученых перед необходимостью систематизировать не только химические вещества, но и химические элементы. Краткие итоги параграфа • Установлены факты, которые выходят за рамки классификации веществ и выделения генетических рядов металлов и неметаллов; некоторые металлы (алюминий, цинк и др.) способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами; оксиды и гидроксиды ряда металлов обладают амфотерными свойствами, они способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами. • Строгой границы между металлами и неметаллами не существует. Некоторые химические элементы, например олово, способны образовывать несколько аллотропных модификаций, среди которых есть как простые вещества металлы, так и неметаллы. Простые вещества, образуемые некоторыми элементами, к металлам не относятся, но проводят электрический ток и обладают металлическим блеском (например, графит). ■J 3| : . ■ г • '-i -с ч 14."j 1. Составьте генетические ряды для кальция и углерода, 2. Гидроксид хрома(111) является амфотерным. Как можно доказать амфотерный характер данного гидроксида при помощи характерных реакций? (Кислотный остаток, содержащий хром, имеет валентность III. Его состав — [Сг(ОН)б)]). 3. Составьте генетический ряд хрома. Используйте данные задания 2. Кроме того, примите во внимание, что оксид хрома(И) и гидроксид хрома(И) обладают основными свойствами. Оксид xpOMa(VI) является кислотным оксидом, и ему соответствует кислота Н2СГО4. Т. Гидроксид цинка не может: 1) разлагаться при нагревании; 2) изменять окраску фенолфталеина; 3) взаимодействовать с раствором серной кислоты; 4) взаимодействовать с раствором гидроксида натрия. >4^41. L VL'VC- • - f.w, I ■ I fcj Pi ■ - практическое занятие 1 Ayd5f|TCp^K|F ril^T-Р^Ы Ш 2”|ЛРРГ1ч''Г-'УРк8 Цель работы: изучить свойства амфотерных соединений на примере гидроксида алюминия. Прежде чем приступить к выполнению эксперимента, повторите правила безопасной работы в химической лаборатории. Проделайте опыты по предлагаемой методике и заполните таблицу. № и название опыта Порядок действий Рисунки, наблюдения Уравнения реакций Ответы на контрольные вопросы г' Опыт 1. Получение гидроксида алюминия В пробирку налейте 1—1,5 мл раствора гидроксида натрия или калия и прибавьте раствор любой соли алюминия до образования осадка гидроксида алюминия. Контрольные вопросы 1. К какому типу относится реакция получения гидроксида алюминия? Опыт 2. Проверка амфотерного характера гидроксида алюминия Осадок, полученный в первом опыте, разделите на две части и перенесите их в две пробирки. В одну пробирку прилейте раствор кислоты до растворения осадка, в другую — раствор щёлочи до растворения осадка. Составьте уравнения реакций для каждого из проведенных опытов и сделайте вывод о свойствах гидроксида алюминия. Контрольные вопросы 1. Свойства какого класса соединений проявляет гидроксид алюминия при взаимодействии со щёлочью? 2. Свойства какого класса соединений проявляет гидроксид алюминия при взаимодействии с кислотой? 3. Что означает фраза: «Гидроксид алюминия обладает амфотерными свойствами»? § 2. ПОПЫТКИ СИСТЕМАТИЗАЦИИ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Систематизировать химические элементы оказалось не просто. Вы узнаете о первых попытках построения системы химических элементов. При построении любой системы необходимо выделить наиболее существенный признак, обусловливающий свойства ее элементов. Чтобы определить такой признак, нужно знать причины проявления свойств. Не является исключением и история создания системы химических элементов, которую можно представить как историю поиска наиболее существенного признака, определяющего различия и сходства химических элементов и соответственно свойств образованных ими веществ. В середине XIX в. о таком признаке можно было только строить предположения. В соответствии с этими предположениями и осуществлялись различные попытки систематизации химических элементов. S i 4 : II ■_ЛЛР<|Ъ-1м • M r Ч ■- 3. I к ^ : • i ; a! 1^-1 •< r i ДЁБЕРЕЙНЕР Иоганн Вольфганг (1780—1849 гг.) Немецкий химик. Образование получил путем ! самостоятельных занятий. С 1810 г. — профессор Йенского университета. Свои научные исследования посвятил классификации химических элементов, изучению платиновых металлов, а также катализу, I Обнаружил, что порошок платины (платиновая чернь) способен, не расходуясь, вызывать окисление оксида серы(1У) до оксида серы(У1) и поджигать водород («огниво Дёберейнера» — первая в мире зажигалка). Пытался систематизировать химические элементы. Выявил правило триад. Был другом поэта Гёте. • V' 1 • £ \ г. I I ■■ .■ i 5i ; ? I i • ■ ■ -.м- ■? • .jrv: :j t: В начале XIX в. ученые заметили, что вещества, образуемые некоторыми химическими элементами, имеют аналогичный состав и близкие свойства. Такие сходные элементы стали объединять в небольшие группы. Ц. 16 Одним из первых объединил химические элементы в такие группы немецкий химик Иоганн Вольфганг Дёберейнер. Из известных к 1817 г. сорока элементов он выделил пять триад: Li Na к Ga Sr Ва Р As Sb S Se Те Cl Br I В первую триаду вошли щ;елочные металлы: Li Na К литий натрий калий Простые вещ;ества, образованные этими элементами, имеют метал- tJ _ «-> u лическии блеск, тепло- и электропроводны, натрии и калии отличаются мягкостью (легко режутся ножом), им свойственна высокая химическая активность. Эти металлы легко окисляются кислородом воздуха и энергично взаимодействуют с водой с выделением водорода в соответствии с уравнениями реакций: 2Li -Ь 2Н2О = 2LiOH -Ь Щ] 2Na -Ь 2Н2О = 2NaOH -Ь H2l 2К -Ь 2Н2О = 2КОН -Ь H2t Элементы первой триады образуют вещества со сходным составом и * свойствами. Например, образуемые ими хлориды хорошо растворяются в воде, их состав выражается однотипными формулами: LiCl, NaCl, KCL Гидроксиды лития, натрия и калия — LiOH, NaOH, КОН — обладают сходными свойствами: растворяются в воде и представляют собой щёлочи. В связи с этим их свойством металлы получили название щелочные. Во вторую триаду Дёберейнер объединил такие элементы: Ga Sr Ва _ ' кальции стронций барий Эта группа элементов по свойствам похожа на группу щелочных металлов. Простые вещества, образованные этими элементами. 17 V.. представляют сооои металлы, легко окисляющиеся кислородом воздуха: 2Са -Ь О2 = 2СаО 2Sr -Ь О2 = 28Ю 2Ва -I- О2 = 2ВаО Все три металла реагируют с водой: Са -Ь 2Н2О = Са(ОН)2 -Ь H2t Sr -Ь 2Н2О = Sr(OH)2 -1- H2t Ва "Ь 2Н2О = Ва(ОН)2 -Ь H2t * Состав хлоридов этих элементов выражается формулами: CaClg, SrCl2, BaCl2, а состав гидроксидов — Са(ОН)2» Sr(OH)2, Ва(ОН)2. Гидроксиды бария, стронция и кальция являются щелочами. Эта группа элементов была названа щелочноземельными металлами. В природе эти элементы встречаются в составе минералов, представляющих собой карбонаты (CaCOg, SrCOg, BaCOg). Прокаливание этих минералов, а затем растворение полученных продуктов (оксидов СаО, SrO, ВаО) в воде приводит к образованию щелочного раствора. В связи с этим оксиды данных элементов, полученные из минералов, долгое время называли щелочными землями. Элементы следующей триады: р As Sb фосфор мышьяк сурьма Простые вещества, образуемые этими элементами, различаются по свойствам. Общая формула высших оксидов Э2О5 (PgOg, AsgOg, 86205). Эти вещества относят к классу кислотных оксидов, и им соответствуют кислоты. В еще одну триаду вошли элементы: ;Те ; сера селен теллур Простые вещества, образуемые этими элементами неметаллов, по физическим свойствам достаточно сильно отличаются одно от ! 18 у Ч' вещество желтого цвета, селен темно-серое ве серебристо-серый. Все другого. Сера — щество с коричневым оттенком, теллур три вещества хрупкие. Сера не проводит электрический ток, а селен и теллур являются полупроводниками. Объединить их в одну триаду позволило сходство образуемых веществ. Формулы высших оксидов элементов — SOg, SeOg, TeOg. Эти оксиды обладают кислотным характером, и им соответствуют кислоты. Все три элемента образуют с водородом очень ядовитые, сильно пахнущие газообразные (летучие) соединения: HgS, HgSe, HgTe. Элементы данной триады получили название халькогены, что означает «рождающие руды». Вспомните, что многие руды представляют собой сульфиды металлов. Встречаются в прп;роде и селениды, и теллу-риды металлов. Последняя из триад Дёберейнера: CI Вг I хлор бром иод^ Эти элементы получили название галогены^ что в переводе с греческого означает «рождающие соли». Простые вещества галогены, как и халькогены, по физическим свойствам сильно отличаются одно от другого. Хлор — ядовитый газ зеленоватого цвета, с резким запахом, бром — ядовитая летучая красно-оранжевая жидкость, иод — серое кристаллическое вещество с металлическим блеском. Но, несмотря на различия физических свойств, галогены образуют схожие соединения. Молекулы простых веществ состоят из двух атомов: Clg, Вгд, 12- Простые вещества галогены химически очень активны. Для них характерны химические реакции с металлами и водородом. Галогеноводороды НС1, НВг, HI — газообразные вещества, которые при растворении в воде образуют кислоты. Соли галогеноводородных кислот — галогениды NaCl, NaBr, Nal имеют сходные состав и свойства. Объединив элементы в триады, И. Дёберейнер обнаружил одно интересное свойство, которое имеет каждая триада. Если в каждой «тройке» элементы расположить в порядке возрастания относительных атомных масс, то относительная атомная масса среднего элемента окажется примерно равной половине суммы двух других (т. е. их 1 В химических текстах принято писать «иод», а не «йод». у' 19 ч среднему арифметическому). Это правило ученый назвал правилом триад. Так, для триады щелочных металлов: А iNa) = AJU) + АЖ) 7 + 39 = 23. Из сорока известных во времена Дёберейнера химических элементов в системе, построенной им, нашлось место только пятнадцати элементам, что составляет 37%. Позднее в работах других ученых число элементов, включаемых в каждую группу, было увеличено до четырех, иногда до пяти. Таким группам сходных элементов было дано название естественные семейства, В пределах этих семейств обнаруживались те же закономерности, что и в триадах Дёберейнера. Итак, в начале XIX в. при создании системы элементов учитывали общность химических свойств и схожесть состава образуемых элементами веществ. Такой подход позволял составлять из открытых элементов новые естественные семейства и искать закономерности, связывающие элементы внутри них. Эти открытия сыграли важную роль в последующем поиске путей систематизации химических элементов. К началу 60-х годов XIX в. практически все известные элементы были объединены в естественные семейства. И тогда перед учеными возникли вопросы. Сколько элементов должно входить в каждое естественное семейство? Сколько должно быть естественных семейств? Существует ли взаимосвязь между, казалось бы, несвязанными группами элементов? Можно ли создать систему, которая объединяла бы все элементы? Ответить на эти вопросы было невозможно. Таким образом, идея построения системы химических элементов на основе учета состава и свойств образуемых ими веществ к середине XIX в. себя исчерпала. Состав и свойства веществ могли быть следствием какого-то главного признака элемента, служащего причиной разнообразия химических элементов, а также образованных ими веществ. Новый подход к систематизации химических элементов одним из первых предложил французский ученый Александр Эмиль Бегье де Шанкуртуа. В 1862 г. он расположил химические элементы в порядке возрастания атомной массы в форме объемной спирали. В результате ему удалось выявить, что многие элементы, расположенные по вертикали образованного цилиндра, имеют аналогичные свойства. Иными словами, естественные семейства элементов располагаются по вертикали. Однако ученый так и не смог объяснить многочисленные нарушения выявленной закономерности. 20 в 1863 г. английский химик Джон Александер Ньюлендс снова обратился к подходу, использованному Э. Шанкуртуа. Он расположил все известные элементы по возрастанию атомных масс. Получился ряд элементов, в котором можно было заметить, что элементы со сходными свойствами повторяются, причем с элемента 3ST2 1 по № 17 повторяемость наблюдается на каждом восьмом элементе. Поэтому Дж. Ньюлендс по аналогии с музыкальной октавой назвал эту закономерность правилом октав. (В семье Ньюлендса любили музыку.) «Октавы» в построенной таблице располагались вертикально, а естественные семейства — горизонтально (табл. 1). Однако после элемента № 17 эта закономерность нарушалась. Среди естественного семейства оказывались элементы с совершенно разными свойствами, например фосфор и марганец, высшая валентность которых соответственно равна V и VII. , Таблица 1 Элементы, расположенные Дж. Ньюлендсом H 1 F 8 CL 15 Co, Ni 22 Br 29 Pd 36 I 43 Pt, Ir 50 Li 2 Na 9 К 16 Cu 23 Rb 30 Ag 37 Cs 44 Os 51 Be 3 Mg 10 Ca • 17 Zn 24 Sr 31 Cd 38 Ba, V 45 Hg 52 В 4 A1 11 Cr 18 Y 25 Ce, La 32 U 39 Та 46 Tl 53 C 5 Si 12 Ti 19 In 26 Zr 33 Sn 40 W 47 Pb 54 N 6 P 13 Mn 20 As 27 Mo 34 Sb 41 Nb 48 Bi 55 0 7 S 14 Fe 21 Se 28 Rh, Ru 35 Те 42 Au 49 Th 56 Юо Ми }-И{ 0.-UJ iH (Jif I ’":L: ■5Ш1 E'Sfill НЬЮЛЕНДС Джон Александер Рейна (1837—1898 гг.) Английский химик. Родился в Лондоне. В 1856— 1857 гг. учился в Королевском химическом кол лед- ' же (г. Лондон). В 1860 г. сражался в отрядах Гари- ; бальди. Занимался аналитической химией. Пытался сис- : I тематизировать химические элементы, располагая их в порядке возрастания атомных масс. Выявил правило октав. ;* • -'IfniliiMl r I' I t пт 1~TT ' 21 Дж. Ньюлендс доложил о своей работе на заседании Лондонского химического общества. Но выявленная им закономерность не была воспринята как открытие. Один из членов общества даже спросил, не пытался ли автор располагать элементы в алфавитном порядке и поискать при этом какую-либо закономерность. Таким образом, идею выделения атомной массы в качестве основного признака систематизации элементов химики того времени не поддержали. Высмеянный ученый прекратил свои исследования в этом направлении. • S : : t ■т < УЛ i \ i" 3 -.1 ( История негативного восприятия результатов исследования Дж. Ньюлендса показывает, насколько непросто ученым было преодолеть уже сложившиеся подходы к-построению системы химических элементов. Такое неприятие нового и неожиданного закономерно. Оно связано с особенностями человеческого мышления, которое отличается стереотипностью. Мы зачастую не задумываемся о сути того, к чему привыкли. Представьте, как бы мы уставали, если бы обдумывали каждое свое действие. Однако стереотипы мешают восприятию нового. Творчество ученого нередко проявляется в способности к преодолению стереотипов. h ...... ^ i h ! I i i Si S i ^ I fJ; \ I f ? • t ■ i K.' ! liji E. ^ 1 № I W- if > i l\ ; U'i 1! : I, МЕЙЕР Лотар Юлиус ' (1830—1895 гг.) Немецкий химик. Учился в университетах Гейдельберга, Кёнигсберга (ныне Калининград), Бреслау. С 1866 г. — профессор в некоторых университетах Германии. Его научные работы относятся к неорганической, органической и физической химии. Исследовал газы, выделяющиеся из крови (1854 г.), физические свойства некоторых веществ, извлекаемых из нефти. В 1864 г. опубликовал статью о построении системы химических элементов на основе их атомной массы. Однако он не смог включить в систему все открытые к тому времени химические элементы. Свою полную таблицу элементов он опубликовал только в 1870 г., уже после открытия Д.И. Менделеевым Периодического закона. Иностранный член-корреспондент Петербургской академии наук (с 1890 г.). t ii II : L.^ i h I Тем не менее попытки систематизировать химические элементы с использованием в качестве системообразующего признака атомной массы были продолжены. В 1864 г. немецкий ученый Лотар Мейер N ( 22 /■ г ■ составил таблицу, в которой снова попытался расположить химические элементы по мере возрастания их атомных масс. Элементы, имеющие аналогичные свойства, он расположил в вертикальные столбцы. При такой систематизации в его таблицу вошло только 27 элементов. Более половины из известных к тому времени химических элементов в построенной им системе не нашла своего места. Краткие итоги параграфа • При первых попытках построения системы химических элементов возникли сложности, связанные с тем, что причина разнообразия и сходства свойств элементов и образуемых ими веществ была неизвестна в начале XIX в.. It • Попытки систематизации химических элементов по признакам состава и свойств образуемых ими веществ привели к выявлению среди всех элементов естественных групп (семейств). Однако на основе такой классификации элементов невозможно было предсказать число элементов, составляющих каждое семейство, и сколько всего семейств могут образовать химические элементы. • Выделение атомной массы в качестве признака систематизации химических элементов позволило установить, что свойства химических элементов повторяются, и сформулировать правило октав. Однако правило октав выполнялось только в начале ряда, а далее имелось так много нарушений, что о систематизации элементов не могло быть и речи. t': М 1. Пользуясь текстом параграфа, заполните таблицу «Естественные семейс-. тва элементов»: Название семейства Элементы (в порядке возрастания А^.) Относительная атомная масса Высшая валентность Формула высшего оксида Формула высшего гидроксида Летучее водородное соединение Физические свойства простого вещества - i 2. Пользуясь правилом триад, рассчитайте относительные атомные массы каждого среднего элемента в триадах щелочноземельных металлов, галогенов, халькогенов и сравните их с современными значениями. 23 ■* 3. к середине XIX в. ученым было известно около 60 элементов. Триады Дё-берейнера стали расширяться до четырех, пяти элементов, так как открываемые элементы обладали сходными свойствами с уже известными элементами триад. Исходя из описанных ниже свойств веществ, образуемых определенными элементами, дополните триады Дёберейнера или создайте новое естественное семейство элементов из следующих: магний — твердое вещество с металлическим блеском, проводит электрический ток, характерные соединения: MgO, Mg(OH)2; рубидий — легкоплавкое, пластичное вещество с металлическим блеском, энергично реагирует с кислородом и водой. Характерные соединения: КЬзО, RbOH. Гидроксид рубидия — хорошо растворимое едкое вещество; • азот — газообразное вещество при обычных условиях. Его высший оксид — NgOg, а высший гидроксид — азотная кислота HNO3. Образует летучее водородное соединение состава NHg; иод — твердое кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета, обладает металлическим блеском. Высший оксид — IgO^; высший гидроксид является кислотой и имеет формулу ШО4. Летучее водородное соединение иода — Ш; мышьяк — хрупкое вещество серого цвета, с металлическим блеском. Высший ОКСИД и гидроксид мышьяка имеют формулы AsgOg, H3ASO4. Мышьяк образует летучее водородное соединение состава АзНз; цезий — легкоплавкое, пластичное вещество с металлическим блеском. Окисляется кислородом воздуха и растворяется в воде с выделением большого количества теплоты. Характерные соединения: CsgO, CsOH. Гидроксид цезия — едкое вещество, хорошо растворимое в воде; фосфор образует три аллотропные модификации — черный, белый и красный фосфор, отличающиеся по строению и свойствам. Характерные соединения фосфора Р2О5, Н3РО4 имеют кислотные свойства. Фосфор образует летучее водородное соединение РН3; фтор — очень ядовитый газ. Формула простого вещества — Fg. Реагирует с большинством металлов с образованием солей, в которых проявляет валентность I. Образует летучее водородное соединение HF, водный раствор фтороводорода представляет собой кислоту. • §3. ОТКРЫТИЕ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА Вы узнаете о принципах построения системы химических элементов, используемых Д.И. Менделеевым, и о том, каким образом ему удалось включить в созданную им Периодическую систему все известные химические элементы. Проблема систематизации химических элементов заинтересовала молодого 35-летнего профессора Петербургского университета Д.И. Менделеева. В 1869 г. он продолжил работу над созданием учебника для 24 студентов «Основы химии». Ученый хорошо понимал, что, для того чтобы студенты лучше разобрались в разнообразии свойств химических элементов, их нужно систематизировать. Как вы уже знаете, до Д. И. Менделеева сложилось два подхода к систематизации элементов. В соответствии с первым подходом рассматривались исключительно состав и свойства веществ, которые образуют элементы. В результате были выявлены естественные группы элементов. Однако не было ясно, сколько должно быть естественных групп, а также сколько элементов должно входить в состав той или иной группы. МЕНДЕЛЕЕВ Дмитрий Иванович (1834—1907 гг.) Русский ученый. Родился в г. Тобольске в семье директора гимназии. В 1855 г. окончил Главный педагогический институт в Петербурге. В 1855—1856 гг. работал учителем гимназии в Одессе. В 1857—1890 г. преподавал в Петербургском университете (с 1865 года профессор). В 1890 г. покинул университет из-за конфликта с министром просвещения, который отказался принять от него петицию студентов. С 1893 г. возглавлял Главную палату мер и весов. Научные интересы Д.И. Менделеева очень разнообразны. Он автор первого в России учебника «Органическая химия» (1861 г.). В 1869 г., работая над учебником «Основы химии», открыл Периодический закон. На основе этого закона исправил значения атомных масс многих элементов (бериллия, индия, урана и других). Предсказал существование и описал свойства галлия, скандия, германия, полония, астата, технеция и других элементов, которые еще не были открыты. Разработал теорию растворов. Вывел общее уравнение состояния идеального газа. Выдвинул гипотезу происхождения нефти. Предложил технологическую схему перегонки нефти и реализовал ее на Кусковском заводе под Москвой (в настоящее время этот завод находится в черте Москвы). Выдвинул идею подземной газификации угля. Занимался проблемой использования минеральных удобрений в сельском хозяйстве. Принимал участие в разработке состава бездымного пороха. ■ L -- --iz. В соответствии со вторым подходом элементы располагали в порядке увеличения их атомной массы. В результате было выявлено правило октав. Повторяемость элементов, принадлежащих к одной естественной группе, распространялась не на все элементы. Многочисленные нарушения правила объяснить было невозможно. 25 Д.И. Менделеев решил объединить эти два подхода. Он был убежден в том, что атомная масса предопределяет все остальные свойства элементов. Это свойство атомов элементов ученый даже назвал коренным. Кроме того, Д.И. Менделеев принимал во внимание, что место элемента в системе должно определяться с учетом валентности, а также состава и свойств образуемых им веществ. К этому времени было известно уже 63 химических элемента. Причем если относительные атомные массы при переходе от одного элемента к другому возрастают до больших значений (от 1 у водорода до 210 у висмута), то значения валентностей приходятся на интервал от I до VII. Д.И. Менделеев отметил еще один интересный факт. Практически все элементы, имеющие постоянную валентность I, ^ активные металлы, а высшую валентность VII — активные неметаллы, элементы с промежуточной валентностью часто сочетают в себе и те, и другие свойства. В своих поисках построения системы химических элементов Менделеев использовал следующий прием. Он приготовил набор карточек, на каждой записал знак химического элемента, его относительную атомную массу^, высшую валентность, а также характеристику свойств веществ, образованных элементом. Расположив карточки с элементами по возрастанию их атомных масс, он получил ряд, разбил его на части, каждая из которых начиналась с щелочного металла, далее следуют неметаллы, которые кончаются галогеном. Приведем пример двух частей ряда: 7 11 12 14 н Li в С N s: I III IV V .■! ч сЦ L.j ..0 [L. ■■ -':Л '; и Неметаллы 14,1 Be III 1^ Неметаллы . Л емент, о б р азую ш, и й оксид и гидроксид с амфотерными 23 24 27 28 31 32 35,5 Na Mg Al Si p S Cl I II III IV V VI VII и Ф о ей Металлы Неметаллы свойствами Элемент, образуюш,ий оксид и гидроксид с амфотерными свойствами ■ 1 Во времена Д. И. Менделеева — атомный вес, 26 X Во второй части ряда, начинающейся с натрия, явно прослеживается закономерность: при возрастании относительной атомной массы валентность элементов плавно увеличивается от I до VII, при этом элементы начала части ряда образуют простые вещества со свойствами, характерными для металлов, затем располагается элемент, образующий оксид и гидроксид с амфотерными свойствами, далее следуют элементы, образующие простые вещества с типичными неметаллическими свойствами. Эта часть ряда позволила Менделееву предположить, что подобная закономерность может соблюдаться и между остальными элементами. Обра- W у—* ^ тите внимание, в первой части ряда элемент бериллии, образующий оксид и гидроксид с амфотерными свойствами, оказался между неметаллами азотом и кислородом, хотя его свойства соответствуют расположению между литием и бором, т. е. между металлом и неметаллом. Менделеев, проанализировав все сведения о свойствах бериллия, пришел к выводу, что его валентность и, следовательно, относительная атомная масса определены неверно. Валентность бериллия должна быть равной II, относительная атомная масса — 9,4. На этом основании он изменил положение бериллия в ряду, поместив его между литием и бором. Таким образом, в первой части ряда выявленная закономерность была соблюдена. 7 Li I I •i Ь 1?. 9,4 Be II 5! I 11 В Ш Ф 9. к V ЧГ" I 12 14 16 19 С N О F IV V II I № Ф г ■ 1 1—1 О ч cd 23 24 27 28 31 32 35,5 Na Mg Al Si P s Cl I II III IV . V VI VII ID Ф Ph i cd Ph Неметаллы Металлы f Неметаллы Элемент, образующий оксид и гидроксид с амфотерными свойствами Элемент, образующий оксид и гидроксид с амфотерными свойствами Новое положение бериллия устранило нарушение естественной последовательности первой части ряда. Однако, в отличие от второй части ряда, в первой валентность элементов изменялась не от I до VII, а от I до V, У кислорода валентность не VI, а II. Фтор имеет валентность не VII, а I. Однако кислород по некоторым своим свойствам очень похож на серу, высшая валентность которой равна VI, а фтор похож на хлор, высшая валентность которого равна VII. Например, / U27 ) сера имеет соединение с водородом H2S, похожее соединение Н2О образует и кислород. Фтор, как и хлор, относится к естественному семейству галогенов и имеет сходные с ними свойства. Д.И. Менделеев вывел закономерность, которая выражается в периодической повторяемости свойств элементов и образуемых ими веществ. Эту закономерность он назвал Периодическим законом. Этот закон формулируется так: V: #. I ) V ^ 4V а <<Свойства элементов, а также состав и свойства образуемых I; ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимОсти от величин их относительных атомных масс». Г > '. ^ ‘: > л ^ .S .. . .| # Для любознательных г Приведенная формулировка дана с использованием современной терминологии. Во времена Менделеева некоторые термины были иными. Атомная масса называлась атомным весом, вещество телом. Закон, сформулированный Менделеевым, звучал так: «Физические и химические свойства элементов, проявляющиеся в свойствах простых и сложных тел, ими образуемых, стоят в периодической зависимости от их атомных весов». ОПЫТЪ СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВЪ. ОСНОВАННОЙ НА ИХЪ АТОМНОМЪ B-bCfe И ХИМИЧЕСКОМЪ СХОДСТВ^ Н = 1 Li= 7 Ti = 50 Zr = 90 ? = 180. V = 51 Nb = 94 Та = 182. Cr = 52 Mo = 96 W = 186. Mn = 55 Rh = 104,4 Pt = 197,4. Fe = 56 Ru = 104,4 Ir = 198. Ni = Co = 59 PI = 106,6 Os = 199. Cu = 63,4 Ag = 108 Hg = 200. Be = 9,4 Mg = 24 Zn = 65,2 Cd = 112 В ^ 11 А1 = 27,4 ? = 68 Ur = 116 Au = 197? С = 12 Si = 28 ? = « 70 Sn = 118 N = 14 Р = 31 As = 75 Sb = 122 Bi = 210? 0 = 16 S = 32 Se = 79,4 Те = 128? F = 19 CI = 35,5 Br = 80 I = 127 Na = 23 к = 39 Rb = 85,4 Cs = 133 Tl = 204. Са = 40 Sr = 87,6 Ba = 137 Pb = 207 9 = « 45 Ce = 92 ?Ег = 56 La = 94 ?Yt = 60 Di = 95 ?In = 75,6 Th = 118 Д. МендедгЬевъ. Рис, 3. Первый вариант периодической таблицы 28 / Таким образом, в 1869 г. Д.И. Менделеев, исправив обнаруженные нарушения выведенного закона, систематизировал все известные хи' мические элементы. В первом варианте периодической таблицы естественные семейства располагались горизонтально (рис. 3). Позже естественные семейства стали располагать вертикально. Краткие итоги параграфа • Открытие Периодического закона не было случайным. Ему предшествовала большая работа по систематизации химических элементов. • На первом этапе систематизации элементов ученые учитывали только состав и свойства веществ, образуемых элементами, или значения атомных масс химических элементов. • При построении системы элементов Д.И. Менделеев использовал оба сложившихся в науке подхода. Он расположил химические элементы в порядке возрастания атомных масс. Вместе с тем он учитывал состав и свойства веществ, образуемых элементами. В результате им был открыт Периодический закон и на его основе проведена систематизация химических элементов. 1. Объясните, почему Д. И. Менделеев полагал, что свойства веществ зависят от относительных атомных масс элементов. 2. Фтор не может проявлять в соединениях валентность VII, Однако Менделеев расположил хлор и фтор один под другим. Какие свойства этих элементов позволили объединить их в одну группу? § 4. СТРУКТУРА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Периодическая система химических элементов обычно представляется в форме таблицы, которая называется периодической таблицей химических элементов Д. И. Менделеева. Вы узнаете, как она устроена. Современная Периодическая система включает более 110 химических элементов и не является законченной, хотя все пустые клетки, оставленные Д.И. Менделеевым, уже заполнены. Новые открываемые элементы имеют большие относительные атомные массы, чем уже известные, и попадают в конец таблицы. 29 Рассмотрим структуру Периодической системы элементов Д.И. Менделеева, используемую чаще всего. Каждый химический элемент занимает в таблице строго определенное место — «клетку», где записывается его символ, название и порядковый номер. Его еще нередко называют атомным номером. Порядковый номер химического элемента записывается в верхнем левом или правом углу клетки. В клетке приводится также значение относительной атомной массы химического элемента. Например, химический элемент кислород имеет порядковый номер 8, относительная атомная масса кислорода 15,9994. Периодическая таблица содержит 8 вертикальных столбцов, называемых группами^ и 7 горизонтальных рядов, называемых периодами (см. I форзац учебника). Группы нумеруются римскими цифрами. Рассмотрим группу I периодической системы. Она включает элементы: литий Li, натрий Na, калий К, медь Си, рубидий Rb, серебро Ag, цезий Cs, золото Аи и франций Fr. В группе I выделяют щелочные металлы Li, Na, К, Rb, Cs, Fr. Образуемые щелочными металлами простые вещества отличаются химической активностью. Они реагируют с водой с образованием водорода и щёлочи. Медь, серебро и золото такой активностью не отличаются. Золото и серебро относят к драгоценным металлам, что во многом связано с их химической пассивностью. От щелочных металлов медь, серебро и золото отличаются тем, что помимо валентности I они могут проявлять в соединениях и некоторые другие ее значения: медь и серебро — II, золото — III. В связи с этим элементы первой группы подразделяются на две подгруппы. Одна под* группа называется главной или подгруппой А, она включает щелочные металлы. Другая подгруппа побочная, или подгруппа В, в которую входят оставшиеся элементы первой группы. Каждая из подгрупп образует свой вертикальный столбец. Главную подгруппу, как правило, составляет большее число элементов, чем побочную. Главную (А) и побочную (В) подгруппы выделяют в каждой группе элементов. У элементов одной группы высшая валентность в соединениях, как правило, равна номеру группы. Рассмотрим группы. Простым веществам, образуемым элементами главных подгрупп I, II и Ш групп, присущи свойства, характерные для металлов, исключение составляют бериллий, бор, алюминий. У бериллия и алюминия оксиды и гидроксиды обладают амфотерными свойствами. Бор вообще является неметаллом. Его оксид В2О3 от- 30 ! носится к кислотным, а гидроксид Н3ВО3 представляет собой борную кислоту. Элементы главных подгрупп IV, V, VI и VII групп образуют простые вещества, характерные для неметаллов. Им свойственны летучие водородные соединения NH3, H2S, НС1. Исключение составляют олово, свинец, сурьма, висмут, теллур и полоний. Валентность элемента в водородном соединении определяется по разности между числом 8 и номером группы. Например, в водородном соединении серы ее валентность составит (8 — 6 = 2). Следовательно, формула сероводорода H2S. Главную подгруппу VIII группы составляют инертные газы. Их называют также благородными газами. Они имеют такое название из-за химической пассивности. Например, сложные вещества, в состав которых входил бы гелий или неон, вообще не удалось получить. Побочные подгруппы любой группы состоят из металлов. Теперь рассмотрим периоды Периодической системы. Они располагаются горизонтально и обозначаются арабскими цифрами. Их в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева семь. Период — это горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся инертным газом. Первые три периода называются малыми. Период 1 включает всего два элемента — водород и гелий, периоды 2 и 3 содержат по 8 элементов. Периоды 4, 5, 6 называются большими. Периоды 4 и 5 состоят из 18 элементов, период 6 — из 32 элементов. Период 7 является незаконченным, открываемые элементы помещают именно в него. Каждый большой период состоит из четного и нечетного рядов. В четных рядах больших периодов находятся только металлы. Нечетные ряды содер- № жат и металлы, и неметаллы. Можно определить положение в таблице металлов и неметаллов. Для этого нужно провести диагональ от бериллия к астату. Все элементы главных подгрупп, находящиеся под диагональю, образуют металлы, над диагональю — неметаллы. Все элементы побочных подгрупп образуют простые вещества металлы. ф Ф Ф Ф Ф Ф Для любознательных Интересно, что в нашем организме можно найти все элементы таблицы Менделеева, вплоть до золота, которые мы получаем с пищей. К макроэлементам относится углерод, водород, железо, калий, кальций, магний, натрий, сера, фосфор, хлор. Микроэлементы — это иод, кобальт, медь, хром, цинк, молибден, фтор, минеральные вещества являются жизненно важны- « ми компонентами пищи. 31 ч. У в настоящее время широко используется длинный вариант периодической таблицы (см. приложение). Он содержит 18 групп, обозначенных арабскими цифрами. Щелочные металлы составляют группу 1, галогены — группу 17, а побочные подгруппы — с 3-й по 12-ю группы. Краткие итоги параграфа • Каждый химический элемент занимает в периодической таблице строго определенное место, в котором записан его символ (знак), название, порядковый (атомный) номер и значение его относительной атомной массы. • • Естественные семейства элементов в периодической таблице Д.И. Менделеева расположены вертикально, образуя группы А (главные подгруппы) и группы В (побочные подгруппы). Группы А могут состоять из химических элементов, образующих простые вещества металлы и неметаллы. Группы В состоят из химических элементов, образующих простые вещества металлы. • Номер группы в периодической таблице, как правило, соответствует высшей валентности химических элементов, входящих в состав этой группы. • Химические элементы, расположенные в периодической таблице Д.И. Менделеева горизонтально, образуют большие и малые периоды. • Каждый период элементов начинается со щелочного металла и завершается инертным газом. • Седьмой период не завершен. 1 ■ ^ - • л ^ м it ‘■■i* Ч- • : н,- ^ Ч •.чн. ■-----. t. .•.•Jv’.'J -■W' J~. .< 'ч' ..fl ■* II, ■■ 1. Что означает фраза; «Периодическая таблица — это графическое отображение Периодического закона»? 2. Рассмотрите пятую и шестую группы Периодической системы. Какие элементы составляют главную подгруппу {группу А), какие побочную (группу В)? 3. Составьте формулы высших оксидов галлия (№ 31), олова (№ 50), марганца (№ 25). 4. Среди перечисленных ниже элементов выберите те, которые образуют летучие водородные соединения, и составьте формулы этих соединений: Na, Вг, Р, AI, Аг, Se. Т1. Кислотный оксид образует элемент, расположенный 1) во втором периоде, в I группе 3) во втором периоде, в V группе 2) в третьем периоде, в III группе 4) в третьем периоде, в VIII группе Т2. Гидроксиды элементов I группы главной подгруппы проявляют свойства 1) щелочей 3) кислот 2) нерастворимых оснований 4) амфотерных гидроксидов - --_н—- rr-Ti 32 У § 5. ПРЕДСКАЗАТЕЛЬНАЯ ФУНКЦИЯ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА Любой закон считается утвердившимся в науке, если с его помощью можно объяснять и предсказывать явления. Вы узнаете, как использовался Периодический закон для предсказания существования неизвестных химических элементов и их свойств. Вы уже знаете, что Д. И. Менделеев, составляя Периодическую систему химических элементов, исправил значения относительных атомных масс некоторых элементов. Это позволило уточнить место элементов в системе, а на основе уточненного положения предсказать возможную валентность элемента и свойства его соединений. Особое значение Периодического закона заключается именно в том, что на его основе не только систематизированы элементы, но и предсказано существование не открытых еще элементов. Рассмотрите первый вариант Периодической системы, предложенной Менделеевым (см. § 3). Вы видите, что в ней имеются пустые места (всего около 30), например, между кальцием и титаном, между цинком и мыпхьяком. Д.И. Менделеев был уверен, что в природе должны существовать элементы, которые еще не открыты и которые по мере их открытия будут занимать соответствующие места в Периодической системе. В каждом периоде располагаются элементы с плавным переходом свойств от металлических до неметаллических (см. § 4). Там, где подобный плавный переход нарушался или у рядом стоящих элементов наблюдалась большая разница в относительных атомных массах, Д.И. Менделеев оставлял в системе свободное место. Он предполагал, что его должен занять не открытый еще элемент, который ликвидирует нарушение естественной последовательности. Так, Менделеев предположил, что между кальцием (А^ = 40) и титаном (Aj. = 48) должен находиться элемент с относительной атомной массой, равной примерно 44 (подумайте, почему именно такая масса была предсказана Менделеевым?). Этот элемент должен иметь высшую валентность III, так как у кальция высшая валентность II, а у титана IV. По химическим свойствам неизвестный элемент должен быть похож на бор и алюминий, поскольку именно с ними он должен быть в одном естественном семействе. На основании схожести предполагаемых свойств этот элемент Менделеев назвал «экабором». «Эка» означает один, то есть «бор плюс один». В 1880 г. экабор открыл шведский химик Ларе Нильсон и назвал его скандием (в честь своей страны Скандинавии). Свойства открытого элемента точно совпали с предсказаниями, сделанными на основе Периодического закона. Л. Нильсон писал: «Так 2 Химия. 9 класс 33 V подтверждаются самым наглядным образом мысли русского химика, позволившего не только предвидеть существование названного простого тела, но и наперед дать его важнейшие свойства». : Предсказания Д.И. Менделеева сыграли важную роль в открытии и описании свойств и других элементов. В 1875 г. французский химик Ле-кок де Буабодран открыл элемент галлий и описал его свойства. Ученый определил, что плотность галлия 4,7 г/см^. Вскоре он получил письмо от русского химика Д.И. Менделеева, в котором отмечалось, что плотность галлия определена неточно, она должна быть примерно 5,9 г/см^. Таблица 2 ■ . Р ■ . • . ' _ ь ■ Свойства элементов, предсказанные Д.И. Менделеевым и определенные экспериментально Элемент галлий Оа Элемент германий Ое Свойства Менделеев Лекок де Буабодран Менделеев Винклер Относительная атомная масса 68 69,9 72 72,3 Высшая валентность III III IV IV Плотность, г/см^ 5,9 4,7 5,5 5,47 Температура плавления, ‘"С Достаточно низкая 30,15 Высокая 900 _-Ж-_ t_P t_P t_P французский ученый, желая доказать точность найденного им значения плотности, повторил свои опыты. Результат удивил и восхитил его, плотность действительно оказалась равной 5,96 г/см^, как и предсказал Менделеев. «Я думаю, нет необходимости настаивать на огромном значении подтверждения теоретических выводов г. Менделеева», — писал Лекок де Буабодран. Вслед за галлием был сначала предсказан Д. И. Менделеевым, а затем открыт немецким химиком К. Винклером в 1885 г. элемент германий. Сравнение свойств германия, предсказанные Менделеевым и описанные Винклером, представлено в табл. 2. Огромное значение для утверждения Периодического закона имело открытие так называемых инертных газов (вспомните, эти газы входят в состав воздуха). В 1870 г. Менделеев писал, что между водородом (А^ = 1) и литием (А^ — 7) должен быть элемент, так как их 34 атомные массы сильно различаются. Кроме того> должен быть элемент с «атомным весом около 20, помещающийся между фтором и натрием». Эти элементы должны составить естественный переход от активных неметаллов к активным металлам. В 1895 г. английский химик, лауреат Нобелевской премии (1904 г.) Уильям Рамзай открывал газообразный гелий {А^ = 4), в 1898 г. — неон (Aj. = 20). Эти элементы и заняли место между водородом и литием, фтором и натрием соответственно. После открытия неона и гелия Рамзай уже целенаправленно искал и открыл еще три инертных газа — аргон, криптон и ксенон, каждый из которых занял свое место в Периодической системе. Таким образом, осуществлялся переход от хлора к калию, от брома к рубидию, от иода к цезию. - ? t Для любознательных Немецкий химик Л. Мейер (см. § 2), пытавшийся систематизировать химические элементы, писал: «Я открыто сознаюсь, что у меня не хватило смелости для таких дальновидных предположений, какие с уверенностью высказал Менделеев». Краткие итоги параграфа • Открытый Д.И. Менделеевым Периодический закон позволил систематизировать химические элементы и уточнить значения относительных атомных масс некоторых химических элементов. • На основании Периодического закона Д.И. Менделеев предсказал открытие некоторых химических элементов и описал их свойства. 3. 1. Объясните, почему Д.И. Менделеев оставил пустые места в созданной им Периодической системе. 2. Какие экспериментальные факты подтвердили истинность Периодического закона? Используя фрагмент Периодической системы, попробуйте предсказать свойства элемента: 70 Ga III 75 As V 9 ■ 4. У каких химических элементов Д.И. Менделеев исправил значения относительных атомных масс (см. § 3)? 2' 35 § 6. РОЛЬ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА В ВЫЯВЛЕНИИ ФАКТОВ, ‘ НЕОБЪЯСНИМЫХ С ПОМОЩЬЮ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЙ ТЕОРИИ 1 " J ■ ' 1 ■ . * Вы узнаете о том, как открытие Периодического закона выявило много фактов, которые невозможно было объяснить с помощью атомно-молекулярной теории. % h f- \ Ч '• I *! L ' S; i 4 L I y- I ^: i i?i Более тысячи лет исследователи объясняли сущность химических явлений с помощью модели Аристотеля, в которой в качестве элементов рассматривались огонь, вода, воздух и земля. Но постепенно накапливались факты, которые нельзя было объяснить с помощью этой модели. Например, как объяснить, что одни вещества способны к реакциям разложения (сложные), а другие — не способны (простые)? Как объяснить существование веществ различных классов? Развитие науки привело к становлению атомно-молекулярной теории, позволившей ответить на эти вопросы. Развитие теоретических представлений можно представить так: ФАКТЫ Схема 2 ПРЕДПОЛОЖЕНИЕ (ГИПОТЕЗА) ПРЕДПОЛОЖЕНИЕ (ГИПОТЕЗА) ПРОВЕРКА ГИПОТЕЗЫ (ЭКСПЕРИМЕНТ) ПРОВЕРКА ГИПОТЕЗЫ (ЭКСПЕРИМЕНТ) ТЕОРИЯ (МОДЕЛЬ) НОВАЯ ТЕОРИЯ (МОДЕЛЬ) ИСПОЛЬЗОВАНИЕТЕОРИИ Ж- НЕОБЪЯСНИМЫЕ ИСПОЛЬЗОВАНИЕ ФАКТЫ НОВОЙ ТЕОРИИ ДЛЯ ОБЪЯС:НЕНИЯ для ПРЕДСКАЗАНИЯ ЯВЛЕНИЙ (ФАКТОВ) ЯВЛЕНИЙ в создании атомно-молекулярной теории приняли участие крупнейшие ученые XVII—^Х1Х вв.: Р. Бойль, М. В. Ломоносов, А. Лавуазье, А. Авогадро, Дж. Дальтон и другие. Пользуясь этой теорией, можно было объяснить сущность химических реакций, определить 36 р Дк-1 состав веществ и их химические формулы, построить классификацию веществ и многое другое. Однако при изучении химии вы уже встретились с фактами, которые невозможно объяснить с позиции атомно-молекулярной теории. Дополним перечень этих фактов в форме вопросов. Как объяснить сущность явления периодичности? Почему атомы различных химических элементов отличаются по массе? Почему атомы различных химических элементов имеют отличающиеся или одинаковые значения валентности? Почему одни химические элементы образуют простые вещества металлы, а другие — неметаллы? Почему некоторые металлы образуют ойсиды и гидроксиды, обладающие амфотерными свойствами, например хром и марганец? Почему одни металлы активнее других? Что отражает ряд активности металлов? Почему периоды элементов начинаются металлами, а заканчиваются инертными газами? Почему номер группы в периодической таблице обычно (часто) равен высшей валентности атомов элемента, которую они проявляют в оксидах? О невозможности объяснить сущность Периодического закона Д.И. Менделеев в 1898 г. писал: «Что же касается до отсутствия какого-либо объяснения сущности рассматриваемого закона, то причину тому должно искать, прежде всего, в отсутствии точного для него выражения. Он рисуется ныне в виде новой, отчасти только открытой глубокой тайны природы... Широкая приложимость Периодического закона при отсутствии понимания его причины есть один из указателей того, что он очень нов и глубоко проникает в природу химических явлений...» Вопросов, на которые невозможно дать ответ, к концу XIX века накопилось много. В результате появилась необходимость разработки новой теории. Краткие итоги параграфа • Открытие Периодического закона позволило систематизировать химические элементы и предсказать существование новых, но породило ряд необъяснимых фактов. • Открытие Периодического закона вызвало необходимость разработки новой теории, позволяющей объяснить его сущность. 2а Химия. 9 класс 37 у' Зопроеы 3,1 зада11И51 L^;i j. ■-■_7гг«► '■.i 1. Приведите два примера явлений, которые могут быть объяснимы с позиций атомно-молекулярной теории. 2. Приведите два примера явлений, которые невозможно объяснить с позиций атомно-молекулярной теории. 3. Чем вызван поиск новой теоретической модели? •V 1-J га# л: .Jc ► ■■ ■ ' ; ^ V :Л V I : \ ^ _ ■ V L' i: ^ .1 L' 1_. 'I fi-». ■ : • L' .= .. ff ."■•Tl )■:?" ■: ■•■! Н-'ГЗ.'? •- у. г- rV Si' ' -2 f --=л •■'a I 'A I.- Jl '!.*■. и: Х>:.. ■ Т 'v ■■ Ц • 1.1 ‘ -- ■..I -I - U Ц. .| * >" J' У ■ ^ \ ' i. /)' i'. I. < f' -' Катод __ Анод f Рис, 4. Прибор для изучения электрического тока в вакууме Ученые сталкивались с различными фактами, которые они не могли объяснить с позиций существующих научных представлений. Поиски путей их объяснения привели к созданию первой модели строения атома, которая впоследствии была пересмотрена. Один из фактов, который привел к созданию первой модели строения атома, связан с изучением электрического тока. Экспериментаторы конца XIX — начала XX вв. пытались пропустить ток через безвоздушное пространство, называемое вакуумом. Для этого были созданы специальные трубки (рис. 4), в которые впаяли два электрода. Из трубок с электродами откачали воздух. Казалось бы, в вакууме нет вещества, значит, нет и носителя электричества. Однако эксперимент показал, что электрический ток протекает между электродами и в вакууме. Выяснилось, что переносчики электрического заряда движутся от катода к аноду, поэтому их назвали катодными лучами. Катодные лучи обладают кинетической энергией и спосо)бны передавать механическую энергию (рис. 5). При соударении с катодными лучами вертушка начинает крутиться. Что представляют собой катодные лучи, ученые ответить не могли. В 1891 г. ирландский физик Дж, Стоней без объяснения, что именно является носите- Рцс. 5. Движение вертушки под лями электричества, предложил назвать действием катодных лучей их электронами. 38 \ Рис. 6. Прибор Дж. Томсона: 1 — катод; 2 — батарея высокого напряжения; 3 — анод; 4 — электроды, отклоняющие катодные лучи; 5 — светящийся от катодных лучей экран Понять сущность появления тока в вакууме помог опыт, проделанный английским физиком Джозефом Томсоном в 1897 г. Его прибор представлял собой прообраз современного телевизора. Ученый поместил в трубку катод (i) и анод (3), имеющий форму кольца (рис. 6). Если между пластинами (4) создать электрическое поле, то лучи отклоняются в сторону пластины, заряженной положительно. Из этого следует, что сами лучи заряжены отрицательно. В результате опытов по изучению угла отклонения лучей в зависимости от напряжения между пластинами был сделан вывод о том, что катодные лучи состоят из частиц с очень малой массой. Эти частицы и есть те электроны, которые являются носителями электричества в вакууме. Возник вопрос, почему электроны испускаются металлическим катодом. Ответить на этот вопрос помогли новые опыты. Было замечено, что если катод нагревать, то точка на экране светится сильнее, т. е. поток электронов становится интенсивнее. На основании этого было сделано заключение о том, что электроны входят в состав атомов. Поскольку в обычном состоянии атомы не имеют заряда, то отрицательный заряд электронов должен компенсироваться частицами с положительным зарядом. Но почему тогда атомы не испускают частиц с положительным зарядом? Пытаясь ответить на этот вопрос, Томсон предложил модель строения атома (рис. 7): атом представляет собой шар, состоящий из положительно заряженного вещества с вкраплениями отрицательно заряженных электронов (наподобие изюма в бисквите). Рис. 7. Модель строения атома, предложенная Дж. Томсоном 2а* 39 Следующим экспериментальным фактом, свидетельствовавшим в пользу сложного строения атома, было открытие явления радиоактивности (А. Беккерель, 1896 г.). Было обнаружено, что атомы некоторых элементов, например урана, самопроизвольно распадаются с образованием атомов других элементов, при этом выделяется энергия. Этот факт противоречил атомно-молекулярной теории, поскольку в рамках этой теории атом считается мельчайшей неделимой частицей вещества. В результате распада радиоактивных элементов образуются уже известные элементы и различные частицы — электроны и так называемые а-частицы. Специальные опыты показали, что при движении в электрическом поле а-частицы отклоняются к отрицательно заряженной пластине. Из этого следовало, что а-частицы заряжены положительно. Было установлено, что заряд одной а-частицы в два раза больше заряда электрона, а масса а-частицы в четыре раза превышает массу самого легкого атома — атома водорода. Таким образом, можно сказать, что а-частицы представляют собой не что иное, как атомы гелия, из которых удалены электроны. Проделывая опыты с а-частицами, английский физик Эрнест Резерфорд и его аспиранты получили интересный результат, позволивший переосмыслить модель строения атома, предложенную Томсоном. Быстрый поток а-частиц направлялся на тонкую золотую фольгу (3). Ока- -i- _ •f J. ТОМСОН Джозеф Джон (1856—1940 гг.) Английский физик. Родился в семье книготорговца. В 14 лет поступил в колледж. Во время учебы интересовался астрономией, химией и электростатикой. Преподавал в Кембриджском университете математику и одновременно работал в знаменитой Ка-вендишской лаборатории. В 1884 г. был назначен на должность профессора экспериментальной физики и директора Кавендишской лаборатории Кембриджского университета. В лаборатории занимался изучением электропроводимости газов. Открыл электрон и определил соотношение заряда и массы электрона. За работы по созданию электронной теории строения атома в 1906 г. получил Нобелевскую премию. Существует легенда о том, что у выдающегося экспериментатора Дж. Томсона были неуклюжие руки, и мать никогда не разрешала ему забивать гвозди. ? sf fi I и fi 1 jf > Ч 'Г ■ ^ i 3 t 3 \b - : % ------- J 40 Рис. 8. Схема опыта Э. Резерфорда: источник а*частиц; 2 — экран, светящийся от ударов а-частиц; 3 — золотая фольга; 4 — основной поток а-частиц; 5 — рассеянные а-частицы; 6 — вспыпеки на экране залось, что большинство а-частиц проходит через фольгу беспрепятственно (4), небольшая часть отклоняется на различные углы, а примерно 1 на 10 000 частиц отскакивает в обратном направлении (рис. 8). Результаты опыта невозможно было объяснить на основе модели Дж. Томсона. Частица с большой массой и положительным зарядом может отскочить назад, если только встретит в качестве препятствия большой положительный заряд, сконцентрированный в одном месте. V. ST' /Л---b‘-"L- 1-1 \ \ ■I к* I 'А г [•i \ ! •. h I ¥1 '.-У- ^ is 1 У.: Г : •• I к \ г_. ' I Т РЕЗЕРФОРД Эрнест (1871—1937 гг.) Английский физик. Родился в Новой Зеландии в семье мелкого фермера. В годы обучения в школе отличался большими способностями. В 1890 г. поступил в колледж Новозеландского университета. С отличием окончил Новозеландский университет. В 1895—1898 гг. работал в Кавендишской лаборатории в Англии под руководством Дж. Томсона. Свое внимание сосредоточил на изучений явления радиоактивности. Совместно с Ф. Содди в 1903 г предложил теорию радиоактивного распада, объясняющую это явление как превращение химических элементов. Предложил планетарную модель строения атома. За исследование явления радиоактивного распада Э. Резерфорд получил Нобелевскую премию по химии (1908 г.). После Дж. Томсона руководил Кавендишской лабораторией. - ! ^ ■■ » i 11 г - t| ■ : ; -^! I' i 5 ^ / * f ^ ri: • P-J i- S \4 \ '-г • wi I I - ] 1 7: - . \ . X,.'- A A . ■■■. .-'i- "■ 41 -.ruAw.juiJi^p-UAC’-iiX- ■■s^i.•м.■].|.^v•^flв^cл■« f:^!;!-'-Ч•■•"•■;V-i-'r-N ? ■■.■-■ ■• Г-:"Г■:w■:!-' Такой сконцентрированный положительный заряд атома Резерфорд назвал ядром. Он предположил, что на разные углы отклоняются только те а-частицы, которые проходят близко от ядра. Отскакивают же частицы, которые наталкиваются на ядро непосредственно. Отклонение лишь незначительного числа а-частиц на большие углы (табл. 2) и совсем небольшое число отскочивших а-частиц позволяло предполагать, что ядро должно быть очень маленьким, но в нем должен быть сосредоточен весь положительный заряд (рис. 9). Рис. 9. Отклонение а-частиц ядром атома Таблица 3 Экспериментальные данные по отклонению а-лучей Угол отклонения 15° ■ 30° 45° 60“ 75° 105“ 120° 135° 150“ Число частиц 132 000 7800 1435 477 211 70 52 43 33 В 1911 г. Резерфорд предложил свою модель строения атома: в центре атома находится положительно заряженное ядро, в котором сосредоточена основная масса атома, а вокруг ядра вращаются отрицательно заряженные электроны, масса которых очень мала. Сумма зарядов ядра и всех электронов должна быть равна нулю, так как атом в целом электронейтрален. Эта модель получила название планетарной, так как ее можно было сравнить с Солнечной системой. По Э. Резерфорду, электроны движутся вокруг ядра атома по определенным орбитам, как планеты вокруг Солнца (рис. 10). Если представить атом в виде шара диаметром 10 м, то размер ядра такого атома можно соотнести с размером булавочной головки. 1 2 Рис. 10. Планетарная модель атома, предложенная Э. Резерфордом: 1 — электрон; 2 — ядро 42 f: I t . Обратите внимание, первая модель отроения атома (Дж. Томсона) была предложена на основании результатов эксперимента. Последующая модель (Э. Резерфорда) была выдвинута на основании новых экспериментальных фактов и не противоречила экспериментальным фактам, на которые опирался Дж. Томсон. Вот так, путем уточнения моделей под влиянием новых фактов, и протекает процесс познания невидимого объекта. Краткие итоги параграфа • На основании результатов эксперимента Дж. Томсон предложил первую модель строения атома. • Э. Резерфорд получил новые экспериментальные факты, которые не могли быть объяснены на основании модели Дж. Томсона. В связи с этим Э. Резерфорд предложил планетарную модель строения атома. Вопросы'и заданий'... . . .... .................... ... ............. 1. Какие факты привели к выводу о сложности строения атома? 2. Какой факт позволил переосмыслить теоретическое положение о неделимости атома? i 3. На основании какого экспериментального факта было сделано предположение о существовании атомного ядра? §8. СОСТАВ ЯДРА АТОМА. ИЗОТОПЫ Узнаем, чем различаются атомы различных химических элементов и почему. Вы знаете, что для каждого химического элемента характерно свое значение атомной массы. В начале XX в. в этом были убеждены и химики, и физики. Однако при исследовании радиоактивного распада некоторых элементов был обнаружен парадоксальный факт: разновидности атомов, различающиеся по массе, имеют одинаковые свойства и могут быть отнесены к одному химическому элементу. Приведем пример. Атомы урана самопроизвольно распадаются на атомы тория и атомы гелия: 238U 234Th -Ь 4Не Но в Периодической системе уже имелся химический элемент торий 232тц^ Таким образом, в результате радиоактивного распада ура- X' (43 \ ч на получаются атомы тория с одной массой атомов, наряду с этим в _ о о _ природе встречается тории с другой атомной массой. Где расположить разновидности атомов одного химического элемента в Периодической системе, было непонятно. Сотрудник Э. Резерфорда английский химик и физик Фредерик Содди сделал смелое предположение о том, что несколько разновидностей атомов одного химического элемента должны занимать одно место в Периодической системе. Например, место № 90 должны занимать обе разновидности атомов тория. Содди предложил называть атомы одного химического элемента с разной массой изотопами («изотопы» в переводе с греческого означает «занимающие одно место»). Возникает вопрос: почему изотопы, обладая разной атомной мае. • ■ ' . . * ' • сой, относятся к одному химическому элементу? Чтобы ответить на этот вопрос, нужно было узнать, как устроено атомное ядро. Ученик Резерфорда — Г. Мозли установил, что заряд ядра и порядковый номер элемента взаимосвязаны. Вместе с тем Э. Резерфорд показал, что заряд ядра каждого элемента примерно равен половине атомной массы каждого элемента, что соответствует его порядковому номеру. Все эти факты вместе дали возможность предположить, что заряд ядра атома химического элемента численно равен порядковому номеру данного элемента в Периодической системе. Открытие Г. Мозли позволило ответить на вопрос: сколько электронов в атоме. Поскольку каждый электрон несет единицу заряда, то их число должно быть равно заряду ядра. Например, порядковый номер кальция 20, значит, заряд ядра атома кальция Z = +20, а число электронов в атоме кальция тоже 20. :-v 1 = I й i '■< !■ : 'ki \ !£ * II It; ” i 3^ 5 I- FY si ЙI f МОЗЛИ Генри (1887—1915 гг.) Английский физик. В 1910 г. окончил Оксфордский университет. Работал в Кавендишской лаборатории под руководством Э. Резерфорда. Установил взаимосвязь между атомным номером элемента и зарядом ядра атома. Экспериментально доказал, что в системе элементов предстоит открыть элементы № 43, 61, 72, 75, 85 и 91. Принимал участие в Первой мировой войне. Погиб в 1915 г. в возрасте 28 лет. ! ' j| ^ I ; I у 44 Таким образом, изотопы одного химического элемента имеют одинаковый заряд ядер атомов. В дальнейшем возникли новые вопросы, на которые еще предстояло ответить. Например, почему заряд ядра атома водорода равен -Ы? I . • • Почему относительная атомная масса водорода также равна 1? Почему для большинства элементов заряд ядра атомов приблизительно равен половине относительной атомной массы? Невозможно было объяснить и существование изотопов химических элементов. Разгадка последовала после открытия новых элементарных частиц —^ протона и нейтрона. Было установлено, что заряд атомного ядра определяют протоны. Протон р — частица, имеющая заряд 4-1 и относительную массу, равную 1. Кроме протона в ядро атома входят нейтроны. Нейтрон п — частица, не имеющая заряда, с относительной массой 1. Так как только протоны создают положительный заряд ядра, то число протонов равно заряду ядра, а значит, порядковому номеру элемента. Масса электрона в 1836 раз меньше массы протона или нейтрона. Из этого следует, что масса атома в основном складывается из суммы масс всех протонов и нейтронов. Рассмотрим состав ядра атома бериллия ^Be (рис. 11). Порядковый номер этого элемента 4. Значит, заряд ядра атома бериллия Zgg = 4-4, число протонов р = 4, число нейтронов п = 9 - 4 = 5. Вокруг ядра атома находятся 4 электрона. Теперь попробуем ответить на вопрос, как представленная модель строения атома может л объяснить существование изотопов. В начале параграфа было отмечено, что существуют атомы тория с разной массой — 234'pj^ л 232»р]^ Несмотря на различие атомных масс, эти атомы похожи один на другой по некоторым свойствам образуемых ими веществ. Чем же отличаются атомы тория друг от друга? Заряд ядра в обоих атомах равен 4-90, число протонов 90, электронов 90, число нейтронов в атоме 234»ph (234 - 90) = 144, в атоме (232 - 90) = 142. Как видим, атомы изотопов отличаются между собой только числом нейтронов в ядре. Можно предположить, что число нейтронов в ядре атома практически не определяет свойства образуемых элементом веществ. Свойства определяются зарядом ядра атома, то есть числом протонов в ядре и числом электронов, которые находятся в атоме. Рис 11 45 Для любознательных Строго говоря, масса протона и нейтрона зависит от того, в состав ядра атома какого химического элемента они входят. За единицу была принята масса протона и нейтрона, входящих в состав атома углерода, поэтому при определении относительной атомной массы проводилось сравнение с Vi2 массы атома углерода. Различают относительную атомную массу и массовое число атома. Относительная атомная масса определяется экспериментально. Массовое число атома — это условная величина, определяемая сложением числа протонов и нейтронов, входящих в состав ядра атома. Так, химический элемент кислород в природе состоит из трех изотопов (99,76%), (0,04%), 1^0 (0,20%). Цифрь) слева от знака кислорода (16, 17, 18) — это массовые числа. Они не учитывают реальную массу протонов и нейтронов в ядре атома кислорода. Относительная атомная масса кислорода (15,9994) меньше массового числа любого из природных изотопов кислорода. Возникает вопрос: атомная масса какого из изотопов помещена рядом со знаком элемента в периодической системе? Выяснилось, что относительная атомная масса показывает среднее значение атомных масс природных изотопов элемента с учетом их распространенности. Многие химические элементы имеют природные изотопы, которые бывают как радиоактивными, так и не радиоактивными. На рис. 12 изображены модели ядер изотопов водорода и гелия. № Обратите внимание, что для некоторых химических элементов, помещенных в Периодическую систему, значения относительных атом- а а — водорода, б Рис 12. Ядра изотопов: гелия; нейтроны — голубые, протоны серые 46 ных масс взято в квадратные скобки. Эти элементы получены искусственным путем. Их ядра существуют зачастую доли секунды, а затем распадаются. В скобках приведены значения наиболее стабильных изотопов. Сделаем некоторые уточнения. Прежде всего уточним понятие «химический элемент». Ранее мы определяли его как разновидность атомов. В качестве основных отличий атомов химических элементов рассматривали относительную атомную массу, валентность в соединениях и свойства веществ, ими образованных. Теперь, когда узнали, что основной признак химического элемента — заряд ядра атомау можно дать современное определение химического элемента. Химический элемент наковый заряд ядра. разновидность атомов, имеющих оди- Используя это определение химического элемента, получим совре менную формулировку Периодического закона. Свойства химических элементов и образованных ими соединений (веществ) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов. 1 -- - 7^ • - I s i-k. Краткие итоги параграфа • Атом состоит из ядра и движущихся вокруг него электронов. • В состав ядра атома входят протоны, определяющие его заряд и в конечном итоге свойства веществ, образуемых химическим элементом, Порядковый номер элемента равен числу протонов. Относительная масса протона равна 1. • Число электронов в нейтральном атоме равно числу протонов в ядре атома. • В состав атомного ядра входят также нейтроны, которые не имеют заряда. Относительная масса нейтрона равна 1. • Атомы разных химических элементов имеют различные заряды ядер. • Массу атома в основном определяет число нейтронов и протонов, находящихся в ядре атома. • Изотопы химического элемента имеют одинаковый заряд ядра, но разное число находящихся в нем нейтронов. X 47 о кМ ^ V iL- ^ ^ П is ^1 •к , I й U > il j 3 - f •if ^ ] - fj ■;j 1. Какие факты послужили основанием для выдвижения той или иной модели строения атома? 2. Определите число протонов, нейтронов и электронов в изотопах: а) б) !<>8Ag, в) 8<>Вг, г) 56Fe. 3. Что такое изотопы? Определите, изотоп какого элемента имеет массовое число 37, если в состав его ядра входит 20 нейтронов. 4. Чем отличаются изотопы урана ^зви^ ззби^ 234и? 5. Почему, определив массу атомов как «коренное» свойство, Д.И. Менделеев смог систематизировать химические элементы? Т. Изотопы 35С1 и 37Q отличаются один от другого 1) зарядом ядра 3) числом протонов 2) числом электронов 4) числом нейтронов ------***ii. -•■•'■гтг''" ' --Tri*-—™; ^-.r^klTV § 9. ЭЛЕКТРОННАЯ ОБОЛОЧКА АТОМА. АТОМНЫЕ МОДЕЛИ Н. БОРА Вы узнаете, как объясняется явление периодичности свойств химических элементов, а также почему все элементы побочных подгрупп образуют простые вещества металлы. Дальнейшее развитие представлений о строении атома связано с именем выдающегося физика Нильса Бора. Его интересовало, как электроны располагаются вокруг ядра атома. Ученый предположил, что электроны могут двигаться не по любым, а по строго определенным орбитам. Понять, на каких именно орбитах и сколько электронов находится, можно, исходя из свойств элементов. Рассмотрим модели атомов некоторых элементов. Первый элемент в периодической системе — водород. Его ядро имеет заряд -1-1, вокруг ядра движется всего один электрон. Очевидно, что модель атома водорода может быть такой: Наличие одного электрона объясняет то, что водород в соединениях проявляет валентность I. 48 * ! i- ^ lb. БОР Нильс Хендрик Давид (1885—1962 гг.) Датский физик. Родился в Копенгагене. В 1908 г. окончил Копенгагенский университет. В 1911— 1912 гг. работал под руководством английского физика Дж. Томсона в Кавендишской лаборатории Кембриджского университета, а в 1912—1913 г. — в лаборатории Э. Резерфорда в Манчестерском университете. В 1916 г. стал профессором Копенгагенского университета и с 1920 г. был бессменным директором Института теоретической физики в Копенгагене. Большинство работ Н. Бора посвяш;ено Проблеме разработки модели строения атома. Заложил основы теории Периодической системы химических элементов, в которой объяснил явление периодичности строением атомов. Лауреат Нобелевской премии (1922 г.). 1.^ 1 ^ я ! h I f Й I ;' 'Г •‘Л ^ ■■ ~~ ■ ■^1 Следующий элемент гелий. Заряд ядра его атома -Ь2. Вокруг яд- ра движутся два электрона. Для атома гелия можно предложить две модели. В соответствии с первой (а), два электрона движутся на одном и том же расстоянии от ядра. Согласно второй модели (б), электроны движутся на разных расстояниях от ядра: а б Выбор между двумя моделями можно сделать, основываясь на химических свойствах гелия как простого вещества. Гелий — инертный газ. Для него характерна химическая пассивность: он не вступает в какое-либо химическое взаимодействие и не образует каких-либо сложных веществ. Если верна модель «б» (по одному электрону на орбите), то свойства гелия должны не столь значительно отличаться от свойств водорода. Инертность гелия дает возможность предположить, что электронная оболочка, соответствующая модели «а», весьма устойчива. А значит, предпочтительнее модель «а». 49 i - I Следующий элемент литий. Заряд ядра атома лития +3. В со- став атома входят три электрона. Для атома лития можно представить четыре разные модели расположения электронов: а б в Литий, как и водород, проявляет валентность I. На основании этого можно предположить, что внешний электронный слой его атома должен быть похож на оболочку водорода, т. е. на нем должен находиться один электрон. Этому условию соответствуют модели «б» и «в». Выше, при рассмотрении модели атома гелия, мы пришли к выводу, что его двухэлектронная оболочка очень устойчива. Это позволяет сделать выбор в пользу модели «б», согласно которой в атоме лития имеется два электронных слоя: на первом слое находится два электрона, на втором — один. Четвертый элемент — бериллий. Вокруг ядра атома бериллия движется четыре электрона. Вам хорошо известно, что бериллий в соединениях проявляет валентность II. Это позволяет предположить, что во внешнем электронном слое бериллия находятся два электрона. На внутреннем слое атома бериллия должно быть тоже два электрона. Так как бериллий не относится к инертным газам, то можно сделать вывод о том, что на втором электронном слое второй электрон не обеспечивает устойчивость электронной оболочки, как у гелия. Этот вывод подтверждает факт существования следующих элементов периода. Их высшая валентность (до кислорода) монотонно возрастает. Рассмотрим это подробнее. Элемент № 5 “ бор. Его валентность в соединениях III. Модель атома этого элемента можно представить так: два электрона находятся на первом слое, три электрона ^— на втором слое: В -1-5 ")) 2 3 Элемент № б — углерод. Высшая валентность углерода IV: С Н-6 *)) 2 4 \ 50 Элемент № 7 — азот. Высшая валентность азота V: N +7 ^ )) , . ■ : , . , , ■ - ■ 2Ь Элемент № 8 — кислород. Он проявляет валентность II. Выявленная нами выше закономерность нарушилась. Валентность кислорода не равна числу электронов на внешнем слое атома. Однако по аналогии с уже рассмотренными элементами электронное строение атома кислорода можно представить так: О +8 ")) 2 6 Элемент № 9 — фтор. Он проявляет постоянную валентность I. Как и в случае с кислородом, мы наблюдаем нарушение закономерности. Число внешних электронов не равно валентности элемента: F 4-9 ) ) , 27 Подведем некоторые итоги. Для пяти химических элементов второго периода наблюдается закономерность, в соответствии с которой высшая валентность их в соединениях равна числу внешних электронов атома. Эта закономерность нарушается у кислорода и фтора. Нарушение этой закономерности объяснил американский химик Гилберт Льюис. Он выдвинул так называемое правило октета, В соответствии с этим правилом, устойчивым является восьмиэлектронный слой (за исключением первого слоя). Начиная с элементов V группы, наблюдается различие валентности атомов элемента в соединениях с кислородом и водородом. Обратите внимание, у азота (V группа) высшая валентность, проявляюш,аяся в соединении с кислородом, V. Это соответствует числу электронов на внешнем электронном слое. В соединении с водородом NHg азот проявляет валентность III. Именно трех электронов недостает у атома азота до завершения электронного слоя (54-3 = 8). У атома кислорода (VI группа) до завершения электронного слоя недостает двух электронов (6 4- 2 = 8). В соединении с водородом Н2О, да и в других соединениях, кислород проявляет валентность II. У атома фтора (VII группа) до октета недостает одного электрона (7 4- 1 = 8). В соединении с водородом HF фтор проявляет валентность I. Это значение валентности присуще фтору и в других соединениях. Таким образом, начиная с V группы, для элементов характерна валентность, равная не только числу электронов на внешнем электронном слое, но и числу электронов, недостающих до образования устойчивого октета. Элемент № 10 ^— неон. Простое вещество неон — инертный газ. Это МОЖНО объяснить строением его атома: Ne 4-10 ^)) 2 8 51 На внешнем электронном слое атома неона находится восемь электронов. Такое состояние атома весьма устойчиво, поэтому неон и относится к инертным газам. Следующий за неоном химический элемент № 11 — натрий. Свойства его существенно отличаются от свойств инертных газов. Натрий, как и литий, относится к щелочным металлам. Как и литий, в соединениях натрий проявляет валентность I. В соответствии с выявленной закономерностью, у атома натрия на внешнем электронном слое должен быть один электрон: Na +11 ^))) 2 8 1 Обратите внимание, что число электронных слоев в атоме элемента, заполняемых электронами, равно номеру периода, в котором находится данный элемент. У первого элемента третьего периода (Na) начинает заполняться третий электронный слой. Такое заполнение электронных слоев объясняет суть явления периодичности свойств. Свойства элементов периодически повторяются потому, что у атомов элементов периодически повторяется число электронов на внешнем электронном слое. У атомов элементов третьего периода состав внешних электронных слоев изменяется по аналогии с атомами элементов второго периода. Атом последнего элемента периода — аргон будет иметь такое строение: Аг +18 ^))) 2 8 8 Как атом гелия, атом аргона на внешнем электронном слое имеет восемь электронов. Четвертый период начинается с элемента калия. Калий — щелоч- ш о о ТГ - НОИ металл, проявляющий в соединениях валентность I, что вполне согласуется со следующим строением его атома: К +19 '’)))) 2881 Как элемент четвертого периода, атом калия имеет четыре электронных слоя. Как у всех атомов щелочных металлов, у атома калия на внешнем электронном слое находится один электрон. За калием следует кальций. У атома кальция на внешнем электронном слое будут располагаться два электрона. Как мы выяснили, два электрона на внешнем электронном слое находятся у элементов второй группы: у бериллия и магния. Обратите внимание, четвертый период включает 18 элементов. Это на 10 элементов больше, чем содержится соответственно во втором и третьем периодах. И если мы будем продолжать в ходе моделирования от одного элемента к другому помещать по одному электрону на 52 внешний электронный слои, то придем к тому, что полученные модели не будут соответствовать свойствам элементов. Например, марганец не может быть отнесен к галогенам, среди элементов четвертого периода к галогенам относится бром. Следующий за марганцем элемент — железо. Этот элемент также не может быть отнесен к инертным газам. Как можно объяснить такое нарушение закономерности? Получается, что у элементов, начиная со скандия, число внешних электронов не равно номеру группы. Куда же помещаются электроны у атомов этих элементов? Единственное, что можно предложить, — продолжить заполнение предпоследнего электронного слоя. Так, для скандия можно представить такую модель строения атома: Sc +21 ® )))) . 2 8 9 2 Модель атома железа выглядит так: Fe +26 ® )))) 2 8 14 2 Обратите внимание, что все элементы побочных подгрупп (у них заполняются предпоследние электронные слои) относятся к металлам. Элементы главных подгрупп I и II группы также металлы. У атомов всех этих элементов на внешнем электронном слое располагаются не более двух электронов. Таким образом, выявляется следующая закономерность: если у атома элемента на внешнем электронном слое находится один или два электрона, то этот элемент образует простое вещество, обладающее металлическими свойствами. Внешний электронный слой снова заполняется у атомов элементов, начиная с галлия: Ga +31 *) ) ) ) ' 2 8 18 3 Вы, наверное, догадались, что для следующих элементов, вплоть до инертного газа криптона, модель строится в соответствии с ранее выявленной закономерностью. Число внешних электронов равно высшей валентности элемента. Краткие итоги параграфа • Периодическая повторяемость свойств элементов связана с тем, что в атомах при переходе от одного периода к другому начинает заполняться новый электронный слой. Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится данный элемент. • У элементов главных подгрупп номер группы, к которой относится элемент, равен числу внешних электронов атома. 53 / • Высшая валентность элементов главных подгрупп равна числу электронов на внешнем слое атома. Исключение составляют кислород, фтор и инертные газы. • У элементов главных подгрупп IV, V, VI, YII групп валентность атомов, образуюш;их летучие водородные соединения, равна числу электронов, недостаюш;их на внешнем электронном слое до 8 (правило октета). • Все элементы побочных подгрупп образуют простые веш;ества, обладаюнцие металлическими свойствами, так как на внешнем электронном слое у них, как правило, находится не более двух электронов. Это связано с заполнением предпоследнего электронного слоя. 1. Какие дополнения внес Н. Бор в планетарную модель строения атома, предложенную Э. Резерфордом? 2. Рассмотрите фрагмент Периодической системы, охватывающий первые три периода. Для нескольких элементов показаны схемы распределения электронов в атоме. Постройте подобные схемы для всех оставшихся элементов фрагмента. Период Группы 1 II III IV V VI VII VIII 1 Н +1 ’) 1 Не +2®) 2 2 Li+3^) ) 2 1 Be +4 ) ) 2 2 в с N О F Ne +10"“) ) 2 8 3 Na Mg А1 Si Р S С1 Аг f п И I Р V Г: р ■r'i 3. После выполнения задания 2 ответьте на вопросы. Что общего в электронном строении атомов элементов одной группы? Что общего в электронном строении атомов элементов одного периода? Какой электронный слой (внутренний или внешний) постепенно заполняется от элемента к элементу во втором и третьем периодах? 4. Сколько электронных слоев в атомах: а) кальция, б) мышьяка, в) иода? 5. Сколько электронов на внешнем электронном слое в атомах: а) калия, б) селена, в) криптона? 6. Чему равна валентность селена и мышьяка в образованных ими водородных соединениях? Т1. Число внешних электронов в атоме азота 1) 7 2) 14 3) 5 4) 2 54 . / У Т2. Число электронных слоев в атоме элемента можно определить 1} по номеру периода 3) по порядковому номеру 2) по номеру группы 4) по номеру ряда ТЗ. Элемент со строением электронной оболочки ) ) ) образует высший оксид ____ 2 8 6 состава 1) Э2О3 2) ЭО2 3) ЭО 4) ЭО3 Т4. Летучее водородное соединение состава ЭН3 образует элемент 1) второго периода, И группы, главной подгруппы 2) третьего периода, V группы, главной подгруппы 3) четвертого периода, V группы, побочной подгруппы 4) четвертого периода, III группы, побочной подгруппы §10. ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА ПО ПОЛОЖЕНИЮ Л ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА Вы узнаете, как на основании положения элемента в Периодической системе предсказывать его свойства и свойства образуемых им веществ. Как вы уже знаете, каждый химический элемент занимает определенное место в Периодической системе. По положению в Периодической системе можно дать обоснованную характеристику любому химическому элементу. В этой характеристике можно показать строение его атома, указать валентность в соединениях, а также составить формулы веществ, которые он образует, и даже описать их свойства. Это можно сделать, исходя из закономерностей, которые следуют из Периодического закона. Мы уже не раз рассматривали строение атома химического элемента в связи с положением его в Периодической системе. Вспомним основные закономерности, раскрывающие связь электронного строения атома с положением элемента в периодической системе. 1. Число электронных слоев, на которых размещаются электроны в атоме, равно номеру периода, в котором находится данный химический элемент. 2. На первом электронном слое может максимально находиться не более двух электронов, на втором — 8, на третьем — 18. Максимальное ЧИСЛО электронов можно рассчитать по формуле 2тг^, где п — номер электронного слоя. 55 3. Общее число электронов равно заряду ядра атома и равно порядковому номеру химического элемента. 4. Для химических элементов главных подгрупп (групп А) число внешних электронов равно номеру группы. 5. Высшая валентность химического элемента, как правило, равна номеру группы, в которой он находится (исключение — кислород, фтор и инертные газы). Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств веществ, образованных химическими элементами. Схема 3 Для химических элементов главных подгрупп одного периода Усиление свойств веществ, характерных для генетического ряда- металлов Усиление свойств веществ, характерных для генетического ряда неметаллов Для химических элементов главной подгруппы Ш Усиление свойств веществ, характерных для генетического ряда металлов Усиление свойств веществ, характерных для генетического ряда неметаллов Чем левее в периоде расположен химический элемент, тем в большей мере для его веществ присущи свойства, характерные для гене тического ряда металлов (см. схему 3): ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО (МЕТАЛЛ) ОСНОВНЫЙ ОКСИД -^ ОСНОВАНИЕ (ИЛИ ДАЖЕ ЩЁЛОЧЬ) Чем правее в периоде расположен химический элемент, тем в боль шей мере для его веществ присущи свойства, характерные для генетического ряда неметаллов (см. схему 3). ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО (НЕМЕТАЛЛ) КИСЛОТНЫЙ ОКСИД КИСЛОТА 56 Между химическими элементами, образующими типичные металлы, и химическими элементами, образующими типичные неметаллы, находятся элементы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды. Для их веществ характерен генетический ряд: ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО (МЕТАЛЛ) ^ АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД ^ АМФОТЕРНЫЙ ГИДРОКСИД Чем ниже в подгруппе расположен химический элемент, тем в U _ U большей мере для его веществ присущи свойства, характерные для генетического ряда металлов (см. схему 3). •W т . . . . . . ' ■ U ■ Чем выше в подгруппе расположен химический элемент, тем в большей мере для его веществ присущи свойства, характерные для генетического ряда неметаллов (см. схему 3). Приведем пример характеристики химического элемента калия. 1. Химический знак калия — К. 2. Порядковый номер № 19. Он находится в четвертом большом периоде, в первой группе, в главной подгруппе. 3. Строение атома калия; число протонов в ядре р = 19 (определяется по порядковому номеру), заряд ядра атома +19, число электронов е~ = 19. Электроны распределены в атоме следующим образом: )))), Т. е. 2 8 8 1 В атоме калия четыре электронных слоя, так как это элемент четвертого периода. На внешнем слое находится один электрон, что для элемента главной подгруппы соответствует номеру группы. На первом слое максимальное число электронов — 2, на втором — 8, на третьем — 8 электронов. 4. Калий — щелочной металл. Валентность в соединениях равна I, в соответствии с номером группы. Формула оксида — К2О, гидроксида — КОН. Оксид и гидроксид калия проявляют основные свойства, что подтверждают реакции с кислотой: KgO + H2SO4 = K2SO4 + Н2О 2КОН + H2SO4 = K2SO4 + 2Н2О 5. Как типичный металл калий не образует летучих водородных соединений. Целесообразно сравнить свойства химического элемента калия с «соседями» по периоду и подгруппе. Вы уже знаете о закономерности: в периоде с возрастанием заряда ядра атома свойства веществ, характерные для генетическо- 57 го ряда металлов, ослабевают. В соответствии с этой закономерностью, мы можем сделать предположение о меньшей растворимости в воде гидроксида кальция Са(ОН)2 по сравнению с гидроксидом калия. Как и у калия, у его соседей по подгруппе на внешнем электронном слое находится по одному электрону. У атома натрия на один о о ^ электронный слои меньше, чем у атома калия, а у атома рубидия — на один электронный слой больше. Валентность в соединениях — I, Формула оксидов NagO, RbgO. Гидроксиды этих элементов имеют формулы NaOH и RbOH. В подгруппе с возрастанием заряда ядра свойства веш;еств, характерные для генетического ряда металлов, становятся все более ярко выраженными. В связи с этим можно предположить, что растворимость в воде гидроксида натрия меньше, чем гидроксида калия, а растворимость в воде гидроксида рубидия — больше, чем гидроксида калия. Краткие итоги параграфа • Рассмотрены закономерности изменения свойств химических элементов и образованных ими вещ;еств в периоде и в главной подгруппе (группе А). • Дан пример характеристики химического элемента и образуемых им веш;еств, которая по своей сути является прогнозом свойств элементов и веществ с использованием Периодического закона. 1. Составьте план характеристики химического элемента по положению в Периодической системе. 2. По положению в периодической системе дайте характеристику элементам магнию, алюминию, сере. 3. Высший оксид некоторого элемента имеет формулу ЭОз- Как вы считаете, можно ли на основании этой формулы сделать следующие выводы; элемент находится в IV группе Периодической системы, элемент образует простое вещество, являющееся неметаллом, оксид проявляет кислотные свойства, 4. Определите, в атомах каких элементов электроны распределены по слоям следующим образом: ))), ))). ))))> ))))> ))))■ Какие из этих 282 284 28 14 2 28 18 2 28 10 2 элементов относятся к главным подгруппам, какие — к побочным? 5. Формула летучего водородного соединения некоторого элемента ЭНд. В какой группе Периодической системы находится данный элемент? Ответ поясните. 58 * I 4) ) ) 2 8 6. С какими из перечисленных веществ будет реагировать высший гидроксид элемента № 56: НС1, КОН, СаО, Mg, Na2S04, СОз- Ответ обоснуйте и приведите уравнения возможных реакций. . Т1. Распределение электронов в атоме магния 1) ) ) ) 2) ) ) 3) ) ) ) 282 22 284 Т2. Гидроксид элемента № 11 вступает в реакцию с 1) гидроксидом кальция 3) оксидом магния 2) соляной кислотой 4) барием ТЗ. Наиболее ярко выражены неметаллические свойства у простого вещества 1) кремния 2) серы 3) хлора 4) магния Т4. Заряд ядра атома натрия 1) +11 2) +3 3) +23 4) +1 Т5- Число нейтронов в атоме изотопа фосфора 1) 16 2) 15 3) 31 4) 5 . / 59 Глава — _Ч -Ч ■ I- ‘ i-f- ^ "-Л- - f-. ■ •i.rt-T I.. || Г-ГПТ*1~.' Химическая связь. р * Электролитическая диссоциация / § 11. УДИВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ОБЫЧНЫХ РАСТВОРОВ Рассмотрим факты, которые вы пока не сможете объяснить. Они послужили основанием для предложения новых теоретических моделей. Свойства водных растворов неорганических веществ во многом удивительны. Начнем их рассмотрение с опытов. Проведем реакции обмена с использованием растворов различных солей, кислот и щелочей. Опыт 1. Прильем раствор карбоната натрия в пробирку с раствором хлорида кальция и в пробирку с раствором нитрата кальция (рис. 13, а и б). Затем вместо раствора карбоната натрия возьмем раствор карбоната калия. Прильем этот раствор в пробирку с раствором хлорида кальция и в пробирку с раствором нитрата кальция (рис. 13, в и г). / 60 Na2C0a (p-p) Na2C0a (p-p) K2COa(p-p) K2C0a (p-p) a 6 в CaCl2 (p-p) Ca(N0a)2 (p-p) CaCl2 (p-p) Са(КОз)2 (p-p) Puc. 13. Получение карбоната кальция (условно обозначен серыми точками) Проведенные в опыте реакции соответствуют уравнениям: CaCl2 + МазСОд Са(Шз)2 + Na^COg CaCl, + KoCO, = CaCOgi + 2NaCl = CaCOgi + 2NaNOg = CaCOgi + 2KC1 Ca(NOg)2 + KgCOg = CaCOg i + 2KNOg (a) i6) (в) (e) Обратите внимание, что во всех реакциях результат получился одинаковый — выпал осадок карбоната кальция. Для образования этого осадка достаточно, чтобы в состав одной растворенной соли входил кальций, а в состав другой — кислотный остаток угольной кислоты. ; vSv’ Опыт 2. В стаканы с раствором хлорида бария (рис. 14) прильем растворы сульфата калия (а), сульфата натрия (б) и серной кислоты (в). Во всех случаях выпадает белый осадок. Реакции протекают согласно уравнениям: BaCl2 + K2SO4 = BaS04i -h 2КС1 BaCl2 + Na2S04 = BaS04 i -h 2NaCl BaCl2 + H2SO4 = BaS04| -h 2HC1 (а) (б) (e) Этот опыт интересен тем, что если реакции обмена (а) и (б) протекают с участием солей, то в реакции обмена (в) с солью взаимодействует кислота. Обратите внимание, что для этих реакций, как и в опыте 1, не имеет большого значения, какие исходные вещества мы использо- 61 K2SO4 (р-р) Na2S04 (р-р) H2SO4 (Р-Р) BaCl2 (р-р) BaCl2 (р-р) BaCl2 (р-р) Рис, 14. Получение сульфата бария (условно обозначен серыми точками) вали. В опыте 2 главное, чтобы они были растворимы в воде бы в состав одного вещества входил барий, а в состав другого и что — кис лотныи остаток серной кислоты, ш Опыт 3. В стакан с раствором хлорида меди (рис. 15) прильем раствор гидроксида калия (а), а в стакан с раствором сульфата меди — раствор гидроксида натрия (б). В обоих случаях выпадает голубой осадок. Запишем уравнения реакций: CuCla + 2КОН = Cu(OH)2 j + 2КС1 CuClg + 2NaOH = Cu(OH)2l + 2NaCl (o) (6) KOH (p-p) NaOH (p-p) a CuCl2 (p-p) CuCl2 (p-p) Puc. 15. Получение гидроксида меди (условно обозначен серыми точками) 62 Результат реакции (образование осадка гидроксида меди) не зависит от того, какую щёлочь мы использовали. Результат получается аналогичным, если вместо раствора хлорида меди взять раствор сульфата меди. Для того чтобы выпал осадок гидроксида меди(И), достаточно ввести в реакцию любую растворимую в воде соль двухвалент-НОИ меди и любую щелочь. Из проведенных опытов можно сделать следующий вывод: для протекания реакции обмена необходимо, чтобы в состав реагирующих веществ входили две части, образующие нерастворимый в воде продукт. Продолжим рассмотрение свойств растворов солей, кислот и щелочей. Вы хорошо знаете, что при нормальном давлении вода закипает ч- . при 100 °С, а замерзает при 0 °С. Водные растворы твердых веществ замерзают при температуре ниже 0 °С, а кипят при температуре выше 100 °С. Существует закономерность. Если в 1 л воды растворить 1 моль глюкозы или сахара, то температура замерзания воды из раствора во всех случаях будет не 0 °С, а -1,86 °С, а температура кипения этих растворов составит 100,53 °С (рис. 16). Если же в 1 л воды растворить 1 моль хлорида натрия, то температура замерзания раствора будет не -1,86 °С, а -3,36 °С. Температура кипения этого раствора уже будет не 100,53 °С, а 100,95 °С (рис. 16). Температура замерзания и температура кипения раствора хлорида натрия изменяются на большую величину, чем в случае растворов t, V о 1 “0,5 -1 -1,5 -2 --2,5-3-3,5-4 - -1,86 -3,36 t, V 101,1 100,9 100,7100,5 100,3 -100,199,9 - 99,7- 99,5- 100,95 100,53 а Рис. 16. Температуры замерзания и кипения воды и растворов: а — замерзания; б — кипения 63 ч глюкозы и сахара. И, что самое интересное, если понижение температуры замерзания раствора хлорида натрия в 1,8 раза больше, чем ожидалось, то и повышение температуры кипения этого же раствора также в 1,8 раз больше, чем ожидалось: 3,3671,86° = 0,95°/0,53° = 1,8. Растворы солей, кислот и щелочей имеют еще одно отличие от растворов органических веществ, на- пример спирта. Проведем опыт. сахара и глюкозы Рис. 17. Прибор, для оцределения электропроводности растворов: 1 — источник тока; 2 — лампочка; 3 — электропровод; 4 устройство с электродами; — испытуемый раствор Опыт 4. Соберем электрическую цепь, состоящую из источника питания, лампочки и электродов (рис. 17). Поместим электроды в растворы сахара, глюкозы, спирта. Лампочка не загорается. Если же электроды погрузить в растворы кислот, солей или щелочей, то во всех случаях лампочка загорается. Опыт показывает, что растворы сахара, глюкозы и спирта электрический ток не проводят, а растворы кислот, солей и щелочей его про- водят. Кислоты, щёлочи и соли относят к электролитам. Их растворы проводят электрический ток. Сахар, глюкоза и спирт к электролитам не относят. Их водные растворы электрический ток не проводят. Краткие итоги параграфа • Для кислот, щелочей и солей характерны реакции обмена. Для протекания этих реакций не важно, какие вещества (классы веществ) вступают в эту реакцию. Главное, чтобы в состав исходных веществ входили части, которые в результате обмена образуют осадок, • Кислоты, щёлочи и соли относятся к электролитам. Их растворы проводят электрический ток. 64 • Если в 1 л воды растворить 1 моль твердого вещества, то температура кипения раствора будет выше температуры кипения чистой воды. При этом температура кипения раствора вещества — электролита увеличится на большую величину, чем у раствора вещества — неэлектролита. • Температура замерзания водного раствора вещества ниже температуры замерзания чистой воды. При этом температура замерзания раствора электролита понижается на большее значение, чем у раствора вещества — неэлектролита. BojiDocbs ш п ii IF. П IN И I Ь( I- I ■; ■si V.- - 1. Чем отличаются свойства растворов электролитов от свойств растворов неэлектролитов? ' 2. Приведите примеры образования нерастворимой в воде соли по реакции обмена с участием различных пар веществ. Запишите уравнения реакций. Т. Лампочка прибора для изучения электропроводности загорится, если электроды поместить в 1) NaOH (раствор) 3) сахар (раствор) 2) КС1 (твердый) 4) HgS (безводный) . . _-..jrtt i- 1 ."L"Г-ж-т her-Р1 • г.‘ат-.‘'■1г.-'• ib>i ъ'тшы^ тл § 12. ИОННАЯ СВЯЗЬ Объясним некоторые свойства растворов, с которыми вы познакомились в предыдущем параграфе. Попробуем выяснить, почему растворы солей, щелочей и кислот проводят электрический ток, т. е. почему эти вещества являются электролитами. Из курса физики известно, что электрический ток — это упорядоченное движение заряженных частиц. Если растворы электролитов проводят электрический ток, то, значит, в них содержатся переносчики электричества — заряженные частицы. Эти заряженные частицы получили название ионов. «Ион» в переводе с греческого означает «идущий, странствующий». Благодаря наличию заряда ионы передвигаются к электродам и таким образом переносят электричество. Такое объяснение электропроводности растворов электролитов в 1884 г. дал выдающийся шведский химик Сванте Август Аррениус. Следующий вопрос, который заинтересовал С. Аррениуса: откуда в растворах электролитов появляются ионы, если атомы и молекулы электронейтральны? Обратимся к опытам. 3 Химия. 9 класс / 65 ) Г . .W-r т- Г7:Ч'-ДА., :c?i? ■y--s-'^2i'- ■li-^ '• "^Tj" ' li r"--.>1?^ г .'• irm '■■i'i'2 J. - —J-«T " и fj 1 Ir I 1 АРРЕНИУС Сванте Август (1859—1927 гг.) Шведский химик. В 1878 г. окончил Упсальский университет. Совершенствовал свои знания в различных лабораториях Западной Европы. С 1891 г. работал в Стокгольмском университете (с 1895 г. — профессор, с 1897 г. — ректор университета). С 1905 по 1927 гг. — директор Нобелевского института в Стокгольме. Основные научные труды посвящены учению о растворах и о скорости химических реакций. В 1884 г. сформулировал вывод о распаде солей на заряженные частицы — ионы — V- при их растворении. Обосновал теорию электролитической диссоциации (1897 г.). Провел цикл работ по изучению химических свойств растворов. В 1903 г. удостоен Нобелевской премии. , 1 !| \1 II t- ^3 3^ I h • '1 Опыт I. В три стакана нальем концентрированные растворы уксусной кислоты, щёлочи, соли (хлорида натрия). Сравним электропроводность этих растворов, используя прибор, изображенный на рис. 17. Выясняется следующее. Раствор концентрированной уксусной кисло- ч_* __ _______________ _ ты электрический ток практически не проводит — лампочка не горит. Электропроводность концентрированных растворов соли и щёлочи велика. В обоих случаях лампочка горит ярко. Проверим, как влияет на электропроводность разбавление раствора уксусной кислоты. По мере разбавления лампочка загорается, и яркость ее увеличивается. Обсудим результаты опыта. Поскольку уксусная кислота начинает проводить электрический ток по мере разбавления, можно сделать вывод о том, что переносчики электрического заряда —■ ионы — образуются в результате взаимодействия молекул кислоты с водой. Электропроводность концентрированных растворов соли и щёлочи высока. Можно предположить, что ионы уже входили в состав соли и щёлочи до их растворения в воде. Если это так, то электричес-кии ток должны проводить не только растворы, но и расплавы солеи и щелочей. Р’ ' ’ Опыт 2. Расплавим в фарфоровом стаканчике небольшое количество нитрата калия. В другом стаканчике расплавим гидроксид на- 66 f- трия. Убедимся, что расплавы и соли, и щёлочи проводят электрический ток. Аналогичные результаты получаются, если испытать расплавы других солей и щелочей. Таким образом, можно сделать вывод о том, что соли и щёлочи имеют в своем составе заряженные частицы — ионы. Обратите внимание, этот вывод не согласуется с атомно-молекулярной теорией. Существуют вещества, состоящие из ионов, а не из молекул. Соли и щёлочи относятся к ионным веществам, а кислоты — к молекулярным. Теперь ответим на вопрос: каким образом из атомов образуются ионы? В качестве примера обсудим строение хлорида натрия. Атомы натрия и хлора не имеют заряда. Значит, образование ионов происходит при связывании атома натрия с атомом хлора. ' Объяснить образование ионов нам поможет правило октета, сформулированное американским ученым Гилбертом Льюисом. Напомним, что, в соответствии с этим правилом, устойчивой является восьмиэлектронная оболочка атома. Изобразим строение электронных оболочек атомов натрия и хлора: Na+ll‘))) Cl+17" ))) 281 287 Г. Льюис предложил обозначать электроны внешнего электронного слоя точками, размещенными вокруг знака химического элемента. Запись Na* означает, что у атома натрия на внешнем электронном слое находится один электрон. Запись ‘СК показывает, что на внешнем электронном слое атома хлора находится семь электронов. Для того чтобы электронная оболочка хлора стала устойчивой, атому хлора необходимо либо принять один электрон, либо отдать семь * 4J . 4J электронов. Атому натрия для достижения устойчивости электронной оболочки необходимо либо отдать один электрон, либо принять семь. Что выгоднее каждому из атомов? Вероятно, атому натрия выгоднее отдать один электрон, а атому хлора — принять этот электрон. Тогда атом натрия превратится в положительно заряженный ион, а атом хлора — в отрицательно заряженный ион: Na* + -Ci: • • Na"^ [:ci:] Данная схема показывает, как образуется ионная связь между атомом натрия и атомом хлора. 67 Ионная связь это химическая связь, образованная за счет I [ притяжения разноим заряженные ионов I -“T-'j > . В кристалле поваренной соли (хлорида натрия) ионы соединяются не попарно, а образуют как бы решетку, состоящую из положительно заряженных ионов натрия и отрицательно заряженных ионов хлора, которые притягиваются друг к другу (рис. 18). В такой решетке каждый ион натрия окружен шестью ионами хлора, а каждый ион хлора, в свою очередь, окружен шестью ионами натрия (рис. 18, в). Поскольку такой кристалл образован расположенными в определенном порядке ионами, то говорят, что вещество имеет ионную кристаллическую решетку. Ионы в кристалле прочно удерживаются друг около друга и не могут свободно двигаться. Поэтому твердая поваренная соль не проводит электрический ток. При растворении хлорида натрия ионы получают возможность двигаться. Если в такой раствор поместить электроды, подключив их к источнику тока и лампочке, то лампочка загорается (см. рис. 17). В растворе между электродами ионы натрия и хлора приобретают направленное движение. Вы знаете из курса физики, что катод заряжен отрицательно, а анод — положительно. Экспериментально установлено, что ионы натрия движутся к катоду, а ионы хлора — к аноду. Поэтому положительно заряженные ионы назваются катионами, а отрицательно заряженные ионы — анионами. Кристаллическая решетка хлорида натрия образована катионами натрия и хлорид-анионами. Рассмотрим образование ионной связи ния MgFg. на примере фторида маг- Na + СГ а б в а Рис. 18. Модели кристалла хлорида натрия: плоскостная; б — объемная; в — расположение ионов натрия относительно иона хлора / 68 На внешнем электронном слое атома магния находятся два электрона, а на внешнем электронном слое атома фтора — семь электронов. Для того чтобы электронная оболочка стала завершенной, атому фтора необходимо принять один электрон, а атому магния необходимо отдать два электрона: € € . I I ; F • + ‘Mg* + • F ^ [: F:]- [: F:] Заряд катиона магния равен 2-Ь, так как атом магния отдал два электрона. Заряд каждого фторид-аниона равен 1-, так как каждый атом фтора принимает один электрон. Фторид магния — ионное соединение, состоит из разноименно заряженных ионов, которые образуют кристаллы. , В настоящем параграфе мы не смогли объяснить появление ионов при растворении кислот. Это нам еще предстоит сделать. Краткие итоги параграфа • Заряженная частица ^ ион может образоваться из атома, если к нему добавить один или несколько электронов или отнять один или несколько электронов, • Если атом присоединяет электроны, то получается отрицательно заряженный ион (анион), так как суммарный заряд электронов превысит заряд ядра атома. • При отдаче атомом электронов получается положительно заряженный ион (катион), так как суммарный заряд электронов будет меньше заряда ядра атома. • Ионные связи образуют атомы типичных металлов и типичных неметаллов. Вопросы и задания 1. Что такое ион, катион, анион? Как образуются из атомов катионы и анионы? 2. Что такое ионная связь? Почему растворы многих ионных соединений проводят электрический ток? 3. Покажите схематически образование ионной связи в следующих соединениях: а) иодиде калия, б) сульфиде магния, в) фториде алюминия. 4. Сравните схемы строения электронных оболочек: а) атома кальция и катиона кальция (Са^"**); б) атома серы и сульфид-аниона (S^^). Что необходимо каждому атому для превращения в соответствующий ион? 5. Сравните схемы строения электронных оболочек хлорид-аниона С1~ и катиона калия К+ со строением электронной оболочки атома аргона. За Химия. 9 класс 69 у Ч l- 6. Может ли образоваться ионная связь между следующими ионами: а) Na+ и S^”; б) 0^“ и С1~; в) АР+ и F"; г) Са^+ и К+. Напишите формулы возможных соединений. 7. Среди веществ, формулы которых перечислены, выберите те, которые образованы ионной связью: LiCl, HgS, N3, Н2О, KF. Т1. Катион Mg2+ отличается от атома Mg 1) числом протонов 3) числом электронов 2) зарядом ядра 4) числом нейтронов Т2. Ион, в котором распределение электронов по слоям такое же, как и в атоме аргона 1) Na+ 2) F" 3) Р3+ 4) S^- § 13. КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ ••fT- ■ ■ Объясним, как из атомов образуются молекулы простых веществ. Как вы уже знаете, атомы стремятся завершить свои внешние электронные слои до устойчивого состояния (правило октета). При этом атомы металлов отдают свои внешние электроны атомам неметаллов. В результате образуются разноименно заряженные ионы, притягивающиеся друг к другу. Однако вам известны вещества, в состав которых входят атомы одного химического элемента. Вспомните, молекулы водорода, хлора, кислорода, азота и многие другие состоят из двух одинаковых атомов. Очевидно, что образование молекул простых веществ не связано с притяжением ионов. Тогда почему же такие молекулы существуют? Рассмотрим современную модель молекулы водорода Hg. Но сначала обратимся к известной вам модели Н. Бора. В соответствии с этой моделью в атоме водорода вок- 4J 4J ^ руг ядра по строго определенной круговой орбите дви- жется один электрон. Немецкий физик Вернер Карл Гейзенберг внес в модель атома Н. Бора существенное уточнение. Он выдвинул так называемый принцип неопределенности. В соответствии с этим принципом можно говорить только о вероятности нахождения электрона возле ядра атома. Для микросистем понятие «орбита» не имеет смысла. Вместо этого понятия в квантовой^ физике и химии стали использовать понятие «электронное облако» и «атомная орбиталь». ^ Квантовая физика и химия имеет дело с элементарными частицами (элек тронами, протонами, нейтронами и другими). ; 70 ’ Согласно современным представлениям, электрон не вращается вокруг ядра атома, а находится возле него с определенной вероятностью. Область пространства возле ядра атома, в которой нахождение электрона наиболее вероятно, называется электронным облаком или атомной орбиталью. Посмотрите на рис. 19. Частота малень- . ^ л. 9 S . , S ,1 й 'V -У чг ^ "С ' V . ; Va * : .. . ' -> rf V > 4V h ■*■■ ■ -7. ^ - ■ ■ . ■ * i''' ■ "■ ■v- -T^, -t ;[ ■ in' ■ . . ■? ■ ■■ ■ . 4f it .■4:.- .■.:■■■■■ ^ .. . -A ■ jii if * i >- ■ > ; Puc. 19. Атомная орбиталь (электронное облако) ких темных точек показывает вероятность нахождения электрона в той или иной области пространства возле ядра. Там, где эти точки расположены чаще, вероятность нахождения электрона наибольшая. При образовании химической связи атомные орбитали (электронные облака) перекрываются (рис. 20). В результате в области пространства между двумя положительно заряженными ядрами нахождение электронов становится наиболее вероятно. Такое состояние энергетически выгодно. Образуется молекула. Перекрывание орбиталей приводит к тому, что вероятность нахождения обоих электронов как у одного, так и у другого атомного ядра оказывается одинаковой. Электроны становятся общими для обоих атомов водорода. С использованием формул Льюиса процесс образования молекулы водорода можно представить следующим образом: н. -ь ’Н = н:н Как показывает схема, в молекуле водорода оба электрона в одинаковой мере принадлежат обоим атомам. Вспомним, первый электронный слой завершается, если на нем находятся два электрона. Та- * < * t ' ■ ^ . ■ * ■ ^ r r ■ . , > fi ■-■Vs.,-' H t ■ i Puc. 20. Образование молекулы водорода За‘ 71 V КИМ образом, в нашем случае для обоих атомов водорода электронный слой становится завершенным. ii Химическую связь, образующуюся в результате перекрывания |; атомных орбиталей, при котором пара электронов становится об-V щей для двух атомов, называют ковалентной, - I Рассмотрим схему образования молекулы хлора CI2: • # • # :СЬ + *Ci: = :ci:ci: « • • • в результате перекрывания атомных орбиталей два электрона будут принадлежать обоим атомам. Для завершения внешнего электронного слоя до устойчивого октета каждому атому хлора не хватает одного электрона. При образовании химической связи каждому атому хлора будет принадлежать уже восемь электронов (7 -Ь I = 8). Если в электронной формуле молекулы хлора CI2 общую электронную пару заменить черточкой, а электроны, не участвующие в образовании связи, не показывать, то получим графическую формулу C1—C1 Химическую связь между атомами элементов, в которых элект роны, участвующие в образовании связи, в одинакрвой мере при: над лежат обоим атомам^ называют ковалеятноц неноляртои,. ■ 'р -il ip _ j-. - Т . г . . ■ Рассмотрим схему образования молекулы азота. Атом азота на внешнем электронном слое имеет пять электронов. До завершения электронного слоя у атома недостает трех электронов. Если каждый атом предоставит для образования связи по три электрона, то сформируются три общие электронные пары. В результате каждый атом будет иметь по 5 -Ь 3 = 8 электронов: :n- + -n: = :n’:n: • • • • Химическую связь, образованную за счет трех общих электронных пар, называют тройной. 'Графическая формула простого вещества азота: N=N Тройная связь обусловливает стабильность молекулы азота. Простое вещество азот вступает в химические реакции, как правило, при "’'х 72 I создании жестких условий (высокая температура и давление). Пассивность азота часто сравнивают с пассивностью инертных газов. Атому кислорода до завершения внешнего электронного слоя недостает двух электронов. Поэтому схему образования ковалентной связи в молекуле кислорода можно представить так: • • •• :о* + *о: = :о::о: « • Замечено, что если электронную структуру молекулы составляют только пары электронов (спаренные электроны), то веш;ество выталкивается из магнитного поля. При наличии в молекуле неспаренных электронов веш;ество втягивается в магнитное поле. Изучение свойств жидкого и твердого кислорода позволило, установить удивительный факт —кислород притягивается магнитом. Значит, в его молекуле должны быть неспаренные электроны. Этому выводу соответствует следуюш;ая схема образования молекулы: -О- -ь -о- = ю:о- •« в этом случае каждому атому кислорода будет принадлежать 6 -Ь 1 = 7 электронов. Как вы видите, правило октета выполняется не всегда. Это говорит о несовершенстве модели. Однако, как вы уже знаете, лю^ бая модель даёт нам представление о природном явлении с той или иной степенью приближения. Поэтому рано или поздно обнаруживаются факты, которые трудно объяснить. Краткие итоги параграфа • Современная модель строения атома отражает вероятностный характер нахождения электрона возле ядра атома. • Область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона возле ядра атома, называется атомной орбиталью или электронным облаком. • При образовании ковалентной связи происходит перекрывание двух атомных орбиталей, на которых в сумме находятся два электрона. В результате оба электрона становятся обш;ими для двух атомов. 1ОП130СЫ и задани!* 1. Что такое ковалентная связь? 2. Предложите схемы образования молекул Brg, Fg. 3. Что общего и в чем различие ковалентной и ионной связей? " I .1 J 'Г,'. ' / 73 \ § 14. КОВАЛЕНТНАЯ ПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ Вам уже знакома модель химической связи, в соответствии с ко торой образуются молекулы простых веществ. Обсудим модель об разования молекул сложных веществ. Рассмотрим модель молекулы хлороводорода: т ш • * н- + ’С!: h:ci: • • Можно предположить, что эта молекула образуется, как и в случае простых веществ, за счет ковалентной связи. Для атома хлора устойчивой будет восьмиэлектронная оболочка (характерная для атома аргона), для атома водорода — двухэлектронная оболочка (характерная для гелия). Однако химическая связь в молекуле хлороводорода отличается от химической связи, имеющейся в молекулах водорода, кислорода, азота и других простых веществах. Этому свидетельствуют следующие факты. Водный раствор хлороводорода представляет собой кислоту, известную под названием соляной кислоты. Она проводит электрический ток. Для соляной кислоты, как и для многих других кислот, характерны реакции обмена и замещения атома водорода металлами. В чем же может быть различие химической связи между двумя атомами хлора и атомами хлора и водорода? При рассмотрении ионной связи мы пришли к выводу, что атомы металлов легко отдают внешние электроны на образование химической связи. В результате формируется устойчивый октет электронов. Атомы неметаллов, наоборот, присоединяют к себе электроны до образования устойчивого октета, В результате возникают разноименные ионы, притягивающиеся друг к другу. Можно предположить, что в молекуле хлороводорода атомы соединены химической связью, занимающей промежуточное положение между ионной связью и ковалентной связью (какая имеется в простых веществах). Способность к отдаче и присоединению электронов у атомов различных химических элементов выражена по-разному. Способность атома химического элемента притягивать к себе электроны, участвующие в образовании связи, называют электроотрицательностью. 74 Американский химик Лайнус Полинг предложил метод сравнения электроотрицательности химических элементов. За единицу он принял электроотрицательность лития. Чем сильнее атом химического элемента присоединяет к себе «лишний» электрон, тем выше его относительная элекроотрицательность. У фтора способность к присоединению электрона самая большая. Относительная электроотрицательность этого элемента принята равной четырем. И наоборот, чем легче атом отдает свои внешние электроны, тем ниже относительная электроотрицательность химического элемента. Приведем значения относительной электроотрицательности ряда химических элементов: F 0 N Cl Br I S C Se P H p В Si A1 Mg Ca Li Na 4 3,5 3 3 2,8 2,5 2,5 2,5 2,4 2,1 2,1 2 1,8 1,5 1,2 1 1 0,9 Обратите внимание, относительная электроотрицательность водорода меньше относительной электроотрицательности хлора. Поэтому общие электроны в большей мере будут принадлежать атому хлора, чем атому водорода. На схеме образования связи это показано тем, что общая пара электронов смещена в сторону атома хлора: * • # • н* + -ci: ^ н :ci: * • У; i L t i Г .• ' L !:У ! . ■ ) _ 7 ] ; ч ^•! 1 и 'Т ' 'r?i I ПОЛИНГ Лайнус (1901—1994 гг.) Выдающийся американский физик и химик. Родился в пригороде Портленда. В 16 лет поступил в сельскохозяйственный колледж. Продолжил образование в Калифорнийском технологическом институте. Совершенствовал образование в Мюнхенском, Копенгагенском, Цюрихском университетах. Профессор Станфордского университета. Основные научные работы посвящены изучению строения молекул, природы химической связи. В последние годы жизни работал над проблемами химии живых организмов. В 1954 г. ему была присуждена Нобелевская премия по химии. Активно выступал против гонки вооружений. Лауреат Нобелевской премии мира (1962 г.). V г I . I In t ■ ; 1 i t t r t i" t - - 75 . Смещение общей электронной пары приводит к тому, что химическая связь становится полярной. В случае молекулы НС1 нет полного перехода электрона от атома водорода к атому хлора. Частичное сме- ^ fj tj _ __________________ щение общей электронной пары к атому хлора приводит к возникновению не целочисленных, а частичных зарядов, которые обозначают греческой буквой 5 (дельта). На атоме хлора возникает частичный от- 4J с* 4J _ рицательныи заряд о-, на атоме водорода - частичный положительный заряд 5-1-: « • н- + -ci: : 61: Щ • * • Смещение электронной пары удобно показывать в графической фор- fj 4J муле с помощью стрелки, направленной к знаку элемента с большей электроотрицательностью: Н С1^ Химическую связь, образованную между атомами химичес- ких элементов неметаллов, различающихся по относитель- к L' НОИ электроотрицательности, называют ковалеитпои полярной связью^'-'-V’' ■' ' w-"i: Теперь попробуем объяснить электрическую проводимость растворов веществ с ковалентной полярной связью, например кислот. Под действием молекул воды полярность ковалентной связи для некоторых веществ увеличивается вплоть до образования ионов. Так, молекулы хлороводорода в растворе распадаются на катионы водорода и ш хлорид-анионы: НС1 = Н+ + С1- Появление в растворе заряженных частиц делает его электропроводным. Итак, обобщим. Сделаем выводы о природе химической связи. Краткие итоги параграфа • Атомы неметаллов в молекулах простых и сложных веществ соединены между собой ковалентной связью* • Если взаимодействуют между собой атомы одного химического элемента, то образуется ковалентная неполярная связь. Например, ковалентная неполярная связь имеется между атомами в молекуле хлора CI2. (76 / • в молекуле хлора пара электронов, участвующая в образовании химической связи, в одинаковой мере принадлежит обоим атомам, поэтому она показана равноудаленной от обоих атомов. Это ковалентная неполярная связь. • « г • « :ci:ci: • • • Чем больше разность электроотрицательностей атомов, образующих связь, тем больше полярность химической связи. В молекуле хлороводорода общая электронная пара смещена к атому хлора. Между этими атомами образуется ковалентная полярная связь. i: ci:®“ < • • • Электроотрицательность натрия и хлора существенно отличается, поэтому при образовании химической связи внешние электроны от атома натрия почти полностью переходят к атому хлора. Такая химическая связь называется ионной. Na + » • :ci: • * • Вещества с ионной связью в растворе и в расплаве проводят электрический ток, потому что в их состав уже входят переносчики электрического заряда — ионы. • В молекулах кислот химическая связь ковалентная полярная. Электропроводность растворов кислот объясняется образованием ионов при растворении в воде. ■Л J- Я if iJ 4 i.' f Ц u -I P 1. Что такое ковалентная полярная связь? . 2. Нарисуйте схемы образования ковалентной полярной связи в молекулах метана СН4, аммиака NH3, сероводорода HgS. Запишите графические формулы этих веществ. Покажите, к какому атому смещаются общие электронные пары. 3. Почему бромоводородная кислота проводит электрический ток? ' 4. Сравните полярность связей в молекулах HgO, H2S, H2Se. 5. Выберите из записанных формул: H2S, KF, СО2, Вг2, Na2S, С — вещества со связью: а) ионной, б) ковалентной неполярной, в) ковалентной полярной. Т1. Ряд веществ, образованных ковалентной связью 1) NH3, О2, KF 3) Р2О5, Н3РО4, CI2 2) CaCg, СО2, СаСОз 4) Na2S04, СО, VgOg Т2. Общие электронные пары смещены к атому серы в веществе 1) SO2 2) H2S 3) SO3 4) Sg nuj ---------Д|~И~---------1 77 13. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИЗМЕНЕНИЯ ЗЛЕКТРООТРИЦАГЕЛЬНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Покажем закономерности изменения электроотрицательности химических элементов в главных подгруппах и в периодах. Причину того, почему атомы разных элементов обладают различной относительной электроотрицательностью, можно выяснить, исходя из строения их электронных оболочек. Рассмотрим элементы второго периода. Группы 1 II III IV V VI VII VIII Элементы Li Be В С N О F Ne Строение электронных оболочек +3’) ) 2 1 +4») ) 2 2 +5 =) ) 2 3 ■ +6°) ) 2 4 « +7») ) 2 5 +8») ) 2 6 +9=) ) 2 7 ЩГ +10^) ) 2 8 Радиус (нм^) 0,152 0,113 0,088 0,077 0,070 0,066 0,064 0,112 Относительная электроотрицательность 1.0 1.5 2,0 2.5 3,0 3,5 4,0 ■' ■ • ■ • . 1 • ■ Атомы элементов одного периода имеют одинаковое число элект- ■F ронных слоев, поэтому притяжение электронов к ядру атома тем сильнее, чем больше заряд ядра и соответственно суммарный заряд всех электронов. В связи с этим в периоде при переходе от элемента к элементу радиус атома уменьшается. Эта закономерность соблюдается для всех элементов периода, за исключением инертных газов. Дости- и U и ^ жение устойчивой электронной оболочки инертного газа сопровождается некоторым увеличением радиуса атома. Чем меньше радиус атома и чем сильнее ядро удерживает внешние электроны, тем труднее эти электроны удалить из атома. Такой атом, наоборот, способен притягивать к себе электроны, участвуюш;ие в образовании связи. Атомы таких элементов образуют простые вещества — неметаллы. 1 Нм — нанометр; равен 0,000000001 метра (1 • 10 ® м) 78 Во втором периоде самым электроотрицательным элементом является фтор. Среди элементов этого периода атом фтора имеет самый маленький радиус — 0,064 нм. У этого элемента наибольший заряд ядра атома. Число внешних электронов у атомов фтора равно семи, то есть для завершения внешней электронной оболочки у атома фтора недостает одного электрона. Наименьшей электроотрицательностью обладает литий, его радиус, равный 0,152 нм. Заряд ядра лития суп^ественно меньше заряда ядра фтора, а радиус атома больше. Относительная электроотрицательность элементов одного периода с возрастанием заряда атомного ядра увеличивается. Электроны сильнее притягиваются к ядру, поэтому уменьшаются радиусы атомов, а число внешних электронов приближается к устойчивой восьмиэлектронной оболочке инертного газа. Теперь рассмотрим элементы главной подгруппы, например подгруппы галогенов. Период Элементы Строение электронных оболочек Радиус (нм) Относительная электроотри- цательность 2 F +9 « ) ) 2 7 0,064 Лж’’ !•■■ &;:■ li.iV. •' 4 т\ ' А. ■ 3 С1 +17 ») ) ) 2 8 7 0,181 1 ■ f 3 4 Вг +35 ' ) ) ) ) 2 8 18 7 J ‘ 0,196 1 1V' V 1 2,8 5 I +53») ) ) ) ) 2 8 18 18 7 щ L-нй : 1 0,220 2,5 ш На внешнем электронном слое атомов галогенов находится одинаковое число электронов — семь. С возрастанием заряда атомного ядра при переходе от периода к периоду увеличивается число электронных слоев, соответственно увеличивается радиус атомов. Как мы уже выяснили, чем больше радиус атома, тем слабее внешние электроны связаны с ядром. Из элементов главной подгруппы седьмой группы меньшей от- I \ 79 носительной электроотрицательностью (2,5) обладает иод, так как у него наибольший радиус (0,220 нм). Наибольшая электроотрицательность (4,0) у фтора, так как радиус его атома наименьший (0,064 нм). Электроотрицательность элементов одной подгруппы с возрастанием заряда атомного ядра атомов уменьшается, так как увеличиваются радиусы атомов. Выявленные закономерности изменения радиуса атома и относительной электроотрицательности химических элементов представлены на рис. 21, 22. W ей И л 4 ф 5 ф о к н о Заряд ядра атома Рис. 21. Периодическая зависимость радиуса атома от заряда ядра Заряд ядра атома Рис. 22. Периодическая зависимость электроотрицательности атомов химических элементов от заряда ядра N. 80 V Из графика (рис. 21) видно, что, начиная от щелочного металла (заряды ядер +3, +11, +19), у элементов каждого периода постепенно уменьшается радиус атома. Каждый последующий «зигзаг» графика находится выше предыдущего, что отражает закономерное увеличение радиусов атомов элементов каждой подгруппы. Из графика (рис. 22) видно, как по мере увеличения заряда ядра в пределах периода относительная электроотрицательность химических элементов повышается. Прерывание графика обусловлено тем, что определить значение электроотрицательности инертных газов (неона и гелия) не представляется возможным. Закономерности изменения относительной электроотрицательности химических элементов в периоде и в подгруппе представлены на схеме 4. Схема 4 В периоде Заряд ядра в подгруппе Радиус атомов ■■■-"-I ir- ■■■ Электроотрицательность химических элементов (О о. ч и: Ч а: О. пз СО ш О О Н СО Л CL Р" Q о о м 03 ж СО ^ X s; о 0 0 о к X 0 0 с: 0 Ш. Краткие итоги параграфа • Изменение относительной электроотрицательности химических элементов происходит в направлении, обратном изменению радиуса атомов. • В периоде с ростом заряда ядра радиус атомов химических элементов уменьшается, это приводит к постепенному увеличению их относительной электроотрицательности (схема 4). • В подгруппе с ростом заряда ядра радиус атомов химических элементов увеличивается, это приводит к постепенному уменьшению их относительной электроотрицательности (схема 4). Вопросы и задания --— ц и 1. Какие свойства атома оказывают влияние на электроотрицательность элемента? 2. Атомы какого из элементов будут притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химической связи: а) Р или С1, б) N или Н, в) Ва или S? . ч ^81 ^ У L'; II P a if if у ? *1 г л p M 1' 1= i!" ,; K' ^1 i- ij ii '■i ij i: h; :ч V . j ,.. 3. Будет ли один из атомов в указанных соединениях притягивать к себе электроны, участвующие в образовании связи: Оз, СОз, MgO, F3, СН4 N3? Ответ обоснуйте. 4. Составьте электронные формулы соединений, образуемых элементами № 53 и № 20, № 14 и № 8, № 13 и № 35. 5. Проанализируйте графики, представленные на рис. 21 и 22. Сделайте прогноз значений радиуса атома и относительной электроотрицательности рубидия. Т1. Наибольший радиус у атома элемента со строением электронной оболочки 1)))) 2 8 1 2) ) ) ) 2 8 4 3) ) ) ) 2 8 3 4) ) ) ) 2 8 7 Т2. Радиус атома азота меньше радиуса атома лития, так как у азота 1) выше электроотрицательность 2) больше значение высшей валентности 3) сильнее притяжение электронов атома к ядру 4) больше относительная атомная масса - ТЗ. Ряд элементов, расположенных в порядке уменьшения относительной электроотрицательности 1) С1, Р, А1, Na 3) Р, С1, Na, А1 2) Na, С1, А1, Р 4) А1, Р, Na, Cl Т4. Электроотрицательность кислорода выше, чем бора, так как у атома кислорода 1) больше относительная атомная масса 2) меньше радиус и больше заряд ядра атома 3) больше электронов и протонов в атоме 4) меньше максимальная валентность 116. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ Продолжим объяснение свойств электролитов. Вспомните о следующих удивительных фактах. 1. Водные растворы кислот, щелочей и солей проводят электрический ток. 2. Если в 1 л воды растворить 1 моль твердого вещества, то температура кипения раствора будет выше температуры кипения чистой воды. При этом температура Кипения раствора вещества электролита повысится на большую величину, чем у раствора вещества неэлектролита. Температура замерзания водного раствора вещества ниже температуры замерзания чистой воды. При этом температура замерзания раствора электролита понижается на большую величину, чем у раствора вещества неэлектролита. (82; J \ж Вы уже знаете, что электропроводность растворов и расплавов солей и щелочей объясняется тем, что эти вещества состоят не из молекул, а из удерживаемых за счет сил притяжения разноименных ионов. При расплавлении (или растворении) ионы становятся свободными, они и переносят электрический заряд при пропускании через раствор или расплав электрического тока. #■ Процесс распада веществ в растворах и расплавах на свободные ионы называют электролитической диссоциацией. Термин «диссоциация» означает распад. Таким образом, электролитическая диссоциация обусловливает электропроводность расплава и раствора вещества. Электролитическая диссоциация солей. Сущность электролитической диссоциации показывается с помощью уравнения. Например, уравнение электролитической диссоциации хлорида натрия записывается так: NaCl = Na+ -Ь СГ Уравнение показывает, что при диссоциации хлорида натрия образуются однозарядные катионы натрия Na''' и хлорид-анионы С1“. f 1 Для любознательных Имейте в виду, что в растворе противоположно заряженные ионы могут " соединяться, а образовавшееся соединение снова диссоциировать. Запишем уравнение диссоциации хлорида кальция: . CaClg = + 2СГ В данном процессе диссоциации образуются двухзарядные катионы кальция Са^^ и однозарядные хлорид-анионы С1“. Обратите внимание на то, что в левой части уравнения записана формула электронейтральной частицы, поэтому в правой части уравнения суммарный заряд ионов должен быть равен нулю. Хлорид кальция — электронеитральное вещество. В записанном уравнении двухзарядныи катион Са^'*' нейтрализуется двумя однозарядными хлорид-анионами 2С1". При электролитической диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Электролитическая диссоциация щелочей. Запишем уравнение электролитической диссоциации гидроксида натрия: NaOH = Na+ + OH- 83 Обратите внимание, гидроксид-анионы имеют заряд Это и объясняет их валентность, равную I. Аналогичным образом диссоциирует гидроксид калия: КОН = К+ + ОН Теперь запишем уравнение электролитической диссоциации гидроксида кальция: Са(0Н)2 = Са2+ + 20НГ Г Как показывает уравнение, на один двухзарядный катион кальция Са^+ приходится два однозарядных гидроксид-аниона 20Н“. Щёлочь диссоциирует на катионы металла и на гидроксид-анионы. А диссоциируют ли нерастворимые в воде основания? Здесь следует учитывать две существенные особенности нерастворимых в воде оснований. Во-первых, нерастворимые в воде основания, как правило, при нагревании разлагаются, так что получить их расплав не удается. Поэтому говорить о диссоциации оснований в расплаве не приходится. Во-вторых, основания практически нерастворимы в воде. Но то количество вещества, даже самая малая его доля, которая растворилась, находится в растворе в виде ионов. Электролитическая диссоциация кислот. Почему соли и щёлочи хорошо диссоциируют в водном растворе и расплаве, вам понятно. Эти вещества образованы за счет притяжения разноименных ионов. При расплавлении и растворении ионы получают возможность свободно двигаться. А как диссоциируют кислоты? Молекулы кислот об- JP ■ . разуются из атомов с помощью ковалентной полярной связи, то есть кислоты состоят из молекул, а не из ионов. Но, как вы уже убедились на опыте, ионы образуются при растворении кислот. Вспомните, электропроводность уксусной кислоты увеличивается по мере разбавления ее водой. Из 1Этого факта мы сделали вывод об образовании ионов при растворении кислоты в воде. Рассмотрим диссоциацию хлороводорода при его растворении в воде как пример диссоциации кислот. Молекула хлороводорода имеет ковалентную полярную связь Н^+—^С1^. Молекула воды полярная. Атом кислорода оттягивает электроны у двух атомов водорода: 05/ \ 5+ 84 ) в результате атом кислорода приобретает довольно большой частичный отрицательный заряд. Молекула воды отрывает от молекулы хлороводорода ион водорода. В результате образуется необычный ион, формула которого НдО"^. Он называется катионом гидроксония. Н^С1 • « О / \ н н н i о / \ н н + + сг Кислоты диссоциируют на катионы гидроксония и на анионы кислотного остатка. Мы рассмотрели модель, объясняющую диссоциацию хлороводорода. Уравнение диссоциации этого вещества можно записать проще: НС1 - + СГ ■ . - ^ . . В уравнении диссоциации образование катиона гидроксония учи тывают не всегда. Упрощенно показывают образование катиона водо рода как Н\ Приведем уравнения диссоциации кислот. Азотная кислота диссоциирует на катионы водорода и нитрат- анионы: HNO3 = + NO3 Серная кислота диссоциирует в две стадии. На первой стадии происходит образование катионов водорода и гидросульфат-анионов: H2SO4 - Н+ -Ь HSO4 На второй стадии в сильно разбавленных растворах происходит дальнейшая диссоциация гидросульфат-анионов: HSO IT- + sof Вторая стадия протекает обратимо. Т. е. сульфат-анионы способны присоединять к себе катионы и превращаться в гидросульфат-анионы. Это показано знаком обратимости Среди кислот есть такие, которые даже на первой стадии диссоциируют не полностью. Эти кислоты называют слабыми. К слабым относят угольную, сероводородную, уксусную и некоторые другие кислоты. Запишем уравнение диссоциации угольной кислоты: НоСОз н+ + нсо Образующий анион НСО3 называют гидрокарбонат-анионом. В существенно меньшей мере угольная кислота может диссоциировать и по второй ступени: нсо: н+ + со| Мы еще не выяснили, почему температура кипения раствора электролита выше, чем температура кипения раствора неэлектролита, а температура замерзания раствора электролита ниже, чем температура замерзания раствора неэлектролита, хотя и в том, и другом случае в 1 л воды растворен 1 моль вещества. Имея теперь представления о процессе электролитической диссоциации, мы сможем объяснить эти экспериментальные факты. Прежде всего выясним, почему температура кипения многих растворов выше, чем растворителя, а температура замерзания раствора ниже, чем растворителя. Этот вопрос заинтересовал Д.И. Менделеева еще в молодости. Проведя ряд экспериментов, он сделал вывод о том, что молекулы растворенного вещества не просто распределяются между молекулами воды. Они с ней взаимодействуют. При этом молекулы воды притягиваются к молекулам растворенного вещества сильнее, чем одна к другой. Для разрушения этого притяжения нужна дополнительная энергия. Поэтому температура кипения раствора твердого вещества в воде при нормальном давлении выше 100 °С. Из-за взаимодействия молекул воды с молекулами растворенного вещества требуется сильнее охладить раствор, чем чистую воду, чтобы из него стали образовываться кристаллы воды. Поэтому кристаллизация воды из раствора протекает при температуре ниже о °С. Если в 1 л воды растворен 0,1 моль неэлектролита, например сахара, то в растворе будет содержаться число молекул сахара, равное 0,1 постоянной Авогадро. Если в 1 л воды растворить 0,1 моль электролита, например хлорида натрия, то в результате электролитической диссоциации: NaCl = Na+ + СГ количество химических частиц (ионов) в растворе будет 0,2 моль, т. е. в два раза больше, чем в растворе неэлектролита. Таким образом, в 86 растворе электролита больше химических частиц, связывающих молекулы воды, чем в растворе неэлектролита. Поэтому, для того чтобы раствор электролита закипел, требуется большая энергия, чем для раствора неэлектролита. По этой же причине вода из раствора электролита замерзает при более низкой температуре, чем из раствора неэлектролита. Краткие итоги параграфа • Растворы кислот, солей и щелочей проводят электрический ток вследствие того, что эти соединения в растворе распадаются на ионы. Уравнения электролитической диссоциации представляют собой модели реальных процессов, приводящих к образованию ионов. ' • Соли диссоциируют с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков. г • Щелочи диссоциируют с образованием катионов металлов и гидроксид-анионов. • Кислоты диссоциируют с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка. • Реальный процесс диссоциации кислот существенно сложнее, чем описывающие их модели. При диссоциации кислот образуются катионы гидроксония Уравнение диссоциации кислот этого не от- ражает. г • 1" г^7г . I. ■ . г ж . t J TI.- f . jr . L . d j"_ : 'u:_ 1. Запишите уравнения электролитической диссоциации: а) сульфата калия, б) нитрата магния, в) гидроксида калия. 2. Напишите уравнение диссоциации бромоводорода при растворении в воде. 3. Напишите уравнения диссоциации фосфорной кислоты. Примите во внимание, что эта кислота обратимо диссоциирует по трем ступеням. 4*. Какая вода — пресная или соленая — входит в состав арктического льда? Дайте аргументированный ответ. Т1. Больше всего гидроксид-ионов образуется, если в воду ввести 0,1 моль 1) NaOH 2) А1(ОН)з 3) Ва(ОН)2 4) HONOg Т2. Катионы водорода и анионы кислотного остатка образуются при диссоциации 1) щелочей 2) кислот 3) солей 4) оксидов 87 § 17. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА При рассмотрении свойств растворов (§ 11) мы столкнулись с интересным фактом: для кислот, щелочей и солей характерны реакции обмена. Для протекания этих реакций необходимо, чтобы в состав исходных веществ входили части, образующие нерастворимый в воде продукт реакции. Объясним это явление. Как было продемонстрировано в § 11, карбонат натрия вступает в реакцию обмена с хлоридом кальция. В результате реакции образуется осадок карбоната кальция: NaaCOg + CaClg = CaCOgl + 2NaCl « • Рассмотрим сущность этой реакции обмена. Карбонат натрия при растворении в воде диссоциирует на ионы: NajCOg = 2Na+ + СО|" Хлорид кальция в растворе тоже диссоциирует: CaCla = Са2+ + 2С1" В ходе реакции осуществляется обмен ионов: 2Na+ + С(^ + Са^+ + 2СГ = СаСОЛ + 2Na+ + 2СГ (1) к S а li- [ Химические реакции, протекающие в растворе с участием CBO^ jj бодных ионов, называют ионными. Запись уравнения химической реакции через ионы называют уравнением в ионной форме (упрощенно его часто называют ионным уравнением). . s' ii Рассмотрим сущность реакции между карбонатом натрия и нитратом кальция: NagCOg + Ca(N03>2 = CaCOgi + 2NaN0g Запишем уравнение в ионной форме: 2Na+ + СО?' + Са^+ + 2NO» = СаСОЛ + 2Na+ + 2NO; (2) (3) Обратите внимание, что суть обеих реакций сводится к тому, что в процессе ионного обмена ион кальция и карбонат-ион образуют выпадающий в осадок карбонат кальция: Са2+ + СО?' = СаСОЛ 88 Поэтому не имеет значения, в состав какого исходного вещества входили катионы кальция и карбонат-анионы. —^ • 1.1.■ . "J-". . ■ " • т-~ ■■ ^-------- — д • .ISI- ■ т Г 11 5 i^- Уравнение, отражающее сущность реакции ионного обмена, называют сокращенным уравнением в ионной форме* \Tf^^ ..-j=rLr Jl;': Обмен ионами будет протекать, если слить любые два раствора электролита. Проведем опыт. Опыт 1. К раствору гидроксида калия прильем раствор хлорида натрия, Никаких изменений не наблюдается. Вам известно, что щёлочь не реагирует с хлоридом натрия. Вместе с тем в образующемся растворе возможен ионный обмен. Катионы натрия могут приблизиться к гидроксид-анионам. Однако вследствие диссоциации образования нового вещества не происходит. Следовательно, взаимодействие между хлоридом натрия и гидроксидом калия возможно, но из-за диссоциации окончания реакции не наступает. Продукт реакции ионного обмена не образуется. Теперь мы можем сделать вывод относительно условия протекания реакции ионного обмена до конца. - И-1.ГТ^РТ ■^+Н ■ Реакция ИОННОГО обмена протекает до конца, если в результате образуется осадок. -t I г ; ir' ' - ’ ■ Щ"^Г • -V- lOd>-.> • Щ • ; V - ■ ie-J'’ ^ 'J'-- •- Вы хорошо знакомы с реакциями нейтрализации. Например, соляная кислота нейтрализует гидроксид натрия: НС1 + NaOH = Н2О + NaCl Запишем уравнение этой реакции в ионной форме: Н+ + СГ + Na+ 4- ОН" = Н2О 4- Na+ 4- СГ Рассмотрим еще одну реакцию нейтрализации, а именно реакцию между серной кислотой и гидроксидом калия: H2SO4 4- 2КОН = 2Н2О 4- K2SO4 Запишем уравнение этой реакции в ионной форме: 2Н+ + SOf + 2К+ + 20НГ = 2Н2О + 2К+ + SO|“ Сущность реакций нейтрализации можно выразить следующим уравнением в сокращенной ионной форме: Н^ 4- ОН = НоО 89 Эта реакция ионного обмена протекает до конца потому, что образуется малодиссоциируемое вещество — вода. Экспериментально доказано, что лишь одна молекула воды на миллион диссоциирует на ионы: НзО = Н+ + ОН- Сделаем еще один важный вывод. Реакция ионного обмена протекает до конца, если образуется малодиссоциируемое вещество, например вода. Вы хорошо знаете, что карбонат кальция реагирует с кислотой. Проведем опыт. Опыт 2. В стаканы с растворами соляной и азотной кислот поместим по кусочку мела. В обоих случаях наблюдается выделение газа. Запишем уравнения этих реакций в молекулярной и ионной формах: СаСОз + 2НС1 = CaClg + COgt + HgO CaCOg + 2H+ + 2СГ = Ca^+ + 2СГ + COgf + HgO CaCOg + 2HNOg = Са(Шд)д + COgt + HgO CaCO, + 2H+ + 2NO; = Ca^+ + 2NO^ + CO,T + H»0 В чем же сущность этих реакции? В результате данной реакции ионного обмена образуется слабая угольная кислота: СаСОз + 2Н+ = Н2СО3 Эта кислота в большой концентрации не существует. Она разлага- ется: Н2СО3 = C02t -Ь Н2О В результате выделения газа реакция ионного обмена становится необратимой. Сделаем вывод. . Ы. .... м ^ Реакция ионного обмена протекает до конца, если в результате ее выделяется газ. • "ly -Г 90 г! Н Краткие итоги параграфа • Для кислот, щелочей и солей характерны реакции обмена, потому что они протекают с участием ионов. • Химические реакции, протекающие с участием ионов, называются ионными. • Реакции ионного обмена протекают до конца, если в результате реакции выпадает осадок или образуется малодиссоциируемое соединение, например вода, или выделяется газ. Вопросы и задания ц 1. Для реакций, проведенных в опытах 2 и 3 (§ 11), запишите уравнения в пол- i! . и ной и сокраш,енной ионных формах. ■ : I ; 2. Осуш.ествляется ли до конца реакция ионного обмена, если к раствору гидроксида натрия прилить: а) раствор серной кислоты; б) раствор хлорида железа(111); в) раствор нитрата натрия? При положительном ответе запишите уравнения реакций в полной и сокраш.енной ионных формах. Почему эта реакция идет до конца? 3. Предложите три реакции ионного обмена. Используйте для этого таблицу растворимости веществ {см. форзац II в конце книги). Запишите уравнения реакций в полной и сокращенной ионных формах. 4*. Объясните, почему при стоянии на воздухе раствора гидроксида кальция из него выпадает осадок. Напишите уравнения реакции в полной и сокращенной ионных формах. Что нужно сделать, чтобы предотвратить выпадение осадка? 5. Что произойдет, если в раствор серной кислоты, используемый в качестве электролита в автомобильных аккумуляторах, попадет кусок мела? Как можно очистить электролит? Напишите уравнение реакции в полной и сокращенной ионных формах. 6. К 135 г 10%-ного раствора хлорида меди(П) прилили избыток раствора гидроксида натрия. Чему равна масса выпавшего осадка? 7. Массовая доля серной кислоты в растворе ^ 2,5%. Какая масса этого раствора потребуется для нейтрализации 22,8 г 1,5%-ного раствора гидроксида бария? 8. Какой объем углекислого газа (н.у.) выделится при действии 36,5 г 20%-ного раствора соляной кислоты на избыток известняка? Т1. Взаимодействию карбоната бария и раствора серной кислоты соответствует уравнение реакции в сокращенной ионной форме: 1) ВаСОз -Ь 2Н+ + SO|“^ BaS04 + Н2О -Ь СО2 2) Ва2+ + SO|" ^ BaS04 3) СО|" + 2Н+ ^ Н2О -Ь СО2 4) Ва^+ + СО|“ ^ ВаСОд Т2. Реакция между нитратом серебра и соляной кислотой протекает до конца, так как 1) оба вещества являются электролитами 2) нитрат серебра является солью 3) в результате образуется нерастворимый хлорид серебра 4) в результате образуется растворимая азотная кислота (J о . I ^ г'- lit: i'P Г 1-: * J . •• 91 1 SI T3*. к необратимой химической реакции приводит одновременное появление в растворе ионов 1) Н+ , NO3, К+ С1- 3) SO|“, А13+, NO3, К+ 2) Cu2+, С1-, Na+, ОН- 4) W+, SO|“, Н+, 01“ Т4. Вещества, необходимые для превращения Н+ + ОН" = Н2О 1) серная кислота и гидроксид меди(И) 2) фосфорная кислота и оксид кальция 3) соляная кислота и гидроксид бария 4) кремниевая кислота и гидроксид натрия Праш1ческое занятие 2 ПРОВЕДЕНИЕ РЕАКЦИЙ ИОННОГО ОБМЕНА Цель работы: научиться проводить реакции ионного обмена и объяснять их возможность протекания до конца. Прежде чем приступить к выполнению эксперимента, повторите правила безопасной работы в химической лаборатории. Начертите в тетради таблицу для оформления результатов практической работы. . и название опыта Пбрядрк действий рисунки, набл|Ьденйя Уравнение реакций .^УРТВеТ^!/^^ контрольные Вопросы Вариант 1 Даны растворы: гидроксида калия, азотной кислоты, лакмуса, хло* рида меди(П), карбоната кальция, хлорида натрия. Используя эти растворы, проведите химические реакции, которые будут идти до конца. Напишите уравнения реакции в полной и сокраш;еннои ионных формах. Вариант 2 Даны растворы: гидроксида натрия, серной кислоты, лакмуса, хлорида железа(1П), сульфата алюминия, нитрата натрия. Проведите химические реакции, которые будут идти до конца. Напишите уравнения реакций в полной и сокращенной ионных формах. i 92 ■4 у Вариант 3 Даны растворы: гидроксида кальция, соляной кислоты, лакмуса, сульфата меди(П), карбоната натрия, хлорида калия. Проведите химические реакции, которые будут идти до конца. Запишите уравнения реакций в полной и сокращенной ионных формах. Контрольные в о п р о с ы 1. Почему проводимые вами реакции называют реакциями ионного обмена? 2. В каких случаях реакции ионного обмена протекают до конца? 3. Для проведения каких реакций требуется использование индикатора? Какую роль он выполняет? § 18. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ С РАЗЛИЧНЫМ ТИПОМ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ Физические свойства вещества во многом определяются его внутренним строением. Большую роль в этом играет тип химической связи. От того, какие химические частицы образуют вещество и как, зависит его агрегатное состояние, температуры плавления и кипения, электропроводность и другие физические свойства. Рассмотрим причины различия физических свойств веществ. Физические свойства веществ с ковалентной неполярной связью. Как вы знаете, ковалентная неполярная связь характерна для простых веществ — неметаллов. Среди них встречаются газообразные, жидкие и твердые (при н. у.) вещества. Рассмотрим некоторые физические свойства газообразных и жидких простых веществ с ковалентной неполярной связью (табл. 4). Молекулы таких веществ слабо взаимодействуют друг с другом, поэтому температуры кипения и плавления веществ довольно низкие. При этом наблюдается закономерность: чем больше относительная молекулярная масса вещества с ковалентной неполярной связью, тем, как правило, более высокую температуру кипения и более высокую температуру плавления имеет данное вещество. Среди простых веществ, находящихся при н. у. в твердом состоянии, есть как легкоплавкие вещества, например сера, селен, фосфор, иод, так и тугоплавкие вещества, например графит, алмаз, кремний, бор. Температура плавления перечисленных веществ приведена в табл. 5. Обратите внимание на то, что температура плавления указанных веществ не зависит от их относительной атомной массы. Напри- / 93 ■\ мер, относительная атомная масса иода 127, а бора всего 11, но температура плавления бора существенно выше. Значит, температура плавления простых веществ, относительная атомная масса которых меньше 30, существенно выше, чем температура плавления веществ с большей относительной атомной массой. Рассмотрим, что может быть причиной проявления столь разных физических свойств простых веществ. Таблица 4 Температуры кипения и плавления некоторых газообразных и жидких простых веществ (при н. у.) и их относительные молекулярные массы Вещество Химическая формула Относительная молекулярная масса t °с кип’ ^ t , °С пл’ Водород (г) Нз __ 1 __ -253 1 -259 Азот (г) N2 28 1 -196 ■ -210 ■ ■ Кислород (г) ^2 32 -183 1 -219 Фтор (г) 38 ' -188 -220 1 Озон (г) ^3 48 ,■ ■ ■ -112 Г .л| -193 р . I-sJ 'j'j т .. Хлор (г) CI2 ч"''- щ -34 Щ \ ч i-. - -101 Бром (ж) ВГ2 160 \ к/ . . +59 Ц _7 ^ L. 'I ■•'■'нЗГ Таблица 5 Температуры плавления некоторых твердых простых веществ — неметаллов и их относительная атомная масса Простое вещество Относительная атомная масса t , °С дл’ Бор 11 2075 Графит 12 3700 (возг) Алмаз 12 3500 Кремний 28 1420 Фосфор (белый) 31 44 Сера 32 113 Селен 79 217 Иод 127 114 (возг) ш . 94 Почему простые вещества графит, алмаз, бор, кремний и дру- гие имеют очень высокие температуры плавления? При образовании кристалла тысячи и даже миллионы атомов связываются между собой ковалентными неполярными связями. Образующийся кристалл имеет атомную кристаллическую структуру, т. е. он состоит из атомов и не содержит молекул. На рис. 23 показан фрагмент кристаллической структуры (кристаллической решетки^) алмаза и графита. В алмазе все атомы связаны между собой равноценными ковалентными неполярными связями. Такой кристалл отличается особой твердостью, В графите атомы связаны между собой ковалентными связями с образованием своеобразных слоев. Расстояние между слоями существенно больше, чем между атомами в каждом слое. Поэтому твердость графита низкая. Графитовым стержнем можно писать по бумаге. Для разрыва ковалентных связей требуется существенно больше • ' • ' ■*< энергии, чем для отрыва молекул друг от друга, поэтому вещества с атомной кристаллической структурой имеют значительно более высокую температуру плавления, чем вещества с молекулярной структурой. Для веществ, состоящих из молекул, мы выявили закономерность, в соответствии с которой чем больше относительная молекулярная масса вещества, тем выше его температура плавления. Почему же тогда не проявляется закономерность в изменении температуры плавления моле- а Рис. 23. Кристаллическая структура: а — алмаза; б — графита ^ Кристаллическую структуру часто называют кристаллической решеткой. Это связано с ее упорядоченным строением. 'X 95 кулярных веществ, помещенных в нижнюю часть табл. 5? Например, белый фосфор имеет более низкую температуру плавления, чем сера, хотя значения относительных атомных масс этих химических элементов не очень различаются? Попытаемся дать ответ на этот вопрос. Традиционно простое вещество сера обозначается символом S. Однако такое обозначение не отражает действительное строение серы как простого вещества. Экспериментально установлено, что относительная молекулярная масса кристаллической серы равна 256. На основании этого факта можно сделать вывод, что молекула серы состоит из восьми атомов (256 : 32 = 8). Выяснено, что атомы серы соединяются между собой в кольцо (рис, 24, а), образуя своеобразную корону (рис. 24, 6)\ а б Рис. 24. Строение молекулы серы Таким образом, химическая формула простого вещества серы — S3. Аналогичную формулу имеет и селен — Seg. Значит, его относительная молекулярная масса равна 632. Установлено, что относительная молекулярная масса белого фосфора 124. Это означает, что правильнее обозначать это вещество не символом Р, а формулой Р4. С химической формулой иода вы хорошо знакомы — I2. Относительная молекулярная масса этого вещества 254. В табл. 6 соотнесены относительные молекулярные массы и температуры плавления простых веществ, имеющих молекулярную кристаллическую решетку. Из данных табл. 6 видно, что ранее выявленная закономерность сохраняется: чем больше относительная молекулярная масса простого вещества с ковалентной неполярной связью, тем выше его температура плавления. У иода и серы значения относительных молекулярных масс приблизительно равны, и температуры плавления этих веществ приблизительно одинаковы. Сера, фосфор, селен, иод и другие вещества, имеющие относительно низкую температуру плавления, обладают молекулярной кристаллической структурой. Это означает, что твердое вещество образуется за счет притяжения молекул друг к другу. При нагревании кристаллы этих веществ легко разрушаются, так как связь между молекулами слабая. \ Таблица. 6 Температуры плавления некоторых твердых простых веществ неметаллов и их относительные молекулярные массы Вещество Химическая формула Относительная молекулярная масса t , ®С *пл.> Фосфор 124 I 44 I Иод h 254 й 114 (возг.1) Д Сера Se 256 Jl^ 113 1:У Селен Seg 632 ' if 217 у Физические свойства веществ с ковалентной полярной связью. Среди веществ, образованных ковалентной полярной связью, при н. у. встречаются газообразные вещества, например оксид углерода(П), оксид углерода(1У), оксид серы(1У), хлороводород, сероводород, аммиак, жидкости, например вода, серная кислота, азотная кислота, и твердые вещества, например оксид фосфора(У), фосфорная кислота, оксид кремния. В табл. 7 приведены значения температур плавления и кипения этих веществ и их относительные молекулярные массы, причем вещества в ней расположены по мере возрастания значений их относительных молекулярных масс. Среди представленных (табл. 7) веществ высокими значениями температур плавления и кипения выделяется оксид кремния. По сравнению с другими веществами его относительная молекулярная масса небольшая, однако температура плавления этого вещества очень высокая. Это связано со строением оксида кремния. Оксид кремния имеет атомную кристаллическую решетку, в которой множество атомов кремния и кислорода соединено между собой химическими связями (рис. 25). Для того чтобы расплавить это вещество, нужно разорвать ковалентные полярные связи. На это требуется большая энергия. Рис. 25. Фрагмент кристаллической структуры оксида кремния SiOg Возгонка — переход вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое. 4 Химия. 9 класс Таблица 7 Температуры плавления и кипения веществ с ковалентной полярной связью и их относительные молекулярные массы Вещество Химическая формула Относительная молекулярная масса t t ‘кип* Аммиак ЫНз 17 -78 -33 Вода ЩО 18 0 100 Фтороводород HF 20 -83 19,5 Оксид углерода(И) СО 28 -205 -191 Сероводород H^S 34 -86 -60 Хлороводород НС1 36,5 -114 -85 Оксид углерода(1\/) С02 44 - 57 . -79 (возг.) Оксид кремния SiOg 60 1610 2950 Азотная кислота HNO3 63 j .'I. _ -42 83 Оксид cepbi(IV) SO2 64 ^ ' -75 -10 Оксид cepbi(VI) SO3 80 1 ■ 17 45 Серная кислота H3SO4 98 § ■.и tf- ' ■ 10 280 (разл.) Фосфорная кислота Н3РО4 98 'if 42 200 (разл.) Оксид фосфора(У) ^2^5 142 V 420 359 (возг.) Для оксида кремния понятие «молекула» не имеет смысла. Формула SiOg отражает только соотношение атомов кремния и кислорода в веш;естве. Остальные из перечисленных твердых веш;еств в табл. 7 имеют молекулярную структуру. Прямой зависимости между температурой плавления и относительной молекулярной массой для веш;еств с ковалент- о о ^ тт НОИ полярной связью не наблюдается. Например, см. данные второй строки табл. 7: температура плавления льда О °С, температура кипения воды 100 °С, относительная молекулярная масса воды равна всего 18. Сравните: относительная молекулярная масса сероводорода равна 34 — почти в два раза больше, чем у воды, а температура плавления и температура кипения этого вещества существенно ниже. Такое явное нарушение закономерности, выявленной при рассмотрении свойств простых о _ о ' веществ с ковалентной неполярной связью, объясняется тем, что температура плавления вещества во многом определяется полярностью его V 98 ) молекул. Причем чем полярнее молекулы, тем сильнее они взаимодействуют между собой. Например, атом водорода одной молекулы воды, имеющий частичный положительный заряд, притягивается к атому кислорода другой молекулы, имеющему частичный отрицательный заряд: • • о'’/ \ 5+ PJ Н^^ * • Об/ \ 5v :о( н 5+ н 5+ Для разрыва образовавшихся межмолёкулярных связей требуется значительная энергия. В результате температуры кипения и плавления воды выше, чем у сероводорода и других веществ, хотя их относительные молекулярные массы больше, чем у воды, а молекулы менее полярны. Взаимодействие между молекулами воды обусловлено образованием водородных связей (выделено голубым цветом). Для любознательных Именно благодаря водородным связям самое распространенное на Земле соединение — вода обладает замечательными свойствами, например, она может просачиваться в мельчайшие трещины горных пород. Затем при замерзании она расширяется, при этом возникает колоссальное давление, разрушающее камень. Физические свойства веществ, образованных химическими элементами металлами и неметаллами. Вспомните, как образуется ионная связь. Она образуется за счет притяжения ионов, а ионы образуются из-за того, что атомы металлов и неметаллов сильно различаются по электроотрицательности. Атомы металлов склонны отдавать электроны, атомы неметаллов — принимать. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем в большей степени реализуется возможность образования ионного соединения. Если разность значений относительных электроотрицательностей химических элементов составляет более двух, то атомы этих элементов образуют типично ионное вещество. Температуры плавления таких веществ, как правило, находятся в пределах 700—1000 (табл. 8). Как вы видите, температура плавления типичных солей достаточно высокая. Для разрушения ионных кристаллов нужно существенно больше энергии, чем для разрушения молекулярных кристаллов. "Ч 4’ 99 \. у Таблица 8 Разность электроотрицательностей (ЭО) атомов элементов, образующих вещества, и их температуры плавления Вещество Химическая формула Разность ЭО элементов *ПЛ. °С фторид калия KF 4 - 0,8 = 3,2 1 > д 857 Фторид натрия NaF 4 - 0.9 = 3,1 -.-■Л 992 Хлорид калия КС1 3 - 0,8 = 2,2 776 Хлорид натрия NaCl 3 - 0,9 = 2,1 801 Оксид алюминия А12О3 3,5 - 1,5 = 2 ; : 2050 Оксид железа{1И) 3,5 - 1,8 = 1,7 . 1565 Хлорид алюминия A1C13 3 - 1,5 = 1,5 193 Хлорид ртути HgCla 3 - 1,7 = 1,3 280 Хлорид железа(1М) FeCl3 3 - 1,8 = 1,2 307 Если разность электроотрицательностей атомов химических элементов, образующих вещество, меньше двух, то это вещество по свойс- ‘■-к твам напоминает вещества с ковалентной полярной связью. В этом ^ . и U случае возможно образование веществ и с молекулярной структурой, и с атомной. Судя по довольно низкой температуре плавления группы солей — хлорид алюминия, хлорид ртути, хлорид железа(Ш), эти вещества имеют в большей мере молекулярную, чем ионную структуру. Значение их температур плавления расположены в пределах 190—450 °С. Два вещества (они помещены в середине табл. 8) имеют температуры плавления, характерные для веществ с атомной кристаллической структурой. Обратите внимание на довольно высокие температуры плавления оксида железа и оксида алюминия (выше 1500 °С). Краткие итоги параграфа • Не все вещества состоят из молекул. Есть вещества с ионной или атомной кристаллической решеткой. • Вещества с ионной и атомной кристаллическими решетками при н. у. находятся в твердом агрегатном состоянии. 100 • Вещества с атомной кристаллической решеткой, как правило, имеют температуру плавления выше 1500 • Вещества с ионной кристаллической решеткой, как правило, имеют температуру плавления в интервале 700—1000 • Вещества, состоящие из молекул, при н. у. могут находиться в твердом, жидком и газообразном агрегатных состояниях. • Для молекулярных веществ с ковалентной неполярной связью (простых веществ) характерна закономерность, в соответствии с которой чем больше относительная молекулярная масса вещества, тем больше его температуры плавления и кипения. • Температуры плавления и кипения молекулярных веществ, образованных ковалентной полярной связью, во многом зависят от полярности молекул. о - р., ■. 1“ Т П-" - ч и i Ч н и и 1. Какую структуру могут иметь твердые вещества? 2. Какие вещества не состоят из молекул? Дайте обоснованный ответ. 3. Какие вещества состоят из молекул? Дайте обоснованный ответ. 4. Если вещество имеет низкую температуру плавления, состоит ли оно из молекул или имеет немолекулярное строение? 5. Температура плавления сложного вещества 870 °С. Какую структуру имеет это вещество? 6. Сахар плавится при 185 °С. Имеет ли он в своем составе молекулы? 7. Почему температура плавления ионных веществ ниже, чем у веществ, имеющих атомную кристаллическую структуру? 8. Почему температура плавления веществ с молекулярной кристаллической структурой ниже, чем у веществ с ионной связью? Т1. Карборунд SiC — очень прочное вещество, нерастворимое в воде, плохо проводит теплоту и электрический ток, имеет очень высокую температуру плавления (2830 °С), так как его кристаллическая решетка 1) атомная 2) молекулярная 3) ионная 4) металлическая Т2. Установите соответствие между типом кристаллической решетки и названием вещества. Название вещества а) кремнезем (оксид кремния) б) фосфор в) хлорид калия Тип кристаллической решетки 1) ионная 2) атомная 3) молекулярная 1 2 3 (Вычертите эту таблицу в тетради и в колонку с цифрой запишите соответс твующую букву.) 4а Химия 9 класс 101 ) ч. ГЛАВА III .^1 ■ 9 1% .. :'V'V-K ■ § 19, РАЗВИТИЕ В НАУК! ПРЕДСТАВЛЕНИЙ ОБ ОКИСЛЕНИИ И ВОССТАНОВЛЕНИИ Рассмотрим экспериментальные факты, противоречащие представлениям А. Лавуазье об окислении. В дальнейшем эти факты используем при рассмотрении современных теоретических положений о процессах окисления и восстановления. Понимание сущности процессов окисления и восстановления формировалось многими поколениями химиков. Вспомните, французский химик А. Лавуазье впервые предложил научно обоснованное представление о воздухе. До него воздух принимали за простое вещество. После открытия англичанином Дж. Пристли кислорода А, Лавуазье доказал, что кислород — составная часть воздуха. Наряду с этим ученый предложил теорию горения, в соответствии с которой го- 102 ^ u u рение представляет собой взаимодействие вещества с кислородом воздуха. В результате реакции образуются оксиды, а также выделяются свет и теплота. Например, известное вам горение природного газа метана^ протекает согласно уравнению: СН4 -Ь 20з = СО2 -Ь 2НзО Bt_r »_» XJ дальнейшем горение стали рассматривать как частный случаи реакций веществ с кислородом, они получили название реакции окисления. К реакциям окисления стали относить, например, и соедине- ние меди с кислородом: 2Си + О2 = 2СиО Вы уже знаете, что медь не горит в атмосфере кислорода. Обратите внимание — продуктом реакции является оксид. Иными словами, в результате реакции изменился состав вещества. Произошло как бы введение атомов кислорода. Поэтому и появился термин «окисление». До работ Лавуазье восстановлением считался любой процесс образования простого вещества (табл. 9). После того как сложилось представление об окислении как о процессе с участием кислорода, приводящем к образованию оксида, под восстановлением стали понимать процесс, обратный окислению, — «отщепление» кислорода из оксида, приводящее к образованию простого вещества. Пример восстановления — реакция оксида меди(П) с водородом: СиО -Ь Н2 = Си -Н Н2О В результате этой реакции образуется простое вещество. Водород в реакции играет роль восстановителя, так как он «освободил» атомы меди от атомов кислорода. Восстановителем может быть не только водород, но и, например, уголь (углерод): 2СиО -Ь С = 2Си -Ь СО2 В ходе этой реакции углерод «освобождает» атомы меди от атомов кислорода. В результате образуется простое вещество — медь. Таким образом, начиная с работ Лавуазье, представления ученых о процессе горения изменились, и среди всех реакций стали выделять процесс окисления и обратный ему процесс — восстановление. ^ Именно этот газ сгорает в бытовых газовых плитах. 4а* /■ 103 .у Табл\лца 9 Развитие в науке представлений о горении, окислении и восстановлении Период Процессы Горение Окисление Восстановление До работ Лавуазье Горение —- процесс, сопровождающийся выделением теплоты и света Образование простого вещества, как правило, металла В результате исследований Лавуазье Горение — взаимодействие вещества с кислородом, сопровождающееся выделением теплоты и света Окисление — взаимодействие вещества с кислородом, в результате которого получается оксид или несколько оксидов «Удаление» кислорода из оксида, приводящее к образованию простого вещества В ходе дальнейшего развития химии представления об окислении и восстановлении были расширены. Если ученые XVIII в. рассматривали кислород как особое веш;ество, то ученые XIX в. пришли к выводу, что химические свойства кислорода во многом сходны с химическими свойствами других веш;еств (сера, хлор, фосфор, уголь и др.). Особенность же кислорода заключается в том, что это вещество поддерживает жизнь. Выяснилось, что вещества могут гореть не только В' атмосфере кислорода. Это демонстрирует опыт 1. Опыт 1. В колбу с хлором внесем кусочек горящего натрия. Наблюдаем, что натрий продолжает гореть в атмосфере хлора. Запишем уравнение реакции: 2Na + CI2 = 2NaCl Течение этой реакции можно рассматривать как факт, который противоречит кислородной теории горения Лавуазье. Вещества могут гореть не только в атмосфере кислорода. Проведем еще опыт, который вам хорошо известен. Опыт 2. В раствор хлорида меди(П) опустим железную проволоку. Через некоторое время проволока покрывается слоем меди. 104 Запишем уравнение реакции: Fe + CuCig = Си + FeClg Очевидно, произошло восстановление меди. Однако в состав ни одного из участников реакции атомы кислорода не входят. Восстановление меди произошло не за счет «отш,епления» атомов кислорода. Эту реакцию можно рассматривать как ещ,е один факт, противоречаш,ий ранним представлениям об окислении и восстановлении. Таким образом, восстановление может протекать без «отщепления» атомов кислорода. Проведем еще один опыт. Опыт 3. В стакан с раствором хлорида меди (1) поместим графитовый электрод (2), а в другой стакан с раствором хлорида железа(П) (5) — железный электрод (4). Соединим растворы в обоих стаканах трубкой, заполненной раствором хлорида натрия (соляной мостик) (3). Подсоединим электроды к амперметру (рис. 26). Амперметр показывает, что в цепи есть электрический ток. Через некоторое время можно увидеть, что графитовый электрод покрылся слоем меди, а часть железного электрода растворилась. Произошла реакция, уравнение которой мы уже записывали: Fe Ч- CuClo = Си -h FeClo Рис. 26. Установка для получения электрического тока с помощью химической реакции: 1 — раствор хлорида меди; 2 — графитовый электрод; 3 — соляной мостик; 4 — железный электрод; 5 — раствор хлорида железа(П). 105 Удивительно, что в ходе этой реакции железо непосредственно не соприкасалось с раствором хлорида меди. И самое интересное, в результате восстановления меди и растворения железа появился электрический ток. Таким образом, растворение железа и восстановление меди привело к возникновению электрического тока. Проведем еще один опыт. ( ) Опыт 4. В стакан с раствором хлорида меди опустим два графитовых электрода. Через раствор пропустим постоянный электрический ток. Наблюдаем, что на отрицательно заряженном электроде (катоде) осаждается медь, а на положительно заряженном электроде (аноде) выделяется хлор. Мы столкнулись с парадоксом. Восстановить медь удалось без участия какого-либо вещества. Роль восстановителя сыграл отрицательно зараженный электрод. Результаты проведенных опытов представляют собой факты, противоречащие представлениям А. Лавуазье об окислении, а также о восстановлении. Краткие итоги параграфа • Вещества могут гореть не только в атмосфере кислорода. • Восстановление может протекать без «освобождения» вещества от атомов кислорода. • В процессе восстановления и окисления может быть получен элек- л трический ток. • Восстановление может протекать под действием электрического тока. При этом роль восстановителя играет отрицательно заряженный электрод. 1. Напишите уравнение реакции горения в атмосфере кислорода: а) ацетилена С2Н2; б) серы; в) угля. 2. Напишите уравнение процесса окисления кислородом: а) магния; б) цинка. 3. Напишите два уравнения процесса восстановления металла из оксида. 4. Напишите два уравнения процесса восстановления металла из вещества, в состав которого не входят атомы кислорода. тг:— : .. ■■ f ЛТ.' 'J” г I 1. • Ж “- 106 § 20. Рассмотрим современную модель процессов окисления и восстановления, которая позволит нам объяснить экспериментальные факты, приведенные в § 19. Как следует из опыта (№ 4, § 14), где через раствор хлорида меди, в который опущено два электрода, пропускается электрический ток, в качестве восстановителя выступает отрицательно заряженный электрод. Изобразим схему протекающего на нем процесса таким образом: Си^+ + катод ^ Си В процессе восстановления ионы меди получают от катода элект- V роны и превращаются в нейтральные атомы: Cu2+ + 2е’ = Си Отсюда можно сделать вывод, что восстановление — процесс принятия электронов. Теперь покажем, что происходит на положительно заряженном аноде: 2С1 + анод С1 Для того чтобы из отрицательно заряженных ионов хлора получить простое вещество хлор, нужно «забрать» у них лишние электроны. Эту роль играет положительно заряженный анод, что отражает следующее уравнение: . 2С1- - ге~ = CI2 В результате этого процесса образуется электронейтральная молекула хлора. Процесс, обратный восстановлению, как вы помните, называется окислением. Следовательно, окисление — это процесс отдачи электронов. Вещество, отдающее электроны, называется восстановителем. Вещество, принимающее электроны, называется окислителем. ОКИСЛИТЕЛЬ (восстановление) электроны ВОССТАНОВИТЕЛЬ (окисление) С современных теоретических позиций не может протекать только окисление или только восстановление. Эти процессы не могут протекать один без другого. ^ •’ - -.i'- Реакции, в ходе которых протекают процессы окисления и восстановления, называют окислителъно-восстановителъными. ■ ■ f • ( .'! 3 l; ‘p>p —.Ъв 4*^ k^r^-'34HT'''|- Восстановлению подвергается окислитель, a окислению восста- новитель. s* j?-r: ■ nr i“>: sir'' jl- ; i'- r r-t. .- (п jrv'sa:±*,w Trt -t ^ ГГГ; ■----1 7' ■i> J il Л rk Окислитель — принимает электроны, в результате происходит его восстановление (окислитель восстанавливается). ^ ^ ^ Восстановитель — отдает электроны, в результате происходит его окисление (восстановитель окисляется). ' ►■ * г, f:. f ■ il < < Поскольку восстановитель отдает элёктроны, а окислитель их принимает, то в окислительно-восстановительной реакции число принятых электронов должно быть равно числу отданных электронов. В рассматриваемом процессе электронный баланс можно выразить схемой: 2е" I I Си^+ + 2С1“ = Си + CI2 Рассмотрим сущность еще одного процесса. В предыдущем параграфе был приведен опыт, демонстрирующий реакцию хлорида меди с же- лезом: Fe -Ь CuClo = Си + Fed Ионы меди в этой реакции выполняют функцию окислителя, они принимают электроны. В результате происходит восстановление, и образуется медь: Си^'*' -Ь 2ё~ = Си Роль восстановителя играет простое вещество железо: Fe - 2е~ = Fe^+ Атом железа отдает два электрона и окисляется до двухзарядного катиона. В опыте 3 в § 19 происходит образование электрического тока. Электроны от восстановителя к окислителю передаются по электрической цепи. С помощью модели окисления и восстановления мы объяснили, почему восстановление может протекать без участия атомов кислорода. Мы смогли разобраться в том, почему в результате окислительно-восстановительной реакции может возникнуть электрический ток и под действием электрического тока протекать окислительно-восстановительная реакция. Теперь остановимся на истории исследования электрохимических реакций в связи с их большим прикладным значением. На процессы, приводящие к возникновению электрического тока, в XVIII в. впервые обратил внимание выдающийся итальянский ученый Луиджи Гальвани. В честь него приборы для электрохимического получения тока стали называть гальваническими элементами. Первую попытку объяснить сущность электрохимических процессов сделал итальянский физик Алессандро Вольта. Он выдвинул принципы составления гальванических элементов и предложил из нескольких гальванических элементов составлять целые батареи. Эти батареи получили название «столбы Вольта». При изучении химии в 8 классе вы познакомились с рядом активности металлов, составленным нашим соотечественником Н. Н. Бекетовым. Теперь мы сможем объяснить расположение элементов в этом ряду с точки зрения электрохимии. Если из различных металлов изготавливать катоды, а в качестве анода каждый раз использовать платину, на которую направлен ток водорода (рис. 27), то положение того или иного металла в ряду активности будет определяться напряжением составляемого из этого металла гальванического элемента. В связи с этим ряд активности металлов стали называть рядом напряжений металлов, В настоящее время существует множество химических источников тока. К ним относятся аккумуляторные батареи, используемые в автомобилях и бытовых приборах, а также батарейки, без которых не могут работать портативные радиоприемники, плееры и карманные фонарики (рис. 28). Рис. 27. Гальванический элемент для определения ряда напряжений металлов: 1 — исследуемый металл; 2 — электрод из платины, продуваемый током водорода; 3 — солевой мостик 109 J Рис. 28. Химические источники тока (батарейки) В изучении окислительно-восстановительных реакций, протекающих под действием электрического тока, большая роль принадлежит выдающемуся английскому физику и химику Майклу Фарадею. Химические реакции, протекающие под действием электрического тока, называются электролизом. Фарадей открыл законы электролиза, на основании которых в дальнейшем был сделан вывод об электронном балансе, соблюдаемом в электрохимических реакциях. Электролиз широко используется в промышленности. Например, с помощью электролиза на стальные детали наносят защитный слой цинка, никеля или хрома {гальваностегия), С помощью электролиза делают копии различных деталей {гальванопластика). В химической промышленности электролиз используют для получения многих веществ, например алюминия, хлора, меди и др. Краткие итоги параграфа • Восстановление — процесс принятия электронов, • Окисление — процесс отдачи электронов. • Окисление не может протекать без восстановления, и, наоборот, восстановление не может протекать без окисления. Реакции, в которых осуществляются процессы окисления и восстановления, называются окислительно-восстановительными. ш • Окислитель — вещество или атомы химического элемента, входящего в состав вещества, способные в окислительно-восстановительной реакции принимать электроны. • Восстановитель — вещество или атомы химического элемента, входящие в состав вещества, способные в окислительно-восстановительной реакции отдавать электроны. J -ч ■ i г(' 1. Почему окисление возможно без участия кислорода? 2. В результате реакции из анионов брома получилось простое вещество бром. Как называется этот процесс — окислением или восстановлением? Ответ поясните. 3. Могут ли ионы Zn2+ выступать в качестве восстановителя? Ответ поясните. 110 ч. 4. Напишите уравнение реакции между цинком и соляной кислотой. Определите, какое вещество в этой реакции выступает в качестве окислителя, а ка кое в качестве восстановителя. Что происходит с окислителем и что с вое становителем? 5*. Предложите способ изготовления значка с помощью электролиза. 6. Вычислите объем хлора (н. у.) и массу меди, которые образуются при элек тролизе раствора, содержащего 27,0 г хлорида меди(М). Т1. Сера является восстановителем в реакции 1) S + Оз = SOg 3) S + Нз = H3S 2) S + 2К = K3S 4) S + Са = CaS Т2. Процессу окисления соответствует переход 1) 8+6 ^S+4 3)N+6^N"3 2) Cu+2 ^ Си® 4) С+4 "j : j.'.' § 21. СТЕПЕНЬ Относится ли к окислению, например, взаимодействие водорода с кислородом? С позиции Лавуазье, это, безусловно, реакция окисления. Однако ни водород, ни кислород нельзя отнести к веществам с ионным типом связи. В чем же заключается сущность этой реакции? Вспомним электронную формулу воды: 5- 5+ ^• 5+ н :о: н Электроотрицательность кислорода больше, чем водорода, поэтому атом кислорода смещает к себе электроны, участвующие в образовании химической связи. В результате на атоме кислорода возникает частичный отрицательный заряд 5-. Атомы водорода соответственно приобретают частичный положительный заряд 6+. Для удобства составлений уравнений окислительно-восстановительных реакций химики договорились заряд считать не частичным, а целым, при этом, чтобы не путать этот условный заряд с зарядом иона, его назвали степенью окисления. i i r Степень окислений — это условный заряд, который будет иметь атом, если все электроны, участвующие в образовании связи, от- || нести к атому более электроотрицательного элемента. SE Г-1 ! у. *ш .ij." Иными словами, степень окисления условный заряд, который будут иметь атомы в веществе, если все химические связи считать ионными. Вернемся к рассмотрению электронной формулы воды: +1 / »^ \ +1 н(:р:)н Как вы знаете, у нейтрального атома кислорода шесть внешних (валентных) электронов. Если все электроны, участвуюш,ие в образовании связи, отнести к атому кислорода, то этот атом будет иметь уже восемь электронов. В результате атом кислорода приобретает заряд -2. Нейтральный атом водорода имеет один электрон. После отнесения электронов к атому кислорода у атомов водорода электронов не остается. Значит, степень окисления атома водорода станет равной -Ы. Чтобы не путать с реальным зарядом иона, степень окисления принято обозначать римскими или арабскими цифрами с указанием знака заряда перед цифрой. Для электронейтральной частицы (молекулы) алгебраическая сумма произведений степени окисления атома каждого элемента на число таких атомов в молекуле равна нулю. Для молекулы воды имеем: +1 • 2 + (“2 * 1) = О Это правило иногда называют правилом электронейтральности молекулы, В большинстве соединений атом кислорода проявляет степень окисления -2, атом водорода -Ы, степень окисления металлов в солях равна заряду иона металла. Степень окисления атомов, образуюш;их простое веш,ество, равна нулю. Зная степень окисления некоторых элементов и используя правило электронейтральности, можно определить степень окисления других элементов в соединении без составления электронной формулы. I Обрап],аем ваше внимание на то, что степень окисления — величина формальная. Она лишь отражает предельную ситуацию, которую мы смоделировали, отнеся электроны, участвуюш;ие в образовании связи, к более электроотрицательному атому. Рассмотрение предельных ситуаций помогает лучше понять суш,ность тех или иных явлений. Это во многом связано с особенностями мышления человека. Чтобы понять сложное явление, человек сначала создает его упрощ,енную «идеальную» модель и учится использовать ее, рассматривая предельные случаи. Например, определим степень окисления серы в серной кислоте Степень окисления кислорода -2, степень окисления водорода -Ы. Пос 112 +1 х-2 тавим степени окисления этих элементов в формулу: H2SO4. Пользуясь правилом электронейтральности, составим уравнение: “Ы * 2 + X “Ь (~2 ' 4) = О. Из этого уравнения следует, что х = +6, т. е. степень окисления серы в серной кислоте равна +6. Краткие итоги параграфа • Для того чтобы понять сущность окислительно-восстановительных реакций, введено понятие «степень окисления». • Степень окисления — условный заряд, который будут иметь атомы в веществе, если все химические связи считать ионными. • Значение степени окисления обозначается римской или арабской циф- о _ о _ т О рои со знаком «плюс» или «минус», который ставится перед цифрой. •г • Атомы кислорода, входящие в состав сложных веществ, как правило, имеют степень окисления —2. Атомы водорода, входящие в состав воды и кислот, имеют степень окисления +1. • Степень окисления химического элемента можно определить, используя правило электронейтральности. Вопросы ш задания су7=в^«--| ц ь. й I 1. Напишите электронную формулу хлороводорода. Определите степень окисления каждого атома в молекуле. 2. Почему степень окисления атомов в составе простых веществ равна нулю? 3. Определите степень окисления элементов по формуле веществ: HgS, SO3, HNO3, СаСОз. Т. Максимальную степень окисления проявляет хлор в соединении 1) КС1 2) КСЮ 3) KCIO3 4) KCIO4 i-T" •.■■■ (•: .-w Я - ■ г — T¥1 .L —У ж'— Лк.~Л~-^'-Т'шЛтНЛ^^ -•''.о tf* ■-'-■ъ* !■ Ill. гъ^дггу.тн § 22. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Рассмотрим сущность окислительно-восстановительных реакций с использованием понятия о степени окисления атомов. Вернемся к рассмотрению реакции меди с кислородом. Запишем уравнение этой реакции и расставим значения степеней окисления атомов элементов: о о +2-2 2Си + О. 2СиО Как вы видите, атомы меди и кислорода в продукте реакции имеют иные значения степени окисления, чем в исходных веществах. У атомов меди степень окисления повысилась от О до +2, у атомов кислорода она понизилась от О до -2. Таким образом, в результате реакции произошло изменение степеней окисления химических элементов. Рассмотрим это подробнее, отобразив процессы схемами. До реакции атомы меди имели степень окисления О (простое вещество). После реакции — +2: о Си +2 2е~ = Си В соответствии с этой схемой каждый атом меди отдал два электрона. С точки зрения ранее рассмотренных позиций медь является восстановителем, она отдает электроны и сама окисляется. До реакции степень окисления кислорода была равна нулю, после реакции стала -2. ' о -2 О + 2в = О Каждый атом кислорода присоединил к себе два электрона. В результате его степень окисления понизилась с О до -2. Кислород в этой реакции выступает в роли окислителя, а сам в процессе реакции восстанавливается. Запишем общую схему окисления и восстановления: 2е О +2 Си - 2е~ = Си о -2 о + 2б ~ о восстановитель, окисляется окислитель, восстанавливается Баланс электронов соблюден. Число отданных электронов равно числу принятых. Рассмотрим с новых позиций сущность горения метана в атмосфе- ре кислорода: -4 +1 О +4-2 +1 -2 СН4 + 20з = СО2 + 2Н2О Как видно из уравнения, степень окисления атомов водорода не изменилась. Атомы углерода повысили свою степень окисления, атомы кислорода — понизили. Отразим переход электронов схемой: о -2 8с О + 2с — О -4 С - 8е +4 С окислитель, восстанавливается восстановитель, окисляется Обратите внимание, атом углерода отдает восемь электронов. Но атом кислорода может принять только два электрона. Для баланса отданных и принятых электронов необходимо, чтобы атомов кислорода было четыре. Это отражено на схеме стрелкой. Электронный баланс будет соблюдаться, если в реакции на один атом углерода будет приходиться четыре атома кислорода. Именно в таком Соотношении атомы кислорода и углерода представлены в левой и правой частях уравнения этой реакции. Возникает вопрос, как же можно отличить окислительно-восстановительную реакцию от прочих реакций? Исходные вещества, участвующие в окислительно-восстановительной реакции, содержат атомы элементов, которые изменяют свою степень окисления. Изменения степени окисления элементов являются признаком окислительновосстановительной реакции. Реакции, в которых химические элементы изменяют свою степень окисления, называют окислительно-восстановительными. К этому определению следует добавить, что не обязательно все атомы всех элементов, входящих в состав участников реакции, должны изменять свою степень окисления. Например, в реакции горения метана атомы водорода не меняют степень окисления. Теперь можно дать другое определение окислителю и восстановителю. Атомы элементов, степень окисления которых в реакции понижается, определяют свойства вещества как окислителя, а атомы элементов, степень окисления которых повышается, определяют свойства вещества как восстановителя. Краткие итоги параграфа • Окислительно-восстановительная реакция протекает с изменением степеней окисления атомов элементов. • Один из элементов повышает свою степень окисления и играет роль восстановителя, в ходе реакции он окисляется. • Другой элемент понижает свою степень окисления и играет роль окислителя, в ходе реакции он восстанавливается. • Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. \ I. 115 ,. Я г.' 'Г Ч I* 1. Напишите в тетрадь определение окислителя и восстановителя с позиции атомно-молекулярной теории и с современных позиций. Какое определение является общим, а какое по отношению к нему — частным случаем? 2. Может ли участвовать в окислительно-восстановительной реакции окислитель без восстановителя? Ответ поясните. 3. Напишите три уравнения окислительно-восстановительных реакций. Приведите схемы окисления и восстановления, отражающие электронный баланс. 4. Напишите три уравнения химических реакций, не относящихся к окислительно-восстановительным. Т1. Окислительно-восстановительной является реакция 1) ВаО + СО2 = ВаСОз 2) K2SO4 + BaCl2 = BaSO^ + 2КС1 ‘ 3) Ма280з + 2НС1 = SO2 + Н2О + 2NaCl 4) Zn + H2SO4 = ZnSO^ + Н2 . Т2. В схеме окислительно-восстановительной реакции NH3 + О2 ^ Ng коэффициент перед формулой восстановителя 1) 1 2) 2 3) 3 4) 4 + Н,0 л 116 Глава IV оо л ' ^ . jA % р Р. ЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗ о О том, какие химические элементы образуют простые вещества — металлы, вы узнали в 8 классе. Металлы обладают некоторыми общими свойствами, которые позволяют выделить их в отдельный класс веществ. Для металлов характерны следующие физические свойства: особый металлический блеск; высокая электропроводность; высокая теплопроводность; пластичность (ковкость). В химических реакциях металлы выступают в качестве восстановителей. Они отдают электроны и повышают свою степень окисления. Принимать электроны от атомов металлов могут атомы, составляющие простые вещества неметаллы, и атомы химических элементов, входящие в состав сложных веществ, которые способны понизить свою степень окисления. Рассмотрим это подробнее. 1. Взаимодействие с кислородом. Многие металлы могут z'' 117 \ взаимодействовать с кислородом. На воздухе окисляются натрий, каль tj (J ции, алюминии, цинк, железо, медь и др. В качестве примера приве дем уравнение реакции окисления меди. Вы знаете, что при нагрева НИИ на воздухе медь постепенно покрывается слоем черного оксида: Ае' О 2Си + 1 О о. +2 -2 2СиО Каждые два атома меди, выступая в качестве восстановителя, от дают по два электрона (в сумме четыре) двум атомам кислорода. В ре зультате степень окисления атомов меди повышается с О до +2. Ато мы кислорода, выступая в качестве окислителя, понижают свою сте пень окисления с О до —2. 2. Взаимодействие с галогенами. Для металлов харак терна реакция с галогенами. Например, натрий сгорает в хлоре: 2е О 2Na + 1 о С1 +1 -1 2NaCl Как показывает уравнение реакции, два атома натрия отдают мо лекуле хлора по одному электрону. Натрий играет роль восстановите ля. Его степень окисления повышается с О до +1. Атомы хлора при нимают электроны и играют роль окислителя. Степень окисления хлора понижается с О до —1. Аналогично протекают реакции между галогенами и другими металлами. 3. Взаимодействие с серой. Большинство металлов реаги руют с серой. В этих реакциях атомы металлов также отдают электроны и играют роль восстановителя. Их степень окисления повышается. Атомы серы принимают электроны. Они играют роль окислителя. Степень окисления серы понижается с О до -2: 2е I О О Са + S - +2 -2 CaS При определенных условиях металлы могут реагировать с азотом, водородом, углеродом и другими неметаллами. Во всех этих реакциях металлы являются восстановителями. 4. Взаимодействие с водой. С водой без нагревания реагируют щелочные и щелочноземельные металлы, при этом окислителем выступает один из атомов водорода, входящий в состав воды. В ре зультате реакции, идущей с выделением теплоты, выделяется газооб разный водород и образуется основание (щёлочь): о 2Na 2е- I +1 +1 + 2НОН +1 -1 о 2NaOH + НЛ Например, железо, цинк и олово реагируют с водой только при высоких температурах. В этих условиях нерастворимое в воде основание не образуется. Продуктами реакции являются оксид и водород: 2е О +1 Zn + Н2О +2 о ZnO + Н2Т Металлы, стоящие в ряду напряжений (см. приложения, табл. 1) правее водорода, с водой не реагируют. 5. Взаимод ей ствие с кислотами. Вам хорошо известно, что металлы, стоящие в ряду напряжений металлов до водорода, реагируют с кислотами. В этой реакции металлы отдают электроны и выступают в качестве восстановителя. Окислителем являются катионы водорода. Они принимают электроны и понижают свой заряд с 1+ до 0. Запишем уравнение реакции цинка с соляной кислотой в краткой ионной форме: 2е- Г о о . Zn + 2Н+ = Zn^+ + Hat В результате реакции образуются катионы цинка и молекулы во- ’X т ^ дорода. Уравнение этой реакции в молекулярной форме выглядит следующим образом: +1 +2 о Zn + 2НС1 = ZnCl2 + Н2Т При взаимодействии металлов с азотной кислотой и концентрированной серной кислотой водород практически не выделяется. Подробно об этом будет сказано в следующей главе, 6. Взаимодействие с солями. Способность того или иного металла взаимодействовать с солями также определяется взаимным расположением металлов — элемента в ряду напряжений. Простые вещества — металлы, расположенные в ряду напряжений левее металла, который входит в состав соли, могут вытес- \ ■ \ 119 нять его из раствора соли. Например, цинк замещает медь из хло- рида меди: Zn + CuClo = Z11CI2 + Си 2е" о 1 Zn + Си2+ о = Zn2+ + Си Теперь перейдем к объяснению характерных физических и химических свойств металлов. Для этого рассмотрим модель внутреннего строения металла. На рис. 29 изображена модель внутреннего строения металла. В соответствии с этой моделью атомы металла отдают электроны и превращаются в положительно заряженные ионы (катионы). Катионы, в свою очередь, долго не существуют. Они принимают электроны и превращаются в нейтральные атомы. В металлах между атомами и катионами постоянно находятся свободно перемещающиеся электроны, К этим электронам, называемым электронным газом, притягиваются катионы металла. Химическую связь, которая образуется в результате притяжения катионов металла к свободно перемещающимся электронам, называют металлической. На основе модели внутреннего строения металлов можно объяснить некоторые физические и химические свойства металлов. Электро- и теплопроводность объясняются наличием свободных электронов, кото- ж рые свободно перемещаются и поэтому могут быть носителями электрического тока и переносчиками теплоты. Пластичность металлов объясняется тем, что механическое воздействие на металл не приводит к разрыву химических связей, поскольку химическая связь устанавли- © 0 0 0 0 Свободные электроны 0 0 Катионы металла © 0 0 Атомы металла 0 Рис. 29. Модель внутреннего строения металла 120 вается не между конкретными атомами и катионами, а между всеми катионами металла со всеми свободными электронами в кристалле металла. Особенный блеск металлов объясняется высокой отражающей способностью поверхности металла, обусловленной наличием свободных электронов^. Химические свойства металлов, а именно их способность выступать в качестве восстановителей, объясняются легкостью отдачи электронов атомами металлов в химических реакциях. Кроме общих свойств, металлы имеют много различий. По плотности металлы можно разделить на легкие и тяжелые. У легких плотность до 5 г/см^. К ним относят все щелочные металлы, алюминий, титан, бериллии. Самый легкий металл — литии, он почти в два раза легче воды, его плотность 0,53 г/см^. К тяжелым металлам относятся свинец и ртуть. Самые тяжелые металлы — осмий и иридий. Их плотность больше 20 г/см^. Металлы имеют разную температуру плавления. Самый легкоплавкий — ртуть. Вам хорошо известно, что даже при сильных морозах она остается жидкой. К легкоплавким относят щелочные металлы. Самый тугоплавкий металл — вольфрам, его температура плавления 3420 °С. Различие температур плавления и кипения металлов связано с различием прочности химической связи между атомами в кристалле металла. Краткие итоги параграфа • На основании физических и химических свойств, характерных для металлов, построена модель их внутреннего строения. Эту модель будем в дальнейшем использовать при изучении свойств металлов. • Представленная модель внутреннего строения металлов имеет недостатки. Она, например, не учитывает расположения атомов и ионов в пространстве. Но эта модель позволила объяснить причину физических и химических свойств металлов. 1. Составьте уравнения реакции магния с раствором соляной кислоты в пол ной и краткой ионной форме. Укажите переход электронов от восстанови теля к окислителю. 2. В результате реакции магния с соляной кислотой выделилось 5,6 л водоро да (н. у.). Рассчитайте массу магния, вступившего в реакцию. ^ Подробно об этом вы узнаете из курса физики. 121 3*. Составьте возможные уравнения реакций, которые могут произойти, если в раствор медного купороса опустить кусочек металлического натрия. 4. Вычислите объем водорода, который выделится при взаимодействии 100 г 4,9%-НОГО раствора серной кислоты с избытком цинка. 5. Назовите металлы, у которых наиболее ярко проявляются те или иные свойства (см. приложение 4). 6. Объясните, почему в термометрах чаще всего используют ртуть. 7. Нить накаливания в лампах сделана из вольфрама. Объясните — почему. 8. Из 1 г золота можно вытянуть тонкую нить длиной более 2 км. На каком свойстве золота это основано? ЩЕЛ0НИ^Е Познакомимся со строением атомов и свойствами щелочных металлов. Свойства химических элементов. Как вы уже знаете, химические элементы 1А-группы образуют естественное семейство щелочных ме- BU U U ^ U U состав него входят: литии, натрии, калии, рубидии, цезии и франций. Из положения этих элементов в Периодической системе следует, что у атомов каждого из них на внешнем электронном слое находится по одному электрону. В химических реакциях атомы легко отдают эти электроны и превращаются в ионы с зарядом 1+. По мере возрастания заряда ядер атомов химических элементов закономерно увеличивается радиус атомов и, как следствие, уменьшается относительная электроотрицательность. С электронным строением атомов щелочных металлов связана способность этих металлов и их соединений окрашивать пламя в различный цвет (табл. 10), По цвету пламени можно различить соли этих металлов. Таблица 10 Цвет пламени щелочных металлов Металл Цвет пламени Li Карминово-красный Na Желтый К Фиолетовый Rb Розово-фиолетовый Cs Синий 122 г : ^ i . j Факт испускания атомами химических элементов света разного цвета послужил основанием для создания Н. Бором модели строения атома. Он рассуждал приблизительно так: если энергия излучения атомов химических элементов различается, то электроны движутся вокруг ядра по строго определенным орбитам. При соприкосновении вещества с пламенем атомы возбуждаются, т. е. электроны атомов переходят на более дальние от ядра орбиты. Когда они возвращаются на орбиты с меньшей энергией, происходит испускание света. Атомы каждого химического элемента имеют индивидуальные энергетические характеристики орбит, поэтому испускаемый свет различается по энергии. Это воспринимается глазом ч человека как свет определенного цвета. Если бы электроны не имели в своем движении строго определенных орбит, то атомы излучали бы световую энергию, характерную для всех цветов радуги. Напомним, что в современных моделях понятие «орбита» заменено понятием «орбиталь». Каждая орбиталь характеризуется определенной энергией. Но это не меняет сути объяснения факта испускания возбужденными атомами света определенного цвета. Нахождение в природе. В виде простых веществ щелочные метал___ ТХ и лы в природе не встречаются. Литии, калии, натрии и цезии входят в состав хлоридов, сульфатов, алюмосиликатов (табл. 11). Практически все щелочные металлы содержатся в морской воде. ■ Рубидий своего минерала не образует. Франций представляет со-бои быстро распадающийся радиоактивный элемент. Период полураспада^ наиболее устойчивого изотопа франция составляет 22 мин. Франций содержится в продуктах распада радиоактивного элемента актиния (табл. 11). Из щелочных металлов самым распространенным в природе являются натрий и калий. На рис. 31 изображен минерал сильвинит, в состав которого входят соли калия и натрия. Литий, рубидий и цезий распространены в меньшей степени (см. табл. 11). Физические свойства простых веществ. Натрий и калий в 1808 г. впервые получил эректролизом расплавов гидроксидов этих металлов английский химик и физик Гемфри Дэви. 1 Время, за которое половина атомов распадается. 123 Таблица 11 Нахождение щелочных металлов в природе Хими- ческий элемент Содержание в земной коре (массовая доля, %) Химическая формула минералов Название минералов Li 6,5 • 10-3 иА1(8Юз)2 Сподумен Na 2,64 NaCl Na2S04 * lOHgO * NaNOj NagAlFg Галит (каменная соль) (рис, 30) Глауберова соль Чилийская селитра Криолит К 2,5 NaCl • KC1, KC1 • MgClj • 6H2O Сильвинит (рис. 31), карналлит Rb 1,5 • 10-2 Содержится как примесь в апатите, слюде, карналлите и природных минеральных водах Cs 6,5 • 10-^ С8А1(8Юз)2 • ЛН2О Поллуцит Fr В поверхностном слое толщиной 1,6 км содержится 24 г Встречается в природе в продуктах распада актиния Щелочные металлы представляют собой серебристо-белые вещест ва. Отличаются мягкостью, которая возрастает от лития к цезию. Ес ли литий можно измельчать с помощью кусачек, то натрий и тем бо лее калий можно резать ножом. Температура плавления снижается от лития к цезию (табл. 12). Таблица 12 Температуры плавления щелочных металлов Металл Li Na К Rb Cs ^плав9 ^ 179 98 63 39 29 124 Рис, 30. Галит (каменная соль) Рис. 31. Минерал сильвинит Химические свойства простых веществ. Щелочные металлы химически очень активные. Вещества нельзя хранить на воздухе, так как они быстро окисляются. Активность щелочных металлов усиливается от лития к цезию^. Так, если литий, натрий и калий на воздухе окисляются постепенно, то рубидии и цезии на воздухе самовозгорается. ДЭВИ Гемфри (1778—1829 гг.) Английский физик и химик. Родился в 1778 г. в Пензансе (Корнуолл). В 1795—1798 гг. был учеником аптекаря. С 1798 г. руководитель лаборатории в Пневматическом институте около Бристоля. С 1802 г. профессор Королевского института. Член Лондонского королевского общества (с 1803 г. его президент). С 1826 г. иностранный почетный член Петербургской академии наук. Один из основоположников электрохимии. Изучал электролиз воды и подтвердил ее разложение на кислород и водород. Путем электролиза солей и щелочей впервые получил ЛИТИИ, калии, натрии, барии, кальции, амальгаму стронция и магнии. Независимо от Ж. Л. Гей-Люссака открыл бор. Обнаружил каталитическое действие платины и палладия. Активно участвовал в разработке теоретических представлений химии. Один из авторов водородной теории кислот. : л ^ Химические свойства франция не рассматриваются, так как его атомы быстро распадаются. 125 Окисление лития на воздухе и в атмосфере кислорода сопровождается выделением теплоты. В результате образуется оксид: 4Li + О2 ~ 2Li20 + Q При окислении на воздухе натрия, калия, рубидия и цезия образуются сложные пероксидные соединения. Например, при горении натрий образует пероксид: 2Na + 02 = Na202 + Q При окислении кислородом калий и другие щелочные металлы образуют пероксиды более сложного состава. Вспомните, в молекуле известного вам пероксида водорода Н2О2 есть «кислородный мостик» —О^—О— . В пероксидах щелочных металлов также имеются «кислородные мостики». Уникальными свойствами обладает литий. Он способен реагировать с азотом при комнатной температуре. В результате образуется нитрид лития LigN. Остальные металлы реагируют с азотом только при высокой температуре. Щелочные металлы способны реагировать с серой, галогенами, фосфором, водородом и многими другими неметаллами. Щелочные металлы энергично взаимодействуют с водой. В результате образуется соответствующая щёлочь и выделяется водород. Реакции сопровождаются выделением большого количества теплоты. Приведем примеры уравнений этих реакций: 2Li + 2Н«0 = 2LiOH + НЛ + Q 2Na + 2Н2О 2NaOH + НЛ + Q Все щелочные металлы энергично реагируют с кислотами. Уравнения этих реакций вы можете записать самостоятельно. Интенсивность взаимодействия щелочных металлов с водой и кислотами возрастает от лития к цезию. Например, литий реагирует с водой спокойно, калии — бурно, с самовозгоранием. Соединения щелочных металлов. Для оксидов щелочных металлов характерны свойства основных оксидов. Все оксиды щелочных метал- ^ ** лов реагируют с водой с образованием щелочи, например: Li20 + Н2О 2LiOH Оксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами и кислотами. 126 Гидроксиды щелочных металлов представляют собой едкие щелочи с характерными для этого класса соединений свойствами. Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде. Исключение составляют соли лития (фторид, фосфат, силикат). Биологическое значение и применение. Калий — элемент, необходимый для нормального роста растений. Если с поля постоянно убирать урожай, то растения могут испытывать дефицит в солях калия. Поэтому требуется внесение в почву калийного удобрения. Для этой цели обычно используется более дешевый хлорид калия. Карбонат калия KgCOg (поташ) содержится в золе, образующейся при сжигании древесины, поэтому в почву часто вносят древесную золу. V Человек и животные не могут обойтись без поваренной соли — хлорида натрия NaCl. Это связано с тем, что организму животных и человека постоянно требуется поддерживать определенное соотношение солей калия и натрия. Соли калия содержатся внутри клеток организма. Соли натрия растворены в крови. Соли калия поступают В организм вместе с растительной и мясной пищеи. Для сохранения соотношения ионов натрия и калия человеку необходим хлорид натрия. За год взрослый человек потребляет примерно б—8 кг этого вещества. В настоящее время каменную соль (хлорид натрия) добывают в шахтах и путем выпаривания воды соленого озера (рис. 32). Хлорид натрия используют в качестве сырья для производства соды, едкого натра и других соединений натрия, используемых в химической промышленности. а б а Рис. 32. Добыча поваренной соли: в соляной шахте; б — упаривание воды соленого озера 127 у Для любознательных В давние времена, еще до становления Киевской Руси, восточные славяне и финно-угорские народы, жившие на берегах озера Ильмень в районе нынешнего г Старая Русса (Новгородская область), получали поваренную соль выпариванием из соленых ручьев. Для перевозки соли на продажу снаряжались огромные караваны. Эти караваны по Днепру и Волге отправлялись в Царьград (Византия). Торговля солью существенным образом повлияла на становление древнерусского государства. Ученые выдвинули гипотезу, в соответствии с которой слово «Русь» происходит от сокращения слов «ручей соленый». Русскими называли всех, кто участвовал в производстве соли, независимо от их этнической принадлежности: варщиков, заготовителей дров, наладчиков деревянных водопроводов (по ним соленая вода поступала для варки), купцов, а также наемных охранников караванов — скандинавских князей с их дружинами. Благодаря русскому про- W мыслу (варке соли) создались экономические условия образования Новгородской республики. Сода (NagCOg IOH2O Крис — кальцинированная^, а КазСОз таллическая) нужна для получения различных моющих средств, в частности мыла, а также применяется в текстильной и кожевенной промышленностях, в процессе получения бумаги, для производства стекол, эмалей, применяется в металлургии и для других нужд. Рубидий и цезий применяются в фотоэлектрической технике. Краткие итоги параграфа • На внешнем электронном слое атомов щелочных металлов находится по одному электрону. С возрастанием заряда ядра радиус ато- ' ' • «-* ______ _ мов элементов этой подгруппы увеличивается, а относительная электроотрицательность уменьшается. • В сложных веществах щелочные металлы имеют степень окисления +1, а заряд ионов 14-. • Щелочные металлы и их соединения окрашивают пламя в разные цвета, что используется для распознания этих элементов. • Щелочные металлы реагируют с простыми веществами — неметаллами: кислородом, серой, хлором и др. Во всех реакциях они играют роль восстановителей. ^ В химической технологии термин «кальцинация» означает прокаливание, приводящее к разложению. 1289 \ • Щелочные металлы реагируют с водой и кислотами. В первой реакции образуется соответствующая щелочь и водород, во второй — соль и водород. • Оксиды щелочных металлов обладают свойствами, характерными для основных оксидов. Они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами. • Гидроксиды щелочных металлов обладают типичными свойствами щелочей. Они реагируют с кислотными оксидами и кислотами. • Ионы калия и натрия в определенном соотношении содержатся в живых организмах. Солей натрия с пищей поступает недостаточно, поэтому человек и животные испытывают "потребность в солях натрия, • Соли калия используются как удобрение, необходимое для сельскохозяйственных культур. JL г -V и к ч h у ^ ii - \ .J и и Jt ^ М Г; U ■-1^ :i V • 'i It ■. ‘ h I I; 1^ г . 1. Составьте уравнения реакций натрия: a) с хлором; б) с серой; в) с водородом. Расставьте значения степеней окисления химических элементов. Атомы каких элементов в этих реакциях выступают в качестве восстановителей и окислителей? 2*. При горении натрия в атмосфере кислорода образуется пероксид Na202. Это вещество используется в подводных лодках для получения кислорода из углекислого газа. Составьте уравнение этой реакции. 3. Напишите уравнения реакций оксида натрия: а) с водой; в) с кислотой. 4. Оксиды щелочных металлов можно получить путем сплавления металла с его пероксидом. Напишите уравнение реакции получения оксида натрия. 5. Щелочные металлы получают электролизом расплава их солей. Напишите уравнения реакции получения натрия из его хлорида. Какой процесс протекает на катоде, а какой — на аноде? 6. Напишите уравнения реакций, характерных для оксида и гидроксида натрия. Для реакций ионного обмена напишите уравнения в краткой ионной форме. 7. Какая масса 10%-ного раствора серной кислоты потребуется для нейтрализации 28 г 5%-ного раствора гидроксида калия? 8*. Натрий массой 0,69 г полностью растворили в 10 мл воды. Чему равна массовая доля щёлочи в полученном растворе? Т. И натрий, и медь способны вступать в реакцию с 1) соляной кислотой 3) кислородом 2) водой 4) хлоридом магния L _"t_: L - 5 Химия. 9 класс 129 t - § 25. ЭЛЕМЕНТЫ liA-ГРУППЫ Рассмотрим свойства элементов 11А-группы и образуемых ими веществ. Свойства химических элементов. В состав ПА-группы входят бериллий, магний и щелочноземельные элементы — кальций, стронции, барии и радии. У атома каждого элемента ПА-группы на внешнем слое находится по два электрона. Относительная электроотрицательность элементов закономерно уменьшается от бериллия к радию. Выступая в химических реакциях в качестве восстановителя, атомы этих элементов легко отдают внешние электроны и превращаются в ионы с зарядом 2+. Щелочноземельные металлы и их соли окрашивают пламя в раз- *■ личный цвет (табл. 13). Соли этих металлов можно различить по цвету окрашиваемого ими пламени. Таблица 13 Цвет пламени щелочноземельных металлов Металл Цвет пламени Са Кирпично-красный Sr Красный Ва Зеленый Нахождение в природе. В виде простых веществ элементы НА-группы в природе не встречаются. Их получают электролизом расплавов солей^. Кальций и магний относятся к наиболее распространенным из элементов НА-группы (табл. 14). Минералы, образованные этими элементами, представляют собой, как правило, карбонаты и сульфаты (рис. 36). Соли кальция и магния содержатся в пресной и морской воде. 1 Барий, кальций, магний и амальгаму^ стронция впервые получил Гемфри Дэви (см. § 24). сплав металла со ртутью. ^ Амальгама Таблица 14 Нахождение металлов ИА-группы в природе Химический элемент Содержание в земной коре (массовая доля, %) Химическая формула минералов Название распроЬтранённых минералов Be 610-“ ЗВеО • AlgOg • eSiOg Берилл Mg 2Д MgCOg CaCOg • MgCOg Магнезит Доломит (рис. 36) Са 3,38 CaCOg ■ CaS04 • 2ЩО CaS04 • 2НзО Кальцит (рис. 33), мел, мрамор, известняк Гипс (рис. 34) щ- Селенит (рис. 35) Sr 3,4 10-2 SrCOg SrS04 Стронцианит Целестин Ва 0,065% BaCOg BaS04 Витерит Тяжелый шпат, барит Ra 10-'°% Встречается в урановых рудах — Радий — радиоактивный элемент. В природе встречается очень редко. Как правило, он содержится в минералах урана как продукт радиоактивного распада этого химического элемента. Рис. 33. Природный минерал кальцит Рис. 34. Минерал гипс Рис. 35. Изделие из селенита 131 .ivSSisSjf Рис. 36. Горный массив из доломита Химические свойства простых веществ. Бериллий, магний и щелочноземельные металлы химически довольно активные. Щелочноземельные металлы нельзя хранить на воздухе, так как они быстро окисляются. Бериллий и магНИИ К воздействию воздуха более устойчивы. Окисление металлов ИА-группы на воздухе и в атмосфере кислорода приводит к образованию оксидов и сопровождается выделением теплоты, например: 2Са 4" О2 = 2СаО + Q 2Mg 4- О2 = 2MgO 4^ Q Как и щелочные металлы, бериллий, магний и щелочноземельные металлы способны реагировать с серой, галогенами, фосфором, водородом и многими другими неметаллами. Металлы ПА-группы взаимодействуют с водой. В результате образуются основание (щёлочь) и водород. Реакции сопровождаются выделением большого количества теплоты: t . Mg + 2ЩО = Mg(OH)2 + Hgt + Q Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2T + Q Ba 4- 2H2O = Ba(OH)2 4- H2t Q Bee металлы, образованные элементами ПА-группы, стоят в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода (см. приложение, табл. 1), поэтому эти металлы замещают водород из кислот. Свойства сложных веществ. Оксид и гидроксид бериллия обладают амфотерными свойствами. Они реагируют не только с кислотами, но и со щелочами: Ве(ОН)2 4- 2NaOH = Na2[Be(OH)4]i ^ Квадратные скобки означают, что [Ве(ОН)4 ] выступает в составе соли как целая химическая частица. Например, соль Na2[Be(OH)4] при растворении в воде диссоциирует в соответствии с уравнением: Na2[Be(OH)J = 2Na2+ + Ве(ОН)^". 132 ■ч Оксиды остальных металлов этой подгруппы представляют собой типичные основные оксиды. Гидроксид магния — нерастворимое в воде основание. Гидроксиды кальция, стронция, бария, рЭдия являются щелочами, т. е. они растворяются в воде и отличаются едкостью. Гидроксиды элементов ПА-группы разлагаются при нагревании, например: Са(ОН)2 = СаО + HjO Карбонаты элементов ПА-группы не растворяются в воде и разлагаются при нагревании. При этом образуются соответствующие оксиды: MgCOg = MgO + СО2 СаСОз = СаО + СО2 Биологическое значение и применение. Бериллий, стронций, барий и радий и их соли ядовиты. Радий представляет собой радиоактивный элемент. Кальций, образно говоря, является строительным материалом для живых организмов. В состав скорлупы яиц, «домика» улиток и других моллюсков входит карбонат кальция. В костях животных и человека содержится фосфат кальция. Магний входит в состав хлорофилла — пигмента, содержащегося в зеленых листьях растений, участвующего в фотосинтезе. Бериллий, магний и щелочноземельные металлы широко применяют в промышленности и технике. Об использовании оксида и гидроксида кальция — негашеной и гашеной извести — в строительстве вы уже знаете из курса химии 8 класса. Прокаливание гипса CaS04-2H20 приводит к потере части кристаллизационной воды. Если в порошок прокаленного гипса добавить воду, то в результате ее поглощения он быстро затвердевает. Обожженный гипс входит в состав алебастра — материала, который используется для оштукатуривания стен й потолков. Сплавы магния благодаря своей прочности и легкости широко применяют в авиации и медицине. Силикаты магния используются как огнеупорные материалы. Сульфат бария применяется как рентгеноконтрастное вещество в медицине. Хлорид бария служит реактивом в аналитической химии для определения серной кислоты и ее солей. Бериллий входит в состав головок космических ракет. Нитрат стронция используется в пиротехнике для окрашивания пламени в красный цвет (см. табл. 13). 5а Химия, 9 класс 133 Краткие итоги параграфа • Относительная электроотрицательность элементов ПА-группы закономерно уменьшается от бериллия к радию. • Из элементов ПА-группы наиболее распространены в природе кальций и магний. • В химических реакциях атомы металлов ПА-группы выступают в качестве восстановителей, они отдают по два электрона, превращаясь в двухзарядные ионы • Металлы ПА-группы проявляют все химические свойства, типичные для металлов. Они реагируют с неметаллами (кислородом, серой, хлором, водородом, кремнием и др.), с водой и кислотами. • Оксид и гидроксид бериллия обладают амфотерными свойствами. • Для оксидов магния стронция, бария и радия характерны типичные свойства основных оксидов. Они реагируют с водой, с кислотными оксидами и кислотами. • Гидроксиды кальция, стронция, бария и радия обладают свойствами, характерными для щелочей, однако разлагаются при нагревании. • Среди всех элементов ПА-группы наибольшее применение нашли соединения кальция и магния. г: г ■■ U :■ f j 1. Составьте уравнения реакций бария: а) с хлором; б) с серой; в) с соляной кислотой. Расставьте значения степеней окисления химических элементов. Атомы каких элементов в этих реакциях выступают в качестве восстановителей и окислителей? 2. Напишите уравнение реакции, которой соответствует затвердевание известкового строительного раствора. 3*. При горении магния на воздухе выделяется так много теплоты, что помимо оксида получается еще одно вещество. Что это за вещество? Напишите уравнение реакции, приводящей к образованию этого вещества. 4. Магний обладает удивительными свойствами. Он способен гореть в атмосфере углекислого газа и даже в воде. Составьте уравнения этих реакций. Атомы какого химического элемента выступают в качестве окислителя? 5. Напишите уравнения реакций, характерных для гидроксида кальция. 6. В чем проявляется амфотерность оксида и гидроксида бериллия? Напишите уравнения соответствующих реакций. 7. Выпишите из таблицы растворимости формулы нерастворимых в воде солей, образованных элементами ПА-группы. 8. Напишите уравнения реакций ионного обмена, приводящих к образованию нерастворимых в воде солей: а) кальция; в) бария. 9. Какая масса 15%-ного раствора соляной кислоты потребуется для полного растворения 12 г магния? 134 Т1. При обычных условиях магний может реагировать с 1) Н2О 2) NaCl(p.pj 3) NaOH 4) HCl Т2. Установите соответствие между реагентами и продуктами реакции Реагенты Продукты 1) Са + НС1 А) Са(ОН)2 + Н2 2) Са + О2 Б) CaCl2 3) Са + Н2О В) CaCl2 + Н2О 4) Са + CI2 Г) CaCl2 + Н2 Д) СаО Е) СаО + Н2 1 2 3 4 ■ ■ (Вычертите эту таблицу в тетради и в колонку с цифрой запишите соответствующую букву.) § С термином «жёсткая вода» вы, конечно, встречались. А что он означает с химической точки зрения? Наверно, вы обращали внимание, что на внутренних стенках чайника или кастрюли, в которых часто кипятят воду, отлагается накипь. Почему она образуется? Причина в том, что в природной воде, которую мы употребляем для питья и для бытовых нужд, растворены различные соли кальция и магния. Эти соли и вызывают жёсткость воды. Вода южных рек богата растворенными солями кальция и магния. В такой воде мыло плохо мылится. В воде северных рек этих солеи не так много, поэтому при использовании этой воды мыла расходуется меньше. Чтобы выяснить влияние жёсткой воды на мыло, проведем опыт. Опьш В раствор хозяйственного мыла прильем раствор хлорида кальция. В результате выпадает белый осадок. Эта реакция происходит при стирке белья мылом в жесткой воде. Для человека то количество ионов кальция и магния, которое содержится в питьевой воде, безвредно, а иногда даже необходимо. Но в жёсткой воде плохо развариваются пищевые продукты, а сваренные в ней овощи частично теряют вкусовые качества. При нагревании жёсткой воды в системах отопления на трубах и стенках котлов образуется накипь, представляющая собой смесь карбонатов кальция и маг- 5а’ 135 V. ния, наличие накипи приводит к лишним затратам тепловой энергии и к разрушению систем отопления и горячего водоснабжения. В домашних условиях это может вызвать поломку стиральных машин и водонагревательных приборов. Различают несколько видов жёсткости. Первый вид — это временная жёсткость, обусловленная содержанием в воде гидрокарбонатов кальция и магния. Гидрокарбонаты — это соли не до конца нейтрализованной угольной кислоты. Например, гидрокарбонат кальция имеет формулу Са(НСОз)2. Временная жёсткость воды легко устраняется кипячением: Са(НСОз)2 = СаСОз! -Ь CO2I + Н2О Mg(HC03>2 = М^СОз! -Ь C02t + Н2О В результате образуются осадки нерастворимые в воде карбона- ты кальция и магния, которые удаляются отстаиванием или фильтрованием. Для устранения временной вестковой воды Са(ОН)2: жёсткости в воду можно добавить из- Са(НСОз)2 + Са(ОН>2 = 2СаСОз1 -К 2Н2О Второй вид жёсткости постоянная, или некарбонатная. Ее вызы- вают растворенные в воде сульфаты, хлориды, нитраты или другие соли кальция и магния. Устранить такую жёсткость кипячением невозможно. Ее можно устранить, например, добавлением соды Ка2СОзГ CaCl2 + Ма2СОз = СаСОз1 + 2NaCl После удаления осадка вода будет хорошо мылиться, и в ней можно будет стирать ткани. К наиболее современным способам устранения жёсткости воды относится применение ионообменных смол. Их состав можно условно выразить формулой Na2R, где R — кислотный остаток нерастворимой в воде кислоты, имеющей большую молекулярную массу. Если через ионообменную смолу пропустить жёсткую воду, то ионы натрия, входящие в состав смолы, обмениваются на ионы кальция или магния, в результате происходит их связывание. Этот процесс соответствует уравнению: Са2+ + NagR = 2Na+ + CaRi Таким образом, с помощью ионообменных смол можно устранить временную и постоянную жесткость воды. 136 Краткие итоги параграфа • Жёсткая вода, в отличие от мягкой, содержит больше раствори мых солей кальция и магния» • Жёсткая вода вызывает образование накипи на поверхности водо нагревательных приборов. В жёсткой воде плохо стирать белье обычным мылом. • Различают временную и постоянную жёсткость. Временная жёсткость воды обусловлена наличием гидрокарбонатов кальция и магния. Временная жёсткость воды устраняется кипячением. • Постоянная жёсткость воды устраняется с помощью ионообмен ных смол. н ч - м- , -г ' и - : J-- 1-ii- f 1. Что называется жёсткостью воды? Какие виды жёсткости вам известны? 2. Какие способы устранения жёсткости вам известны? 3. Почему нет смысла добавлять соду для устранения временной жёсткости? 4. Составьте в краткой ионной форме уравнения тех реакций, которые приведе ны в тексте параграфа. Т1. Временая жёсткость воды обусловлена наличием ионов 1) Са^+, Mg2+, НСО3 3) Са^+, Mg2+, SO|“ 2) Са2+, Mg2+, СГ 4) Са2+, Mg^+, N0|" Т2. Постоянную жёсткость воды можно устранить 1) добавлением соды 2) кипячением 3) добавлением известковой воды 4) добавлением поваренной соли • •-*i=- I" с. Ub А ■■ ■г ■■ ■- J §27. АЛЮМИНИЙ И ЕГО СВОЙСТВА Рассмотрим свойства химического элемента алюминия и образуемых им веществ. Свойства химического элемента. Алюминий — элемент ША-группы. На внешнем электронном слое атома находятся три электрона. В соединениях алюминий имеет степень окисления +3, а заряд иона 3+. Нахождение в природе. Из всех химических элементов по распространенности алюминий занимает третье место после кислорода и кремния. Массовая доля алюминия в земной коре составляет примерно 8,8% от массы всех атомов. Алюминий сосредоточен в основном в 137 алюмосиликатах — соединениях, образуемых оксидом кремния и оксидом алюминия. Так, при разрушении горных пород образуется глина — каолин, основной состав которой AI2O3 SiOg • 2Н2О. Из других минералов, со держащих алюминий, особенно распростране- — руда, из которой получают металлический алюминий. Оксид ны бокситы AlgOg ^HgO Рис. 37. Ювелирное изделие из сапфира алюминия входит в состав ряда самоцветов (рубин, сапфир, рис. 37). В виде простого вещества алюминий в природе практически не встречается. Физические свойства. Чистый алюминий представляет собой серебристо-белый металл, отличающийся легкостью. Его плотность 2,7 г/см^. Температура плавления 660 °С. Обладает высокой пластичностью и электропроводностью. Физические свойства алюминия определяют его широкое применение в самолетостроении и электротехнике. Химические свойства. Алюминий — активный металл. Он реаги- рует с кислородом: 4А1 -h ЗО2 = 2AI2O3 В результате на поверхности металла образуется плотная прочная защитная оксидная пленка, которая предохраняет металл от даль- I I _ неишего действия кислорода. Поэтому алюминии не разрушается под действием кислорода. Толщина этой пленки постепенно увеличивается. Вы, конечно, наблюдали, что изделия из алюминия, находящиеся в длительном использовании, теряют свой красивый металлический блеск. Алюминий легко вступает в реакции с галогенами и серой. Например, кусочки алюминия горят в броме с выделением большого количества теплоты: 2А1 + ЗВгз ~ 2А1Вгз + Q При смешивании порошка алюминия и порошка иода в присутствии капель воды (как катализатора) происходит эффектная химическая реакция с образованием иодида алюминия и с выделением теплоты, света, а также паров иода: 2А1 -Ь 31о = 2АПо -Ь Q 138 Вам хорошо известно, что в алюминиевой посуде можно кипятить воду. Но если химическим путем снять оксидный слой^, то алюминий ^ к* к* будет взаимодействовать с водой: 2А1 + 6Н2О = 2А1(ОН)з| + ЗНз! Алюминий реагирует с растворами кислот. Проведем опыт. Щ Опыт 1. Поместим в раствор соляной кислоты кусочек алюминиевой фольги, через некоторое время она растворится: 2А1 + 6НС1 = 2AICI3 + ЗНз! 2А1 + 6Н+= 2А1®+ + ЗНаТ С К* К* к* _ концентрированными серной и азотной кислотами алюминии практически не реагирует. При действии этих кислот толш;ина защитной пленки оксида алюминия на поверхности металла увеличивается, а оксид алюминия с кислотами практически не реагирует. Реакция алюминия с разбавленной азотной кислотой протекает в соответствии с уравнением: А1 -Ь 4HNO3 = А1(Шз)з -h NOT + 2Н2О Вам известно, что алюминий может реагировать не только с растворами кислот, но и с растворами щелочей: 2А1 + 2NaOH + 6Н2О = 2Na[Al(0H)J + 3H2t Интересное свойство алюминия было обнаружено русским химиком Н.Н. Бекетовым. Алюминий способен вытеснять металлы из их оксидов, например: Ре20з “Ь 2А1 = AI2O3 “Ь 2Fe + Q Процесс получения простых веществ (обычно металлов) с помощью порошка алюминия называется алюминотермией. Этот процесс сопровождается выделением большого количества света и теплоты. Алюминотермией можно получить и некоторые неметаллы, например кремний. Соединения алюминия. Оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами. Проведем опыт. Опыт 2. Поместим свежеполученныи осадок гидроксида алюминия в две пробирки. В одну пробирку прильем раствор соляной кислоты, в 1 Это происходит при обработке поверхности алюминия металлической ртутью. Подробнее об этом процессе вы узнаете в старших классах. / ч (139;.) другую — раствор гидроксида натрия. Осадок растворится и под действием кислоты А1(ОН)з -1- ЗНС1 = AICI3 -Н ЗН2О, и под действием щелочи А1(ОН)з -Ь NaOH(p.p) = Na[Al(OH)4] Гидроксид алюминия разлагается при прокаливании, в результате образуется оксид и вода: ЗА1(ОН)з = AI2O3 + ЗН2О Оксид алюминия с водой не взаимодействует. Краткие итоги параграфа • Химический элемент алюминий находится в ША-группе Периодической системы Д. И. Менделеева. На внешнем электронном слое атома алюминия имеется три электрона. В сложных веществах алюминий имеет степень окисления +3, заряд его иона 3+. • Алюминий — самый распространенный металл в природе. Он входит в состав алюмосиликатов, каолина, бокситов и других минералов. • Металлический алюминий способен реагировать с кислородом, серой, галогенами и другими простыми веществами, а также с растворами кислот и щелочей. • По реакции алюминия с оксидами металлов и неметаллов (алюминотермия) можно получить многие простые вещества, • Оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, причем оксид алюминия с кислотами практически не реагирует. iU i ^ р О' С Ь ii л Н г м 2t I ii £1 i-' ц (I и П ^ £ 1. Рассмотрите уравнения химических реакций, приведенные в параграфе. Ка- кие химические элементы изменяют свою степень окисления? Для каждого уравнения определите, атомы каких химических элементов играют роль восстановителей, а каких — окислителей. ' 2. Почему в быту часто используют алюминиевую посуду? Дайте подробное объяснение. 3. Как вы думаете, можно ли хранить в алюминиевой посуде: а) квашеную капусту; б) раствор соды, имеющий щелочную реакцию среды. Дайте обоснованный ответ. 4. Составьте уравнения реакций алюминия: а) с хлором; б) с раствором серной кислоты; в) с раствором гидроксида калия; г) с оксидом хрома(И1). 5. Вычислите объем водорода, который выделится при взаимодействии 0,5 моль алюминия с соляной кислотой. 140 и _ t 6. Какая масса алюминиевого порошка потребуется для полного восстановле ния марганца из 600 г оксида марганца(1\/), содержащего 9% примесей? 7. Какая масса высшего оксида ванадия, содержащего 8% примесей, потребо валось для реакции с 324 г алюминиевого порошка? Т. Установите соответствие между реагентами и продуктами реакции. Реагенты 1) А1 + HgO 2) А1 + КОН + HgO 3) AlgOg + ЩО + КОН 4) А1 + НС1 Продукты реакции A) АЦОз + Нд Б) K[Al(OH)J B) А1(ОН)з + Нз Г) AICI3 + Нз Д) K[Al(OH)J + Н3 1 2 3 4 (Вычертите эту таблицу в тетради и в колонку с цифрой запишите соответс твующую букву.) , 28. ПРИМЕНЕНИЕ АЛЮМИНИЯ И ЕГО СПЛАВОВ Вы узнаете об основных направлениях применения алюминия и его сплавов, обусловленных их свойствами. Алюминий и его сплавы находят широкое применение в быту и промышленности. Во многом это связано с его устойчивостью по отношению к кислороду и воде. Химическая устойчивость обусловлена образованием на поверхности металла тонкой и плотной пленки оксида алюминия. Вам хорошо известно о применении алюминия для изготовления кухонной посуды Электропроводность алюминия меньше, чем меди, но его широко используют для изготовления электропроводов. Это связано с тем, что алюминий дешевле меди, Дуралюмины — сплавы алюминия с медью, магнием и марганцем. В отличие от чистого алюминия эти сплавы очень прочные и коррозионностойкие, поэтому широко используются в качестве конструкционного материала в авиастроении (рис. 38) и для изготовления электропроводов высоковольтных линий электропередач. При 100—150 °С алюминий на- столько пластичен, что из него можно получить тонкую фольгу толш;и- Рис. 38. Пассажирский самолет Ил-86 141 / ной менее 0,01 мм. Алюминиевая фольга применяется для изготовления электрических конденсаторов и для изготовления изделий, защищающих от тепловой радиации. Чистая алюминиевая поверхность отражает до 90% падающего на нее света (не только видимого, но инфракрасного и ультрафиолетового излучения). Напылением на стекло порошка алюминия можно получать высококачественные зеркала. Порошок алюминия используется для приготовления серебристой краски. Методом алюминотермии получают в лаборатории многие металлы и некоторые неметаллы. Смесь алюминиевого порошка с железной окалиной (она называется термитной) использовали при сварке стыков железных рельсов. В основе этого процесса лежит следующая реакция: V SFe^O^ “Ь 8А1 = 4Al20g -Ь 9Fe -Ь Q В результате реакции выделяется так много теплоты, что поверхность рельса на стыке расплавляется, а пространство в стыке рельсов занимает получившееся расплавленное железо. Краткие итоги параграфа • Поверхность алюминия покрыта тонкой и плотной пленкой его оксида, защищающей металл от разрушения. • Благодаря высокой отражающей способности алюминий црименя-ется для изготовления зеркал и серебряной краски. • Алюминий и его сплавы обладают высокой электропроводностью, поэтому их используют для изготовления электропроводов. • Сплавы алюминия легкие, прочные и химически стойкие. Это позволяет использовать их как конструкционный материал для изготовления авиационной и другой техники. • Порошок алюминия применяется для получения некоторых простых веществ методом алюминотермии. к.-'. Чг ■I Т I J I • J : : t 1. Почему алюминий называют «крылатым металлом»? Дайте подробное объяснение. 2. Хранилища для нефтепродуктов обязательно красят краской, называемой «серебрянкой». Зачем? Дайте подробное объяснение. 3. Нарисуйте в тетради схему, отражающую направления применения алюминия и его сплавов. Укажите в схеме, какое свойство определяет то или иное использование. 142 4. 5. Почему при строительстве высоковольтных линий электропередач использу ют дюралюминиевые провода, а не медные? Укажите несколько причин. Какую массу ванадия можно получить из 19,158 г оксида ванадия(\/), содер жащего 5% примесей, методом алюминотермии? Какая масса алюминиево' го порошка для этого потребуется? Алюминий не применяют 1) для изготовления электрических проводов 2) для изготовления сосудов, предназначенных для хранения щелочей 3) для получения некоторых металлов из оксидов 4) для изготовления кухонной посуды ЖЕЛЕЗО И ЕГО С Рассмотрим свойства железа как химического элемента, а также образуемых им веществ. Свойства химического элемента. Обратите внимание на положение железа в Периодической системе химических элементов. Железо — элемент VIIIB-группы. Эта группа включает триады металлов. Железо, кобальт и никель составляют первую из этих триад. Атом железа имеет следующее строение: +26»)))) 2 8 14 2 Как у всех химических элементов побочных подгрупп, у атома железа происходит заполнение предпоследнего электронного слоя. Для полного заполнения этого слоя недостает четырех электронов. На вне* шнем же электронном слое находится только два электрона. Характерные степени окисления железа 0; +2 и Н-3. Самая устойчивая степень окисления железа -НЗ. Нахождение в природе. Среди химических элементов железо занимает четвертое место по распространенности. Его массовая доля в земной коре составляет 5,1%. В прошлом учебном году вы узнали, что самородное металлическое железо, встречаемое в природе, имеет метеоритное происхождение. Важнейшими природными соединениями железа являются минералы — железняки: магнитный железняк, состав которого можно выразить формулой Есз04, красный железняк бурый железняк — ^^2^3 — Fe20g и /1Н2О. В больших ко- Рис. 39, Минерал пирит 143 ) у личествах в природе встречается железный колчедан FeS2» У этого минерала есть и еще одно название — пирит (рис. 39). Физические свойства простого вещества. Простое вещество железо — металл серого цвета, с характерным металлическим блеском. Температура плавления железа 1539 °С, плотность 7,87 г/см^. Железо притягивается магнитом, а также обладает способностью легко намагничиваться и размагничиваться. Химические свойства простого вещества. Железо обладает большинством свойств, характерных для металлов. При нагревании реагирует с типичными неметаллами: кислородом, серой, галогенами. Проведем несколько опытов. Опыт 1. Поместим раскаленную стальную булавку в атмосферу кис лорода. Горение булавки сопровождается появлением большого количес тва искр, представляющих собой раскаленную железную окалину: ЗГе + 20. Feg04 + Q Железную окалину упрощенно можно рассматривать как соедине ние двух оксидов FeO * FegOg. Опыт 2. Сожжем стальную струну в атмосфере хлора. Горение сопровождается выделением бурого дыма. Так как хлор является сильным окислителем, то в этом опыте образуются соль железа со степенью окисления +3: 2Fe -Ь 3CI2 == 2FeClg Опыт 3. Нагреем смесь железных опилок и порошка серы. Через некоторое время начнется реакция с выделением теплоты. Реакционная масса раскалится докрасна. Сера, как менее сильный окислитель, чем кислород и галогены, образует с железом соединение, в котором степень окисления железа равна -1-2: Fe + S = FeS В разбавленных соляной и серной и других (кроме азотной) кислотах железо реагирует с образованием водорода и соли, в которой железо имеет степень окисления Ч-2. Уравнение реакции железа с кис- о U 1 лотами в краткой ионнои форме выглядит так: Fe + 2Н+ - Fe2+ -Ь Но 144 CtJ tj tj холодной концентрированной серной кислотой железо не реагирует. Благодаря этому свойству серную кислоту можно перевозить в стальных цистернах. При температурах 700—900 железо реагирует с парами воды. Реакция идет в соответствии с уравнением: 3Fe Н- 4Н2О = РбзО^ 4Н2| Вам хорошо известно, что на воздухе железо ржавеет — подвергается коррозии. Упрош;енно этот процесс можно представить уравнением: 4Fe -Н 6Н2О -Ь ЗО2 = 4Fe(OH)3 Гидроксид железа(П1) (ржавчина) не имеет постоянного состава, поэтому его химическую формулу часто записывают так: Fe203 * ^НзО. Продукты коррозии железа имеют рыхлую структуру, поэтому вода и кислород беспрепятственно поступают к поверхности металла. Если, например, плотная оксидная пленка защиш;ает алюминий и медь от разрушения, то с железом этого не происходит. Соединения железа. Оксид железа(И) FeO проявляет свойства основного оксида, гидроксид железа(П) Fe(OH)2 — нерастворимого в воде основания. Оксид и гидроксид Fe203 и Fe(OH)3 во многом проявляют основные свойства, но могут реагировать и как слабоамфотерные соединения. Растворимые в воде соли железа (-1-2) на воздухе постепенно окисляются. Биологическое значение железа. Ионы железа входят в состав гемоглобина (составная часть крови), поэтому железо необходимо для организма человека и животных. Недостаток этого элемента в крови вызывает серьезные заболевания, приводяш;ие к малокровию. Для лечения рекомендуется употреблять не только специальные лекарственные препараты, но и пиш;евые продукты, содержащие железо. Железа много в печени, почках, бобовых, ржаном хлебе, гречневой крупе, картофеле, яблоках, абрикосах и других фруктах. Краткие итоги параграфа • Железо принадлежит VIIIA-группе Периодической системы Д.И. Менделеева. На внешнем электронном слое атома железа находятся два электрона, на незаполненном предпоследнем слое — 14. Характерные степени окисления железа 0, -1-2, Н-3. Наиболее устойчивая степень окисления железа Ч-З. \ 145 / • Железо — распространенный на Земле химический элемент. Большинство железных руд представляют собой оксиды, гидроксиды и сульфиды железа, • Простое вещество железо обладает большинством свойств, характерных для металлов. Оно реагирует при нагревании со многими неметаллами; кислородом, серой, галогенами. • Как типичный металл, железо реагирует с кислотами и при высокой температуре с водой. ■ '■••Г •• i Ч. 1. Объясните уравнения химических реакций, приведенные в параграфе с позиций представлений об окислении и восстановлении. 2. Составьте уравнения химических реакций* характеризующих свойства оксидов и гидроксидов железа. 3. В процессе автогенной резки стали железо «выжигается» пламенем, содержащим избыток кислорода. Напишите уравнение этой реакции. 4. Соли железа со степенью окисления +3 являются сильными окислителями. Например, в растворе хлорида железа{111) может растворяться медь. Эта реакция используется в радиотехнике для травления медных печатных плат. Напишите уравнение этой реакции. Учтите, что железо понижает свою степень окисления с +3 до +2. 5. Какая масса алюминиевого порошка потребуется для полного восстановления железа из 177,7 кг гематита (основной компонент — оксид железа(1И)), содержащего 10% примесей. Т1. Гидроксид железа(1И) можно получить, если попытаться провести реакцию между 1) FeClg и NaOH 3) FegOg и HgO 2) Fe и HgO 4) FegOg и Hg Т2. Железо не реагирует с водным раствором 1) H2SO4 2) CuClg 3) Na2S04 4) НО -3-: ■—Ш--— ^ -il. 3 30/ ПРИМЕНЕНИЕ ЖЕЛЕЗА И ЕГО СПЛАВОВ Рассмотрим области применения железа и его сплавов. Железо — один из тех металлов, пользоваться которым люди научились очень давно. Однако чистое железо практически не используется, Применяются сплавы железа — чугуны и стали. Вспомним о составе этих сплавов. Чугуны — сплавы, содержащие около 93% железа, до 4,5% углерода и в небольших количествах кремний, марганец, фосфор и серу. 146 Рис. 40. Чугунная горелка — форсунка а б Рис. 41. Изделия из чугуна: а — цветок; б — решетка. ь1 Из-за содержания сравнительно большого количества углерода в виде графита или соединения с железом FegC — цементита — чугун хрупок, и его нельзя ковать. Из чугуна отливают тяжелые детали станков, машин, маховики, разнообразные плиты, форсунки (рис. 40), красивые чугунные решетки и другие декоративные изделия (рис. 41). Из чугуна делают посуду, которая не прогорает при нагревании в печах открытым пламенем. Сельские жители часто называют эту посуду чугунками или чугунами. Стали — сплавы железа, в которых содержание всех примесей значительно меньше, чем в чугунах. Например, массовая доля углерода в стали составляет от 0,3 до 1,7%. Мягкая сталь (ее называют ковким железом) содержит до 0,3% углерода. Она легко обрабатывается, из нее готовят гвозди, болты, кровельное железо, кузова легковых автомобилей, некоторые детали машин. Твердая, закаленная сталь получается, если ее нагреть до температуры 500—700 °С, а затем быстро охладить. При быстром охлаждении кристаллизуются соединения железа с углеродом, которые и придают изделию твердость. Из закаленной стали изготавливают топоры, пилы, рубанки, стамески, кухонные и охотничьи ножи и другие инструменты (рис. 42). Для придания стали особых свойств в нее добавляют легируюп^ие добавки, называемые присадками. Добавление кремния приводит к увеличению эластичности, марганца — вязкости, вольфрама — твердости. Комбинируя различные присадки, получают специальные легированные 42. Изделия стали. Сталь, содержащая помимо железа из закаленной стали 147 18% вольфрама, 4% хрома и 1% ванадия, — «быстрорежущая», сохраняет свою твердость до температуры красного каления. Она применяется для изготовления инструментов — резцов и сверл. Широко распространенные нержавеющие стали — это сплавы железа, содержащие около 18% хрома и 9% никеля. Сталь с содержанием до 46% никеля (платинит) имеет такой же тепловой коэффициент расширения, как и стекло, поэтому может впаиваться в него, что используют при изготовлении электроламп. Сплав фехраль, содержащий 83% железа, 13% хрома и 4% алюминия, благодаря жаропрочности и высокому электрическому сопротивлению, используется для изготовления проволоки для электронагревательных приборов. . Краткие итоги параграфа • Чистое железо практически не используется. Применяют сплавы железа с углеродом — чугуны и стали. Широко применяют специальные добавки, которые существенно улучшают свойства сплава. • Из чугуна изготавливают тяжелые детали машин. • Сталь наиболее широко используют как конструкционный материал для изготовления машин, инструментов и других изделий. • Большое применение для изготовления специальной техники имеют нержавеющие стали, а также стали с особыми свойствами. 1. Из какой стали целесообразно изготавливать проволоку для высококачественных пружин? 2. При изготовлении топора может получиться бракованное изделие. Его лезвие очень твердое, но крошится при попытке разрубить полено. Почему получилась такая хрупкая сталь? 3. Почему для изготовления кузовов легковых автомобилей не применяют нержавеющую сталь? Назовите несколько причин. 4. Почему можно использовать сталь для изготовления арматуры железобетонных конструкций, а, например, медь — нет? 5. Составьте таблицу, в которой укажите: состав специальной стали, ее название, свойства и направления использования. Пользуйтесь для этого дополнительной литературой. 6. Какой объем оксида углерода(И) потребуется для полного восстановления железа из 200 т железной руды, содержащей оксид железа(111) и 20% пустой породы? 148 §31. МЕТАЛЛУРГИЯ Познакомимся с общими способами получения металлов в промышленности. Металлургия — это технология производства металлов и их сплавов, Производство металла осуществляется в два основных этапа; 1) предварительная подготовка сырья; 2) восстановление металла. Рассмотрим сущность процессов, реализуемых на этих этапах. Предварительная подготовка сырья. Предварительная подготовка сырья имеет большое значение в металлургии. От нее во многом зависит качество выплавляемого металла, а также производительность всей технологической цепочки. Важной стадией предварительной подготовки сырья является его обогащение. Руда содержит примеси пустой породы (полевого шпата, кварца и др.). На обогатительных комбинатах от измельченной руды отделяют пустую породу и тем самым увеличивают содержание полезного компонента. Вспомните, разделение смеси веществ основывается на различии свойств ее компонентов. В основе обогащения руды лежит тот же принцип. Например, железная руда магнетит Feg04 притягивается магнитом, поэтому для отделения пустой породы измельченную руду ссыпают тонкой струйкой мимо мощного магнита. Частички руды отклоняются в сторону магнита, а частички пустой породы — нет. В результате получают концентрат — продукт с повышенным содержанием полезного компонента. Для обогащения руды используют также различие в смачиваемости полезного компонента руды и породы. Вспомните опыт, который мы проводили в 8 классе. Если опустить в воду кусок серы — он утонет, но если серу измельчить, то порошок серы плавает на поверхности воды. Частички серы не смачиваются водой и выталкиваются на ее поверхность. При добавлении в воду специальных веществ удается добиться, чтобы полезный компонент не смачивался водой, а пустая порода смаг чивалась. Способ разделения смеси, основанный на различии смачиваемости компонентов водой, называют флотацией. На специальных флотационных машинах отделяют от руды пустую породу. Многие металлы (железо, медь, никель) в природе встречаются в виде сульфидных руд. Эти руды на предварительном этапе подготовки сырья подвергают обжигу. Приведем пример уравнения обжига железного колчедана; 4FeS2 + IIO2 — 2Fe20g -h SSOg + Q 1:14^1 \ Рис. 43. Причудливая форма никеля, осевшего на катоде Получившийся в результате обжига оксид железа поступает на следующий восстановительный этап производства. Восстановительный этап. На этом этапе проводят окислительно^восстанови-тельную реакцию, в результате которой образуется металл. В качестве восстановителя используют уголь (кокс), монооксид углерода (СО) и водород. Часто используют смесь водорода и монооксида углерода. На некоторых металлургических производствах восстановление металла осуществляют путем электролиза. Восстановленный металл требует очистки. Для этого проводят электролиз, в котором неочищен- р ный металл служит анодом. Очищенный металл оседает на катоде. Осевший металл иногда принимает причудливые формы (рис. 43). Рассмотрим примеры металлургических производств. Все металлургические производства подразделяются на черную металлургию и на металлургию цветных металлов. Это связано с тем, что все металлы подразделяются на черные и цветные. К черным металлам относят железо и его сплавы. Остальные металлы относят к цветным металлам. Черная металлургия. Долгое время черная металлургия содержала в себе два последовательных производства. Из железной руды (после предварительной подготовки) получали чугун, а из чугуна — сталь. Чугун производят в доменных печах. В качестве топлива используется кокс, получаемый в результате прокаливания угля антрацита, а также природный газ. Восстановление железа осуществляется углеродом и оксидом углерода(П). Эти процессы упрощенно можно выразить следующими уравнениями: Fe20g + ЗС = 2Fe -Ь ЗСО Fe203 "Ь ЗСО = 2Fe + ЗСО2 Использование кокса приводит к тому, что выплавляемый металл насыщается углеродом. В результате образуется сплав железа с углеродом — чугун. Как вы уже знаете, чугун содержит более 2% углерода, а также примеси соединений кремния, марганца, серы, азота и фосфора. Большая часть произведенного чугуна используется для получения стали. Сталь содержит менее 2% углерода и существенно меньше при- 150 1 месей серы, азота, фосфора, чем чугун. Суть производства стали сводится к окислению (выжиганию) углерода, содержащегося в чугуне, и нежелательных примесей кислородом с последующим восстановлением окисленного железа. Долгое время сталь производили (варили) в мартеновских печах. В 60-е годы прошлого столетия была популярна песня из кинофильма «Весна на Заречной улице»: Когда на улице Заречной В домах погашены огни. Горят мартеновские печи, И день и ночь горят они. Мартеновские печи стали нашей историей. В настоящее время они практически не используются из-за низкой производительности. Одна плавка в мартеновской печи длится около восьми часов. Большую производительность имеют кислородные конвертеры^ и электропечи. Продолжительность плавки в таких печах — менее одного часа. В настоящее время применяют технологию прямого восстановления железа из руды, минуя стадию получения чугуна. Подготовленное сырье нагревается в атмосфере смеси водорода и монооксида углерода. В результате образуется железный порошок, из которого можно получать любой необходимый сплав. Цветная металлургия. Одно из самых крупнотоннажных производств цветной металлургии — производство алюминия. На первом этапе путем сложной химической обработки из алюминиевой руды получают чистый оксид алюминия (глинозем). На втором этапе осуществляется восстановление алюминия из оксида алюминия путем электролиза расплава AI2O3 в криолите (NagAlFg). Температура, при которой проводят электролиз, составляет около 1000 °С. В расплаве происходит диссоциация оксида алюминия: AI2O3 = 2А13+ -Ь 3Q2- Ионы алюминия «подходят» к катоду, на котором и происходит восстановление алюминия А13+ -Ь Ze- = А1 На аноде образуется кислород. 1 Слово «конверсия» означает превращение. В кислородном конвертере через расплавленный чугун продувают кислород, поэтому он получил такое название. 151 Производство меди, никеля и ряда других цветных металлов во многом сходно. Эти металлы часто входят в состав сульфидных руд. Поэтому предварительная подготовка руды сводится к ее обогащению с последующим обжигом. Из оксида металл восстанавливают углем или смесью водорода и монооксида углерода СО. Производство металлов вызывает много экологических проблем. Необходимо улавливать выделяющиеся при производстве оксиды серы, которые наносят большой вред окружающей природе. Кроме того, в атмосферу выделяется пыль из оксидов металлов. Долгое время расширение производства неизбежно влекло за собой обострение экологических проблем. В настоящее время проводится большая работа, направленная на то, чтобы производство не приводило к экологической катастрофе, а становилось неотъемлемой частью устойчивого развития общества. Для этого процессы, происходящие на предприятиях химической и металлургической промышленности, переводят на технологические схемы, сводящие к минимуму отрицательное влияние производства на окружающую среду. Краткие итоги параграфа • Производство металла включает два основных этапа: 1) предварительную подготовку сырья; 2) восстановление металла. • На первом этапе происходит обогащение руды, т. е. увеличение содержания полезного компонента, и обжиг, если в качестве сырья используют сульфидные руды. • В качестве восстановителя используют кокс, монооксид углерода, водород и электрический ток (катод). • Металлургию подразделяют на черную — производство железа и его сплавов — и цветную — производство остальных металлов. • Производство металлов требует решения экологических проблем из-за загрязнения атмосферы оксидами серы (при обжиге сульфидных руд) и пылью оксидов металлов. Восстановление железа в доменной печи протекает ступенчато. В качестве восстановителя выступает не только кокс, но и образующийся монооксид углерода. Напишите уравнения реакции ступенчатого восстановления железа. Напишите уравнения реакций, приводящих к образованию оксидов серы, кремния, фосфора и углерода в процессе варки стали. 152 Напишите уравнения реакций, протекающих в восстановительном периоде варки стали. В качестве восстановителя используют так называемые рас-кислители — сплавы марганца, кремния и алюминия. Напишите уравнения реакций, протекающих при прямом восстановлении железа из руды. Вычислите массу алюминия, который содержится в 1 т руды, в состав которой входит 60% оксида алюминия. Почему самые крупные заводы по производству алюминия строятся рядом с крупными электростанциями? Практ№еское занятие 3 аКСПЕРИМЕНТАЛШЫЕ ЗАДАНИЯ ПО ТЕМЕ «МЕТАЛЛЫ»^ Цель работы: изучить свойства металлов и их соединений. Прежде чем приступить к выполнению эксперимента, повторите прави ла безопасной работы в химической лаборатории, В тетради начертите таблицу для оформления результатов практичес кой работы. NS и название опыта ■ 1 • ■ Порядок действий Рисунки, наблюдения Уравнения реакций Ответы на контрольные вопросы * Зэдэние 1. Сравнение свойств металлов Проведите реакции металлов с кислотой: а) в пробирку налейте 1—1,5 мл соляной кислоты и поместите в нее 1—2 гранулы цинка; б) в пробирку налейте 1—1,5 мл соляной кислоты и поместите в нее 1—2 кусочка железной стружки; в) в пробирку налейте 1—1,5 мл соляной кислоты и поместите в нее 1—2 кусочка меди. Что вы наблюдаете в каждой пробирке? Объясните причину различий результатов каждого опыта. Составьте уравнения наблюдаемых реакций. Сделайте вывод о взаимодействии металлов с кислотой. Укажите окислитель и восстановитель. 153 Контрольные вопросы 1. Почему отличаются результаты трех экспериментов? Сделайте вывод о возможности протекания реакций между металлами и кислотами. 2. Укажите окислитель и восстановитель в каждой реакции. Задание 2. Изучение особых свойств алюминия В две пробирки поместите по два кусочка алюминиевой фольги и прилейте в одну пробирку 0,5—1 мл соляной кислоты, а в другую — 0,5—1 мл раствора ш;ёлочи. Если признаков реакции не наблюдается, то пробирку слегка нагрейте. Что вы наблюдаете? Какой газ выделяется? Сделайте вывод о свойствах алюминия. Составьте уравнения нан блюдаемых реакции в полной и краткой ионнои форме, укажите окислитель и восстановитель. Контрольные вопросы 1. Почему алюминий способен вступать в реакции как с кислотой, так и со ш;ёлочью? 2. Укажите окислитель и восстановитель в каждой реакции. Задание 3. Распознавание солей различных металлов В четырех пробирках, отмеченных номерами 1, 2, 3 и 4, находятся растворы: хлорида кальция, хлорида алюминия, хлорида меди и хлорида железа(Ш). С помощью характерных на указанные металлы реакций определите, в какой из пробирок находится каждое из этих веществ. Контро льные вопросы 1. Составьте алгоритм определения солей (во второй колонке таблицы). ■ 2. Запишите уравнения реакций в полном и кратком ионном виде (в четвертой колонке таблицы). 3. Почему предполагаемые взаимодействия веществ приведут к распознаванию той или иной соли? 4. Можно ли распознать растворы каких-либо из перечисленных солей, не проводя рекций? Если да, то каких и почему? 5. К какому типу относятся реакции, позволяющие распознать соли металлов в растворе? Задание 4. Получение солей (делается дополнительно) 1. Из меди получите сульфат меди(П). 2. Из железа получите хлорид железа(И) и хлорид железа(Ш). Опишите ход каждого опыта и свои наблюдения. Напишите уравнения проведенных реакций. / '. : 154) ГЛАВА V -■'Ч - '-i • I ■ ■ Fffrf ё неметаллов .V -у i.- § 32. ГАЛОГЕНЫ. ГАЛОГЕНОВОДОРОДЫ Н ГАЛОГЕНИДЫ МЕТАЛЛОВ Рассмотрим свойства естественного семейства галогенов, а также химические свойства водородных соединений галогенов и соединений галогенов с металлами — галогенидов. Свойства химических элементов. К галогенам относятся фтор, хлор, бром, иод и астат. Они образуют главную подгруппу седьмой группы (VIIA-группу) Периодической системы химических элементов. На внешнем электронном слое атомов галогенов находится семь электронов. Наименьший радиус атома среди всех галогенов имеет фтор, поэтому у него самая высокая относительная электроотрицательность. Она равна четырем. Не существует веществ, в которых фтор проявлял бы положительную степень окисления. Для фтора возможны степени окисления —I и 0. Фтор не образует соединений, в которых имел бы высшую степень окис- 155 ■ .-.s i .V / ления, соответствующую номеру группы. Остальные галогены в со единении с более электроотрицательным элементом, например кис лородом могут образовывать соединения, в которых степень окисле ния их атомов положительна вплоть до +7. Нахождение в природе. Содержание галогенов в земной коре сни жается от фтора к астату. Галогены входят в состав многих минералов (табл. 15). Исключение составляет астат. Астат обнаружен в про дуктах радиоактивного распада урана. Соли галогенов (галогениды) входят в состав морской воды. Табл\лца 15 Нахождение галогенов в природе Химический элемент «Содержание в земнбй коре (массрвця доле^^^,Щ^^ Химическая формула минералов ":^^^;.;::Наев:анйе ’ распрретраненных минералов F 6,25 • 10-2 CaFg 3Cag(PO^)2 ■ CaF2 Плавиковый шпат (флюорит) Фторапатит С1 1,7 ■ 10-2 NaCl KCl NaCl • KCl ка • Mgci2 • 6H2O Галит (каменная соль) Сильвин Сильвинит Карналлит Вг 1,6 • ю--* 4 ■ • - ' KBr • MgBr2 * 6H2O Бромкарналлит I л 4 ■ 10-5 NaI03 Иодат натрия (сопутствует чилийской селитре) At В поверхностном слое Земли толщиной 1,6 км содержится 70 м г Встречается в продуктах распада урана Фториды входят в состав березовых листьев, многих трав, а также костей животных и человека. Бромиды и иодиды содержатся в морских водорослях. Физические свойства простых веществ. Молекулы простых веществ галогенов состоят из двух атомов. Фтор F2 при нормальных условиях представляет собой светло-зеленый газ с очень резким запахом. Чрезвычайно ядовит. Хлор CI2 — желто-зеленый газ с резким запахом. Ядовит, Во время Первой мировой войны армия Германии применила хлор как бое- (.. 156 ф ф ф т # Для любознательных Слово «фтор» в переводе с греческого означает «разрушающий». Во многих странах элемент № 9 называют флюором. Это название означает «текучий». Оно произошло от минерала флюорита Сар2 (этот минерал еще называется плавиковым шпатом), используемого в металлургии для понижения температуры плавления руд и металлургических шлаков. История получения фтора связана со многими трагедиями. Английские химики братья Томас и Георг Нокс пытались получить фтор, но их работа кончилась трагически. Георг стал инвалидом, а Томас погиб. При попытке получения фтора погибли ученые Д. Никлес, П. Лайет. Отравились фтором и потеряли здоровье П Дэви, А. Лавуазье, М. Фарадей, Ж. Гей-Люссак и Л. Тенар. В 1886 г французский химик Анри Муассан получил фтор, проводя электролиз Сжиженного безводного фтороводорода. вое отравляющее вещество. В результате многие тысячи солдат армий Антанты получили отравление и погибли. Хлор растворяется в воде. При н. у. в одном объеме воды может раствориться до двух объемов хлора. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Хлорная вода использовалась для отбеливания тканей. В Средние века ткани отбеливали, вывешивая их на солнце. Процесс проходил очень долго, поэтому одежда из белой ткани была дорогой и ее носила только аристократия. Для отбеливания тканей применяли и диоксид серы. Использование для этой цели хлора позволило существенно ускорить и удешевить процесс отбеливания. Хлор нашел еще одно применение. Им обеззараживают водопроводную воду. Для любознательных В переводе с греческого языка слово «хлор» означает «желто-зеленый». Есть сведения о том, что впервые столкнулись с хлором алхимики в IX в. Современное название этому веществу предложил выдающийся химик Гемфри Дэви. Немецкий химик Швейгер предложил называть хлор «галогеном» — «рождающий соль», но это название стали использовать для обозначения всего естественного семейства элементов. Технологию отбеливания ткани хлором предложил выдающийся французский химик К. Бертолле. Широкое использование этой технологии существенно повлияло на то, что Париж стал центром мировой моды. ч 157 Бром -ядовиты. красно-бурая жидкость с резким запахом. Пары брома \ ■* ■If- Я ‘S' Для любознательных В 1825 г. молодой французский ученый Антуан Жером Балар послал в Парижскую академию наук сообщение о новом простом веществе, выделенном из морской воды. Он предложил назвать новый химический элемент муридом. Этим он хотел подчеркнуть, что вещество получено из рассола. Авторитетная академическая комиссия подтвердила факт получения нового простого вещества и предложила назвать его бромом, что в переводе с греческого означает «зловонный». Иод Ig при н. у. представляет собой черно-фиолетовые кристаллы, которые При нагревании легко переходят в газообразное состояние, практически минуя жидкое (возгоняются). Раствор иода (5%-ный) в спирте применяется в медицине для обеззараживания ран. Этот раствор получил название йодной настоики. Вероятно, каждый из вас пользовался этой настойкой при порезах. Недостаток иода в организме приводит к болезни щитовидной железы. Поэтому пищевую поваренную соль часто иодируют, т. е. добавляют соединения иода. %■ Для любознательных Иод открыл в 1811 г. сын французского ремесленника-селитровара Бернар Куртуа. Работая в лаборатории, молодой ученый заметил, что медный котел, в котором упаривался раствор золы морских водорослей, быстро разрушается. Исследуя это явление, он выделил фиолетовые кристаллы. В 1813 году появилась первая публикация об этом веществе. Выдающийся химик и физик Ж. Гей-Люссак предложил назвать это новое простое вещество иодом, что в переводе с греческого означает «темно-синий, фиолетовый». Астат At короткоживущий радиоактивный элемент. Широкого применения не имеет из-за своей нестабильности. Химические свойства простых веществ. С химическими свойствами простых веществ —^ галогенов вы хорошо знакомы. Это самые яркие представители неметаллов. Они реагируют с металлами и водородом. В реакциях с металлами и водородом галогены выступают как окислители, а металлы и водород являются восстановителями. В ре- ( 158 1 V .7 зультате реакции галогенов с металлами образуются соли — галогениды, а именно: фториды, хлориды, бромиды, иодиды. Проведем опыт. Опыт 1. В банку с хлором внесем нагретую медную проволоку. Она загорается с выделением бурого дыма — хлорида меди(П): Си -Ь Clg = CUCI2+ Q С металлами реагируют и другие галогены. Например, кристаллический иод начинает бурно реагировать с алюминиевым порошком при добавлении капли воды: 2А1 -Ь 3I2 = 2АИз-Ь Q м Фтор реагирует с водородом со взрывом. В результате образуется фтороводород: лг F2 + Н2 = 2HF -ь Q Водород может гореть в атмосфере хлора. Эта реакция интересна тем, что при комнатной температуре водород и хлор в темноте не взаимодействует, но их смесь взрывается от вспышки света: Н2 + CI2 = 2НС1 -Ь Q Бром и иод с водородом реагируют не так энергично, как фтор и хлор. На примере реакции простых вехцеств галогенов с водородом прослеживается закономерность, а именно: окислительная способность простого вещ;ества в ряду F2 С1, Вп I2 убывает. Это под- 2 ^^2 тверждают экспериментальные факты. Так, хлор вытесняет из солей только бром и иод: CI2 + 2NaBr = 2NaCl -h ВГ2 CI2 -Ь 2NaI = 2NaCl -Ь Ц Бром вытесняет из соли только иод: Вг2 + 2NaI = 2NaBr -Ь I2 Проведем опыт. Опыт 2. В пробирку с иодидом калия прильем немного хлор ной воды. Раствор приобретает ярко-желтый цвет. Прильем к по 159 лучившемуся раствору немного раствора крахмала. Раствор становится синим. Это доказывает наличие в растворе простого вещества иода. Галогеноводороды и галогениды. Степень окисления атомов галогенов в галогеноводородах и в галогенидах -1. Галогеноводороды НС1, НВг, HI при н. у. — газообразные вещества. Исключение составляет фтороводород HF. Фтороводород — легколетучая жидкость, кипящая при +19,5 °С. Галогеноводороды хорошо растворяются в воде. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. Раствор фтороводорода в воде называется фтороводородной, плж плавиковой, кислотой. Фтороводородная кислота обладает уникальным свойством — она способна реагировать со стеклом. Это свойство используется для выполнения матовых рисунков на стекле. В отличие от фтороводорода, растворимость хлороводорода НС1 в воде ограниченна, хотя и очень высокая. В одном объеме воды при комнатной температуре может раствориться до 450 объемов хлороводорода. Проведем опыт. Опыт 2. Наполним круглодонную колбу хлороводородом. С помощью пипетки внесем в колбу несколько капель воды и закроем ее трубкой с пробкой. Нижний конец трубки поместим в кристаллизатор с водой, подкрашенной лакмусом (рис. 44). В результате раствр-рения хлороводорода в каплях воды давление н колбе понижается, поэтому вода поступает в колбу, образуя своеобразный фонтан. Фио-лотовый цвет лакмуса в колбе изменится на красный. Раствор хлороводорода в воде называется хлороводородной, или соляной, кислотой. Большинство галогенидов серебра не растворяется в воде. Исключение составляет фторид серебра AgF. Реакцию с нитратом серебра используют для определения растворимых в воде галогенидов. Образующийся хлорид серебра AgCl — вещество белого цвета. Рис. 44. Опыт «фонтан», бромид серебра AgBr имеет светло-желтый Растворение цвет, иодид серебра Agl — вещество желто- хлороводорода в воде го цвета. (160 \ Галогениды серебра разлагаются на свету. Это свойство используется в фотографии. На фотопленке и фотобумаге изображение появляется вследствие разложения на свету бромида серебра. Краткие итоги параграфа • Галогены составляют VIIA-rpynny Периодической системы элементов Д.И. Менделеева. На внешнем электронном слое у атомов галогенов находятся по семь электронов. Возможная степень окисления галогенов от —1 до -1-7. Так как электроотрицательность фтора самая высокая, то соединений с положительной степенью окисления фтор не образует. • Простые вещества — галогены реагируют с водородом и металлами. В результате образуются соединения со степенью окисления атомов галогенов —1. • Химическая активность простых веществ галогенов от фтора к и иоду ослабевает. • Галогеноводороды растворяются в воде. Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами. • Реактивом на галогеноводородные кислоты и их соли (кроме фтородоводородной кислоты и фторидов) служит нитрат серебра. ш ;;адания 1 i ii ft ’ i , В лаборатории хлор получают, воздействуя при нагревании концентрированной соляной кислотой на диоксид марганца. Напишите уравнение этой реакции. Атомы каких элементов изменяют степень окисления? Нарисуйте схему прибора, в котором можно осуществить эту реакцию. 2. Напишите уравнение реакции горения железа в хлоре. 3. Почему фтороводород — жидкость, а остальные галогеноводороды — газообразные вещества? 4. Напишите уравнения реакций ионного обмена, приводящих к образованию: а) хлорида серебра; б) бромида серебра; в) иодида серебра. 5. Составьте уравнение реакции разложения бромида серебра под действием света. 6. Предложите способ нанесения на стекло матового рисунка. 7. Нарисуйте схему, иллюстрирующую значение и применение галогенов. Т1. В ряду F2 С1 Вгз — I2 окислительные свойства 1) уменьшаются 3) не меняются 2) возрастают 4) меняются периодически Т2. Наибольшая полярность связи в молекуле 1) НС1 2) НВг 3) Ш 4) HF 6 Химия. 9 класс 161 § 33. КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ ХЛОРА Узнаем о кислородных соединениях хлора, нашедших широкое применение. Обратите внимание! Этот параграф содержит любопытные, но необязательные для изучения сведения. Хлор, бром и иод образуют ряд соединений, в которых имеют положительную степень окисления от +1 до +7. Мы рассмотрим только соединения хлора, которые нашли наиболее широкое применение. В результате реакции хлора с охлажденным раствором щёлочи образуется смесь двух солей: Clg + 2КОН КСЮ -Ь КС1 + HgO Соль КСЮ — гипохлорит калия. Эта соль применяется для отбеливания ткани и бумаги. Она входит в состав дезинфицирующих (чистящих и моющих) средств. В растворе гипохлорит постепенно разлагается (особенно на свету). В результате образуются атомы кислорода, которые обладают существенно более сильной активностью, чем молекулы кислорода. Атомы кислорода окисляют молекулы органического красителя при отбеливании, а также убивают микроорганизмы. Отбеливатели, используемые в быту, действуют разрушительно на кожу человека и животных, поэтому их следует применять осторожно. Хлорная известь CaClOCl, используемая для дезинфекции, представляет собой соль, содержащую два разных остатка: от соляной кислоты НС1 и от хлорноватистой кислоты НОС1. Для производства спичек, составов для фейерверков, различных пиротехнических средств применяется бертолетова соль — KCIO3. Краткие итоги параграфа • В качестве отбеливателей и дезинфицирующих средств широко применяют гипохлориты, в частности гипохлорит калия КСЮ. • Для производства спичек и фейерверков используется бертолетова соль KCIO3. Вопросы и задания ____ . ____, __________________ 1. Какая степень окисления хлора: а) в гипохлорите калия; б) в бертолетовой соли; в) в хлорной извести? 2. Напишите уравнение реакции, в результате которой получается хлорная известь. 3. Почему хлорную воду можно использовать для отбеливания тканей и для обеззараживания воды? § 34. СЕРА. СЕРОВОДОРОД М СУЛЬФИДЫ Узнаем о свойствах серы как химического элемента и простого вещества, а также о свойствах сероводорода, сероводородной кислоты и ее солей. Свойства химического элемента. Как у всех элементов VIA-группы, у атомов серы на внешнем электронном слое находятся шесть электронов. При образовании веществ с металлами и водородом сера проявляет степень окисления —2 (табл. 16). В составе соединений, содержащих кислород, для серы характерна степень окисления +4 и +6. Таким образом, для соединений серы характерны степени окисления —2, О, +4, +6. _ Таблица 16 Наиболее характерные степени окисления серы \ Степень окисления Примеры веществ -2 HgS, NagS, CuS 0 Простые вещества +4 802» SO3, H2SO4, Na2S04 Нахождение в природе. Сера довольно широко распространена в природе. Массовая доля серы в земной коре составляет 0,05%. Сера встречается в виде простого вещества, это так называемая самородная сера (рис. 45), а также входит в состав многочисленных минералов. Например, минерал свинцовый блеск представляет собой сульфид свинца PbS, минерал медный блеск — сульфид меди CU2S. Простые вещества, образуемые серой. Сера образует несколько простых веществ. К наиболее устойчивым аллотропным модификациям относится кристаллическая сера. Ее химическая формула Sg. Цвет кристаллической серы — желтый. Температура плавления кристаллической серы типичная для вещества с молекулярной кристалличес- рис. 45. Самородная кой структурой ^ -Ь 112,8 °С. сера Опыт. Нагреем в пробирке кусочек серы. Продолжим нагревание после того, как сера расплавится. Через некоторое время из расплава образуется вязкая темно-коричневая масса. Это пластическая сера. В пластической сере сотни тысяч атомов образуют линейные молекулы. По физическим свойствам она напоминает пластилин. При комнатной температуре пластическая сера постепенно переходит в кристаллическую. Химические свойства серы. С химическими свойствами серы вы уже знакомы. В химических реакциях с металлами и водородом сера играет роль окислителя. Ее степень окисления понижается от О до -2: 0 0+1-2 Я2 + S = Щ8 о о +2 -2 Fe + S = FeS В реакции с кислородом сера играет роль восстановителя. Ее степень окисления повышается с 0 до +4: о о “Н4 "“З S -h О2 = SO2 Нагреванием каучука с серой (вулканизация) получают резину, которая благодаря эластичности и прочности широко используется, например, для изготовления автомобильных покрышек (рис. 46). Соединения серы со степенью окисления —2. Сера проявляет степень окисления —2 в сероводороде H2S и в сульфидах — солях сероводородной кислоты. Рис. 46. Автомобильные покрышки из резины 164 Сероводород бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Очень ядо вит. Сероводород горит на воздухе. Возможно протекание двух процессов. В избытке кислорода происходит полное сгорание сероводорода: 2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О При недостатке кислорода происходит неполное сгорание сероводорода с выделением серы: 2H2S + 02 = 28 + 2Н2О Процесс неполного сгорания сероводорода используют для получения серы из сероводорода. Это осуществляется, например, на нефтеперерабатывающих заводах. Сероводород получают как побочный продукт, который поступает на дальнейшую переработку. При этом до 70% сероводорода сгорает с образованием серы, а более 30% — с образованием диоксида серы. В связи с этим возникает проблема улавливания диоксида серы — токсичного газа, наносящего вред окружающей среде и здоровью людей. Для очистки отходящих промышленных газов, содержащих сероводород и диоксид серы, эффективна реакция Клауса^ которая протекает самопроизвольно в присутствии небольшого количества воды. В результате получается сера и вода: 2H2S + SO2 = 38 + 2Н2О Сероводород хорошо растворяется в воде. Получающийся раствор является сероводородной кислотой. Эта кислота очень слабая. В воде она диссоциирует ступенчато и не полностью: H,s HS Н+ + HS" Н+ + S^- Большинство солей сероводородной кислоты (сульфидов) не растворяется в воде (см. таблицу растворимости, II форзац). Для сероводородной кислоты и ее растворимых в воде солей характерны реакции ионного обмена. Например, в растворе сульфид натрия реагирует с хлоридом меди(П): Na28 + CUCI2 = Cu8i + 2NaCl Эта реакция ионного обмена протекает до конца, так как образуется осадок сульфида меди(П). 6- N. 165 N Краткие итоги параграфа • На внешнем электронном уровне атома серы находится шесть электронов. Для серы характерны степени окисления —2, О, +4, +6. • Простое вещество сера реагирует с водородом, металлами, кислородом. • Сероводород способен окисляться кислородом. При недостатке кислорода происходит неполное окисление. В результате образуется сера и вода. • При растворении сероводорода в воде образуется слабая сероводородная кислота. • Большинство солей сероводородной кислоты не растворяется в воде* * ы и опросы и задания ь f: ,ч г П и ч l; l! ■I > :i ft У ( u у 0.. 1. Нарисуйте в тетради схему строения атома серы. Почему атом серы может иметь низшую степень окисления -2 и высшую степень окисления +6? 2. Может ли сера иметь степень окисления: а) -3; б) +7? Ответ обоснуйте. 3. У какого элемента больше электроотрицательность — у серы или кислорода? Дайте обоснованный ответ. 4. Приведите три примера реакций ионного обмена с участием сульфидов металлов. Запишите уравнения реакций в полной и краткой ионной формах. 5. При воздействии на сульфиды металлов нелетучих кислот выделяется сероводород. Приведите пример такой реакции. Напишите уравнение реакции. 6. Чему равен объем при н. у. сернистого газа, полученного при сжигании 224 л сероводорода, если его выход равен 95%? Т. Сера является окислителем в реакции, протекающей по уравнению 1) 2802 + С>2 = 280з 2) H2SO4 + 2NaOH = Na2S04 + 2Н2О 3) Fe + S = FeS 4) SO3 + H2O = H2SO4 9 35. КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ Рассмотрим свойства оксидов, гидроксидов серы и соответствующих им солей. Соединения серы со степенью окисления серы +4. Степень окис ления +4 сера проявляет в диоксиде серы SO2 и образуемых им со лях — сульфитах. Диоксид серы SO2 представляет собой газообразное вещество с рез КИМ запахом. Растворяется в воде. Раствор диоксида серы в воде час то называют сернистой кислотой, хотя вещества состава HgSOg не обнаружено. , . Диоксид серы способен обесцвечивать некоторые красители, цоэто-му его используют для отбеливания бумаги. Если хлор и гипохлорит калия обесцвечивают красители за счет их окисления, и в результате молекулы красителя разрушаются, то диоксид серы присоединяется к молекулам красителя, который теряет свой цвет. Диоксид серы является кислотным оксидом. Он способен реагировать со щелочами. В результате образуются соли — сульфиты. Например, раствор гидроксида калия поглощает диоксид серы: SO2 + 2КОН = K2SO3 -Ь Н2О « ' Сульфиты реагируют с кислотами с образованием диоксида серы: K2SO3 -Ь 2НС1 = S02t+ 2КС1 -Ь Н2О , Эта реакция ионного обмена протекает до конца вследствие того, что образуется диоксид серы, который удаляется из сферы реакции. Вспомните условия протекания реакций ионного обмена до конца. Диоксид серы может быть окислен до триоксида серы SO3. Эта обратимая экзотермическая реакция ускоряется катализатором на основе пентаоксида ванадия V2O5: +4 О +6 —2 2SO2 + О2 2SOq + Q Атомы серы в диоксиде SO2 выступают в качестве восстановителя. Они повышают свою степень окисления с -Ь4 до -Ьб. Соединения серы со степенью окисления +6, Сера проявляет высшую степень окисления +6 в триоксиде серы SO3, серной кислоте H2SO4 и в ее солях — сульфатах. Триоксид серы SO3 представляет собой бесцветное кристаллическое вещество, которое плавится уже при комнатной температуре и кипит при температуре Ч-45 °С. Триоксид серы реагирует с водой. При этом образуется серная кислота: SO3 -Ь Н2О = H2SO4 -Ь Q Как типичный кислотный оксид, триоксид серы способен реагировать со щелочами, например с гидроксидом натрия: SOo -Ь 2NaOH = NaoSO. -h НоО \ ■ ■■ Ч' ■ / Рассмотрим свойства серной кислоты. Для разбавленной серной кислоты характерны все общие свойства кислот. Однако концентрированная серная кислота имеет несколько особых свойств. Так, концентрированная серная кислота обугливает сахар и древесину (с этим свойством вы знакомились в прошлом учебном году). Горячая концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Например, соляная и фосфорная кислоты в реакциях с метал- U U /в' лами проявляют свойства окислителен благодаря катионам водорода, которые принимают по одному электрону и повышают свою степень окисления от -1-1 до О, Концентрированная серная кислота является сильным окислителем за счет серы, содержащейся в кислотном остатке. Например, концентрированная серная кислота способна при нагре- вании реагировать с медью: о +6 Си + 2H2SO4 +2 +4 CUSO4 + 2НзО + SO2 Обратите внимание, в результате этой реакции выделяется не водород, а диоксид серы. Атомы серы понижают свою степень окисления от -Ь6 до +4. При изучении свойств металлов вы узнали, что холодная концентрированная серная кислота не реагирует с железом, что позволяет ее перевозить в стальных цистернах. Опыт. Прильем в пробирку с раствором серной кислоты немного раствора хлорида бария. В результате выпадает белый осадок. Серная кислота и ее растворимые в воде соли реагируют с хлоридом бария. В результате этой реакции ионного обмена образуется осадок сульфата бария: Ва2+ + SO|“ = BaS04i Данная реакция используется для определения в растворе серной кислоты или ее солей. Вам известно, что минерал, образованный сульфатом кальция, CaS04 ■ 2Н2О называется гипсом. При изучении свойств соединений кальция вы познакомились с тем, что прокаленный строительный гипс (алебастр) широко используется в строительстве как связующий материал. Краткие итоги параграфа • Степень окисления серы в диоксиде серы и в соответствующих ему солях — сульфитах равна -1-4. Диоксид серы SO2 растворяется в воде, образующийся раствор часто называют сернистой кислотой. i 168 ч •р / • Диоксид серы SO2 может быть окислен до триоксида серы SO3. • Степень окисления серы в триоксиде серы, соответствующей ему серной кислоте и ее солях равна +6. • Триоксид серы реагирует с водой с образованием серной кислоты. • Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. • Реактивом на серную кислоту и ее соли являются растворимые в воде соли бария. Вопросы и задания .. ' в п || и ц п 7- щ I ■ т ^ X п 1. Диоксид серы, как и диоксид углерода, при пропускании через известковую воду образует осадок. Напишите уравнение этой реакции. 2. Если к хлориду натрия прилить концентрированную серную кислоту и нагреть, то выделяется хлороводород. Почему возможна эта реакция обмена? Напишите ее уравнение. 3. Напишите уравнение реакции триоксида серы: а) с гидроксидом калия; . ' ' '• . _ . ^ б) с гидроксидом кальция, в) с оксидом лития. 4. Какими свойствами обладает раствор серной кислоты? Напишите уравнения реакций. 5. В трех пробирках находятся растворы: хлорида натрия, сульфата натрия и серной кислоты. С помощью каких химических реакций можно распознать, в какой пробирке находится какой раствор? 6. Чему равен объем сернистого газа (при н. у.), полученного при обжиге 120 кг пирита FeSg, если его выход составляет 80% от теоретически возможного? Один из промышленных способов получения серной кислоты осуществля- 7. Т. ют в соответствии с цепочкой превращений: S SO. SO. H2SO4. Че- му равен выход серной кислоты, если из 128 т самородной серы получается 333,2 т серной кислоты? Отличить раствор серной кислоты от соляной кислоты можно при помощи *1) лакмуса 2) раствора гидроксида бария 3) раствора гидроксида натрия 4) цинка § 36. АЗОТ. АММИАК И СОЛИ АММОНИЯ Рассмотрим свойства азота как химического элемента и как простого вещества, его водородного соединения аммиака и образуемых им солей. Свойства химического элемента. Химический элемент азот расположен во втором периоде Периодической системы элементов. Он при- \ 169] Таблица 17 Наиболее характерные степени окисления азота Степень окисления Примеры веществ -3 NHg, NH4a 0 N2 +1 N20 +2 NO +3 N2O3, HNO2, NaNOg +4 NO2 +5 N2O5, HNO3, NaNOg надлежит к VA-rpynne. На внешнем электронном слое атома азота находятся пять электронов. Для азота характерны степени окисления от -3 до +5 (табл. 17). Нахождение в природе. Азот — основной компонент воздуха. Объемная доля азота в воздухе 78%. Кроме того, азот входит в состав минералов, в частности селитр, представляюш;их собой нитраты. Значение азота. Азот в виде органических соединений содержится в растениях, а также в организмах животных и человека. л Если в почву не вносить веш;ества, содержащ;ие азот, то культурные растения могут испытывать недостаток азота и поэтому плохо развиваться. Для повышения урожая в почву вносят азотные удобрения. Азот входит в состав многих лекарств, синтетического волокна, взрывчатых веш;еств. Простое веш;ество азот. Азот образует одно простое веш;ество, формула которого N2. Вам уже известно, что атомы азота в молекуле N2 связаны между собой тремя ковалентными связями, поэтому азот отличается большой инертностью. При высоких температурах (3000 °С) азот реагирует с кислородом. Реакция протекает в соответствии с уравнением: N2 + О2 ^ 2NO - Q 170 При высокой температуре и высоком давлении в присутствии платинового катализатора азот реагирует с водородом с образованием аммиака: N2 + ЗН2 ^ 2NH3 -Ь Q Эта обратимая химическая реакция имеет большое практическое значение. По этой реакции в промышленности получают аммиак, который используется для производства азотных удобрений. Кроме того, аммиак служит сырьем для производства азотной кислоты, некоторых пластмасс и химических средств заш;иты растений. Соединения азота со степенью окисления —3. Аммиак представляет собой бесцветный газ с резким специфическим запахом. Хорошо растворяется в воде. Наполнив колбу аммиаком, можно провести опыт «фонтан», аналогичный опыту с хлороводородом (см. § 32). Водный раствор аммиака, называемый нашатырным спиртом, используют в медицине. Сжиженный аммиак и его раствор вносят в почву в качестве удобрения (рис. 47). Аммиак способен взаимодействовать с кислородом. Процесс окисления может идти в двух направлениях: 4NHg -1- ЗО2 ~ 2N2 -Ь 6Н2О Н- Q 4NH3 -Ь 5О2 == 4NO -Н 6Н2О -Ь Q Рис. 47. Удобрение почвы сжиженным аммиаком 171 \ / Реакция с образованием азота протекает быстрее. Но эта реакция не имеет практического значения. Использование катализатора — платины — позволяет существенно ускорить реакцию, приводящую к образованию оксида азота(Н). Эта реакция используется в производстве азотной кислоты. Аммиак обладает еще одним интересным свойством. Проведем опыт. Опыт 1. Возьмем две стеклянные палочки. Одну смочим в растворе аммиака, а другую — в соляной кислоте. При сведении палочек на расстояние около 2 см между ними появляется белый дым (рис 48). В результате реакции соединения аммиака с хлороводородом образуется твердое белое вещество, хорошо растворимое в воде. Интересно, что раствор этого вещества проводит электрический ток. Это означает, что образовалось вещество, диссоциирующее на ионы подобно соли. Попробуем объяснить результат опыта. т • Н—N—Н Н Н I Н—N—Н Н + + С1 Для образования химической связи с атомами водорода азот предоставляет три электрона. Два электрона остаются свободными. К этим двум электронам притягивается атом водорода, имеющий частичный положительный заряд, от молекулы НС1. В результате образуется катион аммония NH4 и хлорид-анион С1”. Таким образом, аммиак, реагируя с кислотой, ведет себя как основание. В химии вещества, образованные за счет присоединения катиона водорода к свободной электронной паре, называются ониевыми соединениями. Вспомните, как образуется ион гидроксокцл Н3О+. Получившееся в результате реакции аммиака с хлороводородом соединение NH4CI называется хлоридом гсткония. Это вещество относится к солям, хотя и не содержит в своем составе ионов металла. Рис. 48. Образование дыма при реакции между растворами аммиака и соляной кислотой "X Г172 ! Аммиак реагирует не только с соляной кислотой, но и с другими кислотами, растворимыми в воде. В результате образуются соответствующие соли аммония. Эту реакцию используют в производстве азотных удобрений. Например, при пропускании аммиака через раствор азотной кислоты образуется нитрат аммония. Его используют в качестве удобрения, которое называется аммиачная селитра. Проведем еще один опыт. рОпыт 2. К раствору хлорида аммония прильем раствор гидроксида калия. В результате выделяется аммиак, который легко распознается по характерному запаху: NH4CI + КОН = NHgt + КС! + ЩО Соли аммония реагируют со щелочами. При этом гидроксид-анион отрывает от иона аммония катион водорода: ЩО + NH3 F*? : На примере свойств аммиака вы еще раз убедились в том, насколько разнообразна природа. Ни одна систематизация веществ не является исчерпывающей. В прошлом году вы познакомились с основаниями. Выяснили, что они образованы атомами металла и гид^ роксогруппами. Но оказалось, что и аммиак реагирует с кислотами и, таким образом, проявляет основные свойства. В 8-м классе вы также познакомились с солями. В их состав входят атомы металла и кислотные остатки. При изучении электролитической диссоциации мы уточнили, что в состав соли входят катионы металла и анионы кислотных остатков. В то же время в состав солей аммония катионы металлов не входят. Краткие итоги параграфа • Азот — химический элемент второго периода, VA-группы Периодической системы элементов. На внешнем электронном слое атома азота находится пять электронов. В соединениях азот может проявлять степень окисления от —3 до +5. /■ г \ 173 • Простое вещество азот представляет собой газообразное вещество, отличающееся химической инертностью. При высокой температуре азот реагирует с кислородом. В результате образуется оксид азота(П). При высоком давлении и высокой температуре в присутствии платинового катализатора азот обратимо реагирует с водородом. Продукт этой реакции — аммиак. • Аммиак окисляется кислородом до двух веществ: азота и оксида азота(П). • С кислотами аммиак образует соли аммония. Соли аммония — хорошие азотные удобрения. • Соли аммония реагируют со щелочами. В результате выделяется газообразный аммиак. , Всппосы и задания П 1 2 3 Нарисуйте в тетради схему строения атома азота. Какая у атома азота может быть низшая и высшая степени окисления? Ответ обоснуйте. Может ли азот иметь степень окисления: а) -4; б) +6? Ответ обоснуйте. Электроотрицательность каких атомов выше — азота, кислорода или углерода? Ответ обоснуйте. Почему азот является химически инертным веществом? Напишите уравнение реакции, которая протекает: а) при пропускании аммиака через раствор серной кислоты; б) при введении в раствор нитрата аммония раствора гидроксида натрия. 6. Чему равен выход продукта реакции, если из 100 л азота получается 140 л аммиака (обьемы газов даны при одинаковых условиях)? Т. Аммиак не может вступать в реакцию с 1) NaOH 2) H2SO4 3) Н+ 4) Og 4 5 § 37. КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА Рассмотрим свойства некоторых оксидов азота, соответствующих им кислот и солей. Оксид азота(П). Вам уже известно, что при каталитическом окислении аммиака кислородом образуется монооксид азота N0. Это бесцветный газ. Оксиду N0 не соответствует кислота, т. е. он не является солеобразующим оксидом. Значит, он не может реагировать со щёлочью с образованием соли. ; . 174 Рис. 49. Выделение «бурого газа» — диоксида азота На воздухе при н. у. монооксид азота самопроизвольно окисляется до диоксида азота: 2NO -Ь О2 = 2NO2 Диоксид азота имеет бурый цвет, поэтому его часто называют «бурый газ» (рис. 49). Соединения азота со степенью окисления -ЬЗ и -1-4. Оксид азота(1П) N2O3 является типичным кислотным оксидом. При растворении этого оксида в воде образуется нестойкая азотистая кислота: N2O3 -Ь Н2О = 2HNO2 ^ Взаимодействие оксида азота(Ш) со щелочами приводит к образованием солей — нитритов^ например: . N2O3 -Ь 2КОН = 2KNO2 -Ь Н2О Нитрит натрия используется в пищевой промышленности в качестве консерванта. Он позволяет сохранить привлекательный вид мясных продуктов. Однако повышенная концентрация нитритов в продуктах питания вредна для здоровья. В качестве примера рассмотрим только одно вещество, в котором азот имеет степень окисления -1-4. Это диоксид азота NO2 — бурый газ. При растворении в воде он образует две кислоты — азотистую и азотную: 2NO2 -ь Н2О = HNO2 -Ь HNO3 •Эта реакция используется для производства азотной кислоты. Соединения азота со степенью окисления -Ь5. К соединениям азота, в которых он проявляет степень окисления -Ь5, относится оксид азота(У) N305, азотная кислота HNO3 и ее соли — нитраты. Оксид азота(У) является типичным кислотным оксидом. Он реагирует с водой. В результате получается азотная кислота: N2O5 -Н Н2О = 2HNO3 Продуктами реакции этого оксида со щелочами являются соли — нитраты: N2O5 -Н 2КОН = 2KNO3 -Ь Н2О Азотная кислота (100%-ная) подвижная бесцветная жидкость с резким запахом. При хранении азотная кислота окрашивается в желтый цвет, так как разлагается с образованием диоксида азота — буро- го газа. При попадании на кожу рук азотная кислота оставляет желтые пятна. Азотная кислота является сильным окислителем. Она реагирует с металлами, стоящими в ряду активности металлов после водорода (например, Си, Hg, Ag). Таким свойством обладает как концентрированная азотная кислота, так и разбавленная. Следует отметить, что в результате реакции металлов с азотной кислотой водород почти не образуется. Приведем примеры. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с железом образуется нитрат железа(Ш) и оксид азота(И): Fe + 4HNO3 = Fe(N03>3 + NOT + 2Н2О В результате реакции концентрированной азотной кислоты с серебром образуется нитрат серебра и выделяется бурый газ: г* Ag + 2HNO3 - AgN03 + NOgt + Н2О Концентрированная холодная азотная кислота не реагирует с железом, хромом и алюминием. Азотную кислоту широко используют для производства минеральных удобрений, фармацевтических препаратов, полимерных материалов, взрывчатых средств и порохов, а также химических средств защиты растений. Краткие итоги параграфа • Оксид азота(П) не является солеобразующим оксидом, он не реагирует со щелочами, ему не соответствует кислота. На воздухе этот оксид окисляется до диоксида азота NO2. • Оксид азота(П1) является типичным представителем кислотных оксидов. Он реагирует с водой с образованием нестойкой азотистой кислоты, а также со щелочами с образованием солей — нитритов. • Диоксид азота реагирует с водой, в результате образуются две кислоты — азотистая и азотная. Реакция диоксида азота со щёлочью приводит к образованию двух солей — нитрата и нитрита. • Оксид азота(У) N2O5 — типичный кислотный оксид. При взаимодействии этого оксида с водой образуется азотная кислота. Оксид азота(У) реагирует со щелочами с образованием солей азотной кислоты — нитратов. • Азотная кислота является сильным окислителем. Она реагирует с металлами. Водород в результате этой реакции практически не образуется. 176 ч Вопросы и задания ii I; Р и 1. Какие вещества образуются в результате реакции бурого газа (NOg) с гидроксидом калия? Напишите уравнение этой реакции. 2. Напишите уравнение реакции оксида азота(\/): а) с водой; б) с гидроксидом натрия. 3*. Какие продукты образуются при взаимодействии цинка с разбавленной азотной кислотой? Напишите уравнение этой реакции. 4. Напишите уравнение реакции концентрированной азотной кислоты с медью. 5. Какую массу аммиачной селитры можно получить из 1 т раствора азотной кислоты? Массовая доля кислоты в этом растворе равна 60%. 6. Почему в реакции азотной кислоты с металлами водород чаще всего не образуется? 7. Нитраты способны к разложению. В результате разложения нитратов тяжелых металлов образуется оксид металла, бурый газ и кислород. Напишите уравнение реакции разложения нитрата меди(И). 8. Азотную кислоту в промышленности получают согласно цепочке превращений: NHg ^ NO ^ NOg HNOg. Какой объем аммиака (н. у.) потребуется для получения 504 кг азотной кислоты, если ее выход составляет 80%? Т. Переходу соответствует уравнение 1) 4NHg + ЗО2 = 2N2 + 6Н2О 2) 2HNO3 + Ag = AgNOg + NO2 + HgO 3) 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNOg 4) HNOg + NaOH = NaNOg + HgO §38. ФОСФОР Рассмотрим свойства фосфора как химического элемента и как простого вещества, а также свойства высшего оксида и соответствующей ему кислоты. Свойства химического элемента. Химический элемент фосфор расположен в третьем периоде Периодической системы элементов. Он принадлежит к VA-rpynne. На внешнем электронном слое атома фосфора находится пять электронов, Радиус атома фосфора больше, чем у атома азота. Вследствие этого ядро атома фосфора притягивает к себе внешние электроны слабее, чем ядро атома азота. Отсюда можно сделать предположение, что относительная электроотрицательность фосфора меньше относительной электроотрицательности атома азота и тем более кислорода. И это действительно так, относительная электроотрицательность азота больше, чем фосфора. Фосфор проявляет степени окисления —3, 0, +3, +5 (табл. 18). 177 Р. Таблица 18 Наиболее характерные степени окисления фосфора Степень окисления Примеры веществ -3 PH3I, MggPa 0 Р4 и другие +3 Р2О3, PGI3, РВГз, НРОз +5 Р3О5, PGI5, Н3РО4, КазР04 Нахождение в природе. Фосфор относится к числу распространенных химических элементов. Его массовая доля в земной коре составляет 9,3 • 10“^%. Важнейшие минералы фосфора ^— апатит и фосфорит, основу которых составляет фосфат кальция. Значение фосфора. Фосфор содержится в растениях и в организмах животных и человека. В костях человека и животных содержится фосфат кальция. Фосфор необходим для нормального развития растений, поэтому в почву вносят фосфорные удобрения. Соединения фосфора входят в состав ряда лекарственных препаратов и химических средств защиты растений. Фосфор как простое вещество. Фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Наибольшее практическое значение имеют белый и красный фосфор. ■ В повседневной жизни вы, конечно, соприкасались с красным фосфором. Он входит в состав намазки спичечных коробков и спичечных головок, придавая им красно-коричневый цвет. Красный фосфор образует атомную кристаллическую структуру. В зависимости от способа получения он имеет разные оттенки от ярко-красного до фиолетового. При прокаливании без доступа воздуха красный фосфор переходит в газообразное состояние. Охлаждение приводит к конденсации паров. В результате образуется белый фосфор. ^ Относительная электроотрицательность фосфора и водорода приблизительно одинакова (см. приложение), однако сопоставление химии водорода и фосфора позволяет сделать вывод о том, что у водорода в большей мере выражены металлические свойства, поэтому в фосфине у фосфора принят условный заряд (степень окисления) —3. I. V Белый фосфор представляет собой твердое воскообразное вещество. Его молекула состоит из четырех атомов фосфора — Р4. Белый фосфор светится в темноте. Это связано с медленным окислением его паров кислородом воздуха. Порошок белого фосфора самовоспламеняется на воздухе. В отличие от красного фосфора, белый фосфор чрезвычайно ядовит. Вам уже известно, что при горении фосфора образуется оксид фосфора(У) Р2О5. При недостатке кислорода может образоваться другой оксид — оксид фосфора(Ш) Р2О3. На воздухе этот оксид постепенно окисляется. Для любознательных ^ Более трехсот лет назад немецкий алхимик Геннинг Бранд, пытаясь найти эликсир жизни, получил из мочи вещество, светящееся в темноте. Он назвал это вещество «kaltes Feuer» — «холодный огонь». Это был белый фосфор. П Бранд стал демонстрировать свое «чудо» аристократам за вознаграждение. Тайну рецепта приготовления фосфора сохранить было трудно, поэтому число демонстраторов фосфора быстро увеличивалось. В 1680 г, независимо от предшественников, белый фосфор получил выдающийся английский химик, один из основателей химии как науки, Роберт Бойль. После смерти ученого его ученик А. Ганквиц возродил «брандовский бизнес». Однако после того, как в 1743 г. он отыскал более совершенный способ получения фосфора и опубликовал результаты своих поисков, бизнес с демонстрацией фосфора прекратился. % т ц % # т * Как типичный неметалл, фосфор реагирует при нагревании с металлами. В результате образуются фосфиды, например: 3Mg -F 2Р = MggP2 Соединения фосфора со степенью окисления -F5. Оксид фосфора(У) вам уже хорошо знаком. Это белый порошок, расплывающийся на воздухе вследствие поглощения паров воды. В связи с этим оксид фосфора используется для очистки органических растворителей от следов воды. Вам хорошо известно, что при растворении в воде оксида фосфора(У) образуется фосфорная кислота. При этом сначала образуется метафосфорная кислота НРО3. Если этот раствор прокипятить, то получится наиболее устойчивая ортофосфорная кислота Н3РО4. f 179 Ортофосфорная кислота представляет собой твердое белое вещест во. В лаборатории обычно используются растворы этой кислоты. В во де она ступенчато диссоциирует: НоРО ЩРО~4 HPOf Н+ + Н2РО4 Н+ + НРО|“ Н+ + Р0|- в зависимости от числа атомов водорода, которые нейтрализуются щёлочью, ортофосфорная кислота может образовать три вида солей. Например, NaH2P04 — дигидрофосфат натрия, Na2HP04 — гидрофосфат натрия, КазР04 — фосфат натрия. к - I Соли, в состав которых входят атомы водорода, способные ! дальнейшей нейтрализаций Щёлочью, называют ки-сльши. Фосфорная кислота обладает всеми свойствами, характерными для кислот. Она реагирует с металлами, основными оксидами и основаниями. Фосфорная кислота используется в пищевой промышленности. Ее слабые растворы добавляют в различные напитки. Фосфорная кислота является сырьем для производства минеральных удобрений. В качестве фосфорного удобрения служит двойной суперфосфат Са(Н2Р04)2. Он получается при действии фосфорной кислоты на апатит, основной компонент которого — фосфат кальция. В кислые почвы нередко вносят порошок фосфорита, называемый фосфоритной мукой. Для получения современных комплексных удобрений фосфорную кислоту нейтрализуют аммиаком. Полученное удобрение называется аммофосом. К аммофосу часто добавляют хлорид калия. Такое комплексное удобрение называется аммофоской. Комплексное удобрение содержит несколько химических элементов, необходимых растениям. Краткие итоги параграфа • Фосфор — элемент третьего периода, VA-группы Периодической системы химических элементов. На внешнем электронном слое атома фосфора находятся пять электронов, В соединениях фосфору наиболее характерны степени окисления —3, О, Ч-З, Н-5. 180 • Фосфор имеет большое значение в жизни растений, животных и человека. Для нормального развития культурных растений в почву вносят фосфорные удобрения. • Простое вещество фосфор реагирует с некоторыми неметаллами, например с кислородом, и с наиболее активными металлами. • Оксид фосфора(У) обладает всеми свойствами кислотного оксида. Он реагирует с водой и щелочами. • Ортофосфорная кислота обладает типичными свойствами кислот, она реагирует с металлами, основными оксидами и основаниями. г— 14 Ир ■J i ■ h И :: ы it а а ■ а IV 'I ill , п и ! I 1. Нарисуйте в тетради схемы электронного строения атомов азота и фосфора. В чем различие в строении этих атомов? 2. Напишите уравнение реакции горения фосфора в условиях недостатка кислорода. ' 3*. Почему шерсть «собаки Баскервилей» не загорелась от белого фосфора? 4. фосфор способен гореть в атмосфере хлора. Напишите уравнение этой реакции. 5. Напишите уравнение реакции оксида фосфора{\/) с водой. Что происходит после кипячения раствора? Напишите уравнение реакции. 6. При нейтрализации фосфорной кислоты могут образоваться кислые соли. Напишите уравнения реакций, в результате которых образуются средние и кислые соли фосфорной кислоты. 7. фосфорную кислоту получают, действуя на минерал апатит концентрированной серной кислотой. Напишите уравнение этой реакции. Учтите, что в состав апатита входит фосфат кальция. Почему возможна эта реакция обмена? 8*. При производстве фосфорной кислоты образуется побочный продукт, называемый фосфогипсом. Этот продукт обычно вывозится за территорию химического комбината и ссыпается в огромные горы. Каков состав фосфогип-са? Предложите способ использования фосфогипса. 9. При растворении в воде хлорида фосфора(У) образуются две кислоты. Напишите уравнение этой реакции. 10. Напишите уравнения реакций, характерных для фосфорной кислоты. 11. 15,5 г фосфора сожгли в избытке кислорода. Полученный оксид фосфора растворили в избытке воды и нагрели до кипения. Масса получившейся кислоты составила 46,55 г. Чему равен выход кислоты от теоретически возможного? Т1. Ряд соединений, в которых фосфор имеет степень окисления +3 1) РНз, NagP, А1Р 3) HPOg, PCI3, PgOg 2) РВгз, Р2О5, PCI5 4) Р, Н3РО4, CagPg Т2. С раствором фосфорной кислоты не взаимодействует 1) AgNOg 2) NHg 3) СО2 4) Са(ОН)2 ■ i ■ I N И \щ 11И* { 181 V-.:. У 39. УГЛЕРОД И ЕГО НЕОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ Все вещества подразделяются на неорганические и органические. Химический элемент углерод образует как неорганические, так и органические вещества. Рассмотрим свойства химического эле______________________________________________________ V мента углерода, его простых веществ, оксидов, а также угольной кислоты и ее солей. Свойства химического элемента. Углерод — элемент второго периода, IVA-группы Периодической системы химических элементов. На внешнем электронном слое атома углерода содержится четыре электрона. Следовательно, при образовании химической связи атом углерода может присоединить к себе до четырех электронов или отдать до четырех электронов. В связи с этим степень окисления углерода в неорганических соединениях может быть —4, О, -1-2, -1-4. *• Нахождение в природе. Массовая доля углерода в земной коре составляет 0,1% i В природе встречаются минералы, представляющие собой простое вещество углерод: графит и алмаз (рис. 50, а). Различие в их строении уже обсуждалось. Углерод входит в состав многих минералов, являющихся по химическому составу карбонатами кальция, магния, железа и др, В атмосфере содержится около 0,03% диоксида углерода СО2. Физические свойства. Как вы хорошо знаете, углерод образует несколько аллотропных модификаций. Среди них наиболее распространены графит и алмаз. Графит — темно-серое тугоплавкое вещество с металлическим блеском и низкой твердостью. Проводит электрический ток, но от металлов отличается хрупкостью. Графит широко используется для изготовления грифелей для карандашей и электродов (рис. 51). Вам известны уголь и сажа. Эти вещества состоят из мельчайших кристаллов графита. а Рис. 50. Кристаллы: алмаз (природный); б — бриллиант (обработанный) Рис. 51. Графитовый электрод jf-/ ■ i ■ ■у ^ I \ т ' ■■ % . ■* ■■’ S ч ^ «йе% Алмаз представляет собой бесцветное тугоплавкое вещество, отличающееся самой высокой (из природных веществ) твердостью. Используется для изготовления ювелирных изделий. Ограненный алмаз называется бриллиантом (рис. 50, б). Непригодные для ювелирных целей алмазы используют для изготовления высокоточных режущих инструментов. В 1985 г. открыта новая аллотропная модификация углерода — фуллврены. Молекулы фуллеренов напоминают футбольный мяч. В настоящее время фуллерены найдены в составе сажи, полученной определенным образом. Значение углерода. Соединения углерода входят в состав практически всех живых организмов, подавляющего большинства фармацевтических препаратов. Трудно выделить область деятельности человека, в которой не использовались бы соединения углерода. Изделия из углеволокна прочнее стали, поэтому широко используются в технике (рис. 52). Химические свойства простых веществ. Простые вещества, образованные углеродом, являются яркими представителями неметаллов. Рассмотрим их химические свойства на примере угля. Как многие неметаллы, уголь реагирует с кислородом. В избытке кислорода уголь сгорает с образованием диоксида углерода: Рис. 52. Ткань из углеволокна С -Ь О2 = СО2 + Q При недостатке кислорода происходит неполное сгорание угля с образованием монооксида углерода — ядовитого угарного газа: 2С + О2 = 2СО При взаимодействии угля с водородом образуется метан: С + 2Н2 == СН4 Уголь способен реагировать со многими металлами. Например, при спекании угля с кальцием образуется карбид кальция: Са -h 2С = СаС2 Раскаленный до 500 °С уголь реагирует с водой: С -h Н2О = СО -h Н2 Образующаяся в результате этой реакции смесь газов СО + Н2 называют во^якьш газом. Вы проводили эту реакцию, когда пытались залить горящий костер водой. Уголь окисляется концентрированной серной кислотой. Реакция протекает при нагревании; С -Ь 2H2SO4 = СО2 + 2SO2 + 2Н2О Рассмотрим свойства соединений, в которых углерод имеет степень окисления +2, +4. Эти соединения используются наиболее широко. Оксид углерода(П). Как вы уже знаете, несолеобразующий оксид углерода(П), или монооксид углерода, образуется при неполном сгорании угля или органических веществ. Это вещество очень ядовито, поэтому его часто называют угарным газом. Монооксид углерода используется в промышленности. Во многом это обусловлено его ярко выраженными восстановительными свойствами. Мы уже обсуждали, что прямое восстановление железа из руды осуществляется смесью водорода и монооксида углерода. Соединения углерода со степенью окисления +4. Степень окисления -1-4 углерод имеет в диоксиде углерода СО2, в угольной кислоте Н2СО3 и в ее солях. Оксид углерода(1У), или диоксид углерода СО2 является типичным кислотным оксидом. Он реагирует с основными оксидами, со щелочами и водой. Для ЭТОГО соединения широко используется название углекислый газ. Углекислый газ не поддерживает горение. Им заправляют огнетушители. Они представляют собой стальные баллоны красного цвета различного объема и называются углекислотными огнетушителями. Диоксид углерода растворяется в воде. Он широко используется в пищевой промышленности для приготовления газированных напитков. Из растворенного в воде газа около 20% вступает с водой в химическую реакцию, в результате которой образуется угольная кислота; СО2 + Н2О Н2СО3 Угольная кислота относится к слабым кислотам. В воде она сту- пенчато диссоциирует; Н2СО3 НСОо н+ + нсо н+ + со| 3 Как И ДЛЯ фосфорной кислоты, для угольной кислоты характерно образование кислых солей. Проведем опыт. \ (184, Опыт. Нальем в пробирку 2—3 мл известковой воды и пропустим через нее углекислый газ. В результате выпадает осадок. Уравнение этой реакции вам известно: Са(ОН)2 + СО2 = CaCOgi + Н2О Продолжим пропускать через осадок углекислый газ. Через некоторое время осадок исчезает. Что же произошло? Образовался растворимый в воде гидрокарбо- нат кальция: СаСОд + Н2О -Ь СО2 = Са(НСОд)2 Карбонаты, например кальция и магния, разлагаются при прокаливании: ‘ ^ СаСОд = СаО -Ь СО2 Гидрокарбонаты разлагаются в существенно более мягких условиях. Например, гидрокарбонат натрия (в быту он называется натрием _ t_» «_• \ _ двууглекислым или пищевой содой) начинает разлагаться уже при температуре 50 °С: 2NaHCOg = Na2COg + Н2О + СО2 Пищевую соду используют, например, при выпечке хлеба. Как вы уже знаете, при нагревании она разлагается с образованием диоксида углерода, благодаря чему хлеб становится пышным, В результате рассмотренной реакции также образуется карбонат натрия. В быту и технике карбонат натрия часто называется кальци-нированнои содой. Это связано с тем, что в химической технологии кальцинацией называется разложение в результате прокаливания. Таким образом, название «кальцинированная сода» означает «сода, полученная в результате прокаливания». Кальцинированную соду нередко называют стиральной содой. Это вещество долгое время использовали для стирки белья. Для всех солей угольной кислоты характерна обменная реакция с кислотами. В результате этой реакции образуется угольная кислота, которая не может существовать в большой концентрации и сразу разлагается: СаСОд + 2НС1 = CaCl2 + С02Т + Н2О Ct_* t_» этой реакцией вы уже давно знакомы. (185) Ч У Краткие итоги параграфа • Углерод — элемент второго периода, IVA-группы Периодической системы химических элементов. На внешнем электронном слое атома углерода находятся четыре электрона. Возможные степени окисления углерода от —4 до +4. • Простое веш;ество, образованное углеродом, например уголь, реагирует с кислородом, водородом, многими металлами, водой, концентрированной серной кислотой и другими вен];ествами. • Монооксид углерода СО (угарный газ) не является солеобразую-ш;им, т. е. ему не соответствует кислота. Будучи сильным восстановителем, широко используется в металлургии. • Диоксид углерода СО2 как типичный кислотный оксид, способен реагировать с основными оксидами, со щелочами и водой. Этому оксиду соответствует угольная кислота. • Угольная кислота относится к слабым кислотам. Как двухосновная кислота, она диссоциирует ступенчато. Образует средние и кислые соли. . • JC3CH.-' c:i^г -с -• пт 1 й :|Г^ ■ ! L' I п ^ ш !1 Г!. I , i • I ! -_\ Li и I 1 й I :;'! ы ^ г • • .1 к ч и i;r •. I и ^ и к ■ "J , ► J 1. Составьте уравнение реакции горения при недостатке кислорода: а) угля; б) метана. 2. Составьте уравнение реакции образования водяного газа. 3. Какие правила следует соблюдать, чтобы в быту не отравиться угарным газом? Что следует сделать, если произойдет утечка этого газа? 4. Составьте уравнение реакции восстановления меди из ее оксида монооксидом углерода. 5. Приведите несколько способов получения диоксида углерода. 6. Напишите уравнения реакций, характерных для диоксида углерода. 7. В рекламе часто говорят о веществе, называемом «сода бикарбонат». Такое название связано с неправильным переводом. Sodium — в переводе с французского и многих других языков означает натрий. О каком веществе идет речь? Одну из щелочей часто называют каустической содой. Что это за щёлочь? 8. Какой объем диоксида углерода (н. у.) вступил в реакцию при образовании 2,0 г карбоната кальция? 9. При восстановлении угарным газом 108 кг магнитного железняка Гез04 было получено 63 кг железа. Чему равен выход продукта реакции? Т1. Найдите соответствие между формулой вещества и областью его применения. Формула вещества Область применения 1) СО а) в строительстве 2) СО2 б) в металлургии 3) NaHCOg в) в кондитерском производстве 4) СаСОд г) в пожаротушении 186 ) т t - 1 2 3 4 i ? IT -■ F. .. (Вычертите эту таблицу в тетради и в колонку с цифрой запишите соответс твующую букву.) Т2. Уравнению 21Г*^ + СОз“ = HgO + COg соответствует взаимодействие в рас творе 1) кремниевой кислоты и карбоната калия 2) азотной кислоты и карбоната кальция 3) серной кислоты и карбоната бария 4) соляной кислоты и карбоната натрия .-Tir- / "STTJ.-------------------------------- .11 -г • - * т. • ’’pi I : • ■■■ ■ Ч" ,ч §40. КРЕМНИЙ Рассмотрим свойства кремния как химического элемента и как простого вещества, а также свойства соединений кремния. Свойства химического элемента. Кремний, как и углерод, находится в IVA-rpynne Периодической системы химических элементов. На внешнем электронном слое атома кремния находится четыре электрона. Кремний входит в третий период. Значит, у атома кремния на один электронный слой больше, чем у атома углерода. Поэтому радиус атома кремния больше радиуса атома углерода, и атом кремния слабее, чем атом углерода, притягивает к себе внешние электроны. У кремния меньше относительная электроотрицательность, чем у углерода. Степень окисления -4 кремний имеет в соединениях с металлами. В соединениях с водородом и в кислородных соединениях степень окисления кремния +4. Таким образом, для кремния характерны степени окисления —4, о, +4. Нахождение в природе. Кремний по распространенности уступает только кислороду. Массовая доля кремния в земной коре составляет 27,6%. Кремний входит в состав многих минералов и горных пород. Земная кора более чем наполовину состоит из кислородных соединений кремния — оксида кремния и солей кремниевой кислоты — силикатов. Молочный и дымчатый кварц, горный хрусталь, аметист, кварцевый песок состоят из оксида кремния. В природе распространены силикаты: алюмосиликаты, полевые шпаты, глинистые минералы. Биологическое значение кремния. Кремний имеет большое значение для развития растений и живых организмов. Многие растения, например крапива, хвощ и другие, содержат органические производные крем- (187 / ния. Соединения кремния используются в качестве необходимого растениям микроэлемента. Установлено, что при сращивании сломанных костей человека и животных в костях повышается содержание соединений кремния. В последние годы получили распространение пищевые добавки, включающие различные усвояемые организмом соединения кремния. Эти добавки предотвращают множество опасных заболеваний. i; . Свойства простого вещества Наиболее устойчивая аллотропная модификация кремния имеет строение, подобное алмазу. В связи с этим кремний представляет собой очень твердое тугоплавкое вещество. Чистый кристаллический кремний имеет металлический блеск (рис. 53). Кремний является полупроводником и широко используется для изготовления полупроводниковых приборов. Получают кремнии восстановлением из оксида кремния коксом. Процесс проводят в электропечи: SiOg -Ь 2С = Si -Ь 2СО Рис. 53. Кристаллический кремний ■ *7. Для любознательных С древних времен человек использует кремень, кварц, горный хрусталь, песок и различные силикаты. Простое вещество кремний был впервые получен относительно недавно. В 1825 г. шведский химик Йёнс Якоб Берцелиус выделил кремний в виде коричневого порошка. Новый элемент получил название «силиций» (от латинского silex — кремень). Первый промышленный способ получения кремния был предложен в конце XIX века выдающимся русским химиком Н.Н. Бекетовым. Химические свойства кремния во многом аналогичны свойству простого вещества углерода. Для него характерна реакция с кислородом, галогенами и металлами. В отличие от углерода, кремнию не свойственна реакция с водородом. Водородное соединение кремния — си- лан Sin лотой. получают, воздействуя на силицид магния соляной кис 188 \ У Соединения кремния со степенью окисления +4. Степень окисления +4 для кремния наиболее характерна. В оксиде, в кремниевой кислоте и ее солях — силикатах атомы кремния имеют степень окисления +4. Оксид кремния SiOg (кремнезем) — бесцветное твердое тугоплавкое вещество. Специально приготовленный порошок оксида кремния (силикагель) широко используется в качестве адсорбента (рис. 54, а). Гранулированный силикагель широко используется для осушки воздуха (рис. 54, б). Как уже отмечалось, оксид кремния встречается в виде горного хрусталя (рис. 55), молочного и дымчатого кварца и чистого речного песка. По своей структуре оксид кремния и другие кислородсодержащие соединения кремния представляют собой неорганические полимеры, в которых атомы кремния и кислорода, связанные между собой, образуют своеобразные цепочки, ленты и сетки (рис. 56). Этим объясняется тугоплавкость оксида кремния, температура плавления выше 1600 °С. Оксид кремния является кислотным оксидом. С водой он не взаимодействует. Для этого оксида характерна реакция со щелочами. Проведем опыт. Опыт. Поместим в пробирку немного порошка оксида кремния и прильем раствор гидроксида натрия. Нагреем раствор. Через некоторое время мы наблюдаем растворение оксида кремния: SiOa + 2NaOH = NasSiOg + HgO a a Puc, 54. Силикагель: порошкообразный; б -нулированный гра- Рис. 55. Кристаллы горного хрусталя 189 Рис. 56. Строение оксида кремния и силикатов. Атомы: кремния —* черные, кислорода — голубые Силикаты щелочных металлов растворимы в воде. Силикат натрия входит в состав силикатного клея. Раствор силиката натрия часто называют жидким стеклом. При стоянии этого раствора на воздухе под действием углекислого газа выпадает осадок кремниевой кислоты: NagSiOg -Ь ЩО + СОд = HgSiOgi -Ь NagCOg Кремниевая кислота не имеет постоянного состава, поэтому ее формулу правильнее записывать SiOg * nHgO. Кремниевая кислота представляет собой нестойкое вещество. Со временем она разлагается на оксид кремния и воду: HgSiOg = SiOg -Ь ЩО При сплавлении оксида кремния с оксидами алюминия, кальция, магния и щелочных металлов образуются силикаты. Они не имеют постоянного состава, поэтому их формулы записывают как соединение оксидов металлов с оксидом кремния. Например, алюмосиликат, полученный в результате сплавления 1 моль оксида алюминия и 2 моль оксида кремния, имеет состав AlgOg • 2Si02. Большинство силикатов не растворяется в воде. Их строение во многом сходно со строением оксида кремния. Поэтому силикаты плавятся при высокой температуре, выше 1500 °С. Краткие итоги параграфа • Кремний — элемент третьего периода, IVA-группы Периодической системы химических элементов. На внешнем электронном слое атома кремния находятся четыре электрона. В соединениях кремнию характерны степени окисления —4, 0, -Н4. / \ (190 • Кремний — второй химический элемент после кислорода по распространенности в земной коре. Он входит в состав минералов и горных пород, представляющих собой оксид кремния и соли кремниевой кислоты — силикаты. • Кремний имеет большое значение для развития растений и живых организмов. Кремний входит в состав лекарственных средств и пищевых добавок. • Простое вещество кремний используется для изготовления полупроводниковых приборов. • Оксид кремния является кислотным оксидом. Он не растворяется в воде, реагирует со щелочами. • Кремниевая кислота — твердое, нерастворимое в воде вещество, разлагается при нагревании. ' • Силикаты щелочных металлов растворимы в воде. Силикаты большинства металлов не растворяются в воде. . Вопросы и задания ‘г \\ lli 1. Напишите уравнения реакций между кремнием и: а) магнием; б) кислородом; в) хлором. 2. Напишите уравнения реакций получения силана и его горения на воздухе. 3*.Какие химические реакции протекают при склеивании бумаги силикатным клеем? Напишите уравнения этих реакций. 4. С помощью какой реакции можно доказать принадлежность оксида кремния к кислотным оксидам? Напишите уравнение этой реакции. 5. Кремний можно получить методом алюминотермии. Какую массу кремния можно получить из 4,0 г кремнезема, если выход продукта реакции составляет 85%? 6. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме; а) между силикатом натрия и соляной кислотой; б) между раствором силиката натрия и хлоридом кальция. § 41. СИЛИКАТНЫЕ МАТЕРИАЛЫ Рассмотрим состав, свойства и производство силикатных материалов. Обратите внимание! Этот параграф содержит любопытные, но необязательные для изучения сведения. Силикаты — соли кремниевой кислоты — широко применяются как материал для строительства зданий, мостов и других сооружений. Силикатные материалы подразделяются на природные (минералы) и искусственные. Из природных силикатных материалов иаибо- ( 191) лее широкое применение в строительстве получили кварц, полевой шпат (KgO • AI2O3 • GSiOg), гранит и другие минералы. Из природных минералов изготавливаются строительные камни (блоки) и облицовочная плитка. Гораздо больше, чем природные силикаты, используются искусственные силикатные материалы. К таким материалам относятся: вяжу-ш;ие средства (цемент), керамика, стекла, ситаллы. Сырьем для производства искусственных силикатных материалов служат природные минералы: кварцевый песок, глины, полевой шпат, известняк. В качестве сырья используются и отходы различных производств — шлаки, зола и др. Производство вяжуш;его средства. С некоторыми вяжуш;ими средствами вы уже знакомы — это известковый раствор и гипс (алебастр). _ К силикатным вяжуш;им средствам относится портландцемент. В быту это средство называется просто цементом. В состав портландцемента входят силикаты и алюминаты кальция (/тгСаО • пАХзОз • АВЮз). Мольное соотношение оксидов в формуле бывает различное, что отражают коэффициенты 771, 71 и /г. Кроме того, в цементе содержатся оксиды магния и железа. Производство цемента (рис. 57) включает две основные стадии: 1) производство клинкера, 2) измельчение клинкера. Сырьем для производства цемента обычно служат известняк, мел и глина. Напомним, что в состав мела и известняка входит карбонат кальция СаСОз» Глина представляет собой алюмосиликат. При Рис. 57. Общий вид цементного завода 192 ние воды, затем разлагаются примеси органических веществ и карбонат кальция. На заключительной стадии оксиды кальция, алюминия и кремния спекаются и образуют однородную твердую массу — клинкер. При измельчении клинкера получается порошок, который и называется портландцементом. Затвердевание цемента происходит в результате поглощения воды. Существует несколько марок^ цемента. Из смеси воды, цемента и речного песка готовят цементный строительный раствор. Смесь цементного раствора с гравием образует бетон. Если в бетон помещается стальная арматура, то получают железобетонные конструкции. Производство керамики. Керамические 'материалы получают спеканием природных глин со специальными минеральными добавками. Керамические изделия подразделяют на пористые — фаянс, кирпич, огнеупоры — и спекшиеся — фарфор. Производство керамических изделий включает следующие основные стадии: 1) размельчение, смешивание и увлажнение сырья, 2) формование изделия, 3) сушку, 4) обжиг. Рассмотрите таблицу 19. Для производства кирпича полевой шпат, как правило, не используется. Для изготовления изделий из фарфора требуется больше полевого шпата, чем для изделий из фаянса. Температура обжига в ряду кирпич — фаянс — фарфор возрастает. Таблица 79 Состав сырья и условия производства керамических изделий Вид керамики Состав сырья Температура обжига Кирпич красный 40—45% глины, 50% песка, до 5% оксида железа(111) 900—1100 °С Фаянс 25—35% глины, 25—30% кварцевого песка, до 10% полевого шпата 1200—1270 °С Фарфор 25—55% белой глины, 25—30% кварцевого песка, 15—20% полевого шпата 1300—1450 °С ^ Обозначается цифрой: 400, 500 или 600. Цифра означает предел выдерживаемой нагрузки образцом цемента после затвердевания (в кг/см^). Таким образом, чем больше цифра - тем лучше цемент. 7 Химия. 9 класс 193 / Рис. 58. Посуда из фаянса (XX в.) Рис. 59. Фаянсовый электроизолятор Рис. 60. Фарфоровая чашка (XX в.): а — при обычном освещении; б — в темноте перед пламенем свечи Из фаянса изготавливают облицовочную плитку, сантехнические изделия и дешевую посуду (рис. 58). Фаянс является хорошим электроизолятором, поэтому из него изготавливают высоковольтные электроизоляторы (рис. 59). Из фарфора изготавливают дорогую посуду. Изделия из фарфора имеют тонкую полупрозрачную поверхность (рис. 60). Изделия из фаянса и фарфора специально покрываются глазурью. Для этого после обжига на поверхность изделия наносят смесь кварцевого песка и полевого шпата, после чего проводят повторный обжиг. В результате на поверхности образуется слой стекла. На посуду перед покрытием глазурью часто наносят рисунок. Для этого используются минеральные краски (например, в состав синей краски входят соединения кобальта, в состав зеленой краски — оксид хрома(Ш), в состав красной краски входят соли золота). На фарфоро- _ 1^ кг кг вую посуду часто наносят золотой рисунок. Это тонкий слои самого настоящего золота. Такую посуду нельзя помещать в микроволновую печь, потому что могут образоваться опасные электрические разряды. Производство стёкол. Обычное оконное стекло получается при сплавлении карбонатов натрия и кальция (магния) с оксидами алюминия и кремния. При варке стекла карбонаты разлагаются, и образуется однородная масса. При охлаждении полученная масса не успевает закристаллизоваться, поэтому сохраняет прозрачность. В настоящее время производятся различные типы стекол, состав которых отличается разнообразием (табл. 20). В отличие от оконного стекла оптическое стекло и хрусталь не содержат оксидов алюминия, кальция. 194 а а Рис. 61. Изделия из стекла: посуда; б ~ стекловолокно на фоне стеклоткани магния и натрия, а в их состав входят оксиды калия и свинца в различном соотношении. Химическое стекло содержит оксиды калия и бора. Это придает стеклу стойкость к перепаду температур. Таблица 20 Состав различных стекол Тип стекла Содержание оксидов (%) SiOg AI2O3 СаО MgO NagO К2О PbO Оконное 70—73 1,5—2 8—10 3—4 14—15 — Бутылочное 69—72 3—4 9 10 2—4 15—16 — — Химическое^ 68—70 3 5 6—8 1—2 8 10 5—6 — Оптическое 47—65 — — — 6 45 Хрусталь 55—77 — — — — 10—13 30—35 Специальные добавки придают стеклу различную окраску. Так, оксид кобальта СоО окрашивает стекло в синий цвет, а оксиды железа Fe20g или хрома СГ2О3 — в зеленый цвет. Стекло — широко используемый материал в строительстве и машиностроении, его применяют для изготовления электротехнических изделий, посуды (бытовой и химической), художественных изделий (рис. 61, а). Из стекла изготавливают стекловолокно (рис. 61, б). 1 В химическое стекло добавляется оксид бора (В2О3) 7‘ 195) Ситаллы. Ситаллы представляют собой полностью или частично закристаллизованное стекло. При получении ситалла сваренное стекло, содержащее специальные добавки (оксиды лития, цинка, марганца, кадмия и др.), определенное время выдерживают при температуре 500 °С. При этом образуются мелкие кристаллы стекла. По сравнению со стеклом ситаллы более прочные, химически и термически более стойкие (рис. 62). Изделия из ситаллов производятся не так давно — с 60-X г. XX в. Из них изготавливают трубы, подшипники, работающие без смазки, поршни цилиндров двигателей внутреннего сгорания и другие изделия, выдерживающие высокие нагрузки при температуре до 500 °С. Рис. 62. Шарики для подшипников из ситалла Краткие итоги параграфа • К искусственным силикатным материалам относятся: вяжущие средства — цемент, керамика, стекла, ситаллы. Сырьем для производства искусственных силикатных материалов служат природные минералы: кварцевый песок, глины, полевой шпат, известняк. • На первой стадии производства цемента проводится обжиг смеси известняка, мела и глины — получение клинкера. На второй стадии — измельчение клинкера. • Керамические материалы получают спеканием природных глин, кварцевого песка и других добавок. • Стекла получают сплавлением карбоната натрия (или калия), карбонатов кальция и магния с оксидами алюминия и кремния. Процесс получения стекла проводится при таких условиях, чтобы кристаллизация стекломассы не успела пройти. • При производстве ситаллов создают условия для кристаллизации стекла. Изделия из ситаллов отличаются высокой прочностью. ВопросW ^ ^ №;! JK Г- -г^ и а V ■* 1 f| "i ^ II ИИ?? 1. Составьте таблицу, в которой укажите известные вам вяжущие средства и причины их затвердевания. 2*. Напишите химическую формулу стекла в общем виде. 3. Можно ли арматуру делать из меди? Ответ обоснуйте. 4. Сколько кремния можно получить при восстановлении его из 240 г оксида кремния, если его выход составляет 97%? / 196 В i|D Пра1сгиче(жое занятие 4 ЭКСПЕГ>ИМЕНТАЛЬНЬ>Е ЗАДАНИЯ ПО ТЕМЕ «НЕМЕТАЛЛЫ Цель работы; изучить свойства неметаллов и их соединений. Прежде чем приступить к выполнению эксперимента, повторите прави ла безопасной работы в химической лаборатории. В тетради начертите таблицу для оформления результатов практичес кой работы. № и название Опыта Порядок действий Рисунки, наблюдения Уравнения реакций Ответы на контрольные вопросы ш Задание 1. Изучение различий в химической активности галогенов Вам выданы растворы хлора (хлорная вода — CI2), брома (бромная вода — Вгз), иода (йодная вода — I2), а также растворы галогенидов и раствор крахмала. Проведите реакции, подтверждающие различия в химической активности галогенов. Сделайте выводы. Составьте окислительно-восстановительные реакции и укажите для каждой реакции окислитель и восстановитель. Контролъныевопросы 1. Сделайте вывод о зависимости окислительной активности галогенов от зарядов ядер их атомов. 2, Укажите окислитель и восстановитель в каждой реакции. Задание 2. Изучение свойств аммиака Даны растворы аммиака, соляной кислоты, фенолфталеина. Проведите реакции, демонстрирующие основные свойства аммиака. Составьте уравнение реакции в ионной форме. Контролъныевопросы 1. Почему аммиак проявляет основные свойства? 2. Что представляет водный раствор аммиака? 3. К какому типу относится реакция взаимодействия водного раствора аммиака с кислотой? Задание 3. Распознавание солей различных кислот В четырех пронумерованных пробирках находятся растворы хлорида натрия, карбоната натрия, нитрата натрия, сульфата натрия. С по- 7а Химия. 9 класс 197 мощью характерных реакций определите, в какой из пробирок находится каждое из этих веществ. Контрольныевопро с ы 1, Составьте алгоритм определения солей (во второй колонке таблицы). 2. Напишите уравнения реакций в полном и кратком ионном виде (в четвертой колонке таблицы). 3. Почему предполагаемые взаимодействия веществ приведут к распознаванию той или иной соли? 4, К какому типу относятся реакции, позволяющие распознать соли в растворе? W Задание 4. Получение солей (делается дополнительно) 1. Получите карбонат кальция из угля. 2. Получите фосфат натрия из фосфора. М 98 / Глава VI I в . Ч.-Н F1 " Органические вещества 42. УГЛЕВОДОРОДЫ Химические элементы неме- таллы образуют, как правило, одно, два, реже несколько летучих водородных соединений. Так, хлор образует хлороводород HCI, сера— сероводород H2S. Углероду принадлежит особое место. Число его водо- V _ родных соединении столь велико, что их невозможно точно сосчитать. Объяснение этого парадокса вы найдете в данном параграфе. Вещества, состоящие только из углерода и водорода, принадлежат к большому классу органических соединений. Органические вещества, молекулы которых состоят только из атомов углерода и водорода, называют углеводородами. Вам уже известен простейший углеводород — метан СН4. Однако существует много других углеводородов. Обратите внимание, если элемент — неметалл образует два 7а^ ( 199/ водородных соединения, то в одном из них атомы этого элемента связаны между собой. Так, строение пероксида водорода НО—ОН, а строение гидразина H2N—NH2. Атомам углерода в существенно большей мере, чем атомам других химических элементов, свойственна способность связываться между собой. Молекулы углеводородов могут представлять собой линейные цепочки из атомов углерода (i), иметь разветвления (2), а также образовать замкнутые циклы (5). В этих углеводородах между атомами углерода имеются только одинарные связи. Такие углеводороды называются предельными. Молекулы углеводородов могут содержать двойные (4) или тройные (5) ковалентные связи между атомами углерода. Такие углеводороды называются непредельными. Н Н Н Н Н Н Н Н—С—С—С—С—С—С—С—н н н н н н н н н н 1 н 1 н 1 н н 1 н н 1 с- 1 -с- 1 1 -с — 1 с 1 -с- с с н 1 н нн- -с- -нн 1 т' н н н н—с—н н н н н н / н с— ^1 1^ \ Н \ н н—с—с= н—с—н н н н н 1 н 1 н н 1 н 1 с- 1 -с—н н—с—с=с- 1 с -с—н ! н н н ! н Непредельные углеводороды могут вступать в реакцию соединения с водородом, поэтому-то они и получили такое название. Рассмотрим пример такой реакции: Н2С=СН2 + Н2 НдС сн 3 предельные углеводороды в реакцию соединения вступать не могут. Они до предела насыщены атомами водорода. Разнообразие углеводородов обусловлено способностью атомов углерода к образованию цепей, причем цепи могут быть линейными, разветвленными и замкнутыми в циклы. Атомы углерода могут со- 200 \ • 7 единяться между собой одинарными (простыми), двойными и тройными ковалентными связями. В зависимости от числа атомов углерода в молекуле углеводороды могут быть при н. у. газообразными (Cj — С4), жидкими (С5 — C^g) и твердыми (более С^з). В природе углеводороды содержатся в нефти и природном газе. Главной составной частью природного газа является метан СН4. В быту в качестве газообразного топлива часто используют пропан С3Н3. Для автогенной сварки и резки стали применяют ацетилен С2Н2. Это непредельный углеводород. В молекуле этого вещества два атома углерода соединены между собой тройной связью НС=СН. •J Углеводороды получают путем Переработки нефти. При этом получают жидкие углеводороды, служащие топливом (бензин, керосин, дизельное и реактивное топливо), а также вязкие жидкие и твёрдые продукты (различные масла, парафин и др.). Рассмотрим химические свойства углеводородов. Все углеводороды способны гореть на воздухе или в атмосфере кислорода с выделением большого количества теплоты. Продуктами сгорания являются диоксид углерода и вода. В предельных углеводородах атомы водорода могут замещаться на атомы галогена, например хлора. Это химическое свойство используется для получения растворителей, содержащих хлор. Например, хлорэтан получают по реакции этана с хлором: СаНб + CI2 CoHgCl + НС1 Реакция протекает при облучении реакционной смеси ультрафиолетовым светом. Непредельные углеводороды, имеющие между атомами углерода двойные и тройные ковалентные связи, легко присоединяют галогены и галогеноводороды. Например, реакция с участием этилена протекает согласно уравнению: Н2С=СН2 4- НС1 НоС СН,С1 (Чтобы не путать двойную связь со знаком равенства, в уравнениях с участием органических веществ между левой и правой частями обычно ставят стрелку.) Углеводороды, содержащие двойные связи, способны вступать в реакцию, имеющую большое практическое значение. Их молекулы могут соединяться друг с другом и образовывать длинные цепочки, со- 201 4..Л- Puc. 63. Водопроводные трубы из полипропилена держащие тысячи атомов углерода. Такая удивительная реакция называется реакцией полимеризации. Например, газ этилен полимери-зуется, в результате чего образуется полиэтилен: пЩС=СЩ (-НзС-СНа-)^ ЩС СН повторяется в молеку Буква п означает, что группа -ле п число раз, п > 1000. С помощью реакции полимеризации получают ценные полимерные материалы — полиэтилен, поливинилхлорид, полипропилен, а также синтетические каучуки. Об использовании полимеров вы хорошо знаете. Например, из полиэтилена и полипропилена делают легкие пакеты-сумки. Из полипропилена изготавливают водопроводные трубы (рис. 63). Каждый из вас ходил по полипропиленовому коврику и использовал полипропиленовую веревку. Краткие итоги параграфа • Разнообразие углеводородов обусловлено способностью атомов углерода к образованию линейных, разветвленных или замкнутых в циклы цепей. Атомы углерода могут соединяться между собой одинарными (простыми), двойными и тройными ковалентными связями. • Углеводороды подразделяются на предельные, непредельные и циклические. • Углеводороды горят в атмосфере воздуха или кислорода. 202 • в предельных углеводородах атомы водорода могут замещаться на атомы галогена. • Непредельные углеводороды способны к присоединению водорода, галогенов и галогеноводородов. • Непредельные углеводороды вступают в реакцию полимеризации. щ II 1|1«| I |« 1| I I ■ j- 1. Почему запрещено оставлять автомобиль в гараже с работающим двигателем? 2. Напишите уравнение реакции горения ацетилена в атмосфере кислорода. 3. Напишите уравнение реакции между этиленом и хлором. 4. Почему предельные углеводороды не способны к присоединению хлора и хлороводорода? 9i ИНЕНИ Наряду с атомами углерода и водорода, в состав органических соединений могут входить атомы кислорода. Рассмотрим такие соединения. Свойства кислородсодержащих органических соединений отличаются разнообразием и существенным образом зависят от того, в состав какой группы атомов входит атом кислорода. ■ Ч".* - J .1. тч f Г:' V : ' i Группу атомов, существенным образом определяЮЩ;ую свойства органического вещества, называют ф1^нш^сталъюой ^утшой. !Й Атомы кислорода могут входить в состав нескольких функциональных групп. Такими функциональными группами являются: гидроксильная группа (спиртовая) I^O^H! к, С---■/i , ■ ■ , карбонильная группа i —С карбоксильная группа (кислотная) I—С О \ О—н ||оз| \ Производные углеводородов, в молекулах которых атом водорода замещен на ту или иную функциональную группу, составляют отдельный класс органических соединений. Производные углеводородов, содержащие гидроксильную группу, образуют класс веществ, называемых спиртами. Рассмотрим отдельные представители спиртов. Метанол, или метиловый спирт, HgC—ОН — жидкость со специфическим запахом. Метанол очень ядовит. Прием нескольких граммов метанола, принятых внутрь вызывает у человека слепоту и смерть. Метанол широко используется в промышленности для синтеза полимеров, лекарственных препаратов и химических средств защиты растений. Этанол, или этиловый спирт, HgC—CHg—ОН — жидкость со специфическим запахом. Входит в состав ^различных спиртных напитков, используется в медицине и как сырье для синтеза органических соединений. Глицерин — бесцветная вязкая жидкость. Молекула глицерина содержит три спиртовые группы: н н н н—с—с—с—н I I I он он он Вы, конечно, слышали об этом веществе. Глицерин смягчает кожу, поэтому издавна используется для производства косметических средств. Из глицерина получают лекарственные препараты и взрывчатые вещества. Метод получения динамита из глицерина предложил знаменитый Альфред Нобель. Одно из характерных химических свойств спиртов — реакция со , ____ этой реакции атом водорода гидроксильной группы замещается на атом металла, в результате образуются солеобразные соединения — алкоголяты: 2HgC ОН + 2Na 2HgC—ONa + HgT Можно утверждать, что спирты обладают некоторыми свойствами кислот. Однако в воде они практически не диссоциируют, поэтому реакция спиртов со щелочами практически не идет. О Карбонильную группу —С— имеют в своем составе альдегиды и кетоны — два других класса органических соединений. Рассмотрим два примера. В кабинете биологии вы, конечно, видели мелких живот- 204 ных (лягушек, червей и др.) и их органы, помещенные в банки со сне циальной жидкостью. В качестве такой сохраняющей от гниения жид кости часто используют формалин. Формалин представляет собой вод ный раствор формальдегида. Химическая формула формальдегида: Н О II С—н Как видно из формулы, в молекуле формальдегида содержится только один атом углерода. Это простейший представитель альдегидов. Формальдегид имеет широкое применение в промышленности. Он служит сырьем для производства пластмасс, которые не размягчаются при нагревании. Из этих пластмасс изготавливают различные электротехнические изделия (выключатели, розетки, штепсельные вилки и т. п.). Простейший представитель кетонов — ацетон: О II HgC—с—СНд Ацетон применяют как растворитель красок. Карбоксильную группу —С содержат органические кислоты. '^о—н Они называются карбоновыми кислотами. Приведем несколько примеров таких кислот. Многие насекомые и даже растения для своей защиты вырабатывают муравьиную кислоту. Ее химическая формула: О II Н—С—ОН в пищевой промышленности широко используют уксусную кислоту. В состав уксусной кислоты входят два атома углерода: О II -с- НзС ОН среди карбоновых кислот выделяют так называемые высшие жир ные кислоты. В молекулы этих кислот входят более 15 атомов углерода. Такой кислотой является, например, стеариновая кислота: О НзС-(СН2)1б-С-ОН /■ 205 ^7 ,7 Стеариновая кислота — твердое вещество. Растворимые в воде карбоновые кислоты, например муравьиная и уксусная, диссоциируют. В частности, при диссоциации уксусной кислоты образуются ацетат-анион и катион водорода: НзС О II с—он НоС о с—о~ + н + Таким образом, диссоциация в воде карбоновых кислот не отли чается от диссоциации слабых неорганических кислот. Поэтому мно гие карбоновые кислоты обладают свойствами, характерными для не органических кислот. Например, уксусная кислоты реагируют с ме таллами: О 2Н3С—С О он -Ь 2Na 2Н3С—С—ONa + Щ] ацетат натрия и выделяется во В результате образуется соль — дород. Высшие жирные кислоты с металлами практически не реагируют. Можно неделю нагревать стеариновую кислоту с цинком и не достичь заметных успехов. Все карбоновые кислоты хорошо реагируют со щелочами. Соли жирных карбоновых кислот входят в состав мыла. Кислородсодержащие органические соединения генетически связаны между собой. Окислением спирта можно получить альдегид, а окислением альдегида — карбоновую кислоту. Восстановление карбоновой кислоты может привести к образованию альдегида, а при восстановлении альдегида получается спирт. окисление СПИРТ - АЛЬДЕГИД - КАРБОНОВАЯ КИСЛОТА восстановление Краткие итоги параграфа • Свойства кислородсодержащих органических соединений отлича ются разнообразием и существенным образом зависят от того, в со став какой функциональной группы входит атом кислорода. X 206) • Атомы кислорода могут входить в состав гидроксильной (спиртовой) группы —о—Н, карбонильной группы ^С=0 и карбоксильной О группы —с ^ОН • Наличие в составе молекулы органического вещества той или инои функциональной группы определяет принадлежность вещества к тому или иному классу органических соединений. • В состав спиртов входит одна или несколько гидроксильных групп. • Альдегиды и кетоны содержат карбонильную группу. • Карбоновые кислоты содержат карбоксильную группу. • Кислородсодержащие органические соединения генетически связаны между собой. Окислением спирта можно получить альдегид, а окислением альдегида — карбоновую кислоту. Восстановление карбоновой кислоты может привести к образованию альдегида, а при восстановлении альдегида получается спирт. " 1-Г:." •<” ."‘fZ -i.-ia-'-'J- E b±- 1. Что произойдет, если кусочек натрия опустить в этанол? Напишите уравнение протекающей реакции. 2. Напишите уравнение реакции стеариновой кислоты с гидроксидом натрия. 3. Какой объем водорода (н. у) выделится, если с избытком натрия прореагировало 5,0 г глицерина? 4. Для производства метанола используют синтез-газ (смесь водорода и монооксида углерода). Напишите уравнение реакции получения метанола. 5. Формальдегид получают из метанола при повышенной температуре в присутствии серебряного катализатора. В ходе реакции от молекулы метанола отщепляется молекула водорода. Напишите уравнение этой реакции. ”га.--:iri-—“ § 44. ЖИРЫ и УГЛЕВОДЫ к кислородсодержащим органическим соединениям относятся жиры и углеводы. Вы наверняка слышали об этих веществах. Жиры и углеводы необходимы для питания человека и животных. Жиры. Карбоновые кислоты способны реагировать со спиртами. Продукты реакции высших жирных карбоновых кислот с глицерином называют жирами. п V.::; ■ч. \ Жир, образованный глицерином и стеариновой кислотой, имеет такой состав: Н^С НоС НоС о -О- -с— О II —О- -с— О II —О- -с— (CH2)i8"“CH 3 (CH2)i8-CH Жиры имеют большое значение для жизни живых организмов. Они являются источниками энергии. Углеводы. К кислородсодержащим органическим соединениям относят большой класс соединений, называемых углеводами. Эти вещества получили такое названия потому, что во многих случаях атомное отношение водорода и кислорода в их молекулах такое же, как для молекулы воды, т. е. Н : О = 2 : 1. Например, хорошо известная вам глюкоза имеет формулу С0Н;^2^6* Химическое название сахара, который мы кладем в чашку кофе или чая, — сахароза. Формула сахарозы 012^22^11* Углеводы часто называют сахарами. Углеводы имеют сложное строение молекул. В качестве примера приведем структурную формулу глюкозы: Н Н Н Н НоС—с—с—с—с— I I I I I \ он он он он он о н Как видно из формулы, в состав молекулы глюкозы входят пять гидроксильных групп и одна альдегидная. Углеводы разлагаются при нагревании. Проведем опыт. Опыт. В пробирку поместим крупинку сахара и прокалим ее в пламени спиртовки. Через некоторое время пройдет реакция разложения. В результате образуется сажа и вода. К углеводам относятся некоторые известные вам органические полимеры. Например, на основе нескольких тысяч, а то и сотен тысяч 208 молекул глюкозы, соединенных между собой, образуются крахмал и целлюлоза. Древесина, бумага, хлопчатобумажная ткань в основном состоят из целлюлозы. Углеводы в организме играют роль источников энергиЕГ ^6^12^6 6СО2 + 6Н2О + Q Краткие итоги параграфа • Жиры — это продукты реакции между глицерином и высшими жирными кислотами. • Углеводы — класс многочисленных органических соединений, молекулы которых состоят из атомов углерода, водорода и кислорода. В составе молекул многих углеводов соотношение атомов водорода и кислорода такое же, как и в молекуле воды, поэтому весь класс веществ получил такое название. При прокаливании углеводы разлагаются с образованием сажи и воды. Углеводы часто называют сахарами, т. к, многие из них имеют сладкий вкус. - . —^ т ’ - 1. При нагревании жира с раствором щёлочи образуется мылоподобное ве щество и глицерин. Составьте схему этой реакции. 2. Напишите уравнение реакции разложения: а) глюкозы; б) сахарозы. § 45. АЗОТСОДЕГ^АЩИЕ ОГ^АтЧЕСКИЕ С0Еда1ЙЕН1Н1 Рассмотрим органические соединения, в состав молекул которых входят не только атомы углерода и водорода, но и атомы азота. В большинстве природных органических соединениях азот входит в состав функциональной аминогруппы “NH2. Органические вещества, молекулы которых содержат аминогруппы, образуют класс аминов, Вы, наверное, заметили, что аминогруппа имеет явное сходство с молекулой аммиака NH3. Амины можно рассматривать как производные аммиака, в молекуле которого один, два или все три атома водорода замещены на часть молекулы углеводорода. Если замещен один атом водорода, то образуются первичные амины. Например, метиламин: HoC“NHo 209 при замещении двух атомов водорода в молекуле NH3 получаются вторичные амины. Например, диметиламин (НзС)2МН. Эту формулу можно записать и так: СН3—N—СНз В молекуле третичного амина все три атома водорода замещены на углеводородные части. Например, триметиламин: СНз СН3—N—СНз Разнообразие аминов определяется .тем, какие углеводородные части содержатся в молекуле, а также числом углеводородных частей в молекуле. Амины представляют собой жидкие или твердые вещества с резким запахом рыбы. Как и аммиак, амины способны реагировать с кислотами. При этом образуются солеподобные твердые вещества. Например, метиламин реагирует с соляной кислотой. При этом получается хлорид метиламмония: СН NHg -I- НС1 СН, NH^Cr Хлорид метиламмония растворяется в воде. Раствор этого вещества проводит электрический ток. Краткие итоги параграфа • Многие органические соединения содержат азот в составе амином группы —NH2. • Органические вещества, в молекуле которых имеется аминогруппа, называют аминами. • Разнообразие аминов определяется составом углеводородной части, а также числом углеводородных частей в молекуле. • Амины, как и аммиак, способны реагировать с кислотами с образованием солей. ■■= -'Us ■jjii l-i * r.rofz -SE";?** i".-.. rf.' • ^ ■ iTMJb Ni2.v. . И 1. Напишите уравнение реакции между соляной кислотой и: а) метиламином; б) диметиламином; в) триметиламином. 2. Напишите уравнение реакции хлорида метиламмония со щёлочью в растворе. 3*. Почему азот со степенью окисления -3, лучше усваивается растениями, чем азот со степенью окисления +3 и +5? 210 46- А БЕЛКИ Вы узнаете о природных полимерах, определяющих разнообразие живых организмов. Это — белки. Аминогруппа —NH2 может входить в состав карбоновых кислот. Такие кислоты составляют особый класс органических соединений, называемых аминокислотами. Простейший представитель аминокис- лот аминоуксусная кислота: НаС-С^ О NH, ОН Это вещество представляет собой производное уксусной кислоты, в котором один атом водорода в группе —CHg замещен на аминогруппу. Следующая в ряду простейших аминокислот — аминопропионо- вая кислота: Н Н О HgC—С—С—С. Н NH, ОН Общая формула аминокислот: Н 1 R—С—С О \ NH, ОН в приведенной формуле R — углеводородная часть молекулы. Разнообразие аминокислот обусловлено тем, что в их молекулах могут быть различные углеводородные части. Из аминокислот в организме растений, животных и человека образуются белки — основной материал живых организмов. По своему составу белки представляют собой природные полимеры, образованные различными аминокислотами. Разнообразие белков определяется тем, какими аминокислотами и в каком порядке они образованы. Белки составляют основу всех живых организмов. Из белков состоит мышечная ткань. Волосы человека и шерсть, а также пух и перья животных — это тоже белки. Белки являются составной частью природных катализаторов — ферментов. }■■■■ \ Этим параграфом завершается ваше первоначальное знакомство с органическими веш;ествами. Более подробно химию органических ве-ш;еств вы будете изучать в старших классах. Краткие итоги параграфа • Аминогруппа может входить в состав органических кислот. Класс органических кислот, содержаш;их аминогруппу, называют аминокислотами. • Белки представляют собой полимеры, образованные аминокислотами. • Белки составляют основу всех живых организмов. 1*. Аминокислоты обладают амфотерными свойствами. Напишите .уравнение реакции аминоуксусной кислоты: а) с соляной кислотой; б) с раствором гидроксида натрия. 2. Приведите примеры неорганических полимеров. 3. Составьте сообщение о значении полимеров в быту, технике и в живых организмах. ч- Вот вы и завершили изучение химии в 9-м классе. Вспомните то, что вы узнали в этом учебном году. Вы познакомились с попытками систематизации химических элементов и с открытием Периодического закона Д.И. Менделеевым. Причина периодического изменения свойств химических элементов вам не была сразу понятна. Разобраться в ее суш;ности помогла теория строения атомов, И это не единственный пример. В ходе изучения химии вы столкнулись с явлениями, которым трудно было найти объяснение. Например, почему кислоты, соли и щелочи вступают в реакции обмена? В поиске объяснения сущности этих явлений вы узнали о теории химической связи. В соответствии с этой теорией атомы простых веществ образуют простые вещества благодаря ковалентной неполярной связи. Многие соли и щелочи состоят не из молекул, а из разноименных ионов, которые притягиваются друг к другу, образуя твердые кристаллические вещества. В молекулах кислот имеются ковалентные полярные связи. Соли, кислоты и щелочи при растворении в воде диссоциируют на ионы, которые в процессе обмена могут образовывать новые вещества. Из химии 8-го класса вам было известно, что окисление — взаимодействие вещества с кислородом. В результате окисления, как правило, образуются оксиды. Восстановление — процесс обратный окис- к лению, в результате которого из оксида образуется простое вещество. В этом учебном году вы узнали, что окисление и восстановление сопровождаются переходом электронов от восстановителя к окислителю. Таким образом, окисление не может быть без восстановления. Обратите внимание, изучение новых теорий сопровождалось расширением возможностей давать объяснения явлениям, с которыми вы сталкивались ранее и сущность которых не могли объяснить. Откройте предисловие к учебнику и постарайтесь дать ответы на поставленные в начале учебника вопросы. Убедитесь, что на многие вопросы вы уже знаете ответ, однако не на все. Вот они: • Почему в результате одних реакций теплота выделяется, а в результате других — поглощается? • Почему одни химические реакции протекают быстро, а другие — медленно? 213 • Почему водородные соединения одних неметаллов, например НС1, НВг, HgS, при растворении в воде образуют кислоты, а растворы других — СН4, NH3, РН3, SiH4 - кислоты не образуют? К этому перечню можно прибавить следующие вопросы: • Как предсказать, возможно ли протекание реакции, или реакция не может протекать ни при каких условиях? • Почему катализаторы ускоряют химическую реакцию? • Почему электропроводность полупроводников повышается при повышении температуры, а металлов — понижается? • Почему железо (и его сплавы) притягивается магнитом, а, например, цинк, олово и свинец — нет? • Почему растворы солей меди(П) голубого цвета, а железа(1П) — желтого? Чтобы ответить на эти вопросы, нужно познакомиться с более современными теориями. Некоторыми из них вы «вооружитесь» в старших классах, если продолжите изучение химии на профильном уровне. Но и самые современные теории не позволяют дать исчерпывающий ответ на все возникающие вопросы, то есть дать объяснение всем фактам, с которыми сталкиваются ученые в процессе исследований. Познание безгранично. Перед каждым поколением исследователей стоит много загадок природы, которые предстоит еще разгадать. И вашему поколению, безусловно, будет в чем себя проявить. X- .N V ОТВЕТЫ Глава I § 1. Т. 2. § 4. Т1. 3. Т2. 1. § 8. Т. 4. § 9. Т1. 3. Т2. 1. ТЗ. 4. Т4. 2. § 10. Т1. 1. Т2. 2. ТЗ. 3. Т4. 1. Т5. 1. Глава II § 11. Т. 1. § 12. Т1. 3. Т2. 4. § 14. Т1. 3. Т2. 2. § 15. Т1. 1. Т2. 3. ТЗ. 1. Т4. 2. § 16. Т1. 3. Т2, 2. § 17. 6. 9,8 г. 7. 7,84 г. 8. 2,24 л. § 18. Т1. 1. Т2. 1в, 2а, 36. Т1. 1. Т2. 3. ТЗ*. 2. Т4. 3. Глава Й1 § 20. 6. 4.48 л; 12,8 г. Т1. 1. Т2. 4. § 21. Т. 4. § 22. Т1. 4. Т2. 4. Глава |V § 23. 2. 6 г. 4. 1,12 л. § 24. 7. 12,25 г. 8*. 11,3%. Т. 3. § 25. 9. 243,3 г. Т1. 4. Т2. 1г, 2д, За, 46. § 26. Т1. 1. Т2. 1. § 27. 6. 216 г. 7. 782,6 г. Т. 1в, 2д, 36, 4г. § 28. 5. 10,2 г, 9 г. Т. 2. § 29. 5. 54 кг. Т1. 1. Т2. 3. § 30. 6. 67 200 м^. § 31. 5. 317,65 кг. § 32. Т1. 1. Т2. 1. ТЗ. 4. § 34. 6. 212,8 л. Т. 3. § 35. 6. 35,84 м^. 7. 85%. Т. 2. § 36. 6. 70%. Т. 1. § 37. 5. 761,9 кг. 8. 448 м^. Т. 2. § 38. 11. 95%. Т1. 3. Т2. 3. § 39. 8. 0,448 л. 9. 75%. Т1. 16, 2г, Зв, 4а. Т2. 4 § 40. 4. 108,64 г. Глава VI § 43. 3. 1,8 л. 215 1. Ряд напряжений (активности) металлов К+/К Ва2+/Ва Са2+/Са Na+/Na Mg2+/Mg Ве2+/Ве А13+/А1 -2,92 -2,91 -2,79 -2,71 -2,37 -1,97 -1,66 Мп2+/Мп Zn2+/Zn СгЗ+/Сг Fe2+/Fe Ni2+/Ni Sn2+/Sn РЬ2+/РЬ -1,17 -0,76 -0,74 -0,47 -0,23 -0,14 -0,13 2ПУЩ 0 , ir, :■ 2. Относительная электроотрицательность (ЭО) химических элементов (по Л. Полингу) Элемент ЭО Элемент ЭО F 4 Sn 1,7 О 3,5 Ge 1,7 С1 3,16 Ti 1,6 N 3,04 Zr 1,6 Вг 2,96 Be 1,5 I 2,6 A1 1,5 С 2,5 Sc 1,3 г S 2,5 Y 1,3 Se 2,4 Mg 1,2 Те 2,1 Ca 1,0 ■ Р 2,1 Li 1,0 Н 2,1 Sr 1,0 As 2,0 Ba 0,9 ■ ■- -В 2,0 Na 0,9 Si 1,8 К 0,8 Sb 1,8 Rb 0,8 Cs 0,7 216 3. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (длиннопериодный вариант) -D Ч О CL Ш С ГРУППЫ 1(1А) 2 (ПА) 3{ШВ) 4 (IVB) 5(VB) 6 (VIB) 7{УПВ) 8{\ТПВ) 9(VniB) 10 (УЛЮ) 11 (IB) 12{ПВ) 13 (ША) 14 (IVA) 15 (VA) 16 (VIA) 17(\ЩА) 18{VHIA) 1 Н ' 1,0079 Водород Символ Атомный (порядковый) номер Не ® 4,00260 Гелий 2 Li ® 6,941 Литий Ве '* 9,01218 Бериллий Название 7' 1.0079 Зодород' \ \ ■ . ■ Относительная атомная масса , ’ в ® 10,81 Бор С ® 12,011 Углерод N ^ 14,0067 Азот О ® 15,9994 Кислород F ® 18,9984 Фтор Ne'“ 20,179 Неон 3 Na" 22.989 Натрий 24,305 Магний А1 26,9815 Алюминий Si ' ^ 28,0855 Кремний р 30,973 Фомфор S 32,06 Сера С1 35,453 Хлор Аг^® 39,948 Аргон 4 к 39,0983 Калий Са^" 40,08 Кальций ®’Sc 44,9559 Скандий 22 Ti 47,88 Титан 23 Y 50,9415 Ванадий ®“Сг 51,996 Хром ®®Мп 54,938 Марганец Fe 55,847 )1<;елезо ®^Со 58,9332 Кобальт ®® № 58,69 Никель ®®Си 63,546 Медь ®® Zn, 65,39 Цинк Ga 69,72 Галлий Ge 72,59 Германий As^^ 74,9216 Мышьяк Se ^ 78,96 Селен Вг 79,904 Бром Кг 83,80 Криптон 5 85,4678 Рубидий Sr®® 87,62 Стронций 39 Y 88,9059 Иттрий 40 91,22 Цирконий “"Nb 92,9064 Ниобий ■*®Мо 95,94 Молибден ‘‘® Тс [98] , Технеций “^Ru 101,07 Рутений “^Rh 102,9р5 Родий Pd 106,42 Палладий Ag 107,868 Серебро ““Cd 112,41 Кадмий In 114,82 Индий Sn^ 118,69 Олово Sb 121,75 Сурьма Те 127,60 Теллур т 53 126,904 Иод 131,29 Ксенон 6 Cs 132,905 Цезий Ва®® 137,33 Барий ®"La* 138,905 Лантан 178,49 Гафний ^®Та 180,9479 Тантал 74 W 183,85 Вольфрам ^®Re 186,207 Рений ^®Os 190,2 Осмий 77 Jr 192,22 Иридий ^® pt 195,08 Платина "®Au 196,967 Золото ®“Hg 200,59 Ртуть Т1 ®' 204,383 Таллий РЬ®® 207,2 Свинец Bi ®® 208,980 Висмут Ро®^ [209] Полоний At ®® [210] Астат Rn®® [222] Радон 7 Рг 87 [223] Франций Ra®® [226] Радий ®^Ac [227] Актиний '“Rf [261] Реэерфордий '®®Db [262] Дубний loesg [266] Сиборгий '“"Bh [264] Борий '®®Hs [269] Хассий '®®Mt [268] Мейтнерий [271] Дармиггадтий ''' Rg [272] Рентгений 112 113 114 / ! 217 1^Лантаноиды ®®Се 59 Рг ®®Nd ®’Рт ®®Sm ®®Eu ®'*Gd 65 ть ®®Dy ®® Но ®® Ег ®®Тт ®®Yb 140,12 140,908 144,24 [145] 150,36 151,96 157,25 158,925 162,50 164,930 167,26 168,934 173,04 174,967 Церий Празеодим Неодим Прометий Самарий Европий Гадолиний Тербий Диспрозий Гольмий Эрбий Тулий Иттербий Лютеций :^:*Актиноиды у 90 ть Ра и ®®Np ®^Ри ^^Am ®®Ст ®®Вк 98 Es ’®’Md '®®No 103 Lr 232,038 [231] 238,029 [237] [244] [243] [247] [247] [251] ; [252] [257] [260] [259] [262] , Торий Протактиний Уран Нептуний Плутоний Америций Кюрий Берклий Калифорний Эйнштейний Фермий Менделевий Нобелий Лоуренсий В квадратных скобках приведены значения массового числа наиболее устойчивого изотопа данного элемента 4. План описания свойств химического элемента на основании его положения в Периодической системе (Применяют после изучения тем «Периодический закон», «Химическая связь. Электролитическая диссоциация») 1. Положение элемента в периодической системе химических элементов (номер периода, номер группы, подгруппа элементов). 2. Строение атома (заряд ядра атома, число протонов, нейтронов, электронов, число электронных слоёв, число электронов на внешнем и предпоследнем слое). 3. Характер элемента (металл, неметалл, инертный или переходный элемент). ’ 4. Высшая положительная степень окисления элемента. 5. Низшая отрицательная степень окисления элемента. 6. Для неметалла: формула водородного соединения этого элемента. Вид химической связи, схема образования этого соединения. Воз-можныи тип кристаллической решетки, предполагаемые физические свойства этого веш;ества (агрегатное состояние, , ^кип.)* 7. Формула оксида с высшей степенью окисления элемента. Вид химической связи в этом оксиде. Возможный тип кристаллической решётки и предполагаемые его физические свойства (^^^, ^кип.)* 8. Формула гидроксида. Виды связи в этом гидроксиде, возможный тип кристаллической решётки. 9. Уравнения химических реакций, наиболее характерные для оксида и гидроксида этого элемента. ■ (Для реакций ионного обмена составьте уравнения реакций в полной и краткой ионной форме.) 218 5. Основные формулы, используемые для расчетов Физическая величина Формула t ■ • , Массовая доля вещества в растворе ■| ■ _ *^в/р /Пр Отношение массы части к массе целого (доля части в целом) ■"в/Р = Zl ■ 100% % - 1 То же Массовая доля вещества в смеси _ *^в/с « ' Отношение массы части к массе целого (доля части в целом) “-=/0 = ■ 100% % То же Массовая доля химического элемента в веществе ■i . . Доля массы химического элемента в массе всего вещества ""b/b = m ■ 100% B. % То же ^гэ * ^ "^В/Э - М^з Доля массы атомов химического элемента в массе всей молекулы “'в/a = " • 100% ГВ МОЛЬ То же • Количество вещества /7 = — " ЛГл % Отношение числа молекул к числу молекул в одном моле вещества "" Мз моль Отношение массы вещества к массе одного моля вещества n = m моль Отношение объема газа к объему одного моля газа Относительная плотность газа (например, по водороду) D 1 Во сколько раз плотность одного газа больше плотности другого газа 6. Кислотные оксиды, кислоты и названия их солей Формула оксида Формула соотвёт- ствующёй кислоты Название кйсДОТЫ Валент^ ность кислотного остатка Название солей SO3 H2SO4 Серная кислота II Сульфаты SO2 H2SO3 Сернистая кислота II Сульфиты — H2S Сероводородная кислота II Сульфиды N2O3 HNOg Азотистая кислота . 1 Нитриты N2O5 HNO3 Азотная кислота 1 Нитраты Р2О5 Н3РО4 фосфорная (ортофосфорная) кислота III фосфаты СО2 Н2СО3 Угольная кислота II Карбонаты Si02 Н28Юз Кремниевая кислота II Силикаты . НС1 Хлороводородная (соляная) кислота 1 Хлориды — НВг Бро МО вод О род н ая кислота 1 Бромиды # ' HF фтороводородная (плавиковая) кислота 1 Фториды MI1207 HM11O4 Марганцовая кислота 1 Перманга- наты СгОз Н2СГО4 Хромовая кислота II Хроматы V ; 220 ПРЕДМЕТНЫЙ УКАЗАТЕЛЬ Алмаз 182 Альдегиды 204 Алюминат (тетрагидроксоалюминат) натрия 1—12, 139 Алюминотермия 139, 142 Аминокислоты 211 Амины 209—210 Аммония соли 172—173 Аммиачная селитра 173 Аммофос 180 Аммофоска 180 Амфотерные гидроксиды 13 оксиды 13 Анионы 68 Аррениус С. 66 Атомная орбиталь 42, 48—53, 71 Ацетон 205 а-частицы 40—42 еккерель А. 40 Белки 212 Бор Н. 49 Бриллиант 182 Буабодран Л. де 34 Бурый газ 175 инклер К. 34 Водородные связи 99 Вольта А. 109 Вольта столб 109 Восстановитель 110 Восстановление 107 1 азы инертные 31 Галогениды 19 Галогены 155—157 Тальвани Л. 109 Гальванический элемент Гальванопластика 110 Гальваностегия 110 Гейзенберг В. 70 109 Генетический ряд металла 9 неметалла 9 переходного элемента 13 Гидрокарбонат-анион 184 Глицерин 204 Глюкоза 208 Графическая формула 72 Дёберейнер И. 16 Диссоциация электролитическая * Дуралюмины 141 Дэви Г. 125 83 стественные семейства элементов 20 Аиры 207 Жесткость воды 135 акон октав 21 Заряд ядра атома 44—45 Изотопы 44 Ионы 66 Карбоновые кислоты 205 Катионы 66 Катодные лучи 33 Керамика 192—194 Кетоны 204—205 Кислоты аминокислоты 211 высшие жирные 205 карбоновые 205 слабые 85 Классификация веществ 8—14 Клауса реакция 165 Ковалентная полярная связь 77 Ковалентная связь 72 Конвертер кислородный 151 Кристаллическая решетка атомная 97 ионная 68, 99 металлическая 120 молекулярная 96 Октав закон 21 Октета правило 51 Ониевые соединения 172 Орбиталь атомная 42, 48-Отбеливатели 162 53, 71 /Г артеновская печь 146 Масса электрона 45 Мейер Л. 22 Менделеев Д.И. 25 Металлическая связь 120 Металлургия 149 Металлы модель строения 120 физические свойства 120 химические свойства 117-Метанол 204 Метиловый спирт 204 Модель строения атома Бора Н. 49 планетарная 41 Томсона Дж. 39 Мозли Г. 44 Муравьиная кислота 205 Мыло 206 121 Нашатырный спирт Нейтроны 45 Нильсон Л. 33 Нитриты 175 Ньюлендс А. 21 171 1 нертные газы 31 Ионная связь 67—69 Ионы 66, 69 Ц^лово 10 белое 10 серое 10 Оловянная чума 10 Окисление 103, 107, 110 Окислитель 110 Окислительно-восстановительная реакция 103, 108, 113—115 28 30 30 202 193 i Сере ход ные элементы 12—14 Период 31 большой 31 малый 31 Периодический закон Подгруппа главная (А) побочная (В) Полимеризация Полинг Л. 75 Портландцемент Правило октав 21 октета 51 триад 20 электронейтральности 112 Принцип неопределенности 70 Протоны 45 • адиоактивность 40 Резерфорд Э. 41 Ряд активности (напряжений) металлов 109 ахара 208 Сахароза 208 Связь тройная 72, 200 Ситаллы 196 Содди Ф. 44 Спирт метиловый 204 этиловый 204 Слабые кислоты 85 Сталь 147 Стеариновая кислота 208 Стекло жидкое 190 состав 194—195 Степень окисления 111 Столб Вольта 109 Стоней Дж. 38 Суперфосфат двойной 180 1 ермитная смесь 142 Томсон Дж. 40 Триад правило 20 Триады элементов 19—20 Тройная связь 72, 200 J глеводороды 199 непредельные 200 предельные 200 Углеводы 208 Углекислотные огнетушители 184 Удобрения комплексные 180 фосфорные 180 Уксусная кислота 206 Уравнение в ионной форме 88—89 Фарадей М. 110 Формалин 205 Формальдегид 205 Формула графическая 72 Функциональная группа 203 а лькогены 19 Химическая связь водородная 99 ионная 67—69 ковалентная неполярная 72 ковалентная полярная 77 металлическая 120 Химический элемент 47 Хлорная вода 157 Цветные металлы Целлюлоза 208 Цемент 192 150, 151—152 ерная металлургия Чугун 146 13Аанкуртуа Э. 20 150, 152 Целочноземельные металлы 18, 130 Щелочные земли 17 Щелочные металлы 122 Экабор 33 Электролиз 106 Электролитическая диссоциация кислот 85 солей 86 щелочей 84 Электролиты 64 Электрон 39, 45 Электронное облако 71 Электроотрицательность Этанол 204 о атома 41—42 83 74, 79—81 ( 223^ \ ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА ПЕРИОДЫ РЯДЫ ГРУППЫ А I В А II в А III В А IV В А V в А VI в А VII в А VIII В 1 1 Н 1 ЛД. 1.0079 1 Водород Не ^ 2 Гелий Относительная атомная масса ^ / Порядковый иривол / (атомный) номер 2 2 Li а,94, 3 1 2 Литий Rp 4 9,01218 2 Бериллий R 5 U 10.81 2 Бор Р 6 V/ 12.011 2 Углерод N 14,0067^ 2 Азот Г\ 8 VX 15.9994 2 Кислород 17 9 JT 16.9984 2 Фтор N© 20.179 ^^ 2 Неон TlT / f хХ 1 0079 V Водород 3 3 11 22.9898 1 g 2 Натрий Mg 24.305^2 2 2 Магний А.1 26,98ll^ 3 2 Алюминий С{ 14 ОХ 28.0855 4 2 Кремний та 15 Jr 30.9738 5 2 Фосфор G 16 О 32.06 6 2 Сера Г«1 17 V^X 35.453 7 2 Хлор АГ 39.948^® 8 2 Аргон Распределение \ . электронов Название по уровням 4 4 19 IV 39.0983 1 6 2 Калий Са 40,08 20 2 8 2 Кальций 21 Ср 44.9559 *^'^2 9 g Скандий 2 22 ТЧ 47.88 ^ 2 10 Титан 2 23 50.9415 ▼ 2 11 g Ванадий 2 24 (^1* 51.996 V^l 2 13 ч/ 8 Хром 2 i»^938 IMll 2 13 Марганец § 26 Рр 55.847 ^ 2 14 Железо | Гп 58.9332 2 15 Кобальт 2 28 1^: 58.69 2 16 Никель 2 5 29 Си 63.546 ^ ^ ^ 16 Медь 2 30 2п 65.39 ^*^2 18 Цинк 1 П-Я 31 Vjrd 69.72 3 18 1 Галлий Ge 72.59 4 18 1 Германий Ас 33 ЛЛ 74.9216 5 18 1 Мышьяк Са 34 78.96 6 18 8 Селен Rf 35 DF 79.904 7 18 8 Бром TCf 36 1VF 83,80 8 18 8 Криптон 5 6 ^Rb 85,4678^ 18 2 Рубидий |Sr 8^62 28 18 1 Стронций 39 Y 2 68.9059 X 9 18 ИТТОИЙ 2 40 91.22 Zil 18 Цирконий 2 92^9064 18 g Ниобий 2 йм Мо,. 18 Молибден 2 43 rp (98) -*-^13 18 Технеций | Ш.07 Ru,' 18 рутений 2 102.905 Rh 18 Родий 2 Pd,8 18 Палладий ? ( А 0* I 107.868 18 16 Серебро 2 ГН 2 112.41 V/il 18 Кадмий 2 з1Ц 114.8^^ 10 18 1 Индий 50 4 011 118.69 1 О 18 1 Олово ,|Sb .2.,755^ 18 1 Сурьма дТ© 127,60^^ 18 5 Теллур тТ 53 7 X 126.904 1 О 18 2 Иод дХ© 131.29^^ 18 1 Ксенон 6 8 ,|CS 132,9оР 18 g 2 Цезий §Ва 137.33^® 18 18 2 Барий 87 Т я* i 138.905 XjCI 9 16 18 Лантан | 18 Гафний 2 73' гр 2 180.9479 X 18 Тантал ® а.. w.| 32 18 Вольфрам 2 75 Т?л 2 186.207 XVt?13 18 Рений 2 76 2 190.2 V/014 32 18 Осмий 2 77 Ti- 1 192,22 XI 15 32 16 Иридий 2 78 -рх 1 195.08 X^l'^Z 32 16 Платина ® 9 ^эб.эб? Ап з| 18 Золото 2 Hgjf 18 Ртуть 2 зТ1 81 ^1 X 1 204.383 18 2 Таллий ^|РЬ 207.2 18 2 Свинец 5Т>: 83 ^|Х>1 208.980 18 1 Висмут JPO (2091 18 i Полоний J8At(2l0) 18 2 Астат iSRn 36 ^|XvXi(222) 18 2 Радон 7 10 ,|Fr (2231 32 18 § франций ,|Ra (2261 32 18 f Радий 89 А г»*'* 9 (227) iVi/ 18 32 18 Актиний 2 104 "Rfio (261) XVI 32 32 18 Резерфордий ® 105 ПЬ” ■ (2621 18 Дубний 1 106 CfT'2 (266) 18 Сиборгий 1 107 тгЬ'з (264) -ОПзг 18 Борий 2 108 хтс '4 [269) -*^^§2 18 Хассий 2 109 TVyff 15 (268) iVlt32 18 Мейтнерий 1 110 Т\с ^7 (271) iiS 32 18 Дармштадтий § 111 Т> гГ [272J Xvg 32 18 Рентгений ® Элементы главных Л подгрупп (А) Элементы побочных подгрупп (В) Элементы,образованные неметаллами Элементы,образованные металлами Се-; 140.12 9 .11 Церий - 1 59 рг 140.908 0 - 21 16 Празеодим | Nd, 144.24 0 22 16 Неодим 1 Pm, (145) 1 23 18 t Прометий 1 Sm, 150,38 0 24 16 Самарий 1 Ей , 151,96 8 25 1§ Европий 1 ' “ Gd 157,25 Гадолиний “ ть. 158.925 8 27 18 Тербий 1 66 тл Dy 2 162.50 в 28 18 Диспрозий 1 67 „ Но 2 164.930 8 29 18 Гольмий 1 68 , Ег 2 167,26 зЗ 18 Эрбий 1 Тт2 168,934 ^8 31 18 Тулий 1 Yb.; 173.04 8 32 18 Иттербий 1 2 174.967 9 32 18 Лютеций 1 •• Актиноиды Th 2 , 232.038 ]в i 32 18 Торий 2 Ра 2 ггз1) 20 32 18 Протаетиний | 92 JT и 1 238.029 21 32 18 Уран 1 Npi (237) 22 32 18 Нептуний 2 94 т» PU| (2441 24 32 18 Плутоний 2 Ат§ (243) 25 32 18 Америций 2 . 96^ " 'Г Cm й: (247) ,Ж Кюрий Вк 1 (247J 26 32 18 Берклий 1 Cfi (251J 28 32 18 Калифорний! 99 -г, . Es 1 (252) 29 32 18 Эйнштейний 1 10°-Cl 2 Fml (257] М 18 Фермий ! 101 J Mdi (260) 31 зг 18 Менделевий | No 1 [259] 32 32 18 Нобелий 1 Lr i (262) 32 32 18 Лоуренсий ! УДК 373:54 ББК 24я721 0-65 Рецензенты: Российская академия наук. Российская академия образования Оржековский, II.A. 0-65 Химия : 9-й кл. : учеб, для общеобразоват, учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. — М.: ACT: Астрель, 2007. — 222, [2] с.: ил. ISBN 978-5-17-043430-5 («Издательство АСТ») ISBN 978-5-271-16596-2 («Издательство Астрель») Учебник «Химия. 9 класс» является логическим продолжением учебника для 8 класса. Он полностью отвечает требованиям Федерального компонента государственного образовательного стандарта. Изложение материала в учебнике находится в соответствии с классической методикой обучения химии в средней общеобразовательной школе. Учебник доступен для всех учащихся. Он написан понятным и лаконичным языком. В учебнике содержится много интересных иллюстраций. Предлагаемые школьные задания разнообразны как по химическому содержанию, так и по способам деятельности. Большое внимание уделено химическому эксперементу. Учебник одобрен Федеральным экспертным советом, рекомендован к изданию Министерством образования и науки Российской Федерации и включен в Федеральный перечень учебников. К учебнику «Химия. 9 класс» в издательстве «Астрель» выпускается «Сборник задач и упражнений по химии» и методическое пособие для учителей, в котором приводится концепция нового курса химии, учебная программа, а также примерное планирование. ■ УДК 373:54 ББК 24я721 ISBN 978-5-17-043430-5 («Издательство АСТ») ISBN 978-5-271-16596-2 («Издательство Астрель») © П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак, 2007 © ООО «Издательство Астрель», 2007 Учебное издание Оржековекий Павел Александрович Мещерякова Людмила Михайловна Понтак Любовь Семеновна ХИМИЯ 9 класс Учебник для общеобразовательных учреждении Редакция «Образовательные проекты» Ответственный редактор i/. В, Стрелецкая * Художественный редактор 71 Н. Воиткевич Технический редактор 'А. Л, Шелудченко Корректор И. Н, Мокина Оригинал-макет подготовлен ООО «ЕЕТА-Фрейм» Подписано в печать 05.02.2007 г. Формат 70x90 1/16. Бумага офсетная. Гарнитура «Школьная». Печать офсетная. Уел. печ. л. 16,38 Тираж 63 500 экз. Заказ № 8584. Оформление обложки — дизайн-студия «Дикообраз» Общероссийский классификатор продукции ОК-005-93, том 2; 953005 — литература учебная Санитарно-эпидемиологическое заключение № 77.99.02.953.Д.003857.05.06 от 05.05.2006 г. ООО «Издательство Астрель» 129085, Москва, пр-д Ольминского, д. За ООО «Издательство АСТ» 170002, РФ, Тверская обл., г. Тверь, пр-т Чайковского, д. 27/32 Нати электронные адреса: www.ast.ru E-mail: [email protected] Отпечатано с готовых диапозитивов в ОАО «Московские учебники и Картолитография» 125252, Москва, ул. Зорге, д. 15