Учебник Химия 9 класс Рудзитис Фельдман

г. Е. Рудзитис Ф. Г. Фельдман 1 2 3 4 5 6 ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И, МЕНДЕЛЕЕВА 7 10 ВЫСШИЕ ОКСИДЫ ЛВтИЕ ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ГРУППЫ ЭЛЕМЕНТОВ I Б н ВОДОРОД 1,00794 Li ЛИТИЙ 3 6,941 Na " НАТРИИ 22,98977 к 39,0983 Си 63,546 МЩэ Rb РУБИДИЙ 85,4678 " Ag 107,8682 СЕРЕБРО Cs ЦЕЗИЙ 132,9054 Аи 196,9665 ЗОЛОТО Fr ФРАНЦИЙ [223] R^O А II Б Be БЕРИЛЛИЙ 9,01218 Mg ” 24,305 Са КАЛЬЦИЙ 20 40,078 30 65,39 Zn ЦИНК Sr СТРОНЦИЙ 87,62 48 112,41 Cd КАДМИЙ Ва БАРИЙ 137,33 80 200,59 Hg РТУТЬ Ra РАДИЙ [226] RO В БОР 10,811 А1 АЛЮМИНИЙ 26,98154 44,9559 Sc СКАНДИЙ Ga ГАЛЛИИ 69,723 39 88,9059 ИТТРИИ In индий 114,82 57 71 La-Lu ★ Т1 ТАЛЛИЙ 81 204,383 .103 Ac-Lr ★ ★ А IV Б с УГЛЕРОД Si ■ “/ 12,011 28,0855 22 47,88 Ti ТИТАН Gg ГЕРМАНИИ 72,59 40 91,22 Zr ЦИРКОНИЙ Sn олово 118,710 72 178,49 Hf ГАФНИЙ РЬ СВИНВ1 82 207,2 108 [261] Rf РЕЗЕРФОРДИЙ RO. RH А V Б N АЗОТ 7 14,0067 ФОСФОР 15 30,97376 23 50,9415 V ВАНАДИЙ As мышьяк 74,9216 • Nb 92,9064 НИОБИИ Sb СУРЬМА 51 121,75 180,9479 Та ТАНТАЛ Bi ВИСМУТ ^ 208,9804 105 [262] Db ДУБНИЙ RA RH. А VI Б О КИСЛОРОД 15,9994 S СЕРА 32,066 51,9961 Сг ХРОМ Se СЕЛЕН 78,96 ' Мо 95,94 МОЛИБДЕН Те ТЕЛЛУР 127,60 183,85 W ВОЛЬФРАМ Ро ПОЛОНИЙ 84 [209] 106 [266] Sg СИБОРГИЙ RO, RH, * лантаноиды La" ЛАНТАН 138,9055 Се" ЦЕРИЙ 140,12 Рг" ПРАЗЮДИМ 140,9077 Nd" НЕОДИМ 144,24 Pm" ПРОМЕТИЙ [145] Sm” САМАРИЙ f 150,36 Ей" ЕВРОПИЙ 151,96 Gd“ ГАДОЛИНИЙ 157,25 ТЬ“ ТЕРБИЙ 158,9254 Dy“ ДИСПРОЗИЙ 162,50 Но" ГОЛЬМИЙ 164,9304 Ег “ ЭРБИЙ 167,26 Тт” ТУЛИЙ 168,9342 Yb™ ИТТЕРБИЙ 173,04 Lu" ЛЮТЕЦИЙ 174,967 Ас” Th" Ра* и ” Np” Pu" Ат" Cm" Вк" Cf" Es” Fm'“ Md”' No'” Lr*" 01,ТИ110ИДи АШНИЙ ТОРИЙ ПРОТАКТИНИЙ УРАН НЕПТУНИЙ ПЛУТОНИЙ АМЕРИЦИЙ КЮРИЙ БЕРКЛИЙ КАЛИФОРНИЙ ЭЙНШТЕЙНИЙ ФЕРМИЙ МЕНДЕЛЕВИЙ НОБЕЛИЙ ЛОУРЕНСИЙ [227] 232,0381 [231] 238,0289 [237] [244] [243] [247] [247] [251] [252] [257] [258] [259] [260] А VII Б (Н) ФТОР 18,998403 С1 ХЛОР 17 35,453 54,9380 Мп МАРГАНЕЦ Вг БРОМ 35 79,904 43 [98] Тс ТЕХНЕЦИЙ иод 53 126,9045 75 186,207 Re РЕНИЙ At АСТАТ 85 [210] [267] Bh БОРИИ R^Q? RH А VIII Б Не ГЕЛИЙ 2 4,002602 Ne 10 20,179 Аг АРГОН 18 39,948 26 55,847 Ре ЖЕЛЕЗО Атомный номер Символ элемента 58,9332 Со КОБАЛЬТ Ni 58,69 Кг КРИПТОН 36 83,80 " Ru 101,07 РУТЕНИИ Хе " КСЕНОН 131,29 76 190,2 Os ОСМИЙ Rn РАДОН 86 [222] [269] Hs ХАССИЙ RO, 45 102,9055 Rh РОДИЙ 46 106,42 Pd ПАЛЛАДИЙ 71 192,22 1г ИРИДИЙ Pt 195,08 I I - неметаллы [98] - массовые числа наиболее устойчивых разновидностей 109 [268] Mt г. Е. РУДЗИТИС Ф. Г. ФЕЛЬДМАН ХИМИЯ НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ 9 КЛАСС УЧЕБНИК ДЛЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНЫХ УЧРЕЖДЕНИЙ Рекомендовано Министерством образования и науки Российской Федерации 13-е издание Москва «Просвещение» 2009 УДК 373.167.1:54 ББК 24я72 Р39 На учебник получены положительные заключения Российской академии наук и Российской академии образования. ▲ Материал, изучаемый при повторении Дополнительный материал Вопросы и упражнения Задачи Рудзитис г. Е. Р39 Химия. Неорганическая химия. Органическая химия. 9 класс : учеб, для общеобразоват. учреждений / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. — 13-е изд. — М. : Просвещение, 2009. — 191 с. : ил. — ISBN 978-5-09-021625-8. УДК 373.167.1:54 ББК 24я72 ISBN 978-5-09-021625-8 Издательство «Просвещение», 2008 Художественное оформление. Издательство «Просвещение», 2008 Все права защищены Электролитическая диссоциация Повторите учебный материал по учебнику 8 класса о видах химической связи: ковалентной (полярной и неполярной), ионной (§ 41), о типах кристаллических решеток: ионной, атомной и молекулярной (§ 42). Вы уже изучили процессы растворения различных веществ в воде и некоторые свойства водных растворов (8 класс, § 28). В этой главе мы рассмотрим процессы растворения в воде веществ с ионной связью и ознакомимся с процессом электролитической диссоциации. § 1. Сущность процесса электролитической диссоциации с особенностями растворения в воде веществ с различными видами химической связи можно познакомиться экспериментально, исследуя электрическую проводимость растворов этих веществ (см. с. 23) с помощью прибора, изображенного на рисунке 1. Если погрузить электроды прибора, например, в сухую поваренную соль, то лампочка не будет светиться. Тот же результат получится, если электроды опустить в дистиллированную воду. Однако при погружении электродов в водный раствор хлорида натрия лампочка начинает светиться. Значит, раствор хлорида натрия проводит электрический ток. Подобно хло-рйдзГнйрия ведут себя и другие растворимые соли, щелочи и кислоты. Соли и щелочи проводят электрический ток не только в водных растворах, но и в расплавах. Водные растворы, например, сахара, глюкозы, спирта, кислорода, азота электрический ток не проводят. Механизм растворения в воде веществ с различным характером химической связи. Почему из рассмотренных примеров именно соли, щелочи и кислоты в водном растворе проводят электрический ток? Чтобы ответить на этот вопрос, необходимо вспомнить, что свойства веществ определяются их строением. Рассмотрим, например, строение кристаллов хлорида натрия. Это ионное соединение, в узлах кристаллической решетки которого находятся катионы (положительно заряженные ионы натрия) и анионы (отрицательно заряженные ионы хлора) (рис. 2). Для правильного понимания механизма растворения в воде веществ с ионной связью следует также учесть, что в молекуле воды связи между атомами водорода и кислорода ковалентные сильнополярные. Рис. 1. Прибор для проверки электрической проводимости растворов Поэтому молекула воды полярда (атом кислорода представляет собой отрицательный полюс молекулы, атомы водорода — положительный). Вследствие этого, например, npnjpacTBopenHH хлорида натрия моле^кулы воды притягива-ются своими отрицательными полюсами к положительно заряженным ионам татрия,_а_положи полюсами — к отрицательно заряженным дщ)- рид-ионам. В результате связь между цондми ослабляется и кристаллинеская решетка разрушается (см. рис. 2, а). Этому процессу способствует, .также большая диэлектрическая проницаемость воды, которая при 20 °С равна 81. Это значит, что химическая связь между ионами в воде ослабляется в 81 раз по сравнению с вакуумом. При растворении в воде веществ с ковалентной сильнополярной связью, например хлороводорода НС1, происходит изменение характера химической рвязи, т. е. под влиянием полярных молекул воды ковалентная полярная связь в растворяемом веществе превращается в ионную и далее процесс отщепления частиц протекает аналогично тому, как это показано на рисунке 2. При расплавлении электролитор усиливаются колебательные движения частиц, что приводит к ослаблению связи между ними. В результате также разрущается кристаллическая решетка. Следовательно, при растворении солей, щелочей и кислот в воде и при расплавлении солей и щелочей эти вещества распадаются на ионы. В водном растворе ионы гидратированы (окружены молекулами воды) (рис. 2, б). Все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты (схема 1). еэ W ^ сэ( Na^ )0 CD )€Э Рис. 2. Механизм растворения хлорида натрия в воде: а — притяжение и действие полярных молекул воды на кристаллическую решетку хлорида натрия; 5 — обра.чование гидратированных ионов натрия и хлорид-ионов (обозначены цветными кружками) Схема 1 Растворение как физико-химический процесс. Долгое время химики считали растворение веществ в воде только физическим процессом. Действительно, при испарении воды из раствора можно вновь получить исходное вещество. Но если растворять в воде соль, щелочь или кислоту, то образующийся раствор будет электропроводен, а процесс растворения может сопровождаться тепловыми эффектами (разогреванием или охлаждением) и изменением цвета. Так, цри растворении в воде твердого гидроксида натрия NaOH или концентрированной серной кислоты H2SO^ происходит сильное разогревание (рис. 3). Особенно осторожно необходимо растворять серную кислоту, так как из-за повышения температуры часть воды может превратиться в пар и под его давлением выбросить кислоту из сосуда. Чтобы этого избежать, серную кислоту тонкой струей наливают в воду (но не наоборот!) при постоянном помешивании. Рис. 3. Разогревание при растворении серной кислоты в воде Рис. 4. Охлаждение при растворении некоторых веществ в воде Каблуков Русский ученый, академик. Независимо от Иван В. А. Кистяковского в 1889—1891 гг. ввел Алексеевич представление о гидратации ионов. Поло- (1857—1942) жил начало физической и химической теории растворов. Если же, например, растворять в воде аммиачную селитру (нитрат аммония NH^NOj) в тонкостенном стакане, поставленном на мокрую дощечку, то наблюдается столь сильное охлаждение, что стакан даже примерзает к дощечке (рис. 4). Все это свидетельствует уже о протекании химической реакции, т. е. о взаимодействии растворяемого вещества с водой. Таким образом, можно сделать вывод: Растворение — это физико-химический процесс. Русские ученые И. А. Каблуков иВ. А. Кистяковский впервые предположили, что при растворении электролитов к образующимся ионам присоединяются молекулы воды — происходит гидратация ионов. Гидратация — это присоединение воды к ионам, атомам или молекулам. Продукты такого процесса называют гидратами. При растворении твердого вещества его кристаллическая рещетка раз-рущается и образующиеся частицы распределяются между молекулами растворителя. Если в результате гидратации выделяется больще энергии, чем ее тратится на разрушение кристаллов вещества, тогда растворение сопровождается разогреванием, если наоборот — охлаждением. ▲ При выпаривании раствора вещество часто выделяется в виде кристаллов, содержащих химически связанную воду. Так, например, если к сульфату меди(П) CuSO^ (порошок белого цвета) прилить воду, то происходит разогревание и образуется раствор голубого цвета. При его выпаривании выделяется кристаллическое вещество синего цвета — медный купорос, имеющий состав CuSO^ • SHjO. Образование медного купороса из сульфата меди(П) выражают уравнением реакции: 6 Русский ученый, физикохимик, академик. В 1888 г. высказал идею об объединении химической теории растворов Д. И. Менделеева с учением С. Аррениуса об электролитической диссоциации. Кистяковский Владимир Александрович (1865-1952) CuSO^-t-SHjO сульфат меди(П) (белого цвета) ► CuSO, • 5Hfi кристаллогидрат сульфата меди(П) (голубого цвета) Наблюдаемое изменение окраски вызвано тем, что ионы, из которых состоит сульфат меди(П), реагируют с молекулами воды, т. е. происходит их гидратация. Безводный сульфат меди(П) CuSO^ бесцветен, бесцветны также безводные ионы и SO^“. При растворении сульфата меди(П) в воде происходит „гидратащш .лрнов. При выпаривании такого раствора oiinaaMQica кристаллы,.-В-Уздах кристаллических, решеток которых находятся гидрати-рованные ионы меди имеющие голубую окраску, и бесцветные гидратированные сульфат-ионы {SO,, • Эти ионы и образуют крис- таллы медного купороса CuSO,, • 5Н2О. При прокаливании медного купороса происходит отщепление воды — дегидратация: CuSO, SHjO кристаллогидрат сульфата меди(И) (голубого цвета) ^ CuSO. + SHjO сульфат меди(П) (белого цвета) Кристаллические вещества, в состав которых входит химически связанная вода, называют кристаллогидратами. Воду, входящую в состав кристаллов, называют кристаллизационной водой. Многие вещества образуют кристаллогидраты, например FeSO,, • 7Н2О — кристаллогидрат сульфата железа(П) (железный купорос), CaS0,,-2H20 — кристаллогидрат сульфата кальция (гипс), Na2COj • IOH2O — кристаллогидрат карбоната натрия (кристаллическая сода). Аррениус Шведский ученый, академик. В 1887 г. сфор- Сванте мулировал основные положения теории Август электролитической диссоциации. В 1903 г. (1859—1927) был награжден Нобелевской премией «в знак признания особого значения теории электролитической диссоциации для развития химии». Проводил исследования во многих других областях науки. Основные положения теории электролитичеекой диссоциации были сформулированы в 1887 г. шведским ученым С. Аррениусом. В настоящее время их можно сформулировать следующим образом: 1. Электролиты — это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы. Ионы — это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом. В водных растворах ионы химически связаны с молекулами воды, т. е. они гидратированы. Так как число молекул воды, которые присоединяет ион, в большинстве случаев неизвестно, то уравнения процессов электролитической диссоциации изображают упрощенно, например: КС1 Na2SO^ + С1- ИОН хлорид-калия ион ^2Na^ -t- SO^ 4 ИОН сульфат-натрия ион 2. Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам: ,6 ^(,Na® Is^ |2х^2р®| 3s‘ электронная формула атома натрия ^jjNa” 2с", 8с 1с схема строения атома натрия Атомы натрия легко отдают наружные Зх‘-электроны, поэтому они химически очень активны: при обычных условиях окисляются на воздухе, реагируют с водой и т. д. 8 \2^2p^^ электронная формула иона натрия 2с", 8с" схема строения иона натрия Ионы натрия не отдают электроны, поэтому не могут окисляться и с водой не реагируют. Катион Анион 'е 0* G* 0^ © / 0* Анод Анион Катион ♦© ^ Катод Г ♦0 1Я! ^№! Ш Рис. 5. Хаотическое движение ионов в растворах и расплавах Рис. 6. Движение ионов при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита 3. в растворе и расплаве электролита ионы движутся хаотически (рис. 5). При пропускании постоянного электрического тока через этот раствор или расплав положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы (анионы) — к аноду (рис. 6). Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1—6 (с. 13). § 2. Диссоциация кислот, щелочей и солей Установлено, что при диссоциации молекул кислот образуются не свободные ионы водорода, а их гидраты — ионы гидроксония: + Н2О- НзО^ А Диссоциацию молекул кислот можно объяснить образованием дополнительной ковалентной связи. Она характеризуется тем, что общую связывающую электронную пару предоставляют не оба атома, а только один из них. Атом, который предоставляет общую связывающую электронную пару, называют донором-, атом, который ее приобретает, — акцептором. Механизм этой реакции называют донорно-акцепторным. Образование иона гидроксония ири диссоциации молекул соляной кислоты схематически изображают так: н Н:С1: + Н:0:Н —> [Н:0:Н ] + :С1^ или HCl-t-HjO HgO^ +Cl- Из схемы видно, что атом кислорода предоставляет общую электронную пару, т. е. является донором, а ион — акцептором. Этот вид ковалентной связи иногда изображают стрелкой: [н-о-н]" Учитывая гидратацию ионов, процесс диссоциации кислот, например азотной кислоты HNO3, следовало бы изобразить так; HNO3 + пЩО НзО^ + КОд- Однако этот процесс изображают упрощенно: HNO, H" + NO, '3 ' ‘^"-'3 Так же упрощенно изображают процесс диссоциации всех электролитов. Пользуясь такими схемами, нужно помнить, что в водных растворах электролитов ионы гидратированы. Рассмотрим процесс диссоциации кислот, оснований и солей. Все растворимые кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и кислотных остатков. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато: H^SO, HSO. H++HSO: №+ SO^ 4 Ионы HSO^ диссоциируют не полностью, поэтому ставят знак кото- рый указывает, что образовавщиеся ионы и SO^“ могут соединяться и образовывать исходные ионы HSO^". Такие процессы называют обратимыми (см. § 14). Если скорость распада на ионы больще, чем скорость образования исходных ионов, то принято говорить, что процесс диссоциации смещается вправо, а если наоборот — то влево. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты можно определить так: Кислоты — это сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов отщепляются только ионы водорода. Именно ионы водорода придают кислотам характерные для них общие свойства. Все растворимые основания в водных растворах диссоциируют на отрицательно заряженные гидроксид-ионы и положительно заряженные ионы металлов, например: NaOH—>Na^ + OH- Основания — это сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве анионов отщепляются только гидроксид-ионы. 10 Присутствием в растворах гидроксид-ионов объясняются характерные общие свойства оснований. Все растворимые соли в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков: KN03- K^-hNO- CaClj -^Ca2^-l-2Cl- A1,(S0^3- -^2AP + 3S02- Соли — это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков. Характерные химические свойства электролитов показаны в таблице 1. Таблица 1. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации Электролиты Характерные общие ионы Характерные свойства Кислоты н+ Действуют на индикаторы и реагируют с ионами ОН" с образованием воды: Н+з-ОН- —» Н2О Основания он- Действуют на индикаторы и реагируют с ионами Н+ с образованием воды: OH--I-H+—^НгО Соли Общих ионов нет Отсутствуют общие свойства, обусловленные наличием общих ионов. Ответьте на вопросы 7—8. Решите задачу 1 (с. 13). § 3. Слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации До сих пор мы рассматривали электролиты, которые в водных растворах полностью распадаются на ионы. Возникают вопросы: все ли электролиты в одинаковой степени распадаются на ионы? Какова доля диссоциированных молекул у различных И электролитов? При каких условиях процесс диссоциации смещается вправо, а при каких — влево? Ответы на эти вопросы дают следующие эксперименты. Если опустить в концентрированный раствор хлорида натрия электроды прибора для определения электрической проводимости (см. рис. 1), то лампочка в нем засветится ярко, а в концентрированном растворе уксусной кислоты — неярко. При добавлении воды к раствору уксусной кислоты лампочка начинает светиться все ярче. Разбавление же раствора хлорида натрия почти не влияет на яркость свечения лампочки. Так как электрическая проводимость зависит от числа ионов в растворе, то, следовательно, хлорид натрия даже в концентрированных растворах диссоциирует на ионы полностью, молекулы же уксусной кислоты в концентрированных растворах почти не диссоциируют. При разбавлении раствора уксусной кислоты число диссоциированных молекул увеличивается. На основании эксперимента можно сделать следующие выводы: 1. Некоторые электролиты независимо от их концентрации в водных растворах полностью диссоциируют на ионы. К таким электролитам относятся вещества с ионной кристаллической рещеткой, например хлорид натрия. 2. Известны электролиты, которые диссоциируют частично. При разбавлении растворов этих веществ равновесие диссоциации смещается вправо, а при увеличении концентрации — влево. 3. Отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул, находящихся в растворе, называют степенью диссоциации а (альфа). Если число диссоциированных молекул обозначить буквой п, а общее число растворенных молекул N, то степень диссоциации а можно вычислить по формуле п а = — N Допустим, что при растворении в воде 1 моль азотной кислоты половина всех молекул распалась на ионы. Пользуясь выщеприведенной формулой, вычисляем степень диссоциации: а = —; а = 3,01 • : 6,02 • 10'^^ = 0,5 N Иногда требуется выразить степень диссоциации в процентах: 0,5 • 100 = 50, или а = 50% ' Величина п может принимать значение от 0 до N. Соответственно с этим может изменяться величина а: 1) от 0 (диссоциации нет) до 1 (диссоциация полная); 2) в процентах от 0 (диссоциации нет) до 100% (диссоциация полная). Классификация электролитов в зависимости от степени диссоциации приведена в таблице 2. 12 Таблица 2. Условная классификация электролитов в зависимости от степени диссоциации Классификация электролитов и их характерные свойства Примеры Сильные электролиты ~ это химические соединения, которые при растворении в воде полностью распадаются на ионы. Слабые электролиты — это соединения, которые незначительно диссоциируют на ионы. Почти все растворимые соли, кислоты — соляная, азотная, серная и др.; растворимые основания (щелочи — гидроксиды щелочных металлов, гидроксиды бария и кальция). Уксусная, угольная, борная кислоты и др. Следует учесть, что вода тоже слабый электролит и диссоциирует (хотя незначительно) на ионы: H20«=i^H++0H- Ответьте на вопросы и выполните упражнения 9, 10. Решите задачу 2. О Поясните, почему раствор сахара не проводит электрический ток, а раствор хлорида натрия проводит. Перечислите основные причины, вызывающие распад некоторых веществ на ионы при растворении их в воде или расплавлении. ф Среди перечисленных ниже растворов и расплавов веществ электролитами являются 1) раствор гидроксида калия 2) раствор спирта 3) кристаллы сахара 4) сахарный сироп Сульфат меди(П) — белое порошкообразное вещество, при его растворении в воде раствор приобретает голубую окраску. Чем это можно объяснить? • 1. Определите массу сульфида ме- ди(П), образовавшегося в результате взаимодействия 5 моль сульфата меди(П) с сероводородной кислотой, взятой в избытке. кажите отличия в строении и свойсттах ионов и атомов, например, для кальция и фтора. 6. Что такое ион гидроксония и как он образуется? Какой вид связи в этом ионе? 7. Напишите уравнения процессов диссоциации ортофосфорной кислоты, гидроксида калия и сульфата алюминия. 8. В водном растворе образуют одинаковые анионы вещества 1) РеС1з и Ре(ОН)з 2) BaS04 и Na2S04 3) Ва(ОН)2 и Си(ОН)2 4) AgN03 и HNO3 9. Используя понятие «степень диссоциации», объясните смысл понятий «сильная кислота» и «слабая кислота». 10. Приведите примеры сильных и слабых электролитов. Где на практике необходимо зачитывать силу электролитов? 2. Вычислите количество вещества гидроксида калия, вступившего в реакцию с серной кислотой, если в результате образовалось 174 г соли. § 4. Реакции ионного обмена Чтобы понять условия протекания реакций ионного обмена, ознакомимся с важнейшими свойствами ионов. Свойства ионов. Вам уже известно, что ионы отличаются от атомов строением и свойствами. Некоторые ионы бесцветны, а другие имеют опре- 13 деленный цвет. Для каждого из ионов характерны специфические химические свойства. В таблице 3 указаны реактивы и характерные качественные реакции на ионы. Таблица 3. Определение ионов Определяемый ион Реактив, содержащий ион Результат реакции н+ Индикаторы Изменение окраски Ag^ Cl- Белый осадок ОН- Синий осадок S2- Черный осадок Окрашивание пламени в сине-зеленый цвет Fe2+ ОН- Зеленоватый осадок, который с течением времени буреет Fe^ он- Осадок бурого цвета Zn2+ он- Белый осадок, при избытке ОН- растворяется S2- Белый осадок AF он- Белый желеобразный осадок, который при избытке ОН- растворяется nh;; 4 он- Запах аммиака Ba2-^ sof Белый осадок Окрашивание пламени в желто-зеленый цвет Ca2-^ СО^- Белый осадок Окрашивание пламени в кирпично-красный цвет Na-^ Цвет пламени желтый K+ Цвет пламени фиолетовый (через кобальтовое стекло) Cl- АГ Белый осадок H2S04* Выделение бесцветного газа с резким запахом (НС1) Br- АГ Желтоватый осадок H2S04* Выделение SO2 и Вг2 (бурый цвет) I- АГ Желтый осадок H2S04* Выделение H2S и I2 (фиолетовый цвет) so^- Н-^ Выделение SO2 — газа с резким запахом, обесцвечивающего раствор фуксина и фиолетовых чернил 14 Продолжение Определяемый ион Реактив, содержащий ион Результат реакции СО^- Н+ Выделение газа без запаха, вызывающего помутнение известковой воды СНЗСОО- H2SO4 Появление запаха уксусной кислоты N0- Н2804(кОНЦ.) и Си Выделение бурого газа sq2- Ва2-^ Белый осадок РОЗ- Ag+ Желтый осадок ОН- Индикаторы Изменение окраски индикаторов * При определении галогенид-ионов с помощью серной кислоты используют твердую соль. Реакции ионного обмена. Вам известно, что в водных растворах все электролиты в той или иной степени распадаются на ионы и реакции происходят между ионами. С условиями протекания таких реакций можно ознакомиться опытным путем. Опыт 1. К раствору хлорида натрия приливают раствор нитрата серебра(1) или нитрата свинца(П). В результате реакции выпадает осадок. Опыт 2. Раствор соляной кислоты приливают к раствору карбоната натрия. В результате реакции выделяется газ. Опыт 3. К раствору азотной кислоты приливают раствор гидроксида калия. В результате реакции выделяется теплота. Опыт 4. При смешивании растворов, например хлорида магния и сульфата натрия, никаких признаков химической реакции не наблюдается. ■■А!*» ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...многие видные ученые того времени не поняли и не признавали теории С. Аррениуса о возможности диссоциации веществ. Так, например, академик П.-Т. Клеве при защите диссертации С. Аррениуса воскликнул: «Это чистая фантазия! Возможно ли, чтобы калий самостоятельно существовал в растворе? Ведь любой ученик знает, что калий бурно реагирует с водой...» ...Однако идеи С. Аррениуса победили, и в 1903 г. ему была присуждена Нобелевская премия. 15 Существуют ли какие-нибудь закономерности в протекании таких реакций? Чтобы получить ответ на этот вопрос, запишем уравнения этих реакций (табл. 4) не только в молекулярном виде, как это мы делали до сих пор, но и в виде ионных и сокращенных ионных уравнений. Для ионных реакций выражение «в молекулярном виде», как и сама запись, является условным. При анализе приведенных в таблице 4 уравнений реакций выясняется, что реакции ионного обмена протекают до конца в следующих случаях: 1) если выпадает осадок, 2) если выделяется газ; 3) если образуется малодиссоциирующее вещество, например вода. Если в растворе нет таких ионов, которые могут связываться между собой, реакция обмена не протекает до конца, т. е. является обратимой. При составлении уравнений таких реакций, как и при составлении уравнений диссоциации слабых электролитов, ставится знак обратимости (см. § 14). Чтобы сделать вывод о протекании реакции ионного обмена до конца, надо использовать данные таблицы растворимости солей, оснований и кислот в воде (с. 180). Так, например, чтобы составить уравнения всех возможных реакций, в которых участвуют хлорид магния и другие растворимые в воде вещества, рассуждают так: 1. Убеждаются, растворимо ли в воде взятое вещество, в данном случае хлорид магния MgCl2. 2. Приходят к выводу, что хлорид магния MgCl2 будет реагировать только с такими растворимыми в воде веществами, которые способны осадить либо ионы Mg^^, либо хлорид-ионы СЕ. 3. Ионы Mg^^ можно осадить: а) ионами ОН", т. е. нужно подействовать любой щелочью, что приведет к образованию малорастворимого гидроксида магния Mg(OH)2; б) при действии растворимыми в воде солями, содержащими один из следующих анионов: СО3", РО^, S^". Для этого можно воспользоваться солями натрия, калия и аммония, содержащими указанные анионы, так как эти соли растворимы в воде. 4. Хлорид-ионы СЕ можно осадить катионами Ag'^ и РЬ^Е Поэтому для проведения реакции нужно выбрать растворимые соли, содержащие эти катионы. При составлении уравнений реакций ионного обмена, в которых образуются газообразные вещества, следует учесть, что анионы СО3", SOg" и S^“ способны реагировать с кислотами с образованием соответствующего газа, например: S02- + 2№- HgO 4- SOg В свете представлений об электролитической диссоциации кислот, оснований и солей общие свойства этих веществ определяются наличием общих ионов, которые входят в их состав (см. табл. 1). Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1—5 (с. 22). 16 Таблица 4. Уравнения ионных реакций Реагирующие вещества Уравнение реакции В молекулярном виде полное ионное сокращенное ионное Хлорид натрия и нитрат свинца(П) 1. в результате реакции выпадает осадок: 2NaCl -ь РЬ(ЫОз>2 —> —>-PbCl2i-b2NaN03 2Na-^4-2Cl"4-Pb2+-i-4-2NO3—^PbCEi-i-4-2Ыа+4-2ЫОз РЬ2+4-2С1- ► —^ PbC^i Карбонат натрия и соляная кислота 2. В результате реакции выделяется газ: Ыа2СОз + 2НС1—» —» 2NaCl -г 1—.. C02t + Н2СО3 1—VH2O 2Na-^4-CO^"4-2№4-4-2С1-—»2Na+4-2Ci-4-4- Н2О 4- C02t С0^-4-2Н+—» » Н20 4-С02Т Гидроксид калия и азотная кислота 3. В результате реакции образуется малодиссоциирующее вещество: КОНн-НЫОз—^ » KNO3 4- Н2О K+4-OH-4-H+4-4-NO3—К+4-4-NO-4-H2O Н+4-ОН-—» —» Н2О (вода — малодиссоциирующее вещество) Хлорид магния и сульфат натрия 4. Признаков реакции не наблюдается: MgCE 4-Na2S04 Mg2+4-2Ch4-2Na+4- 4-SO^ Л § 5. Окислительно-восстановительные реакции Повторите учебный материал об окислительно-восстановительных реакциях (8 класс, §43). Руководствуясь электронной теорией окислительно-восстановительных процессов, рассмотрим, чем отличаются реакции замещения от реакций ионного обмена. Составим уравнения реакций сульфата меди(П) с гидроксидом натрия и железом, а алюминия — с соляной кислотой в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Над знаками химических элементов 17 проставим их степени окисления и стрелками покажем переход электронов; 1) CuSO^ + 2NaOH Cu(OH)2i+Na2SO, + SQ2- + 2Na+ + 20H- —» Cu(OH)2i + 2Na^ + SO + 20H- —^ Cu(OH)2i 2) 0 +2 Fe-t-CuSO, 0 ^ Fe + Cu^^+SO^ +2 0 FeSO^ + Cui Fe '^ + S02-+Cui Fe® + —►Fe^^-l-Cui 3) 2A1+6HC1-2A1+6H" +6C1- •2а1с1з-1- 3H2t ^2AP^+6C1- + 3H2t 0 2A1 + 6H" 2AP-h3HJ По приведенным выше уравнениям реакций видно, что степень окисления изменяется во второй и третьей реакциях. При записи степени окисления знак «-н» или «-» ставят перед цифрой, а при обозначении зарядов ионов — после цифры. В реакции между железом и сульфатом меди(П): а) атомы железа окисляются в ионы железа; б) ионы меди восстанавливаются в атомы меди; в) окислителями являются ионы меди, которые окисляют атомы железа, а сами восстанавливаются; г) восстановителями являются атомы железа, которые восстанавливают ионы меди, а сами окисляются. В реакции между алюминием и соляной кислотой: а) атомы алюминия окисляются в ионы алюминия; б) ионы водорода восстанавливаются в атомы водорода, из которых образуются молекулы водорода; в) окислителями являются ионы водорода, которые окисляют атомы алюминия, а сами восстанавливаются; г) восстановителями являются атомы алюминия, которые восстанавливают ионы водорода, а сами окисляются. Реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов, называют окислительно-восстановительными. _________^______________I________________________________________ Следовательно, реакции замещения в отличие от реакций ионного обмена являются окислительно-восстановительными. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует учесть, что число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, присоединенных окислителем. 18 в качестве примера рассмотрим реакцию соляной кислоты с перманганатом калия. 1. Пишем формулы реагирующих веществ, ставим стрелку, а за ней пишем формулы веществ, которые образуются при данной реакции: НС1 + КМпО, —> КС1 + MnClj + Cljt + Н2О 2. Проставляем степень окисления над знаками элементов, у которых она меняется: НС1 + КМпО, KCl + MnCL + CLt + H,0 3. Выписываем химические знаки элементов, атомы или ионы которых меняют степень окисления: 2С1- +7 Мп- 0 CI2 +2 ■Мп 4. Находим, сколько электронов отдают или присоединяют соответствующие атомы или ионы: ■2е- 2С1- о С1 +7 Мп -t- 5е~ 2 +2 Мп 5. Находим наименьшее обшее кратное чисел отданных и присоединенных электронов (их число должно быть одинаково): 2С1 2е~ 0 -^С1з 5 10С1 10е- 0 -^5С1з +7 Мп-(- 5е“ — +2 -^Мп 2 2Мп-1- 10е“ — -^2Мп 6. Найденные коэффициенты ставим перед соответствующими формулами в правой части уравнения: НС1 -ь КМпО^ —> КС1 -ь 2МпС12 -ь 5CI2 Н2О 7. Соответственно найденным коэффициентам в правой части уравнения находим коэффициенты для формул всех остальных веществ: 16НС1 + 2КМпО, —> 2КС1 + 2МпС12 + 5Cl2t + 8Н2О 8. Проверяем, соответствует ли число атомов всех элементов в левой части уравнения числу атомов в правой части уравнения. Выполните упражнения 6—8 (с. 22). ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...некоторые соли в водном растворе изменяют цвет индикаторов. Подумайте почему. 19 § 6. гидролиз солей Для понимания сущности гидролиза солей проанализируем отношение солей к воде в присутствии индикаторов (табл. 5). По изменению цвета индикатора можно сделать вывод, что некоторые соли реагируют с водой. Каким образом? Таблица 5. Отношение солей к воде Цвет индикатора Растворы солей Лакмус Фенолфталеин Метиловый оранжевый Хлорид натрия Не меняется Не меняется Не меняется Хлорид Становится Не меняется Становится розовым алюминия красным Карбонат натрия Становится Становится Становится СИНИМ малиновым желтым Результаты опытов, представленные в таблице б, дают ответ на поставленный выше вопрос. Процесс взаимодействия солей с водой получил название гидролиза (от греч. «гидро» — вода, «лизис» — разложение). Известно, что молекула воды хотя и незначительно, но все же диссоциирует на ионы и ОН“. С водой не реагируют соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, так как ионы таких солей не могут связываться с ионами и ОН“. С водой реагируют соли, образованные или слабым основанием и сильной кислотой, или сильным основанием и слабой кислотой. Это объясняется тем, что в составе таких солей имеются ионы, которые могут связываться с ионами или ОН~. Гидролиз соли — это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих электролитов. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, в водном растворе не существуют, потому что они или выпадают в осадок, или разлагаются водой: ' AI2S3 -I- 6Н2О = 2А1(ОН)з1 + ЗН^З t Гидролиз соли — это обратимая реакция. Гидролиз усиливается при нагревании и сильном разбавлении раствора. 20 Ответьте на вопросы и выполните упражнения 9—10. Решите задачи 1—3 (с. 22). со fO 0 s 2 5 ^ S ^ к & н г Ч Он? я « « W 5" ja § о ^ 1 2 CQ а X п о X CJ о и X О < а i ^ Т" и I CJ Ьй О а et X о о X а и; О ^ 8 о S ^ § н ? ^ U X X 9Х о С=1 о а аХ О е; о о S ffi н 9S 0^ е[ О Z X со « оа со л X X '=? VO 03 ь X X со а X S 0^ X а а а >» о о £ о rt ® а| X * о о l" «N о п: + < %1 19 О , „ £о "и , :с CN fO^ 81 0 см X + 1 и + + Z 0 ем- X + 1 О со + Л , < к : + I К О х\ + I и со + А X О < 1 о см X + см со о и + "сч Z CN X о ; + I СО 0 и X + "я Z CN 1 о X и X о С а. ^ I * g 5 X I а ф 50 5 § § К О) 4- I §1 S g i P О § =§ =s § s Cl, CL ^ 3 Cl X CO CD О CO ■p^ ^ g VO b о g _ i a ^vo ^ S - - X CL VC X о s § n X Й X и u X 2 I s D. 2 c{ X S g и X c a C; ^ 3 ^ X . =x X go + a X s u 2 « . о >a S « s Э p •S- X « CQ a « S H M 2 S ^ 2 n X 5 £ 2 a ® CTJ 3 ■ 'o 0 S'- « £ 3 ^ ^ 2 _ о CO H oa о g 5 1 2 VO У ° о lll о Ip ce я 5 X ?Уг g = I О u CO X 3 „ . CL о Ф Ik'S ^ I X - , 2 ^ Л "0 CM CO 2 ^ c: X (-S ffl s о H s ^3 Pt '3 2 ^ ft О 2 £ 2 S £ 03 о c Pa PS-dPSOXXhSi Rod h1ouoSOt5;0 R a £ « Л 2 о p >. 5 о o. S О E « “ V a § 5 && X R S S X £• 2 ° 2 Z I H я 'Я о- S' “ Z X 21 1. Реакция ионного обмена возможна между растворами веществ 1) ЫазСОз и HNO3 2) CuClj и КаКОз 3) КС1 и КаЫОз 4) Са(ОН)2 и KNO3 2. Даны растворы, содержащие ионы Ag* SO^", I". С помощью каких реакций можно определить эти растворы? Напишите уравнения реакций. 3. Даны растворы: а) сульфата цинка и нитрата бария; б) сульфата меди(П) и гидроксида калия; в) сульфата цинка, хлорида магния и ортофосфата натрия; г) хлорида железа(1П) и сульфата магния. При сливании каких растворов реакции обмена пойдут до конца и почему? Составьте уравнения этих реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде. 4. Уравнение химической реакции, схема которой К2СО3-I- HNO3 —► KNO3 -ь Н2О -I- СОз! можно изобразить в виде сокращенного ИОННОГО уравнения 1) № + 0Н-=Н20 2) С0з'-ь2Н^ = Н20-)-С02Т 3) H20-I-C02—*т*+со1" 4) К2СО3 ■2К+-ьСО, 5. Даны схемы: а) 2№-(-СО^'—► б) 2H+-bS2-—► в) 2Н+-1-50з‘—► Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярном виде. 6. Даны уравнения реакций: а) 2Н2О—►2H2t-1-021 б) Си(ОН)2—^CuO-bHjO в) N205-hH20—►ЗНКОз г) CuS04-i-Fe—»FeS04-i-Cu д) 2Fe-i-3Cl2—►2FeCl3 Какие из этих реакций являются окислительно-восстановительными и почему? Укажите окислитель и восстановитель. 7. Даны уравнения реакций: а) Zn -1- CI2 —» ZnCl2 б) Zn-I-2HC1—►ZnCl2-i-H2l Проставьте над знаками соответствующих химических элементов степени окисления и покажите переход электронов. 8. Даны схемы уравнений реакций: а) CuS -t- HNO3 (разб.) —► Си(КОз>2 -I- S -I- NO-1-H2O б) К280з-1-Н2504-1-КМп04—► —* K2SO4 -ь MnS04 -ь... Составьте уравнения окислительновосстановительных реакций, пользуясь ре-1^омендацией, приведенной на с. 19. 9*. Какие соли подвергаются гидролизу и почему? Объясните это на примерах нитрата цинка, сульфата калия и сульфида натрия. 10*. Напишите уравнения гидролиза солей: карбоната калия, хлорида меди(П), нитрата свинца(П), фосфата натрия. • 1. В раствор, содержащий 40 г суль- фата меди(П), поместили железные опилки. Какие вещества образуются в результате реакции и какова их масса? 2. К 20 г раствора, содержащего 5% сульфата меди(П), добавили гидроксид натрия. Вычислите массу образовавшегося осадка. 3. Техническую соду, массовая доля примесей в которой составляет 10%, обработали соляной кислотой. При этом выделилось 4 моль оксида углерода(1У). Вычислите массу технической соды, вступившей в реакцию с кислотой. Лабораторные опыты 1. Испытание веществ на электрическую проводимость Испытание растворов веществ на электрическую проводимость. Используйте прибор (рис. 1) для наблюдения электрической проводимости веществ. (Электроды этого прибора должны быть изготовлены из металлических стержней, вставленных в резиновую пробку большого размера.) Электроды прибора поочередно погружайте (предварительно их промыв в дистиллированной воде): а) в стакан с дистиллированной водой на глубину 0,5—1,0 см; б) в раствор, содержащий 0,1 массовых долей гидроксида натрия; в) в раствор, содержащий 0,1 массовых долей хлороводорода. Испытание кристаллических веществ в сухом и расплавленном виде на электрическую проводимость. Сухие электроды прибора погружайте: а) в сухую соль (хлорид натрия); б) в фарфоровую чашку с кристаллическим гидроксидом натрия; в) в фарфоровую чашку с расплавленным гидроксидом натрия. Испытание концентрированных и разбавленных растворов на электрическую проводимость. Электроды прибора погрузите в стакан: а) с безводной уксусной кислотой; б) с разбавленной уксусной кислотой. Задания. 1. Почему дистиллированная вода, сухой хлорид натрия и кристаллический гидроксид натрия не проводят электрический ток, а растворы и расплавы этих веществ — проводят? 2. Почему безводная уксусная кислота не проводит электрический ток, а при разбавлении водой — проводит? 2. Реакции обмена между растворами электролитов Реакции, идущие с образованием осадка. В одну пробирку налейте 3—4 мл раствора сульфата меди(И), во вторую — столько же раствора хлорида кальция, а в третью — сульфата алюминия. В первую пробирку добавьте немного раствора гидроксида натрия, во вторую — раствор ортофосфата натрия, а в третью — раствор нитрата бария. Во всех пробирках образуются осадки. Задание. Составьте уравнения реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Объясните, почему образовались осадки. Растворы каких еще веществ можно прилить в пробирки, чтобы выпали осадки? Составьте уравнения этих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Реакции, идущие с выделением газа. В одну пробирку налейте 3—4 мл раствора сульфита натрия, во вторую — такой же объем раствора карбоната натрия. В каждую из них добавьте столько же серной кислоты. В первой пробирке выделяется газ с острым запахом, во второй — газ без запаха. Задание. Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Подумайте, какими еще кислотами можно было подействовать на данные растворы, чтобы получить аналогичные результаты. Составьте уравнения этих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующего вещества. В одну пробирку налейте 3—4 мл раствора гидроксида натрия и добавьте две-три капли фенолфталеина. Раствор приобретает малиновый цвет. Затем прилейте соляную или серную кислоту до обесцвечивания. В другую пробирку налейте примерно 10 мл сульфата меди(И) и добавьте немного раствора гидроксида натрия. Образуется голубой осадок гидроксида меди(И). Прилейте в пробирку серную кислоту до растворения осадка. 23 Задание. Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Поясните, почему в первой пробирке произошло обесцвечивание, а во второй — растворение осадка. Каким общим свойством обладают растворимые и нерастворимые основания? Качественная реакция на хлорид-ион. В одну пробирку налейте 1—2 мл разбавленной соляной кислоты, во вторую — столько же раствора хлорида натрия, а в третью — раствор хлорида кальция. Во все пробирки добавьте по нескольку капель раствора нитрата серебра(1) AgNOj. Проверьте, растворяется ли выпавший осадок в концентрированной азотной кислоте. Задание. Напишите уравнения соответствующих химических реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Подумайте, как можно отличить: а) соляную кислоту от других кислот; б) хлориды от других солей; в) растворы хлоридов от соляной кислоты. Почему вместо раствора нитрата серебра(1) можно также использовать раствор нитрата свинца(П)? Практическая работа 1 Решение экспериментальных задач. 1. Налейте в пробирку 1—2 мл концентрированной серной кислоты и опустите в нее кусочек цинка. Составьте уравнение реакции в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде, покажите переход электронов и объясните, что в этой реакции является окислителем. 2. В шести пробирках дан раствор хлорида магния. В каждую из пробирок последовательно прилейте следующие растворы: а) гидроксида натрия; б) сульфата калия; в) карбоната натрия; г) нитрата цинка; д) ортофосфата калия; е) сульфида натрия. Составьте уравнения реакций, идущих до конца, в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. 3. Даны растворы: а) карбоната калия и соляной кислоты; б) сульфида натрия и серной кислоты; в) хлорида цинка и азотной кислоты; г) сульфита натрия и серной кислоты; д) сульфата меди(И) и азотной кислоты. Слейте попарно эти растворы, немного нагрейте, осторожно понюхайте и определите, в каких случаях реакции идут до конца и почему. Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. 4. Осуществите реакции, схемы которых даны: ^ CaCOgi -> SOjt + HjO Н2О а) Са^"' + CQ2- - б) 50^- ■ + 2Н^ — в) 0Н“ + —► г) А1°- Al^"' Д) Сц2* —► Cu° е) 2Н"' —► Н°! 5. Проделайте реакции между следующими веществами: а) сероводородной и хлорной водой; б) раствором иодида калия и хлорной водой; в) соляной кислотой и алюминием; г) концентрированной серной кислотой и медью (при нагревании). Составьте уравнения реакций, покажите переход электронов. Что является окислителем и что — восстановителем? 6. Пользуясь растворами, находящимися на столе, получите: а) гидроксид же-леза(111); б) сульфид меди(И); в) оксид серы(1\/); г) карбонат кальция. Составьте молекулярные, ионные и сокращенные ионные уравнения соответствующих реакций. 24 Кислород и сера ГЛАВА Повторите учебный материал (8 класс, § 36, 43). § 7. Положение кислорода и серы в периодической таблице химических элементов, строение их атомов Схемы строения атомов кислорода и серы даны в таблице 7. Таблица 7 . Схемы строения атомов кислорода и серы Химический знак Размещение электронов по энергетическим уровням А Электронная формула О +sO 2е", 6е" 1x2 1 2s22p4 S 2е~, 8е~, 6е~ 1x2 1 2х22р® 1 Зз^Зр'^ Кроме кислорода и серы, в VIA-rpynne имеется еще два сходных с ними элемента — селен Se и теллур Те. На наружном энергетическом уровне атомов всех этих элементов находится по шесть электронов. До устойчивого энергетического состояния атома, характерного для благородных газов, недостает двух электронов. Поэтому атомы этих элементов способны присоединять недостающие два электрона. По этой причине кислород является одним из сильных окислителей; о -2 О -н 2с —* О 25 в соединениях кислород обычно проявляет степень окисления -2. Он может проявлять и степень окисления -1 (когда входит в состав пероксидов, например Н—О—О—Н). В соединениях с фтором кислород имеет степень окисления -t-1 (O2F2) и +2 (OF^), так как фтор является более электроотрицательным элементом (электроотрицательность кислорода равна 3,5, фтора — 4,0). А У атомов серы на третьем энергетическом уровне имеется пять незаполненных (i-орбиталей. Поэтому возможно расспаривание электронов. В результате этого у атомов серы появляется либо четыре, либо шесть не-сиаренных электронов, которые при образовании соединений с более электроотрицательным элементом смещаются в его сторону (табл. 8). Этим объ- +4 +6 ясняется степень окисления серы в соединениях с кислородом: SO2 и SO3. Таблица 8. Возможные степени окисления серы Выполните упражнения 1—2 (с. 31). § 8. Строение простых веществ. Аллотропия Атомы кислорода могут образовывать два простых вещества — кислород и озон. Молекулы кислорода, как известно, состоят из двух атомов, связанных ковалентной неполярной связью. Электронную формулу кислорода изображают так: :6- + О: —^ :0::р: Некоторые свойства кислорода нельзя объяснить с помощью приведенной электронной формулы. Более подробно вопрос о строении молекулы кислорода рассматривают в курсах высшей школы. 26 Кислород ©2 может превратиться в озон, молекула которого состоит из трех атомов кислорода — О3. о 116°8' О Озон получают в приборе — озонаторе (рис. 7), который состоит из стеклянной трубки, обвитой снаружи металлической проволокой. Внутри трубки проходит другая металлическая проволока. Стеклянную трубку озонатора наполняют кислородом, а концы проволоки присоединяют к полюсам индукционной катушки для получения тока высокого напряжения. Между проволоками и, следовательно, через кислород пропускают электрический разряд. В результате кислород превращается в озон: 30. электрический разряд 20з ОЗОН кислород в природе озон образуется или во время грозы вследствие электрических разрядов, или при окислении смолы хвойных деревьев. Озон и придает приятный свежий запах воздуху в хвойных лесах и после грозы. При обычных условиях озон — это газ с характерным запахом, в 1,5 раза тяжелее кислорода. Он гораздо лучше растворяется в воде, чем кислород. Озон и кислород хотя и состоят из атомов одного и того же химического элемента, но представляют собой совершенно различные вешества. Озон химически значительно активнее кислорода. Так, например, некоторые вешества (фосфор, спирт) в озоне воспламеняются, каучук становится хрупким, а красители под действием озона обесцвечиваются. Особая химическая активность озона объясняется тем, что его молекулы легко распадаются: Оз ОЗОН - 02 кислород + о атомарный кислород Образующийся атомарный кислород более энергично реагирует с веществами, чем молекулярный. Атомы кислорода соединяются попарно в молекулы: 0 + 0 —> О2 Поэтому превращение озона в кислород выражают следующим уравнением: 20, 30, Явление, когда один и тот же химический элемент образует несколько простых веществ, называют аллотропией. Простые вещества, образованные одним и тем же химическим элементом, называют аллотропными видоизменениями этого элемента. 27 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...озон губителен для многих живых организмов, в том числе и болезнетворных, которые могут находиться в воде. Поэтому питьевую воду обрабатывают озоном (озонируют). Озонированная вода, в отличие от хлорированной, не имеет неприятного запаха и привкуса. Этот способ все шире внедряется в нашей стране для получения питьевой воды. Кислород и озон — это аллотропные видоизменения одного и того же химического элемента — кислорода. § 9. Сера. Аллотропия. Физические свойства в природе сера встречается как в свободном состояинн, гак и в виде различных соединений. В свободпо.м состоянии она обычно сопутствует другим гор!1ым породам. Такие месторождения имеются в Украине. [1о-волжье. Центральной Азии и в других местах. Важнейшие природные соединения серы показаны на схеме 2. Для отделения серы в свободном состоянии от других горных пород пользуются ее легкоплавкостью. Так, например, если нагреть смесь песка с серой, то последняя легко расплавится. Песок осаждается, а расплавленную серу можно слить. Сера — твердое кристаллическое вещество желтого цвета. Как и все неметаллы, она плохо проводит теплоту и не проводит электрический ток. Кусочки серы тонут в воде — ее плотность близка к 2, а порошок серы всплывает, так как не смачивается водой. ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...верхний слой атмосферы (на высоте 15—30 км) содержит озон. Эту часть атмосферы называют озоновым слоем', он играет роль своеобразного щита для всего живого на Земле. Озон поглощает опасное ультрафиолетовое излучение Солнца. В последние годы наблюдается уменьшение толщины озонового слоя. Появились области над поверхностью Земли, в которых содержание озона очень мало (озоновые дыры). Это волнует всех ученых. Международное сообщество предпринимает меры по ограничению выброса возможных разрушителей озона в атмосферу. 28 Схема 2 Подобно сере в измельченном состоянии водой не смачиваются многие природные соединения. Этим свойством пользуются для отделения сернистых руд от «пустой породы». Такой метод обогащения руд называют флотацией и широко используют на практике. Сера в воде практически не растворяется. Хорошими растворителями для нее являются сероуглерод, толуол и некоторые другие вещества. При температуре 112,8°С сера плавится, превращаясь в легкоподвижную жидкость желтого цвета. При дальнейшем нагревании она темнеет и густеет. При температуре 444,6 °С она закипает. Если нагретую до кипения серу вылить в холодную воду, то образуется пластическая сера, которая легко растягивается подобно резине. Вам уже известно, что элемент кислород образует два аллотропных видоизменения — кислород и озон. Кристаллическая и пластическая сера — это аллотропные видоизменения химического элемента серы. Кристаллическая сера легко плавится: это свидетельствует о том, что ее кристаллическая решетка должна быть молекулярной. Рентгенографические и другие исследования подтверждают, что кристаллическая решетка серы действительно состоит из кольцевых молекул (рис. 8, а). При нагревании восьмичленные кольца молекул серы разрываются, преврашаясь в длиш1ые цепи (рис. 8, б), которые могут растягиваться и сокращаться. Это пластическая сера. (При составлении уравнений химических реакций допускается запись одноатомных молекул серы.) Ответьте на вопросы 3—4 (с. 31). / \ s—s Рис. 8. Кристаллическая решетка серы, состоящая из восьмичленных колец молекулы серы (а); разрыв восьмичленных колец молекулы серы при нагревании и образование длинных цепей (б) ^ Химической формулой обозначена основная составная часть руды. 29 § 10. Химические свойства серы. Применение серы в связи с большим, чем у кислорода, атомным радиусом окислительные свойства серы выражены гораздо слабее. Поэтому в реакциях с кислородом сера — восстановитель и проявляет степени окисления +4 и +6 (см. табл. 8). Окислительные свойства серы проявляются, например, в реакциях с металлами и водородом, а восстановительные — в реакциях с кислородом и галогенами (с иодом сера не соединяется) (табл. 9). Таблица 9. Химические свойства серы Окислительные свойства Восстановительные свойства 1. При нагревании сера реагирует почти со всеми металла.ми: •6е-—J, +3 -2 1. На воздухе сера горит с образованием сернистого газа: I--Ае- I о 3S- 0 2А1 2. С некоторыми металлами, например Na, К, Hg, сера взаимодействует даже без нагревания: ■2е~— о +1 -2 S----»Na2S о 02 +4 -2 SO, 2. При обычных условиях сера реагирует с фтором с образованием очень устойчивого соединения SFg: о 2Na 1 6е- 0 0 +6-1 S -г Зр2 — SF, 3. При пропускании паров серы в смеси с водородом через трубку, нагретую до 150—200 °С, образуется сероводород: +1-2 гексафторид серы о S- «НгЗ Сера в виде простого вещества находит широкое применение. Области применения серы показаны на схеме 3. Схема 3 Выполните упражнения 5—6. Решите задачи 1—2 (с. 31). 30 1. Наибольшую электроотрицательность имеет химический элемент 1) кислород 3) теллур 2) селен 4) сера 2. Кислород проявляет положительную степень окисления в соединении 1) SO3 2) СаО 3) OF2 4) Н2О 3. Сравните свойства кислорода и озона, кристаллической и пластической серы. На основе этих примеров поясните сущность аллотропии. 4. Перечислите природные соединения серы, напишите их химические формулы и определите в них степени окисления серы. 5. Составьте уравнения реакций, при которых из простых веществ образуются сложные вещества, формулы которых следующие: Li2S, ZnS, SO2, CS2. Используя • 1. Известно соединение, содержа- щее 0,27928 массовых долей, или 27,928%, фосфора и 0,72072 массовых долей, или 72,072%, серы. Найдите его простейщую формулу. данные таблицы 8, поясните, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляет сера в этих реакциях. 6. Установите соответствие между приведенной схемой химической реакции и примером, иллюстрирующим ее. о -2 + S +6 +-S +4 *5 1) S +i! 2) S о 3) S А. 2H2S-1-3O2 H2-1-S— 2SO2 + О2 Г. S + O2 — Д. 2H2S-I-S02 ► 2SO2-1-2H2O Б. В. -H,S SO, ► 2SO, ► 3S-b2H,0 1 2 3 2. При образовании 1 моль оксида серы(1У) из простых веществ выделяется 332,8 кДж. Сколько выделится теплоты при сгорании 1 г серы? § 11. Сероводород. Сульфиды Сероводород — бесцветный газ, тяжелее воздуха, с неприятным запахом тухлых яиц. Сероводород очень ядовит. Уже 0,1% объема сероводорода в возухе вызывает тяжелые отравления. Однако в малых количествах сероводород полезен: при некоторых заболеваниях в медицине используют сероводородные ванны. Сероводород образуется при разложении без доступа воздуха многих природных органических веществ, содержится в вулканических газах, в воде минеральных источников (например, источников Мацесты и Пятигорска на Кавказе). Все опыты с сероводородом нужно проводить в вытяжном щкафу! Сероводород легко можно получить в лаборатории действием разбавленной серной кислоты на сульфид железа(П): FeS + H2SO, FeSO. + H,St Эта реакция проводится в аппарате Киппа, который используют для получения водорода. 31 Сероводород горит на воздухе голубым пламенем, при этом образуется сернистый газ, или оксид серы(1У): -2 +4 2H2S + 3O2 2H2O + 2SO2 При недостатке кислорода образуются пары воды и сера; 2H2S + О2 2Н2О + 2S Сероводород обладает свойствами восстановителя. Если в пробирку с небольшим количеством сероводородной воды прилить бромную воду, то раствор обесцветится. На поверхности раствора появится сера: H2S + Вг2 о -1 S+2HBr Сероводород малорастворим в воде. При 20 °С в одном объеме воды растворяется 2,4 объема сероводорода (сравните: в одном объеме воды растворяется 500 объемов хлороводорода). Водный раствор сероводорода проявляет свойства слабой кислоты: H2S HS- HS- + H+ S^“ + (диссоциация по второй ступени практически не протекает) Сероводородная кислота вступает со щелочами в реакцию нейтрализации: H2S + NaOH избыток NaHS -ь Н2О H2S + 2NaOH + 2Н2О избыток Средние соли сероводородной кислоты называют сульфидами, а кислые — гидросульфидами. В воде растворимы сульфиды щелочных металлов и большинство гидросульфидов. Выполните упражнения 1, 2 (с. 34). ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...изделия из серебра при длительном хранении чернеют: 4Aq + 2H2S + О2 —^ 2Ag2Si + 2Н2О Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает окисленное серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы. 32 § 12. Оксид cepbi(IV). Сернистая кислота Повторите учебный материал (8 класс, § 30). При горении серы на воздухе образуется сернистый газ, или оксид cepbi(IV) SOj. Это бесцветный газ с резким характерным запахом, более чем в 2 раза тяжелее воздуха, хорошо растворяется в воде, ядовит. Сернистый газ обладает свойствами кислотного оксида. Если пропустить его через фиолетовый раствор лакмуса, раствор становится красным — образовалась кислота: Н2О + SO2 H2SO3 Знак обратимости (<=^) указывает, что эта реакция обратима. Сернистая кислота — неустойчивое соединение, легко распадается на оксид cepbi(IV) и воду, поэтому существует только в водных растворах. Эта кислота средней силы. Она образует два ряда солей: средние — сульфиты (KjSOg), кислые — гидросульфиты (KHSO3). Качественной реакцией на сульфиты является взаимодействие соли с сильной кислотой, при этом выделяется газ (SO2) с резким запахом: K2SO3 -I- H2SO, — 2H+ + SO=- K2S0, + H20 + S02t H20 + S02t Сернистый газ как кислотный оксид взаимодействует с щелочами и основными оксидами: S02-l-2Na0H — SO2 + 2OH- — SO2 + СаО Na^SO^ + Н2О sor + Н2О CaSO, Сера, входящая в состав оксида серы(1У), имеет степень окисле- —2 о +4 +6 ния +4. Это промежуточное значение степени окисления (S, S, S, S). Поэтому сернистый газ проявляет свойства и окислителя и восстановителя. ...сернистый газ — это соединение, которое наносит большой вред окружающей среде. Попадая в атмосферу, сернистый газ реагирует с парами воды и кислородом воздуха, образуя кислый раствор, содержащий сернистую и серную кислоты. (Всего в атмосферу за год поступает около 150 млн т SO2!) Это причина так называемых кислотных дождей, которые губительно действуют на природу, здоровье человека, а также на произведения искусства, выполненные из известняка и мрамора. ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... 2 Химия 9 кл. 33 Окислительные свойства: SO2 +2H2S — Восстановительные свойства: SO2 + CI2 + 2H2O 3Si +2Н2О + 6 H2SO4 + 2НС1 Сернистый газ обладает дезинфицирующими и отбеливающими свойствами. Его используют для окуривания овощехранилищ и складов с целью уничтожения микробов, а также для консервирования плодов и фруктов. Сернистый газ щироко применяют для отбеливания бумаги, соломы, щер-сти и щелка. Выполните упражнения 3—5. Решите задачи 1, 2. 1. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций полного и неполного сгорания сероводорода. Укажите окислитель и восстановитель. 2. Запишите уравнение химической реакции сероводорода с раствором нитрата свинца(П) в сокрашенном ионном виде. Отметьте признаки этой реакции. 3. Напишите уравнения реакций, с помошью которых можно осуществить следующие превращения: CuS- HjS- ■SO, SOo • 1. Сероводород пропустили через 200 г раствора сульфата меди(П) (массовая доля CUSO4 равна 18%). Вычислите массу осадка, выпавшего в результате этой реакции. 4. Расставьте коэффициенты в схемах реакций: а) SO2 + Вг2-1-Н2О—► б) PbS + 02—► Укажите окислитель и восстановитель. 5. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: S —► H2S —► SO2 —► На250з —► —► ВаЗОз —>■ SO2 Уравнения реакций ионного обмена напищите в полном и сокращенном ионном виде. -V 2. Определите объем сероводорода (н. у.), образовавщегося при взаимодействии соляной кислоты с 2 кг сульфида желе-за(П), содержащего 10% примесей. § 13. Оксид cepbi(VI). Серная кислота Повторите учебный материал (8 класс, § 32). Для практических целей важное значение имеет другой кислотный оксид серы — оксид серы(У1) SO3. Его называют также серньш ангидридом. Он образуется при окислении сернистого газа: 2SO2-1-O2 f, V2O3 ■ьб 2SO, Оксид cepbi(VI) — бесцветная маслянистая жидкость, при длительном хранении превращается в твердое вещество, состоящее из длинных игольчатых кристаллов. 34 Температура плавления серного ангидрида около 17 °С, температура кипения 44,7 °С. Серный ангидрид жадно поглощает влагу, образуя серную кислоту: SOg + HjO —* H2SO^ + Q Эта реакция экзотермическая и сопровождается выделением больщого количества теплоты. Серная кислота ~ один из основных продуктов химической промыщ-ленности. Ее очень щироко используют (рис. 9). Строение молекулы. Структурная формула серной кислоты следующая: H-0\g/0 Н—о/ Получение. Серную кислоту в промышленности получают из серы или сульфидов металлов контактным способом. Первая стадия: S -ь О, SO, или 4FeS2-i-1102' >2Ее20зН- 8SO2 Вторая стадия: Третья стадия: 2SO2 -1- О2 t, V2O3 2SO, SO3 -ь Н2О ■ H2SO, + q в промышленности для поглощения серного ангидрида используют не чистую воду, а концентрированную серную кислоту (97—98%). Если берут 100%-ную серную кислоту, то в ней растворяется оксид серы(У1) и образуется олеум. ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...алхимикам удалось получить серную кислоту еще в X в. при прокаливании некоторых сульфатов (купоросов). Отсюда и произошло историческое название — купоросное масло. В XV в. алхимики научились получать серную кислоту сжиганием серы в смеси с селитрой. ...в заливе Кара-Богаз-Гол в воде содержится 30% глауберовой соли и при температуре +5 °С эта соль выпадает в виде белого осадка, как снег, а с наступлением теплого времени соль снова растворяется. Так как в этом заливе глауберова соль то появляется, то исчезает, она была названа мирабилитом, что означает «удивительная соль». 35 Физические свойства. Серная кислота — бесцветная, тяжелая (р = = 1,84 г/см^), нелетз^ая жидкость. При растворении ее в воде происходит очень сильное разогревание. Помните, что нельзя вливать воду в концентрированную серную кислоту! Концентрированная серная кислота поглощает из воздуха водяные пары. В этом можно убедиться, если открытый сосуд с концентрированной серной кислотой уравновесить на весах: через некоторое время чашка с сосудом опустится. Химические свойства. Разбавленная серная кислота обладает общими свойствами, характерными для всех кислот. Кроме того, серная кислота имеет специфические свойства (табл. 10). Таблица 10. Химические свойства серной кислоты Свойства, общие с другими кислотами Специфические свойства 1. Водный раствор изменяет окраску индикаторов. 2. Разбавленная серная кислота реагирует с металлами: H^SO^ (разб.)-1-2п ZnSO,-hHj 4 I 2H^ + SOf-bZn" 4 Zn^-^-bSO^' + H”! 2H-"-l-Zn“ 3. Реагирует c основными и амфотерными оксидами: MgO H^SO^- MgSO, + H„0 2HVSO^- + MgO- Mg^-^ + SO^' + HjO 2H-^ -I- MgO —^ Mg^^ -b HjO 4. Взаимодействует c основаниями: H,SO,-f-2KOH- Z 4 K2S0^-h2H20 2H+-I-SO^-b 2KV 20H“ - 4 —>2K-^-HS0j--r2H20 H^O H+ + OH- Если кислота взята в избытке, то образуется кислая соль: HjSO^-rNaOH- NaHSO, + Н,0 4 Z 5. Реагирует с солями, вытесняя из них другие кислоты: ЗН,50^ + Саз(Р0Д—^ ЗСаЗО, ■2Н,РО, J 4 1. Концентрированная серная кислота — сильный окислитель: при нагревании она реагирует почти со всеми металлами (исключение Аи, Pt и некоторые другие). В этих реакциях в зависимости от активности металла и условий выделяются SO2, H2S, S, например: Си + 2Н SO (конц.)--> +2 +4 —»CuS0, + S0J-h2H,0 4 2 2 2. Концентрированная серная кислота энергично реагирует с водой с образованием гидратов: H,SO, -г пН,0 —» H,SO, • иН,0 + О 24 2 ф24 2 ^ Концентрированная серная кислота отщепляет от органических веществ водород и кислород в виде воды, обугливая их. 3. Качественной реакцией на серную кислоту и ее соли является взаимодействие с растворимыми солями бария: H,SO, -г BaCL —>. BaSO,l -г 2НС1 2 4 2 4 2Н"^ -I- SOf + Ва^-" -н 2СГ —> 4 —>Ва80,1-ь2Н-"-|-2С1- 4 Ba^-^-t-SO^—»BaSO,i Выпадает белый осадок, который не растворяется ни в воде, ни в концентрированной азотной кислоте. 36 Рис. 9. Применение серной кислоты. Получение: 1 — красителей; 2 — минеральных удобрений; 3 — очистка нефтепродуктов; 4 — электролитическое получение меди; 5 — как электролит в аккумуляторах; получение: 6 — взрывчатых веществ; 7 — искусственного шелка; 8 — глюкозы; 9 — солей; 10 — кислот Применение. Благодаря ее свойствам (способность поглощать воду, окислительные свойства, нелетучесть) серную кислоту широко применяют (см. рис. 9). Серная кислота образует два ряда солей — средние (сульфаты) и кислые (гидросульфиты): NaHSO, NajSO^ сульфат натрия (средняя соль) гидросульфат натрия (кислая соль) Соли серной кислоты широко используют, например, Na2SO^ • lOHjO — кристаллогидрат сульфата натрия (глауберова соль) — применяют в производстве соды, стекла, в медицине и ветеринарии. CaSO^ • 2Н2О — кристаллогидрат сульфата кальция (природный гипс) — применяют для получения полуводного гипса, необходимого в строительстве, а в медицине — для накладывания гипсовых повязок. CuSO^ • SHjO — кристаллогидрат сульфата ме-ди(П) (медный купорос) — используют для борьбы с вредителями и болезнями растений. 37 Схема 4 А Генетическая связь между серой и ее важнейшими соединениями показана на схеме 4. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1—4. Решите задачи 1—2. 1. Концентрированная серная кислота при нагревании реагирует с ртутью и серебром, подобно тому как она реагирует с медью. Составьте уравнения этих реакций и укажите окислитель и восстановитель. 2. Составьте уравнения реакций, которые практически осуществимы, используя приведенные схемы: CUSO4 -ь НС1 —► Hg H2SO4 (конц.)---->• Cu-1-HCI—► NaNOj-THCI —. • 1. Какой объем кислорода (н. у.) по- требуется для сжигания: а) 3,4 кг сероводорода; б) 6500 м^ сероводорода? MgCl2 + H2SO4 (конц.) —>■ N32803 H2SO4 —► NaOH -г H2SO4 —► А1(0Н)з-|-Н2804—► При составлении уравнений реакций укажите условия их осуществления. В тех случаях, где это возможно, составьте уравнения в ионном и сокращенном ионном виде. 3. Назовите окислитель в реакциях: а) разбавленной серной кислоты с металла-.ми; б) концентрированной серной кислоты с металлами. 4. Составьте уравнения реакций согласно схеме 4. 2. Какая масса раствора, содержащего 0,2 массовые доли серной кислоты, израсходуется на реакцию с 4,5 г алюминия? 38 § 14. Скорость химических реакций и ее зависимость от условий протекания. Химическое равновесие Понятие о скорости химических реакций. Вам известно, что некоторые химические реакции, например горение водорода в хлоре, протекают очень быстро, другие же, например ржавление железа, — медленно. Для повышения производительности химических производств необходимо создать условия, способствующие ускорению химических процессов. Чем быстрее будет протекать та или иная химическая реакция, тем больше в единицу времени образуется требуемого продукта. Некоторые химические реакции наносят вред (ржавление железа, порча пищевых продуктов). Скорость таких нежелательных реакций необходимо замедлить. Что же такое скорость химических реакций и как она определяется и изменяется? Нетрудно понять, что скорость реакции должна определяться изменением концентрации прореагировавшего или образующегося вещества в единицу времени. Концентрацию вещества часто определяют как число молей в литре. Допустим, что начальная концентрация оксида серы(1У) в реакции окисления его до оксида серы(У1) была 2 моль/л, а через 50 с стала 0,5 моль/л. В этом случае скорость данной реакции (ц) равна: ц = (2 - 0,5) : 50 = 1,5 : 50 = 0,03 (моль/(л • с)) Это означает, что каждую секунду в 1 л газовой смеси 0,03 моль оксида cepbi(IV) превращается в оксид серы(У1). Если первоначальную концентрацию вещества обозначить как с., а концентрацию через некоторое время t как с^, то скорость реакции в общем виде можно выразить так: ц = (Cj - С2) : (^2 - f])> или Ас : Л(, где Ac = Cj-C2 и M = t^-ty Следовательно, Скорость химической реакции определяется изменением концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...катализатором может быть и вода. Чтобы в этом убедиться, приготавливают смесь, состоящую из 1—2 г кристаллического иода и 0,1—0,2 г порошкообразного алюминия, и помещают на керамическую пластинку. Из пипетки на смесь капают несколько капель воды. Происходит бурная химическая реакция. 39 Бертолле Французский химик, академик. Впервые раз- Клод Луи работал основные закономерности протека- (1748—1822) ния химических реакций. Имеет ряд значительных работ по неорганической химии. Зависимость скорости химических реакций от условий их протекания. Условия, определяющие скорость химических реакций, разъяснены в таблице 11. Таблица 11. Условия, влияющие на скорость химических реакций Условия Примеры 1. Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ. 2. Для веществ в растворенном состоянии и газов скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ. 3. Для веществ в твердом состоянии скорость реакции прямо пропорциональна поверхности реагирующих веществ. 4. При повышении температуры на каждые 10 °С скорость большинства реакций увеличивается в 2—4 раза. 5. Скорость химических реакций зависит от присутствия некоторых веществ. Вещества, которые ускоряют химические реакции, но сами при этом не расходуются, называют катализаторами. Вещества, которые замедляют скорость химических реакций, называют ингибиторами. Металлы (калий, натрий) с одним и тем же веществом — водой — реагируют с различными скоростями. Горение веществ в чистом кислороде происходит интенсивнее, чем в воздухе, где концентрация кислорода почти в пять раз меньше. Вещества железо и сера в твердом состоянии реагируют достаточно быстро лишь при предварительном измельчении и перемешивании. Со многими веществами кислород начинает реагировать с заметной скоростью уже при обыкновенной температуре (медленное окисление). При повышении температуры скорость окисления резко увеличивается и начинается бурная реакция (горение). Разложение бертоллетовой соли и пероксида водорода ускоряется в присутствии катализатора оксида марганца(1У), окисление оксида серы(1У) в оксид серы(У1) ускоряется оксидом ванадия(У). В присутствии ингибиторов серная кислота становится инертной по отношению к металлам, что используют при перевозке серной кислоты в стальных цистернах. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1—3 (с. 42). 40 Химическое равновесие. Многие химические реакции при определенных условиях протекают одновременно в двух направлениях: как слева направо, так и справа налево. Например: 2SO2 О2 < * 2SO., Н2О + SO2: N2 4- ЗН2 <= H2SO3 2NH, ( В таких реакциях вместо знака равенства ставят знак обратимости -). Он означает, что в реакции одновременно протекают два процесса — прямой и обратный. Химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях — прямом и обратном, — называют обратимыми реакциями. В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале максимальная, а затем она уменьшается из-за того, что уменьшается концентрация исходных вешеств. В то же время скорость обратной реакции, вначале минимальная, увеличивается по мере увеличения концентрации продуктов реакции. В какой-то момент времени скорости прямой и обратной реакций становятся равными: = v^, т. е. в единицу времени образуется столько же молекул продуктов реакции, сколько их распадается на молекулы исходных вешеств. Такое состояние называют химическим равновесием. Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием. Состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация, температура, давление. Как только условия изменяются, равновесие смещается в ту или иную сторону, т. е. химическое равновесие — динамический процесс. На производстве, где в результате обратимых реакций получают многие химические соединения, очень важно знать условия, при которых происходит смещение химического равновесия в сторону образования продуктов реакции. Смещение химического равновесия подчиняется общему правилу, известному под названием принцип Ле Шателье. Этот принцип вы будете подробно изучать в старших классах. Принцип Ле Шателье: при изменении внешних условий химическое равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет это внешнее воздействие. Другими словами, нагревание равновесной системы ведет к смещению равновесия в сторону эндотермического процесса; повыщение давления 41 способствует процессу, идущему с уменьшением объема; увеличение концентрации одного из исходных веществ ведет к увеличению скорости прямой реакции, а увеличение концентрации продукта ведет к увеличению скорости обратной реакции. Обращаем ваше внимание на то, что катализаторы не влияют на смещение химического равновесия. Они ускоряют как прямую, так и обратную реакции, т. е. способствуют более быстрому достижению равновесия. Ответьте на вопросы 4—5. 1. Что такое скорость химической реакции и как ее определяют? 2. Приведите примеры реакций, увеличение или уменьшение скорости которых имеет положительное или отрицательное значение на производстве либо в быту. Дайте пояснения. 3. В таблице 11 (с. 40) указаны условия, влияющие на скорость химических реакций, и даны примеры. Назовите для каждого условия один-два дополнительных примера, составьте уравнения реакций и дайте обоснование их осуществления. 4. Определите, в каком направлении сместится равновесие: а) при увеличении концентрации одного из исходных веществ; б) при повыщении температуры; в) при по-выщении давления в следующих реакциях: 2S02-I-02-N2 + ЗН2-N2 + О2 — 2SO3 -I- Q - 2NHo -(- О ■ 2N02 - Q 5. В каком уравнении химической реакции понижение температуры повлияет на смещение химического равновесия в сторону продуктов реакции? 302^203 - Q 2НзО—>2Н2 -г О2- Q CaHg + Н2 —>■ CgHg -I- Q Лабораторные опыты 3. Получение и свойства озона Получение озона, а) Пользуясь прибором, показанным на рисунке 7 (с. 27), получите озон, б) В одну пробирку насыпьте немного порошкообразного пероксида бария BaOj, а в другую налейте 2 мл концентрированной серной кислоты. Обе пробирки охладите, опустив их в сосуд с холодной водой (или в охлаждающую смесь из снега и хлорида натрия). Затем влейте серную кислоту в пробирку с пероксидом бария, помешивая стеклянной палочкой и одновременно охлаждая. Процесс можно выразить следующим уравнением реакции: ЗВаОг + 3H2SO4 —» 3BaS04i + ЗН2О + OgT Свойства озона. В обоих опытах образовавшийся озон обнаруживают по характерному запаху. Озон можно также обнаружить, пользуясь его сильно выраженными окислительными свойствами. Для этого: а) смоченную в воде синюю или красную лакмусовую бумагу держите над пробиркой, из которой выделяется озон; б) кусочек фильтровальной бумаги, смоченный раствором иодида калия К1 и крахмальным клейстером, поместите в струю озона. Уравнение реакции озона с иодидом калия следующее: 2KI + Оз + Н2О —► 2К0Н + I2 + 02t Задания. 1. О каких свойствах озона свидетельствует обесцвечивание лакмусовой бумаги? 2. Почему в последнем опыте появилось синее окрашивание? 42 4. Ознакомление с образцами серы и ее природных соединений Рассмотрите выданные вам образцы серы и ее природных соединений. В тетради сделайте запись по следующей схеме: 1. Название 2. Химическая формула 3. Агрегатное состояние 4. Цвет 5. Твердость 5. Распознавание сульфид- и сульфит-ионов в растворе 1. В пробирку с раствором сульфида натрия добавьте несколько капель нитрата меди(И) или нитрата свинца(И). 2. В пробирку с раствором сульфита натрия добавьте 1 мл раствора серной кислоты. Задания. 1. Отметьте признаки проведенных вами химических реакций. 2. Составьте уравнения реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. 6. Распознавание сульфат-ионов в растворе В одну пробирку налейте 1—2 мл раствора сульфата натрия, в другую — столько же раствора сульфата цинка, а в третью — столько же разбавленного раствора серной кислоты. Во все пробирки поместите по грануле цинка, а затем добавьте несколько капель раствора хлорида бария или нитрата бария. Задания. 1. Как можно отличить серную кислоту от ее солей? 2. Как отличить сульфаты от других солей? Составьте уравнения проделанных вами реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Практическая работа 2 Экспериментальные задачи по теме «Подгруппа кислорода» Задача 1. Даны пробирки с растворами: а) сульфата натрия; б) хлорида натрия; в) серной кислоты. Опытным путем определите, в какой пробирке находится каждое из указанных веществ. Задача 2. Дан раствор сульфата меди(Н). Получите из него раствор хлорида меди(И). Задача 3. Даны четыре пронумерованные пробирки, в которых находятся следующие соли калия: иодид, сульфат, хлорид, бромид. Определите при помощи характерных реакций каждое из данных веществ. Задача 4. Проделайте опыты по осуществлению следующих превращений: а) цинк -» сульфат цинка -» гидроксид цинка б) оксид меди(И) ^ сульфат меди(И) в) цинк -» хлорид цинка -» гидроксид цинка Задача 5. Даны вещества: серная кислота, цинк, растворы нитрата стронция, хлорида натрия, хлорида кальция, хлорида меди(И). Проверьте опытным путем, с какими веществами реагирует серная кислота. Почему? Какие реакции относятся к окислительно-восстановительным? Ответ мотивируйте. Задача 6. Проделайте реакции, подтверждающие качественный состав серной и соляной кислот. 43 Азот и фосфор § 15. Положение азота и фосфора в периодической таблице химических элементов, строение их атомов Повторите учебный материал (8 класс, § 36). Вы уже изучили важнейшие химические элементы главных подгрупп VII и VI групп (VIIA- и VIA-rpynn) периодической таблицы. Теперь перейдем к изучению элементов главной подгруппы V группы (VA-группы). К ним относятся азот N, фосфор Р, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. Особенно большое значение из них имеют азот и фосфор. С этими элементами ознакомимся более подробно. Схемы строения их атомов даны в таблице 12. Таблица 12. Схемы строения атомов азота и фосфора На последнем энергетическом уровне атомов азота, фосфора и других элементов этой подгруппы находится по пять электронов. До устойчивого состояния атомов, характерного для инертных элементов, недостает трех 44 электронов. Атомы этих элементов могут присоединить недостающие три электрона. Устойчивое состояние атом приобретает и при отдаче пяти электронов. Поэтому для элементов подгруппы азота характерны высшая положительная степень окисления -i-5, отрицательная степень окисления -3, окси- +5 -2 -3+1 ды с общей формулой RjOj и водородные соединения с общей формулой RH3. Наряду со сходством элементы VA-группы существенно отличаются друг от друга. Азот сравнительно легко образует соединение типа RH3, но его соединение типа RjOj можно получить только косвенным путем. А высший оксид фосфора образуется при горении фосфора. А Это отличие объясняется тем, что у атома фосфора (табл. 12) на последнем энергетическом уровне имеются свободные 20 3. В присутствии катализатора (сплав платины и родия) аммиак окисляется кислородом воздуха с образованием оксида азо-та(И): -3 о „ +2-2 -2 4NH3-1-502 -3 +2 N-5e“------+N о -2 .4NO-I-6H2O О2 4е +20 1. Аммиак реагирует с водой: н Г H:N:H + ОН' Н -^ЫН/з-ОН" Н H:N: + H20 Н или NH3-I- HjO 2. Аммиак реагирует с кислотами: NH^-i-HCl —+NH,C1 S 4 хлорид аммония с многоосновными кислотами аммиак реагирует двояко: NHg-i-H^SO,,- 2ЫНз-1-Н250^- -+■ NH^HSO гидросульфат аммония (NH,)2S0, сульфат аммония 49 4 6 7 8 Рис. 14. Применение аммиака и солей аммония: 1—4, 8, 10, 11 —получение минеральных удобрений; 5 — для паяния; б — в медицине; 7 — в быту; получение: 9 — взрывчатых веществ; 12 — азотной кислоты часть аммиака не только растворяется, но и реагирует с водой, то аммиачную воду иногда называют гидроксидом аммония, а в быту — нашатырным спиртом. Аммиачная вода обладает слабым щелочным действием, так как при взаимодействии аммиака с водой образуются гидроксид-ионы ОН". С применением аммиака можно ознакомиться по рисунку 14. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 6—12 (с. 52). § 18. Соли аммония Соли аммония — это сложные вещества, в состав которых входят ионы аммония NH^, соединенные с кислотными остатками. Примеры солей аммония: _tl -1 NH4CI хлорид аммония (NH,)3PO, ортофосфат аммония 50 Многоосновные кислоты могут образовывать также кислые соли аммония, например: +1 -2 -1 (КН,)зНРО, гидроортофосфат аммония, или двузамещенный ортофосфат аммония NH. Н,РО, >4 ^^2*^ ^^4 дигидроортофосфат аммония, или однозамещенный ортофосфат аммония Получение. Соли аммония получают: 1) при взаимодействии аммиака с кислотами и 2) при нейтрализации аммиачной воды кислотами. В том и другом случае при избытке многоосновных кислот образуются кислые соли. Физические свойства. Все соли аммония — твердые кристаллические вещества и, подобно солям щелочных металлов, хорощо растворимы в воде. Химические свойства. Соли аммония обладают общими свойствами всех солей и некоторыми специфическими свойствами (табл. 14). Применение солей аммония показано на рисунке 14. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 13—14. Решите задачи 1—2 (с. 52). Таблица 14. Химические свойства солей аммония Свойства, общие с другими солями Специфические свойства 1. Сильные электролиты, в водном растворе диссоциируют на ионы: NH^NOg ■ ■NH^-hNOg 2. Реагируют с кислота.чи: (NH,)2COg + 2HCl—» + СОдТ+2NH,C1 HgO + 2NH^C1 + H2S0,—^ —»(NH,)2SO^ + 2HClt 3. Реагируют с другими солями: (NH^)2S0^-Ь BaCl2---> —> BaSO,i + 2NH,Cl 2NH; +SO^ +Ва^^ + 2С1-- 4 4 —» BaSO.i + 2NH; + 2C1- 4 4 Ba^^ + SO^ —» BaSO.l 4. Соли аммония подвергаются гидролизу (§ 6). При высокой температуре разлагаются: t NH^Cl ►NHgt + HClt При охлаждении NH3 снова реагирует с хло-роводородом, и на холодных стенках пробирки образуется NH4CI: Разложение хлорида аммония 2. Реагируют со щелочами: NH,Cl + NaOH—С- NaCl + NHgt + HgO Эту реакцию используют для распознавания солей аммония. Над пробиркой, в которой происходит реакция, держат смоченную водой красную лакмусовую бумагу — она синеет. 51 1. На основе представлений о строении атомов поясните: а) в чем проявляется сходство элементов азота и фосфора; б) чем эти элементы отличаются один от другого. 2. Каково строение молекулы азота? Изобразите электронную формулу молекулы азота. 3. Составьте уравнения химических реакций, характеризующих химические свойства азота. 4. В одном цилиндре находится азот, в другом — кислород, а в третьем — оксид углерода(1У). Как различить эти газы? 5. В некоторых горючих газах содержится в виде примеси свободный азот. Может ли при сгорании таких газов в обыкновенных газовых плитах образоваться оксид азота(И)? Почему? 6. Напишите четыре уравнения хи- мических реакций, в результате которых образуется аммиак. _з 7. Схеме превращения N -ветствует уравнение реакции 1) 2NH3 -I- H2SO4-► (NH4)2S04 2) 4NH3-1-502—►4N0-b6H20 3) 4ННз-ь302—►2N2-I-6H20 4) NH3-I-HC1—►NH4CI о N соот- 8. При пропускании аммиака через трубку с накаленным оксидом меди(И) образуется металлическая медь. Напишите уравнение этой реакции и подчеркните окислитель одной чертой, а восстановитель двумя. Покажите переход электронов. 9. Почему аммиак с кислотами реагирует энергичнее, чем с водой? Какова сущность этих химических реакций? 10. Поясните, какие химические свойства аммиака используют при получении продуктов, указанных на рисунке 14. И. Раствор аммиака в воде называют аммиачной водой и гидроксидом аммония. Обоснуйте эти названия. 12. Составьте уравнения реакций, при которых образуются: а) дигидроортофосфат аммония; б) гидроортофосфат аммония и в) ортофосфат аммония. 13. Гидрокарбонат аммония иногда применяют при выпечке кондитерских изделий. Какие свойства гидрокарбоната аммония при этом используют? 14. Начертите в тетради таблицу и в соответствующих графах запишите молекулярные и ионные уравнения реакций, поясняющих характерные химические свойства солей, формулы которых даны в таблице. Соли Химические свойства, общие с другими солями Специфические свойства NH4CI (НН4)2СОз (NH4)2S (NH4>2S04 • 1. 10,7 г хлорида аммония смешали с гидроксидом кальция и смесь нагрели. Какой газ и сколько его по массе и объему выделилось (н. у.)? 2. Какой объем и какая масса аммиака потребуются для получения 5 т нитрата аммония? § 19. Азотная кислота Повторите учебный материал (8 класс, § 32). А Строение молекулы. Согласно зрению о ковалентной связи электронную и структурную формулы азотной кислоты следовало бы изобразить так: Ю: h:oin;^. H-0-N. При таком изображении вокруг атома азота оказывается вместо устойчивого восьмиэлектронного слоя десятиэлектронный слой (пять электронов атома азота, обозначенных звездочками, и пять электронов атомов кислорода, обозначенных точками). Но вокруг атомов элементов 2-го периода могут разместиться только восемь электронов, так как «/-орбиталей у них нет. Это противоречие устраняется, если допустить, что между атомом азота и одним из атомов кислорода существует связь, которая образуется по донорно-акцепторному механизму (с. 9). Учитывая это, электронную и структурную формулы азотной кислоты можно было бы изобразить так: +5 :(): 5 уР н;о* N •Q: Ю; H-0-N % О Однако опытным путем доказано, что в молекуле азотной кислоты между атомом азота и двумя атомами кислорода химические связи совершенно одинаковые, т. е. нет двойных и одинарных связей. Поэтому строение молекулы азотной кислоты следует изобразить так: s'V H-0-N О О Пунктирные линии обозначают, что двойная связь распределена между двумя атомами кислорода. Степень окисления азота в молекуле азотной кислоты равна -I-5, так как от атома азота в сторону атомов кислорода смещено пять электронов. Валентность же азота равна четырем, так как имеются четыре общие электронные пары. Получение. В лаборатории азотную кислоту получают действием концентрированной серной кислоты на кристаллический нитрат натрия или калия при небольшом нагревании: NaN03 + H2S04 ►NaHSO, + HNOJ 'А ' ' При более сильном нагревании образуется сульфат натрия, но в этих условиях азотная кислота разлагается. 53 в промышленности азотную кислоту получают окислением аммиака кислородом воздуха в присутствии катализатора. В качестве катализатора используют платино-родиевые сетки: 4NH3 + 5О2 = 4 NO + 6Н2О + Q Так как эта реакция экзотермическая, то необходимая температура поддерживается за счет выделяемой теплоты. Окисление оксида азота(П) до оксида азота(1У) происходит при обычной температуре: 2NO + О2 Далее реакция протекает так: 3NO2 -I- Н2О - 2NO, +5 +2 2HNO3-I-NO При избытке кислорода реакция протекает без выделения оксида азота(П): 4NO2 -f- 2Н2О + 0^^^ 4HNO3 + Q Реакция оксида азота(1У) с водой экзотермическая и обратимая. Это объясняется тем, что азотная кислота при нагревании разлагается. Чтобы сместить равновесие вправо, увеличивают давление. Физические свойства. Чистая азотная кислота — бесцветная дымящаяся жидкость с резким раздражающим запахом. Концентрированная азотная кислота обычно окрашена в желтый цвет. Такой цвет придает ей оксид азота(1У), который образуется вследствие частичного разложения азотной кислоты и растворяется в ней. Химические свойства азотной кислоты представлены в таблице 15. Весьма характерными являются реакции концентрированной и разбавленной азотной кислоты с медью: Си + 4HNO3 (конц.) —► Си(КОз)2 -I- 2N02t + 2Н2О о +2 Си-2е~----->-Си +5 N + e- +4 ► N 3CU-I-8HNO, (разб.) — о Си -2е" +5 N+3e- ЗСи(КОз)2 + 2NOt + 4Н2О +2 3 ■>Cu +2 ► N ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...азотная кислота была упомянута арабским химиком Джабиром ибн Хайяном (Гебером) в VIII в. в его трудах, а для производственных целей ее стали получать в XV в. 54 Таблица 15. Химические свойства азотной кислоты Свойства, общие с другими кислотами Специфические свойства 1. Вследствие почти полной диссоциации HNO3—> H^H-NOg азотная кислота является сильной кислотой (аналогично соляной и серной). 2. Реагирует с основными оксидами: CUO + 2HNO3—» —► Си(КОз>2 -н Н2О CuO-i-2H-"-i-2NOi —»■ —»Cu^^-i-2N0i-i-H20 CuO -t- 2Н^ —» Cu^-" H2O 3. Реагирует с основаниями: Ре(ОН)з-нЗНКОз—► —»Ре(Ы0з)з-(-ЗН20 Pe(OH)3-(-3H-"-i-3NOi —» —►Pe^-b3N0i-H3H20 Ре(ОН)з-ьЗН^- Ре^-|-ЗН20 4. Реагирует с солями более слабых и более летучих кислот (см. ряд вытесняемости кие лот — 8 класс, § 32): Ыа2СОз-1-2НКОз—» —» 2ЫаЫОз -I- Н2О -(- C02t 2Na^ -н СО|- -ь 2Н^ + 2NOi —» —► 2Na^ + 2NOi + Н2О -h €02! CO|- 2H^ —» HgO -I- 002! 1. При нагревании и под действием света кон -центрированная азотная кислота разлагается: t, свет 4HNO, 2H20 + 4N02T -i-02t Вследствие этого азотная кислота является сильным окислителем: а) тлеющая лучинка в нагретой концентрированной азотной кислоте загорается; б) скипидар и древесные опилки в концентрированной азотной кислоте воспламеняются: Воспламенение тлеющей лучинки в нагретой концентрированной азотной кислоте Воспламенение скипидара в концентрированной азотной кислоте 2. При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с белками образуются вещества ярко-желтого цвета. Поэтому если на кожу попадает азотная кислота, то появляются желтые пятна. 3. Азотная кислота по-разному реагирует с металлами. В этих реакциях в зависимости от концентрации кислоты и восстановительной способности металла выделяются различные оксиды азота, иногда а.зот и даже аммиак. 55 Рис. 15. Применение азотной кислоты для получения; 1 — красителей; 2 —лекарств; 3 — фотопленки; 4 — взрывчатых веществ; 5, 6 минеральных удобрений Азотная кислота реагирует с серебром и ртутью так же, как с медью. Золото, платина, осмий, иридий и некоторые другие металлы с азотной кислотой не реагируют ни при каких условиях. При работе с концентрированной азотной кислотой нужно соблюдать крайнюю осторожность: не допускать ее попадания на кожу и одежду! Применение азотной кислоты показано на рисунке 15. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1—7 (с. 59). Решите задачи 1—2 (с, 60). § 20. Соли азотной кислоты Соли азотной кислоты называют нитратами. Нитраты щелочных металлов, кальция и аммония имеют еще название селитры, например: NH^NO, — аммиачная селитра, КаНОд — натриевая селитра. 56 Получение. Нитраты образуются при взаимодействии: 1) металлов, основных оксидов, оснований, аммиака и некоторых солей с азотной кислотой; 2) оксида a3oma{lW) со щелочами. В технике нитраты (селитры) главным образом получают в результате взаимодействия азотной кислоты или оксида азота(1У) с карбонатами щелочных и щелочно-земельных металлов. Нитрат аммония образуется при реакции азотной кислоты с аммиаком: NHj-t-HNOj NH.NOj Рис. 16. Сгорание раскаленного угля в расплавленном нитрате натрия Физические свойства. Все нитраты -твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Химические свойства. Подобно азотной кислоте, нитраты при нагревании разлагаются с выделением кислорода. Если бросить в расплавленную селитру кусочек раскаленного угля, то последний ярко вспыхивает и сгорает (рис. 16). В зависимости от химической активности металла, входящего в состав соли, разложение нитратов происходит по-разному. Если обозначить атом одно- или двухвалентного металла буквами Me, то процесс разложения нитратов при нагревании с учетом ряда стандартных электродных потенциалов металлов («вытеснительного ряда») можно изобразить так: Me находится левее Mg MeNO, MeN02-i-02t Me находится между Mg и Си МеО-l-NOt + Ot Me находится правее Си Me + NOjt-l-O^t Примеры: 2NaN03 —!-^2NaN02 -t- 02t нитрит натрия 2Си(КОз)2 —^2CuO + 4N02t + ОзТ 2AgN03 —^2Ag -I- 2N02T + Нитрат аммония разлагается с образованием оксида азота(1) и воды: NH,N03- -C^N20t + 2H20 57 Азотная кислота и ее соли содержат нитрат-ионы NOj. Для качественного определения нитрат-ионов NO3 в пробирку помещают немного исследуемого вещества, добавляют медных стружек, приливают концентрированную серную кислоту и нагревают: NaNOg + HgSO, NaHSO^ -h HNO3 4HNO3 + Си ^Си(МОз)2 -t- 2КОз1 -ь 2Н2О Выделение газообразного оксида азота{\\) NOg бурого цвета свидетельствует о наличии нитрат-ионов NO3. Применение. Нитраты используют в основном как удобрения. Круговорот азота в природе. При гниении и горении органических веществ часть связанного азота освобождается и уходит в атмосферу. Однако в естественных условиях содержание связанного азота в почве не умень-щается. Масса свободного азота в атмосфере также не увеличивается. Чем это можно объяснить? Оказывается, существуют бактерии, как свободно живущие в почве, так и поселяющиеся на корнях бобовых растений, которые усваивают атмосферный азот, переводя его в состав органических соединений. Небольщие количества атмосферного азота связываются при грозовых разрядах: образуется оксид азота(П), а из него — оксид азота(1У). При реакции последнего с водой получается азотная кислота, которая превращается в почве в ни- Рис. 17. Круговорот азота в природе 58 французский ученый, академик. Его основные Буссенго научные работы посвящены изучению круге- Жан Батист ворота веществ в природе. Он установил, что (1802—1887) все растения извлекают азот из почвы, а бобовые обогащают почву азотом. траты. В результате этих процессов происходит непрерывный круговорот азота в природе. Наглядно это показано на рисунке 17. При уборке урожая с полей выносится значительная часть азота. Внесением удобрений, содержащих азот, восполняют эту убыль. Выполните упражнения 8—9. Решите задачу 3 (с. 60). 1. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с некоторыми металлами (Mg, Zn) может выделиться оксид азота(1) или азот. Напишите соответствующие уравнения окислительно-восстановительных реакций. 2. В почве, удобренной навозом, образуется карбонат аммония, а во время грозы — нитрат аммония. Чем это объясняется? Напишите уравнения реакций. 3. Составьте уравнения реакций, при помощи которых из аммиака получают азотную кислоту. 4. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакции. 1) HNO3—► 2) КН4ЫОз-(-КОН—» 3) Си(НОз)2-1-КОН—► 4) Zn(N03>2 (тв.) + H2SO4 (конц.) —► A. КНз1-(-КН0з-(-Н20 Б. HN03-i-ZnS04 B. ZnS04-i-H2t Г. N02t-i-02t-i-H20 Д. Cu(OH>2i-г KNO3 5. Напищите в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде уравнения реакций, с помощью которых можно различить соляную, серную и азотную кислоты. 6. Приведите уравнения реакций: а) характерные только для азотной кислоты; б) общие для азотной и других кислот. 7. Напишите уравнения рюакций, протекающих между серебром и разбавленной, а также концентрированной азотной кислотой. Покажите переход электронов и подчеркните окислитель одной чертой, а восстановитель двумя. 8. В двух пробирках находятся различные нитраты белого цвета. При нагревании одной соли выделяется бесцветный газ, в котором тлеющая лучинка вспыхивает. При нагревании другой соли выделяется газ бурого цвета. Какие это нитраты? Напищите соответствующие уравнения окислительно-восстановительных реакций. 9. При грозовых разрядах в почве иногда может образоваться нитрат кальция. Напищите уравнения соответствующих реакций. 1 2 3 4 59 • 1. Какой объем аммиака (н. у.) по- требуется для получения 50 т раствора с массовой долей азотной кислоты 0,5? 2. К 300 г раствора, содержащего 0,1 массовых долей гидроксида калия, прилили азотной кислоты. Сколько граммов соли образовалось? 3. Вычислите массовую долю (в процентах) азотной кислоты, если в результате проведения химической реакции между 200 г раствора этой кислоты и карбонатом магния было получено 11,2 л (н. у.) оксида углерода(1У). § 21. Фосфор Повторите учебный материал (8 класс, § 42). А В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений: красный, белый и черный фосфор. Это объясняется тем, что атомы фосфора способны, взаимно соединяясь, образовывать кристаллические решетки различного типа. Так же, как и в молекуле азота, атомы фосфора образуют три ковалентные связи, но в отличие от него атомы фосфора попарно связаны только одной ковалентной связью. Оставшиеся две единицы валентности используются для присоединения третьего и четвертого атомов фосфора. В зависимости от того, как происходит присоединение третьего и четвертого атомов фосфора, образуется либо молекулярная, либо атомная кристаллическая решетка (рис. 18). Фосфор в природе. Из-за большой химической активности фосфор в природе встречается только в соединениях. Важнейшие минералы, содержащие фосфор, — это фосфориты и апатиты, в состав которых входит ортофосфат кальция Сяз(РО^)2. Крупнейшее месторождение апатитов находится на Кольском полуострове, в районе Хибинских гор. Залежи фосфори- . р/р/р. Рис. 18. Схема строения: а — молекулы белого фосфора; б — кристаллической решетки черного фосфора; в — кристаллической решетки красного фосфора 60 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...в поисках философского камня, якобы способного превратить неблагородные металлы в золото, гамбургский алхимик X. Бранд в 1669 г. при перегонке сухого остатка от выпаривания мочи впервые получил белый фосфор. Поначалу алхимик думал, что это искомый философский камень, так как полученное вещество в темноте испускало голубоватый свет. тов находятся, например, в Московской, Калужской, Брянской областях. Фосфор входит в состав нуклеиновых кислот и некоторых других веществ, содержащихся в клетках растений, в нервных клетках и в костной ткани животных и человека. Особенно богаты фосфором клетки мозга. ■ Получение. Фосфор получают из фосфоритов и апатитов, нагревая их в электрической печи без доступа воздуха в присутствии оксида крем-ния(1У) и угля; +50 0+2 Саз(РО,)2 -Е 5С + 3Si02 —^ЗСа810з -Е 2Р -Е 5СО t 2 +5 Р +5е~ о С-2е- Пары фосфора конденсируются под водой, и при этом образуется белый фосфор, в узлах кристаллической решетки которого находятся моле-кулы Р^._________ Физические свойства. Аллотропные видоизменения фосфора резко различаются по физическим свойствам (табл. 16). При высоком давлении белый и красный фосфор преврашаются в черный, состояший из слоев, образованных атомами этого элемента. Структура черного фосфора похожа на структуру графита, только слои атомов в черном фосфоре как бы гофрированны. Черный фосфор имеет едва заметный металлический блеск и является полупроводником; его плотность 2,85 г/см^. Он с трудом вступает в химические реакции. Химические свойства. При длительном нагревании белого фосфора без доступа воздуха он желтеет и постепенно превращается в красный фосфор. При нагревании красного фосфора в тех же условиях он превращается в пар, при конденсации которого образуется белый фосфор. Белый фосфор отличается исключительной химической активностью. Он вступает в реакцию с кислородом уже при температуре 40 °С (воспламеняется), и образуется оксид фосфора(У): о о 4Р + 50. +5 -2 2Р.0 2^5 61 Таблица 16. Физические свойства фосфора Характеристика вещества Свойства ( >осфора белого Красного Физическое состоя- Кристаллическое веще- Аморфное или кри- ние ство сталлическое вещество Т вердость Небольшая — можно ре- — Цвет зать ножом (под водой) Бесцветный с желтова- Темно-красный Запах тым оттенком Чесночный Без запаха Плотность 1,8 г/см^ 2,3 г/см'^ Растворимость в воде Не растворяется Не растворяется Растворимость в серо- Хорошо растворяется Не растворяется углероде Т емпература плавл е- 44 °С При сильном нагрева- ния НИИ превращается в пары Т емпература воспла- 40 °С. В измельченном белого фосфора Примерно 260 °С менения СОСТОЯНИИ воспламеняется Свечение при обычной температуре В темноте светится Не светится Действие на организм Сильный яд Неядовит Красный фосфор реагирует с кислородом аналогично, но реакция начинается только при температуре 260 °С. Фосфор образует также соединение с водородом — фосфин РН3. Это соединение по своей форме сходно с аммиаком, но гораздо менее прочное. Фосфор реагирует со многими металлами и образует фосфиды, например фосфид кальция CajPj. И Применение. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельченным стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия KCIO3 и сера, происходит воспламенение: 6Р + 5KCIO3 —^ 5КС1 + ЗР2О5 С1+6е------^С1 5 о +5 Р-5е------->Р 6 Белый фосфор в военное время использовали в зажигательных бомбах и для создания дымовых завес. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1—4 (с. 70). 62 А § 22. Оксид фосфора(\/). Ортофосфорная кислота. Ортофосфаты Химическую формулу оксида фосфора{\) обычно изображают в виде Р2О5, но в действительности его состав более сложный и выражается формулой Оксид фосфора(У) образуется при сгорании фосфора в избытке воздуха: 4Р + 50, 2Р2О5 Физические свойства. Оксид фосфора(У) — белый рыхлый порошок, чрезвычайно гигроскопичный. Поэтому его следует хранить в герметически закрытых сосудах. Химические свойства. Оксид фосфора(У) по химическим свойствам сходен с другими кислотными оксидами. В зависимости от температуры реакции с водой протекают различно: Р2О3 + Н2О Р2О5 -г ЗН2О 2НРО3 метафосфорная кислота -^2НзРО, ортофосфорная кислота Применение. Оксид фосфора(У) широко используют в качестве водоотнимающего средства, например для осушки газов. Ортофосфорная кислота. Известно несколько кислот, содержащих фосфор. Важнейшая из них — ортофосфорная кислота HjPO^. Получение. Ортофосфорную кислоту получают: 1) взаимодействием оксида фосфора(У) с водой при нагревании: Р2О5 -1- ЗН2О ■ .2Н3РО, 2) взаимодействием природной соли — ортофосфата кальция — с серной кислотой при нагревании: Саз(РО^>2 -I- 3H2SO4 —^3CaSO, -г 2НзРО^ Физические свойства. Ортофосфорная кислота — твердое кристаллическое вещество, бесцветное, хорошо растворимое в воде. Химические свойства ортофосфорной кислоты представлены в таблице 17. Применение. Ортофосфорную кислоту используют в основном для производства минеральных удобрений (см. § 23). Ортофосфаты. Ортофосфорная кислота образует три ряда солей. Если обозначить атомы металлов буквами Me, то можно изобразить в общем виде состав ее солей (табл. 18). 63 Таблица 17. Химические свойства ортофосфорной кислоты Свойства, общие с другими кислотами Специфические свойства 1. Водный раствор кислоты измеш-ет окраску индикаторов. Диссоциация происходит ступенчато: H^+HjPO; Н3РО,. н^ро; НРО ,2- Н^ + НРО^’ *Н^+РО? '4 ^ ^4 Легче всего идет диссоциация по первой ступени и труднее всего — по третьей. 2. Реагирует с металлами, расположенными в ряду стандартных электродных потециалов до водорода: 3Mg + 2НзРО^ — Mg3(PO^>2 + ЗН^! 3. Реагирует с основными оксидами: ЗСаО + ЗИдРО^ —» Саз(РО^)2 + ЗН2О 4. Реагирует с основаниями и аммиаком; если кислота взята в избытке, то образуются кислые соли: НзРО^ -I- ЗНаОН - НзРО^-1-2МНз- Н„РО, NaOH - О 4 NagPO^ -I- ЗНдО (NH,)2HP0, NaH.PO, -ь Н,0 Z А I 5. Реагирует с солями слабых кислот: 2НзРО^-|-ЗЫа2СОз—► —► 2NagPO^ -I- ЗСОдТ -I- ЗНдО 1. При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту: t 2Н3РО,- H^PgO^- ■H^PgO^+H^O двуфосфорная кислота -^-^2НР0з-(-Н20 метафосфорная кислота 2. При действии раствора нитрата серебра(\) появляется желтый осадок: НдРО^ -н 3AgN03 —^AggPO^i -I- 3HNO3 желтый осадок ЗН^ -I- РО^- -(- 3Ag-^ -I- 3NOi —» —» AggPO^i -ь ЗН+ -н 3NOi PO^- + 3Ag^^AggPO^i 3. Орт(х{юсфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Ее остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии (с АТФ вы подробнее ознакомитесь в курсе общей биологии и органической химии). Таблица 18. Химические формулы ортофосфатов Ортофосфаты, содержащие металлы одновалентные двухвалентные трехвалентные МезР04 Ме2НР04 МеН2Р04 Ортофосфаты Мсз(Р04)2 Гидроортофосфаты МеНР04 Дигидроортофосфаты Ме(Н2Р04)2 МеР04 Ме2(НР04)з Ме(Н2Р04)з 64 Вместо иона одновалентного металла в состав ортофосфатов может входить ион аммония: (КН^)зРО^ — ортофосфат аммония; (NH^)2HPO^ — гидроортофосфат аммония; NH^H2P04 — дигидроортофосфат аммония. Ортофосфаты и гидроортофосфаты кальция и аммония широко используют в качестве удобрений, ортофосфат и гидроортофосфат натрия — для осаждения из воды солей кальция. Выполните упражнения 5 и 6. Решите задачи 1, 2 (с. 70). § 23. Минеральные удобрения Установлено, что в состав растений входит около 70 элементов. Некоторые из них — макроэлементы — необходимы растениям в больших количествах; другие же — микроэлементы — требуются в незначительных количествах. 1. Макроэлементы — углерод, кислород, водород, азот, фосфор, сера, магний, калий, кальций. 2. Микроэлементы — железо, марганец, бор, медь, цинк, молибден, кобальт и др. Три важнейших элемента — азот N, фосфор Р и калий К — необходимы растениям в больших количествах. Поэтому удобрения, содержащие эти элементы, получают в промышленных масштабах. Азот входит в состав белков и нуклеиновых кислот. При его недостатке задерживается образование зеленой массы, растения плохо растут, их листья становятся бледно-зелеными и даже желтеют. Азотные удобрения особенно нужны растениям в весенний период. Фосфор содержится в нуклеиновых кислотах, которые находятся в ядрах клеток растений, животных и грибов, в цитоплазме бактерий. Фосфор особенно необходим при росте и развитии репродуктивных органов растений (цветки, плоды). Калий ускоряет процесс фотосинтеза и содействует накоплению углеводов (сахара — в сахарной свекле, крахмала — в картофеле). У злаковых он способствует укреплению стебля и тем самым устраняет их полегание. Железо, марганец, бор и другие микроэлементы играют определенную роль в жизни растений. Так, например, при наличии микроэлемента бора растения лучше усваивают азот, фосфор и калий. Медь, марганец и цинк ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...чилийская селитра (NaNOs), привезенная на пароходе в 1825 г. из Южной Америки в Гамбург, не нашла покупателей и была выброшена в море. 3 Химия 9 кл. 65 Либих Немецкий химик, академик. Один из основателей Юстус агрохимии. В 1840 г. предложил теорию мине- (1803—1873) рального питания растений. На основе многочисленных анализов он установил, что каждому растению необходимы для нормальной жизнедеятельности десять элементов: С, Н, О, N, Са, К, Р, S, Мд и Fe. Он также установил, что важнейшими из этих элементов являются три — N, К, Р. ускоряют окислительно-восстановительные процессы и тем самым способствуют росту растений. Железо участвует в синтезе хлорофилла. Указанные макро- и микроэлементы растения поглощают из почвенного раствора в виде ионов (NH^, NO3, Н,РО,, Fe , и др.). Вещества, содержащие три важнейщих питательных элемента N, Р, К и способные в почвенном растворе диссоциировать на ионы, используют в качестве минеральных удобрений. Многие минеральные удобрения (КС1, NaNOg, NH^NOg) содержат только один основной питательный элемент. Такие удобрения называют простыми. Более ценными являются такие минеральные удобрения, которые содержат два или все три основных питательных элемента. Такие удобрения называют комплексными. Умелое использование минеральных удобрений дает возможность выращивать высокие урожаи сельскохозяйственных растений. Но следует учитывать, что внесение избыточных доз минеральных удобрений, например нитратов, может привести к накоплению их в органах растений. Продукты, полученные из этих растений, непригодны для питания. Сведения о важнейщих минеральных удобрениях даны в таблице 19. Развитию сельского хозяйства содействует не только рост выпуска и улучщение качества минеральных удобрений, но и химизация всего сельскохозяйственного производства. Достигается это за счет агротехнически правильного использования минеральных удобрений, химических средств защиты растений, кормовых добавок и консервантов. Генетическая связь между азотом и его важнейщими соединениями показана на схеме 5. А Генетическая связь между фосфором и его важнейщими соединениями показана на схеме 6. Ответьте на вопросы 7—11. Решите задачи 3, 4 (с. 70). 66 Таблица 19. Минеральные удобрения Название удобрения Химический состав Цвет и внешний вид Получение в промышленности и нахождение в природе (.Азотные удобрения Нитрат NaNOa Белое или серое Получают при производстве натрия (15-16% N) кристаллическое азотной кислоты. Нитрозные (натриевая вещество с гиг- газы (NO и NO2), не поглощен- селитра) роскопическими свойствами (серый цвет придают примеси) ные водой, пропускают через растворы соды: На2С0з-н2Н02—> —► NaNOg -1- NaNOg -(- COgT Нитрит натрия окисляется в нитрат натрия. Нитрат KNO3 Белое кристал- Сравнительно небольшие за- калия (12,5-13% N) лическое веще- лежи KNO3 находятся в Сред- (калийная селитра) ство ней Азии. В промышленности его получают так: 100 °С KCl-rNaNOg?=*: NaCl -г KNOg Из-за меньшей растворимости NaCl равновесие удается сместить вправо. Нитрат NH4NO3 Белое кристал- Получают при нейтрализа- аммония (15-16% N) лическое, весьма ции 48—60%-ной азотной кис- (аммиачная гигроскопиче- ЛОТЫ аммиаком: селитра) ское вещество NH, -(- HNO, —► NH .NO, О о 4 J Полученный раствор концентрируют и в специальных башнях производят кристаллизацию. Сульфат (NH4)2S04 Белый (из-за Получают при взаимодейст- аммония (20,5-21% N) примесей серый или зеленоватый) кристаллический порошок, слабо гигроскопичен вии аммиака с серной кислотой: 2NHg + HgSO,^(NH^gSO, 67 Продолжение Название Химический Цвет Получение в промышленности удобрения состав и внешний вид И нахождение в природе Карбамид C0(NH2>2 Белое мелко- Получают при взаимодей - (46% N) кристаллическое, ствии оксида углерода(1У) с иногда зерни- аммиаком (при высоких дав- стое гигроскопи- лении и температуре): ческое вещество COj -ь 2NH3 —» —» C0(NH2)2-h Н^О 2. Фосфорные удобрения Простой Са(Н2Р04>2 • 2Н2О Серый мелко- Получают при взаимодей - супер- CaS04 • 2Н2О зернистый по- ствии фосфоритов или апати- фосфат (до 20% Р2О5) рошок тов с серной кислотой: Саз(Р04)2 + 2H2SO4 —» —» Са(Н2Р04)2 -ь 2CaS04 Двойной Са(Н2Р04>2 • Н2О Сходен с про- Производство осуществля - супер- фосфат (40% Р2О5) стым суперфосфатом ЮТ в две стадии: а) Саз(Р0,)2 + ЗН230,^ —► 2Н.РО,-ь ЗСаЗО, О 4 4 CaS04 оседает, и его отде- ляют фильтрованием: б) Саз(РО,)2 + 4НзРО^ — — ЗСа(НзРО^)з 3. Калийные удобрения Хлорид КС1 Белое мелко- Хлорид калия встречается калия (52-60% К2О) кристалличе- в природе в виде минерала ское вещество сильвинита (NaCl • КС1). 4. Комбинированные удобрения Дигидро- NH4H2PO4 Белый (из-за Получают при взаимодей - ортофосфат (с примесями) примесей серо- ствии ортофос(|юрной кисло- аммония ватый) кристал- ТЫ с аммиаком: лический порошок NH„ Н.РО, —» NH,H,PO, О 6 А 4 2 4 Гидроорто- (NH4>2HP04 Такой же, как Получают аналогично ди- фосфат с (NH4>2S04 дигадроорто- гидроортофосфату аммония: аммония и другими примесями фосфат аммония 2NH,-i-H_PO,—V О J 4 — (ЫН^)зНРО^ 68 Схема 5 Схема 6 69 Азот встречается в природе в соединениях и в свободном состоянии, а фосфор — только в соединениях. Чем это объясняется? (J) Положительную степень окисления фосфор не проявляет в соединении 1) Р2О5 3)НзР с1 - . 2) PCI5 4)Р20з Охарактеризуйте свойства белого и красного фосфора. Какими опытами можно доказать, что белый и красный фосфор — видоизменения одного и того же элемента? Фосфор не вступает в реакцию 1) с кислородом 3) с водой 2) с водородом 4) с кальцием 5. При действии азотной кислоты на фосфор получается ортофосфорная кислота. Составьте уравнение этой реакции, если известно, что в ней участвует вода и выделяется оксид азота(П). • 1. Сколько ортофосфорной кислоты можно получить из 31 т ортофосфата кальция, содержащего 20% примесей? 2. Вычислите массовую долю (%) азотной кислоты в растворе, если известно, что 200 г этого раствора полностью прореагировали с 4 г гидроксида натрия. 6. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций ортофосфорной кислоты: а) с кальцием; б) с оксидом кальция; в) с гидроксидом кальция, взятым в избытке; в недостатке. Под формулами запишите названия соответствующих веществ. 7. Охарактеризуйте роль основных питательных элементов (N, К, Р) в жизни растений. 8. Перечислите важнейшие азотные удобрения. Составьте уравнения реакций, на которых основано производство этих удобрений. 9. Напишите уравнения химических реакций, при помощи которых получают важнейшие фосфорные удобрения. 10. Поясните роль химии в повышении урожайности сельскохозяйственных культур. 11. Составьте уравнения реакций согласно схемам 5 и 6. 3. Рассчитайте массу раствора азотной кислоты (массовая доля HNO3 в нем равна 14%), которую необходимо затратить на реакцию с 2 моль карбоната натрия. 4. Раствор ортофосфорной кислоты массой 49 кг с массовой долей Н3РО4 50% нейтрализовали гидроксидом кальция. Определите массу образовавшегося фосфата кальция. ...выведение новых сортов растений, в том числе и генетически модифицированных, усовершенствованные приемы агротехники не отменяют необходимости применения искусственных удобрений. Ведь с каждым урожаем поля теряют значительную долю питательных веществ: растения извлекают эти вещества из почвы в большом количестве, и при уборке урожая они уносятся с полей. 70 Лабораторные опыты 7. Взаимодействие солей аммония со щелочами (распознавание солей аммония) 1. В одну пробирку поместите немного кристаллического сульфата аммония (NH^)2S04, во вторую — нитрата аммония NH^NOg. В обе пробирки прилейте по 1—2 мл раствора гидроксида натрия и слегка нагрейте. 2. В струю выделяющегося газа поместите красную лакмусовую бумагу, смоченную дистиллированной водой. Задания. 1. Какой газ выделяется в данном опыте? Напишите уравнения соответствующих реакций. 2. Как можно отличить соли аммония от других солей? ■ 8. Ознакомление с азотными и фосфорными удобрениями Определение нитратов. В пробирку поместите 0,5 г нитрата натрия (или другого нитрата), прилейте столько концентрированной серной кислоты, чтобы она покрыла соль, затем добавьте немного медных стружек и нагрейте. Задания. 1. Какой газ выделяется? 2. Почему раствор в пробирке синеет? 3. Составьте уравнения происходящих реакций и укажите изменения степеней окисления у соответствующих элементов. 4. Что в окислительно-восстановительной реакции окисляется и что восстанавливается? 5. Как можно определить азотные удобрения, содержащие нитрат-ионы и ионы аммония? Определение фосфорных минеральных удобрений, а) Распознавание ортофосфатов, гидроортофосфатов и дигидроортофосфатов по их растворимости в воде. В три пробирки насыпьте (по 1 см^) ортофосфата кальция, гидроортофосфата кальция и дигидроортофосфата кальция. Прилейте к ним немного воды и перемешайте. Лучше всего растворяется дигидроортофосфат кальция, хуже — гидроортофосфат кальция. Ортофосфат кальция практически не растворяется. б) Определение минеральных удобрений, содержащих ортофосфат-ион. К раствору суперфосфата или другого минерального удобрения, содержащего ион РО|', добавьте 10%-ный раствор ацетата натрия и немного раствора нитрата серебра(1). Задания. 1. Как можно определить фосфорные минеральные удобрения, содержащие ион РО4”, ион НРО^’ и ион Н2РО4? 2. Что является реактивом на ион РО4 ? Напишите уравнение соответствующей реакции в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...для сохранения действующего начала азота в навозе это удобрение складывают в кучи и покрывают измельченным торфом слоем 15—20 см. Разбросанный ровным слоем навоз следует немедленно с помощью культиватора или других механизмов заделывать в почву. Подумайте почему. ...для получения хорошего урожая ржи требуется вносить в почву 40—50 т навоза на 1 га. ...яблони регулярно дают хороший урожай при ежегодном внесении 80—100 т навоза на 1 га. 71 Практическая работа 3 Получение аммиака и опыты с ним. Ознакомление со свойствами водного раствора аммиака Получение аммиака и растворение его в воде. 1. В фарфоровой ступке хорошо перемешайте приблизительно равные объемы кристаллического хлорида аммония NH^CI и порошка гидроксида кальция Са(ОН)2 (опыт удается лучше, если известь слегка влажная). Приготовленную смесь насыпьте в пробирку на 1/3 ее объема. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опущен в другую сухую пробирку, закрепленную в штативе открытым концом вниз (рис. 19). Нагрейте смесь в пробирке. 2. Как только почувствуете острый запах (нюхать осторожно!), пробирку с газом, не переворачивая, закройте пробкой, погрузите ее в сосуд с водой и откройте пробку. 3. После заполнения пробирки водой закройте ее отверстие пробкой и выньте пробирку из воды. В полученный раствор поместите красную лакмусовую бумагу — она синеет. Затем добавьте к раствору несколько капель раствора фенолфталеина. Задания. 1. О выделении какого газа свидетельствуют ваши наблюдения? Напишите уравнение соответствующей реакции. 2. Какое вещество образуется при растворении полученного газа в воде? Какие наблюдения подтверждают этот вывод? Напишите уравнение данной реакции. Горение аммиака в кислороде. Соберите прибор для получения газов. Пробирку со смесью хлорида аммония и гидроксида кальция слегка нагрейте. Газоотводную трубку введите в стеклянный цилиндр с кислородом и при помощи лучинки подожгите газ (рис. 20). Задания. 1. Какие вещества образуются в процессе горения аммиака? Напишите уравнение соответствующей реакции, если известно, что при горении аммиака в кислороде выделяется свободный азот. 2. Подчеркните в уравнении одной чертой окислитель, а двумя — восстановитель. Взаимодействие аммиака с кислотами. Соберите прибор, как для предыдущего опыта. Пробирку со смесью хлорида аммония и гидроксида кальция слегка нагрейте. Газоотводную трубку последовательно введите в пробирки, в которых налито по 1 мл концентрированных азотной, соляной и серной кислот. Конец газоотводной трубки должен находиться на расстоянии 5—6 мм от поверхности кислоты. Рис. 19. Получение аммиака 72 Рис. 20. Горение аммиака в кислороде Задания. 1. Как объяснить появление «белого дыма»? Напишите уравнения соответствующих реакций. 2. Почему конец газоотводной трубки нельзя погружать в кислоту, а можно лишь приближать к ней? Свойства водного раствора аммиака. В две пробирки налейте водный раствор аммиака. В одну из них опустите красную лакмусовую бумагу. В другую пробирку добавьте несколько капель раствора фенолфталеина, а затем немного разбавленной соляной кислоты. Задания. 1. О каких свойствах водного раствора аммиака свидетельствует его действие на индикаторы? Как это можно объяснить с позиций теории электролитической диссоциации? 2. Что происходит при действии на водный раствор аммиака кислоты? 3. Составьте уравнение соответствующей химической реакции в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. ■ Практическая работа 4 Определение минеральных удобрений. В пробирках даны образцы следующих минеральных удобрений: 1) суперфосфат, нитрат аммония, сульфат аммония; 2) хлорид аммония, нитрат натрия, хлорид калия. Определите, в какой пробирке находится каждое из указанных удобрений, используя таблицу 20. Составьте уравнения происходящих химических реакций. (Для реакций, происходящих в водном растворе, уравнения составьте в ионном и сокращенном ионном виде.) Решение экспериментальных задач. 1. Получите аммиак и проделайте с ним характерные химические реакции. 2. Получите нитрат меди(И) двумя различными способами. 3. Опытным путем докажите, что сульфат аммония, нитрат аммония, хлорид аммония и аммофосы нельзя смешивать с известью. Приведите соответствующие объяснения. 4. В четырех пробирках находятся следующие кристаллические вещества: сульфат натрия, хлорид аммония и нитрат натрия. Определите, в каких пробирках находится каждое из этих веществ. 5. В одной пробирке дан раствор ортофосфорной кислоты, а в другой — раствор серной кислоты. Определите каждую из этих кислот. 6. В одной пробирке дан ортофосфат натрия, а в другой — ортофосфат кальция. Определите эти соли. Таблица 20. Определение Название удобрения Внешний вид Растворимость в воде с серной кислотой и медью 1. Нитрат аммония Белая кристаллическая масса Хорошая Выделяется бурый газ 2. Хлорид аммония Белая кристаллическая масса Хорошая 3. Нитрат калия Мелкие светло-серые кристаллы Хорошая Выделяется бурый газ 4. Сульфат аммония Крупные бесцветные кристаллы Хорошая Бурый газ не выделяется 5. Суперфосфат Светло-серый порошок или гранулы Плохая Бурый газ не выделяется 6. Сильвинит Соль содержит розовые кристаллы Хорошая Бурый газ не выделяется 7. Хлорид калия Бесцветные кристаллы Хорошая Бурый газ не выделяется 74 минеральных удобрений Взаимодействие раствора данной соли с раствором хлорида бария и уксусной кислотой с раствором щелочи (при нагревании) с раствором нитрата серебра(1) Окрашивание пламени Ощущается запах аммиака Пламя окрашивается в желтый цвет (от примесей) Ощущается запах аммиака Выпадает белый осадок Пламя окрашивается в желтый цвет (от примесей) Запах аммиака не ощущается Наблюдается небольшое помутнение При рассмотрении через синее стекло наблюдается фиолетовое окрашивание пламени Выпадает белый осадок, не растворимый в уксусной кислоте Выделяется аммиак Выделяется небольшой осадок (от примесей) Выпадает белый осадок, частично растворимый в уксусной кислоте Запах аммиака не ощущается Выпадает желтый осадок Пламя окращивается в желтый цвет (от примесей) Запах аммиака не ощущается Выпадает белый осадок Пламя окращивается в желтый цвет. При рассмотрении пламени через синее стекло заметно фиолетовое окрашивание Запах аммиака не ощущается Выпадает белый осадок Пламя окращивается в желтый цвет. При рассмотрении пламени через синее стекло заметно фиолетовое окрашивание 75 Углерод и кремний ГЛАВА IV § 24. Положение углерода и кремния в периодической таблице химических элементов, строение их атомов в главной подгруппе IV группы (IVA-rpynne) периодической таблицы Д. И. Менделеева находятся элементы углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец РЬ. Предсказанный Д. И. Менделеевым германий в настоящее время широко применяют как полупроводник. Среди элементов IVA-группы наибольшее значение имеют углерод, входяший в состав всех живых организмов, и кремний — важнейший элемент земной коры. С этими элементами ознакомимся более подробно. Схемы строения их атомов даны в таблице 21. Таблица 21. Схемы строения атомов углерода и кремния Как видно из схем строения атомов углерода и кремния, на внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится четыре электрона. Поэтому углерод и кремний проявляют степень окисления, равную четы- 76 рем, например в оксидах СО2 и Si02, в соединениях с водородом СН^ (метан) и SiH^ (силан). В соединениях с кислородом эти элементы приобретают положительную степень окисления (кислород более электроотрицательный элемент); в соединениях же с водородом углерод и кремний +4-2 +4-2 -4+1 -4+1 приобретают отрицательную степень окисления: СО2, Si02, СН^, SiH^. А Из таблицы 21 видно, что у атомов углерода и кремния по два неспаренных электрона. Этим и объясняется, что углерод и кремний могут иметь также степень окисления^-ь2. Такую, например, степень окисления углерод проявляет в соединении СО. При притоке энергии один из 5-электронов может переходить на свободную р-орбиталь. Тогда в атомах этих элементов появляется четыре неспаренных электрона: 15^ 2V_______ +6' +6'- Расположение электронов в атоме углерода в нормальном состоянии Процесс расспаривания электронов при притоке энергии +6'- Расположение электронов в атоме углерода в результате расспаривания электронов (в возбужденном состоянии) Такой процесс происходит при образовании всех соединений, в которых углерод проявляет степени окисления -t-4 и -4. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1—3 (с. 90). § 25. Углерод Повторите учебный материал (8 класс, § 42). ■ Углерод в природе находится как в свободном виде, так и в виде соединений. В свободном виде углерод встречается в виде графита и алмаза. Графит встречается довольно часто, алмаз — крайне редко. Соединения углерода весьма распространены: все живые организмы, а также каменный уголь, торф, нефть и т. п. содержат углерод. Углерод входит в состав многих неорганических веществ (известняк, мел, мрамор, доломит, оксид углерода(ГУ) и др.). 77 J + Рис. 21. Схема выравнивания (гибридизации) s- и р-электронных орбиталей в атоме углерода: 1 — взаимодействие одного s- и трех р-электронных орбиталей; 2 — образование четырех гибридных орбиталей; 3 — расположение гибридных электронных орбиталей в пространстве Строение кристаллических решеток. Аллотропия. Строение кристаллических решеток графита и алмаза мы рассматривали в 8 классе (§ 42). А В результате притока энергии в атоме углерода происходит расспа-ривание электронов и образуются четыре неспаренных электрона: один 5- и три р-электрона. Принято считать, что при образовании химических связей электронные орбитали приобретают одинаковую форму (рис. 21). Одинаковой формы вытянутые электронные орбитали, взаимно отталкиваясь, располагаются в пространстве так, что их оси оказываются направленными к вершинам тетраэдра. Вершины этих орбиталей могут перекрываться с электронными орбиталями других атомов. Это наблюдается, например, в молекуле метана, имеющей тетраэдрическое строение. Если вершины этих орбиталей перекрываются такими же орбиталями других атомов углерода, то ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...английский химик С. Теннант в 1796 г. проделал опыт: сжег одинаковые количества алмаза и угля. Он убедился, что при этом образуются совершенно одинаковые объемы оксида углерода(1\/). Этим было доказано, что алмаз является аллотропным видоизменением углерода. ...самый большой из всех известных алмазов «Кулинан» найден в 1905 г. в Южной Африке. Его масса 621 г, а размер 10 X 6,5 х 5 см. В Алмазном фонде нашей страны хранится один из самых больших и красивых алмазов в мире — «Орлов» (37,92 г). 78 между ними возникают ковалентные связи под углом 109°28' и образуется атомная кристаллическая решетка, характерная для алмаза. Для графита характерна кристаллическая решетка другой формы. Это объясняется тем, что в образовании ковалентных а-связей между атомами углерода участвуют только три валентных электрона, а четвертый участвует в образовании делокализованной л-связи. Этот электрон более подвижен, чем и обусловлена электрическая проводимость графита. Алмаз и графит — это два важнейших аллотропных видоизменения углерода. Вам уже известно, что алмаз обладает особой твердостью, а графит — вещество мягкое. Поэтому может возникнуть вопрос: как объяснить, что элемент углерод может образовывать вещества — графит и алмаз — с совершенно противоположными свойствами? Особая твердость алмаза обусловлена тем, что в его кристаллической решетке каждый атом углерода связан ковалентными связями с четырьмя другими атомами, размещенными вокруг него на одинаковых расстояниях. Эти связи по всем направлениям одинаково прочные. В графите же атомы располагаются как бы слоями и расстояние между атомами, расположенными в разных плоскостях, гораздо больше, чем между атомами в одной плоскости. Этим и объясняется резкое отличие физических свойств графита от физических свойств алмаза. В том, что графит и алмаз состоят из атомов одного и того же элемента — углерода, можно убедиться при сжигании обоих веществ. В результате сгорания образуется только оксид углерода(1У). Доказано также, что при определенных условиях алмаз превращается в графит, а последний — в алмаз. Так, например, если алмаз без доступа воздуха нагревают выше 1000 °С, то он постепенно преврашается в графит. Наоборот, если графит в присутствии катализаторов нагревают от 1200 до 1600 °С под давлением 10'* МПа, то он превращается в алмаз. Это способ получения искусственных алмазов. Физические свойства. Физические свойства алмаза и графита обусловлены их строением; основные из них показаны в таблице 22. Таблица 22. Физические свойства алмаза и графита Алмаз Графит Очень твердый Прозрачный, бесцветный Электрический ток не проводит Мягкий. Легко расслаивается на отдельные мельчайшие пластинки Непрозрачный, серого цвета с металлическим блеском Электрический ток проводит относительно хорошо 79 -60 -70 Рис. 22. Молекулы фуллеренов Сео и С70. Помимо алмаза и графита, известны и другие аллотропные видоизменения углерода — карбин и фуллерены. Карбин имеет линейное строение, атомы углерода в нем связаны в цепи либо двойными связями (=С=С=С=С=С=), либо чередующимися тройными и одинарными связями (—С=С—С=С—). Карбин обладает особым свойством — совместимостью с тканями человеческого организма. Это свойство используют в медицине: из волокна с карбиновым покрытием изготавливают искусственные кровеносные сосуды. В конце 80-х гг. XX в. было обнаружено еще одно аллотропное видоизменение углерода — фуллерит. Фуллерит, в отличие от графита и алмаза, имеет молекулярную кристаллическую решетку. В узлах такой рещетки располагаются полые сферические или эллипсовидные молекулы, состоящие из атомов углерода — молекулы фуллеренов. Наиболее устойчивы молекулы Cgo и (рис. 22). Фуллерит мягкий и скользкий на ощупь подобно графиту, растворяется в органических растворителях с образованием ярко окращенных растворов. Атомы углерода могут образовывать также полые трубки — так называемые нанотрубки. В настоящее время фуллерены и нанотрубки привлекают внимание физиков, химиков, энергетиков, материаловедов, медиков и биологов в качестве возможной основы для технологий будущего. Адсорбция. Древесный уголь после нагревания без доступа воздуха сохраняет тонкопористое строение древесины (рис. 23) и имеет больщую по- ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...фуллерены были открыты учеными Ричардом Смолли и Робертом Керлом (США) и Гарольдом Крото (Великобритания). За это открытие в 1996 г. они были награждены Нобелевской премией. ...первооткрыватели назвали новый вид аллотропных видоизменений углерода фуллереном в честь американского архитектора Ричарда Бакминстера Фуллера, который разработал конструкцию куполообразной крыши из пяти- и шестиугольников наподобие футбольного мяча («геодезический купол»). 80 верхность. Благодаря этому он обладает особыми свойствами, с которыми можно познакомиться на опыте. Если бросить кусочки угля в колбу, наполненную бурым газом — оксидом азота(1У), то происходит обесцвечивание. То же самое можно наблюдать, если раствор лакмуса или чернила взболтать с порошком угля. Эти опыты свидетельствуют о том, что древесный уголь при обычных условиях поглощает различные газы и растворенные вещества. Чем больше относительная молекулярная масса газа, тем лучше он поглощается. При нагревании происходит обратный процесс. Рис. 23. Тонкопористое строение древесины Поглощение газообразных или растворенных веществ поверхностью твердого вещества называют адсорбцией, а выделение этих поглощенных веществ — десорбцией. Чем больше пористость угля, тем больше его поверхность и тем лучше происходит адсорбция. Для увеличения поглотительной способности уголь повторно нагревают, пропуская через него водяной пар. При этом удаляются остатки продуктов пиролиза и очищаются поры в угле. Так получают активированный уголь. Химические свойства. При обычных условиях алмаз, графит и углерод в древесном угле химически инертны, но при высоких температурах эти вещества становятся активными. В химических реакциях углерод может проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства. Характерные реакции, в которых участвует углерод, показаны в таблице 23. Таблица 23. Химические свойства углерода Восстановительные свойства Окислительные свойства о о I +4-2 С + О2 = COj -t- 402 кДж +2 -2 С + 2СиО- о +4 С + СО. - Г2е^~1 о +1 С -г HjO +4-2 о • СО^ -I- 2Си +2 2СО +2 о ■СО + н.. синтез-газ п о с -н 2Н2 о о 2С + Са- о о ЗС + 4А1- -4+1 -СН, метан +2-1 -^СаС2 карбид кальция +3 -4 -^AlA карбид алюминия 81 Рис. 24. Применение углерода: 1 — получение искусственных алмазов; 2 — в медицине; 3 — входит в состав крема для обуви; 4 — адсорбент; получение; 5 — сахара; 6 — черной краски; 7 — метилового спирта; 8 — синтетического бензина; 9 — резины, 10 — карбида кальция Углерод образует с водородом соединения — углеводороды, которые рассматривают в курсе органической химии. Простейший их представитель — метан СН^. Применение углерода схематически показано на рисунке 24. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 4—9 (с. 90). § 26. Оксид углерода(И) А Строение молекулы. Основываясь на представлениях о ковалентной связи, электронную и структурную формулы оксида углерода(П) следовало бы изобразить так (электроны атома углерода обозначены звездочками): :С::0 С=0 Однако при таком изображении вокруг атома углерода размещается только шесть электронов. Как известно, атомы в соединениях стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную структуру. Теперь доказано, что в молекуле оксида углерода(П), как и в молекуле азота (с. 52), имеется тройная связь. Третья ковалентная связь, как предполагают, образуется по донорно-акцепторному механизму. Это происходит, по-видимому, так: атом кислорода предоставляет одну из свободных электронных пар атому углерода, т. е. атом кислорода является донором, а атом углерода — акцептором. В этом случае электронную и структурную формулы оксида углерода(П) следует изображать так: _________________ :С::0 С^О 82 ■ Получение. Оксид углерода(П) в промышленности получают в особых печах, называемых газогенераторами, в результате двух последовательно протекающих реакций (рис. 25). В нижней части газогенератора, где кислорода достаточно, происходит полное сгорание угля и образуется оксид углеро-да(1У): С (тв.) -I- Oj (г.) = СО2 (г.) + 402 кДж По мере продвижения оксида углерода(1У) снизу вверх последний соприкасается с раскаленным углем: COj (г.) + С (тв.) = 2СО(г.) — 175 кДж Получающийся газ состоит из свободного азота и оксида углерода(П). Такую смесь называют генераторным газом. В газогенераторах иногда через раскаленный уголь продувают водяной пар: С + Н^О^СО + Нг - Q синтез- газ Превращение твердого топлива в газообразное называют газификацией топлива. В лаборатории оксид углерода(П) легче всего получить, действуя на муравьиную кислоту концентрированной серной кислотой, которая связывает воду: .О н-с HjSO^, t 'он ■HjO + COt 83 Оксид углерода(П), или угарный газ, может образовываться при неполном сгорании топлива в печах и в двигателях внутреннего сгорания. Поэтому нельзя закрывать дымоходы печей при наличии толстого слоя раскаленных углей, так как в печи могут протекать такие же процессы, как в газогенераторе. При недостаточной вентиляции гаражей в них тоже может накапливаться оксид углерода(П). Оксид углеродаеТП — сильный яд! Это объясняется тем, что он прочнее, чем кислород, соединяется с гемоглобином и кровь перестает транспортировать кислород. Возникает кислородное голодание, сопровождающееся головной болью и потерей сознания. При сильном отравлении возможен смертельный исход. Для оказания первой помощи пострадавшего надо вынести на свежий воздух и сделать ему искусственное дыхание. Физические свойства. Оксид углерода(П) — бесцветный газ, в чистом виде без запаха, немного легче воздуха, плохо растворим в воде, с очень низкой температурой кипения (-191,5 °С). Химические свойства. Оксид углерода(П) — сильный восстановитель. В кислороде и на воздухе оксид углерода(П) горит голубоватым пламенем, выделяя много теплоты; 2СО + Oj = 2СО2 -I- 577 кДж восста- окис- новитель литель Оксид углерода(П) может восстановить больщинство металлов из их оксидов, например: +2 +2 СО + СиО- восста- окис-новитель литель о +А ►Си + СОо Применение. Оксид углерода(П) используют в качестве газообразного топлива, а также во многих реакциях органического синтеза. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 10—13 (с. 90). 27. Оксид ymepoAa(IV) Повторите учебный материал (8 класс, § 30). А Строение молекулы. Оксид углерода(1У) имеет следующие электронную и структурную формулы: 0?С;0 0=С=0 Все четыре ковалентные связи полярны. Однако из-за линейного строения молекула в целом неполярна. 84 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...в некоторых вулканических местностях СОг выделяется из трещин земной коры и накапливается в больших количествах в пещерах и долинах. Таковы знаменитые «Собачья пещера» около Неаполя и «Долина смерти» на острове Ява. Животные, например собаки, попадая в такие места, погибают. Подумайте, почему в этих местах оксид углерода(1\/) оказывает удушающее действие только на животных невысокого роста. Получение оксида углерода(1У) в промышленности, в лаборатории и его образование при различных процессах окисления показано на схеме 7. Физические свойства. Оксид углерода(1У), или углекислый газ — бесцветный газ, примерно в 1,5 раза тяжелее воздуха, сравнительно хорошо растворим в воде (в объемных отношениях 1 :0,878). Всем известная газированная вода — это раствор оксида углерода(1У) в воде. При обычной температуре и сравнительно высоком давлении оксид углерода(1У) сжижается. При его испарении поглощается так много теплоты, что часть оксида угле-рода(1У) превращается в снегообразную массу {«сухой лед»). Химические свойства. Оксид углерода(1У) является кислотным оксидом, его химические свойства отражены в таблице 24. Применение оксида углерода(1У) показано на рисунке 26. Выполните упражнения 14—17 (с. 90). Решите задачу 1 (с. 91). Схема 7 85 Таблица 24. Химические свойства оксида углерода(1У) Свойства, общие с другими кислотными оксидами Специфические свойства 1. При растворении может реаги- 1. Известковая вода мутнеет при ровать с водой с образованием непроч- пропускании через нее оксида углеро- НОЙ угольной кислоты: да(1У): С02 + Н20?=^Н2С0з COj + Са(ОН)2 —» CaCOgi + Н^О 2. Реагирует с основаниями: Эту реакцию используют для обнару- СО, + 2NaOH —» Na,CO, + Н,0 жения оксида углерода(1У). COj + NaOH —» NaHCOj 2. При повышенной температуре обладает окислительными свойствами, 3. Реагирует с основными оксидами: например: i— —1 СО, + СаО —» СаСО, +4 0 +2 0 COj + 2Mg—»2MgO+C qC02 . Гг Рис. 26. Применение оксида углерода(1У): / —получение сахара; 2 — тушение пожаров; 3 — производство фруктовых вод; 4 — ■«сухой лед»; 5 — получение соды, которую используют в производстве стекла (6), моющих средств (7), лекарств {8) 86 § 28. Угольная кислота и ее соли Повторите учебный материал (8 класс, §32). Строение молекулы. Угольная кислота имеет следующие электронную и структурную формулы: Н-0\ ню* ... :: С;0 ню: н-о/ с=о Все химические связи в молекуле угольной кислоты ковалентные полярные. Получение. Угольная кислота образуется при растворении оксида уг-лерода(1У) в воде. Так как угольная кислота очень непрочное соединение, то эта реакция обратима: COj -ь Н2О ■ Н2СО3 Такая реакция происходит при получении газированной воды. В результате такого же процесса в природных условиях образуются минеральные воды (например, нарзан), в которых, кроме СО2, содержатся также различные соли. Угольная кислота очень слабая: когда мы пьем газированную воду, мы почти не чувствуем кислого вкуса. Соли угольной кислоты. Угольная кислота как двухосновная образует два ряда солей — карбонаты и гидрокарбонаты. Например, КазСОд — карбонат натрия, КаНСОз — гидрокарбонат натрия; CaCOj — карбонат кальция, Са(НСОз)2 — гидрокарбонат кальция. Некоторые карбонаты, например карбонат кальция (основная составная часть известняков, мела, мрамора), встречаются в больших количествах в природе. Другие же карбонаты, например карбонаты натрия и калия, получают в промышленности и в лаборатории. В лаборатории карбонаты можно получить общими способами, характерными для солей (8 класс, § 33), но из-за неустойчивости угольной кислоты вместо нее для этих целей используют оксид углерода(1У). В промышленности в больщих количествах выпускают карбонат натрия Ка2СОз (кальцинированная сода), кристаллогидрат карбоната натрия Ка2СОз-10Н2О (кристаллическая сода) и гидрокарбонат натрия КаНСОз (питьевая сода). При прокаливании гидрокарбоната натрия образуется кальцинированная сода: 2КаНСО, >Ка,СОо -ь Н,0 + CO,t Гидрокарбонат натрия превращается в карбонат натрия и при кипячении раствора. При растворении кальцинированной соды в воде и последующем упаривании раствора выделяется кристаллическая сода. Если ее прокалить, то 87 кристаллизационная вода улетучивается и вновь образуется кальцинированная сода: Na2COj ■ ЮН^О ►КазСОз+ЮН^О Чтобы получить питьевую соду из кальцинированной, последнюю растворяют в воде и полученный раствор насыщают оксидом углерода(1У): КазСОз -ь HjO -н СОз-------------------> 2КаНСОз Физические свойства. Все карбонаты — твердые кристаллические вещества. Большинство из них практически нерастворимы в воде. Исключением являются карбонаты натрия, калия, аммония и др. Гидрокарбонаты сравнительно хорошо растворимы в воде. Малорастворим гидрокарбонат натрия. Химические свойства карбонатов отражены в таблице 25. Из специфических свойств более подробно рассмотрим взаимодействие карбонатов с кислотами. Так как в этих реакциях наблюдается характерное «вскипание», то их используют для определения карбонат-иона: K2CO3 + 2HCI-2К^ + С02--1-2Н^ + 2С1-2Н"-1-СО^ 2KC1 + H20 + C02t 2K^ + 2C1- + H20 + C02t ■H20 + C02t Таблица 25. Химические свойства карбонатов Свойства, общие с другами солями Специфические свойства 1. Вступают в реакцию обмена с другими солями: СаСОз^ + 2ЫаС1 Ыа2СОз-1-СаС12- 2. При нагревании разлагаются: СаСОз —^ СаО + СО21 Исключение — карбонаты щелочных металлов. 3. Гидрокарбонаты превращаются в карбонаты при нагревании: Mg(HC03)2—^ MgC03i + Н2О -н COjT или под действием щелочей: ЫаНСОз -I- NaOH —> ЫазСОд -I- Н2О 4. Карбонаты в водном растворе в присутствии оксида углерода(1У) превращаются в гидрокарбонаты: MgCOg -h СО2 -н Н2О —» Mg(HC03>2 1. При действии сильных кислот наблюдается характерное ■^вскипание» из-за бурного выделения оксида угле-рода(1У): 2NaCl + H20 + C02t >КС1 + Н20-1-С02Т Ма2СОз-1-2НС1-KHCO3 + HCI А 2. Вследствие гидролиза растворы карбонатов имеют щелочную реакцию: 2Na-^ + C0|- + H20i=^ 1 ■ -Н^ + ОН“ НСОз+2Ма"^+ОН- СО% Н2О: НСОз + ОН“ ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...содержание оксида углерода(1\/) в атмосфере медленно возрастает: в 1860 г. его было 0,028%, а в настоящее время 0,036% (по объему). 88 Из сокращенного ионного уравнения видно, что характерной качественной реакцией на карбонат-ион СОд" является его взаимодействие с ионами водорода Н^. Применение важнейших карбонатов и гидрокарбонатов показано на рисунке 26 (с. 86). Ответьте на вопросы 18—21 (с. 90—91). Решите задачи 2—4 (с. 91). § 29. Круговорот углерода в природе в природе происходит непрерывный процесс разрушения одних углеродсодержащих веществ и образования других. Органические вещества разрушаются при сгорании топлива, при дыхании и гниении. Из них образуются более простые вещества, в том числе оксид углерода(1У). Оксид углерода(1У) выделяется также в процессах разложения некоторых неорганических веществ, например при обжиге известняка. Однако его количество в атмосфе- Рис. 27. Круговорот углерода в природе 89 ре увеличивается медленно. Это объясняется тем, что оксид углерода(1У) j^a-ствует в фотосинтезе и атомы углерода снова переходят в состав органических веществ растений. Многие из них употребляются в пищу животными и человеком. Так происходит непрерывный круговорот углерода в природе (рис. 27). Ответьте на вопросы и выполните упражнения 22—23 (с. 91). Решите задачу 5 (с. 91). 1. Начертите схемы строения атомов углерода и кремния. На основе строения атомов перечислите общие и отличительные свойства этих химических элементов. 2. В ряду С —> Si —► Ge —► Sn —>■ Pb неметаллические свойства химических элементов и образованных ими простых веществ 1) усиливаются 2) ослабевают 3) не изменяются 4) сначала усиливаются, затем не изменяются 3. Чем отличается метан от силана (по строению молекул и свойствам)? Почему? 4. Как доказать, что графит и алмаз являются аллотропными видоизменениями одного и того же химического элемента? Почему их свойства столь различны? 5. При каких процессах образуется древесный уголь? Каково его строение, свойства и применение? 6. С помощью каких явлений, которые вы наблюдаете в жизни, можно доказать, что хлеб, молоко, мясо содержат углерод? 7. Для каких целей црименяют алмаз и графит? 8. Составьте уравнения реакций, протекающих при нагревании угля со следующими оксидами: 1) оксидом железа(П1); 2) оксидом олова(1У). Покажите перюход электронов и подчеркните одной чертой окислитель, а двумя — восстановитель. 9. Основываясь на свойствах углерода и пользуясь рисунком 24, поясните, для каких целей применяют углерод. 10. Охарактеризуйте с электронной точки зрения процесс образования молекул оксида углерода(П) и ионов аммония и гид-роксония. Что в этих прюцессах общего? И. Как получают оксид углерода(П) в лаборатории и в промыщленности? Напи-щите уравнения соответствующих реакций. 12. На конкретных примерах охарактеризуйте химические свойства оксида уг-лерода(Н). 13. Какой из газов является более ценным топливом: генераторный или водяной? Почему? 14. Составьте уравнения реакций, протекающих с образованием оксида угле-рода(1У) в природе, в быту, в лаборатории и в промышленности. 15. В двух закрытых цилиндрах без этикеток находятся оксид углерода(1У) и водород. Газы можно различить 1) по цвету 2) по запаху 3) с помощью горящей лучины 4) с помощью фильтровальной бумаги, смоченной спиртовым раствором фенолфталеина 16. В результате полного сгорания метана получаются 1) углекислый газ и водород 2) углерод и вода 3) углекислый газ и вода 4) угарный газ и вода 17. При пропускании оксида углерода! IV) через раствор гидроксида кальция вначале образуется взвесь, которая затем растворяется. Напищите уравнения соответствующих реакций. 18. Для изучения химических свойств угольной кислоты в один раствор, насыщенный оксидом углерода(1У), опустили олово, в другой — магний, а в третий — натрий. В каком случае удалось доказать, что угольная кислота хотя и неактивно, но все же реагирует с металлами? Почему? 19. Угольная кислота слабее азотной, но сильнее борной кислоты. Чем это можно объяснить? 20. Почему в огнетущителях используют гидрокарбонат натрия, а не карбонат натрия? 90 21. Составьте уравнения реакций, соответствующих следующей схеме: NajCOa NajCOa ■ lOHjO 1 1 NaHCOg---->■ NajCOj 22. Используя рисунок 27, составьте уравнения химических реакций, которые происходят при круговороте углерода в природе. 23. Чем объяснить моющие свойства кальцинированной соды? Как вы думаете, можно ли в домащних условиях хранить соду в алюминиевом сосуде? • 1. Какой объем оксида углерода(1У) (и. у.) выделится при обжиге 500 т известняка, содержащего 0,1 массовую долю примесей? 2. Сколько потребуется кристаллической соды для полной нейтрализации 196 г серной кислоты? 3. Сколько потребуется раствора, содержащего 0,05 массовых долей, или 5%, хлороводорода, для реакции с 11,2 г карбоната натрия? 4. В 365 г воды растворили 135 г кристаллической соды. Определите массовую долю (в долях единицы и в процентах) безводной соли (Ка2СОз) в полученном растворе. 5. 146 г смеси, состоящей из карбоната и гидрокарбоната натрия, сильно прокалили. Остаток после прокаливания весил 137 г. Выразите состав смеси в массовых долях. § 30. Кремний и его свойства Нахождение в природе. По распространенности в земной коре кремний занимает второе место после кислорода (примерно 26%). Наиболее распространенными соединениями кремния являются оксид кремния(\\) Si02 (кремнезем) и каолинит AljOj • 2Si02 • 2Н2О. Оксид крем-ния(1У) — это основная часть песка, а каолинит — основная составная часть глины. Весьма распространен в природе силикат — ортоклаз (полевой шпат) К2О • AI2O3 • 6Si02- ■ Получение. В промышленности кремний получают при нагревании смеси песка и угля: о +4 2С -1- SiOo о +2 ►Si + 2СО Восстановленный кремний частично реагирует с избытком углерода и образуется карборунд SiC (карбид кремния). Это очень твердое вещество, и поэтому его применяют для изготовления точильных и щлифовальных устройств. В лаборатории кремний получают при взаимодействии смеси чистого песка с порошком магния: 2Mg +4 SiO„ +2 о ► 2MgO + Si Физические свойства. Известен аморфный и кристаллический кремний. При получении кремния восстановлением его соединений металлами 91 или коксом (С) он частично растворяется в расплавленных металлах. При медленном охлаждении раствора кремния в металлах получают его кристаллическую модификацию с такой же кристаллической решеткой, как у алмаза. Кристаллический кремний обладает металлическим блеском, тугоплавкий, очень твердый, с незначительной электрической проводимостью. Химические свойства. Из простых веществ при обычных условиях аморфный кремний реагирует лишь с фтором. При повышенной температуре кремний становится активным и реагирует с кислородом, хлором, бромом и серой: о о Si + О, +4-2 ►SiOo Кислоты (за исключением плавиковой) на кремний не действуют, но растворы щелочей с ним реагируют. Применение. Большие количества кремния расходуются для получения кремнистых сталей, обладающих высокой жаропрочностью и кислотоупорностью. Кремний подобно германию является полупроводником, и поэтому его успешно применяют в различных устройствах, в том числе в электронной технике. Весьма перспективно использование кристаллов кремния в фотоэлементах, при помощи которых энергия солнечного излучения превращается в электрическую. Ответьте на вопросы 1—2 (с. 100). § 31. Оксид кремния(1\/) Повторите учебный материал (8 класс, § 42). ▲ Строение кристаллической решетки. Для выяснения строения твердого оксида кремния(ГУ) необходимо вспомнить следующие закономерности: низкую температуру плавления имеют вещества с молекулярной решеткой, а высокую — вещества с атомной решеткой. Оксид углерода(1У) имеет очень низкую температуру плавления (-56,6 °С), а оксид кремния(1У) — очень высокую (кварц плавится при температуре 1728 °С). На основании свойств можно предположить, что твердый оксид кремния(1У) должен иметь атомную решетку. Это подтверждено многими исследованиями. Кристаллическая решетка оксида кремния(1У) имеет такое строение: 92 I I I - о -Si- О -Si- О -Si- О - I I 1 0 О О 1 i I - о -Si- о -Si- о -Si- о - I I I Следовательно, кристалл Si02 представляет собой как бы одну гигантскую молекулу (SiOj)^, но для простоты записи состав оксида кремния(1У) изображают формулой Si02, что, разумеется, неточно. Нахождение в природе. Оксид кремния(1У) встречается в природе в виде песка. Как правило, песок загрязнен примесями (оксиды железа), которые придают ему желтую окраску. Чистые кристаллы оксида кремния(1У) называют кварцем. Они прозрачны и бесцветны. Кристаллы Si02 в виде включений имеются в граните и в других горных породах, при разрушении которых образуется песок. В природе встречаются также большие бесцветные кристаллы кварца, горного хрусталя (рис. 28). Физические свойства. В чистом виде оксид кремния(1У) представляет собой твердое кристаллическое вещество. Химические свойства. Оксид кремния(1У) является кислотным оксидом. Его химические свойства показаны в таблице 26. Таблица 26. Химические свойства оксида кремния(1У) Рис. 28. Горный хрусталь Свойства, общие с другими кислотными оксидами Специфические свойства 1. При нагревании реагирует со ще- 1. В отличие от многих других кис- лочами; лотных оксидов с водой не реагирует. Si02 + 2NaOH —^-^Na2Si03 -ь Н2О 2. При повышенной температуре 2. При нагревании реагирует с вытесняет другие, более летучие кис- ОСНОВНЫМИ оксидами: Si02 + СаО —CaSiOg лотные оксиды из солей: Si02 + CaCOj —CaSiOj -г СО21 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...кристаллы горного хрусталя иногда достигают огромных размеров. В 1958 г. в Казахстане был найден кристалл массой 70 т. 93 Схема 8 Применение оксида кремния(1У) показано на схеме 8. Ответьте на вопросы 3—4 (с. 100—101). Решите задачу 1 (с. 101). § 32. Кремниевая кислота и ее соли Строение молекулы. Состав кремниевой кислоты условно изображают формулой Н2510з. в действительности ее состав более сложный: О-Н О-Н 0-Н •••-O-Si-O-Si-O-Si-O-(Н2510з)„ I I I О-Н О-Н О-Н Известно много различных кремниевых кислот с общей формулой nSi02 • тН20. Получение. В отличие от многих других кислот кремниевую кислоту нельзя получить гидратацией оксида кремния(1У), так как он с водой не реагирует. Кремниевую кислоту получают при действии кислот на растворы ее солей. При этом она выпадает в виде студенистого осадка: Na2Si03 + 2HCl-2Na^ + Si02--f2ff + 2Cl- 2КаС1 + Н2510з1 -^2Ка^ + 2С1--1-Н2510з^ 2H^ + Si02-—► Н2510з4 Физические свойства. В отличие от многих других неорганических кислот кремниевая кислота в воде почти нерастворима. С водой она образует особого вида системы, называемые коллоидными растворами, которые вы будете изучать в 11 классе. Химические свойства. Поскольку кремниевая кислота в воде практически нерастворима, то ионы водорода от ее молекул почти не отщепляются. В связи с этим такое общее свойство кислот, как действие на индикаторы, 94 кремниевая кислота не обнаруживает; она еще слабее угольной кислоты. Кремниевая кислота непрочная и при нагревании постепенно разлагается: HjSiOj ■ Н2О + Si02 Строение молекулы. Соли кремниевой кислоты называют силикатами. Как и для кремниевой кислоты, формулы, принятые для ее солей (Na2SiOg, CaSiOj и т. д.), условны. Существует много различных силикатов, которые образуются при полном или частичном замещении атомов водорода атомами металлов в молекулах кислот состава nSi02 • wzHjO. Получение солей кремниевой кислоты, т. е. силикатов, рассмотрено при изучении химических свойств оксида кремния(1У). Физические свойства. Многие силикаты тугоплавки и в воде практически нерастворимы. Из силикатов, имеющих больщое практическое значение, растворимы лищь силикаты натрия и калия. Эти силикаты называют жидкими стеклами. Химические свойства. 1. Силикаты реагируют почти со всеми кислотами, в том числе и с угольной кислотой: Ка2310з -I- НдО + СО2 —>■ NagCOg + HgSiOgi 2. Растворимые силикаты могут участвовать в реакциях обмена с другими солями: NagSiOg -I- CaClg — 2Na^-(-Si02--l-Ca2^-t-2Cl--Ca^^-t-SiOg^-- Са510з4-)-2КаС1 — CaSiOзi^-2Na^-l-2Cl-—>■ CaSiO,4 A 3. В водных растворах силикаты подвергаются гидролизу и имеют щелочную реакцию: 2Na^-l-Si02- + 2H20 2Na^ + 20H- + H2Si0g4 --2№ + 20Н-Si02--l-2H20: Н2810з-1 + 20Н- 4. Силикаты, входящие в состав минералов (их формулы выражают в виде оксидов), в природных условиях разрушаются под действием воды и оксида углерода{\\): КдО • AlgOg " GSlOg COg "I" 2Н2О ---> ортоклаз ---► AlgOg • 2Si02 • 2H2O -I- 4Si02 -b KgCOg каолинит кремнезем При разрущении таких силикатов образовались залежи глины и песка, а на их основе в результате разложения растительных и животных остатков образовалась почва. 95 Применение. Из растворимых силикатов наибольшее применение имеет силикат натрия. Его водный раствор используют в качестве силикатного клея для пропитки древесины и тканей в целях придания им огнестойкости и водонепроницаемости. Более сложные силикаты, в состав которых входят несколько металлов, в том числе и алюминий (алюмосиликаты), широко используют в силикатной промышленности. Ответьте на вопросы 5—6 (с. 101). § 33. Силикатная промышленность Силикатную промышленность составляют производства различных строительных материалов, стекла и керамики из природных силикатов. Важнейшие строительные материалы, выпускаемые силикатной промышленностью, показаны на схеме 9. С производством некоторых из них познакомимся подробнее. Основным сырьем для производства керамических изделий (от греч. «ке-рамон» — является глина. Изготовление этих изделий основано на свойстве глины при смешивании ее с небольшим количеством воды образовывать пластичную массу. Этой массе можно придать любую форму, которая сохраняется после высыхания и закрепляется посредством обжига при высокой температуре. Из белой глины изготовляют фаянсовые и фарфоровые изделия. Схема 9 С'и.'ткагиая iipo.Mi.im.icimoc i ь 96 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...стеклоделие существует много веков. В Древнем Египте оно возникло за 3000 лет до н. э. Цилиндр из стекла, который изготовлен в середине 3-го тысячелетия до н. э., найден в Тель-Асмаре близ Багдада. В России первый стекольный завод начал производить стекло в 1635 г. ...в первой в России химической лаборатории М. В. Ломоносов изготовил более 4000 опытных стекол. Эти работы легли в основу заводских методов получения цветных стекол. Из своего цветного стекла М. В. Ломоносов вместе с учениками выложил большую (42 м^) мозаичную картину «Полтавская баталия». Производство стекла. Сырьем для производства обычного стекла служат чистый кварцевый песок, сода и известняк. Эти вещества тщательно перемешивают и подвергают сильному нагреванию (1500 °С): NajCOj-I-Si02 • CaCOj-i- SiOj ►Na2Si03-i- C02t ► CaSiO, + CO„t '3 ' ^'-'2 ' Образовавшиеся силикаты натрия и кальция сплавляются с песком, который берут в избытке. Стекло не является индивидуальным веществом, а представляет собой сплав нескольких веществ. Примерный состав обычного оконного (натриевого) стекла можно выразить формулой Na20 • СаО • 6Si02. Если соду заменяют поташом К2СО3, то получают более тугоплавкое стекло (химическое, или калиевое). Примерный состав этого стекла можно выразить формулой К2О • СаО • 6Si02. Если в качестве сырья берут поташ, оксид свинца{\\) и песок, то получают хрустальное стекло. Это стекло сильно преломляет свет и поэтому применяется в оптике для изготовления линз и призм. Из него изготовляют также хрустальную посуду. Из чистого песка получают кварцевое стекло. Расплавленный песок, остывая, образует стекловидную массу. В отличие от обычного стекла кварцевое стекло мало изменяется в объеме при изменении температуры. Посуду, изготовленную из него, можно накалить добела, бросить в холодную воду, и она не трескается. Из кварцевого стекла делают лабораторную посуду. Другое его специфическое свойство — это способность пропускать ультрафиолетовые лучи, поэтому из него изготовляют так называемые кварцевые лампы, используемые в медицине. Для получения цветных стекол к сырью добавляют оксид соответствующего металла. Так, например, при добавлении оксида кобальта(П) получают синее стекло. Оксид хрома(П1) придает стеклу зеленый цвет — полу- 4 Химия 9 кл. 97 Вальцы чают зеленое стекло. Оксид меди(П) придает сине-зеленый цвет. Добавлением небольших количеств мелкораздробленного золота получают рубиновое стекло. Расплавленное стекло при охлаждении не сразу твердеет, а постепенно загустевает, образуя сначала вязкую массу. Благодаря этому свойству стекло подвергается формовке — в разогретом состоянии ему можно придать любую форму. Для формовки стеклянных изделий применяют выдувание (бутылки, электролампы), прессование (пуговицы), прокатку (зеркальное стекло), вытягивание (листовое стекло, стеклянные трубки и палочки). Изготовление листового стекла путем вытягивания производится при помощи специальных машин (рис. 29). В них полужидкое стекло выдавливается через шель, и при помощи специальных вальцов вытягиваются листы. Из стекла готовят также тонкие стеклянные нити для производства стекловолокна и тканей. Стеклянные ткани применяют в качестве тепло- и электроизоляторов. Из стекловолокна и пластмасс изготовляют стеклопластики, которые по прочности не уступают стали. Производство цемента. Известно несколько видов цемента. Основным сырьем для производства портландцемента являются известняк и глина, содержащие оксид кремния(1У). Эти вещества тщательно перемешивают и их смесь обжигают в наклонных цилиндрических печах, длина которых более 200 м, а диаметр — около 5 м (рис. 30). В процессе обжига печь медленно вра- Расплавленное стекло Рис. 29. Машина для изготовления листового стекла Размельченное твердое или газовое топливо , Рис. 30. Цилиндрическая печь для обжига смеси глины с известняком при производстве цемента 98 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...в 1824 г. каменщик Д. Аспдин в Англии получил патент на производство цемента (портландцемент), похожего на порт-ландский камень, который добывали около города Порт-ланда. Независимо от него в 1825 г. инженер Е. Г. Челиев (Челидзе) для восстановительных работ в Москве разработал способ получения цемента из глины и известняка. Этот цемент был близок по свойствам к портландцементу. щается и исходные материалы постепенно движутся к нижнеи ее части навстречу потоку раскаленных газов — продуктов сгорания поступающего газообразного или твердого пылевидного топлива (принцип противотока). При повыщенной температуре между глиной и известняком происходят сложные химические реакции. Простейшими из них являются обезвоживание каолинита, разложение известняка и образование силикатов и алюминатов кальция: t А120з-25102-2Н20 СаСОз СаО -t- SiO, -Al203-2Si02-b2H20t ■ СаО-ЕСОзТ t • CaSiOo '2 ^«^14^3 Образовавшиеся в результате реакций вешества спекаются в виде отдельных кусков. После охлаждения их размалывают до тонкого порошка. Процесс затвердевания цементного теста объясняется тем, что различные силикаты и алюминаты, входящие в состав цемента, реагируют с водой с образованием каменистой массы. В зависимости от состава изготовляют различные сорта цемента (см. схему 9). Основным строительным материалом являются цемент, бетон, шлакобетон и железобетон. Бетон — смесь щебня и песка с цементом. При смешивании цемента со шлаком получают шлакобетон. Бетонные сооружения получаются еще более прочными, если в бетон закладывают каркас из железных стержней. Такой строительный материал называется железобетоном. Из него воздвигают капитальные строительные объекты: заводские корпуса, плотины и другие сооружения. По производству строительных материалов (в частности, цемента и бетона) и их качеству можно судить об уровне развития строительной индустрии в стране. Ответьте на вопросы 7—8 (с. 101). Решите .задачу 2 (с. 101). А Генетическая связь между углеродом и его важнейщими соединениями показана на схеме 10. Генетическая связь между кремнием и его важнейщими соединениями показана на схеме И. 99 Схема 10 Схема И Выполните упражнение 9 (с. 101). 1. Как получают свободный кремний в промышленности и в лаборатории? Напишите уравнения этих реакций, укажите окислитель и восстановитель. 2. Каковы физические и химические свойства кремния? Приведите уравнения соответствующих реакций. Поясните, какие свойства кремния используют в технике. 3. В чем сходство и различие высших оксидов углерода и кремния? 100 4. Оксид кремния(1У) вступает в реакцию 1) с кислородом 3) со щелочью 2) с водой 4) с кислотой 5. Как можно получить кремниевую кислоту из оксида кремния(1У)? Напишите уравнения реакций. 6. Какие из солей сильнее подвергаются гидролизу — силикаты или карбонаты? Почему? • 1. Сколько потребуется оксида крем- ния(1У), содержащего 0,2 массовые доли примесей, чтобы ползшить 6,1 кг силиката натрия? 7. Составьте уравнения реакций, в результате которых образуется стекло: а) обыкновенное; б) калиевое; в) хрустальное. 8. Поясните сущность производства: а) цемента; б) бетона и железобетона; в) стекла. 9. Составьте уравнения реакций согласно схемам 10 и И. 2. Сколько потребуется сырья для получения 1т стекла? Лабораторные опыты 9. Ознакомление с различными видами топлива (коллекция топлива) Рассмотрите выданные вам образцы топлива и по внешнему виду назовите их. 10. Ознакомление со свойствами и взаимопревращениями карбонатов и гидрокарбонатов 1. Через 2—3 мл свежеприготовленного раствора гидроксида кальция (известковой воды) пропустите оксид углерода(1\/). 2. Продолжайте пропускать оксид углерода(1\/) через раствор. 3. Пробирку с прозрачным раствором прокипятите. Задания. 1. Почему известковая вода мутнеет, если через нее пропускают оксид углерода(1\/)? 2. Почему раствор опять становится прозрачным, если продолжают пропускать оксид углерода(1\/)? 3. Объясните, почему при нагревании этого прозрачного раствора образуется осадок. 4. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Качественная реакция на карбонат-ион. В одну пробирку положите немного мела, а в другую — немного карбоната магния. В первую пробирку налейте 1—2 мл разбавленной соляной кислоты, а во вторую — столько же разбавленной серной кислоты. Обе пробирки закройте пробками с газоотводными трубками, концы которых поместите в пробирки с известковой водой. 3 ад а н и я. 1. На основе выполненных опытов сделайте вывод, какая реакция является качественной реакцией на карбонат-ион. 2. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. 11. Ознакомление с образцами природных силикатов. Рассмотрите выданные вам образцы природных силикатов. Обратите внимание на их внешний вид. Проверьте их твердость. Задания. 1. Составьте таблицу и отметьте в ней свои наблюдения. 2. На основе наблюдений назовите выданные вам минералы. 101 12. Ознакомление с видами стекла (работа с коллекцией «Стекло и изделия из стекла»). Рассмотрите выданные вам образцы стекла различных видов и различные изделия из стекла. Задания. 1. Определите, к каким видам стекла относятся выданные вам образцы. 2. Поясните, какие характерные свойства стекла использовались при изготовлении рассмотренных вами изделий. Практическая работа 5 Получение оксида углерода(11^) и изучение его свойств. Распознавание карбонатов Получение оксида углерода(1У) и определение его свойств. 1. Поместите в пробирку несколько кусочков мела или мрамора и прилейте немного разбавленной соляной кислоты. 2. Пробирку быстро закройте пробкой с газоотводной трубкой. Конец трубки поместите в другую пробирку, в которой находится 2—3 мл известковой воды. 3. Несколько минут продолжайте пропускать газ. 4. Конец газоотводной трубки выньте из раствора и сполосните его в дистиллированной воде. Затем поместите трубку в пробирку с 2—3 мл дистиллированной воды и пропустите через нее газ. Через несколько минут выньте трубку из раствора, добавьте к полученному раствору несколько капель раствора синего лакмуса. 5. В пробирку налейте 2—3 мл разбавленного раствора гидроксида натрия и добавьте к нему несколько капель фенолфталеина. Затем через раствор пропустите газ. Задания. 1. Что происходит, если на мел или мрамор подействуют соляной кислотой? 2. Почему при пропускании газа через раствор известковой воды сначала происходит помутнение, а затем взвесь растворяется? 3. Что происходит при пропускании оксида углерода(1\/) через дистиллированную воду? 4. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Распознавание карбонатов. В четырех пробирках даны кристаллические вещества: сульфат натрия, хлорид цинка, карбонат калия, силикат натрия. Определите, какое вещество находится в каждой пробирке. Задания. 1. На основе выполненных опытов сделайте вывод, что является характерной качественной реакцией на карбонат-ион. 2. Составьте уравнения реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. общие свойства металлов ГЛАВА V Из известных открытых элементов большинство (более 80) относятся к металлам. Металлы имеют ряд общих свойств, с которыми вы познакомитесь в этой главе. § 34. Положение металлов в периодической таблице и особенности строения их атомов Повторите учебный материал (8 класс, § 36). Какое место занимают металлы в периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева? Прежде чем ответить на этот вопрос, вспомните, как в ней расположены неметаллы, так как их значительно меньше. Из таблицы 27 видно, что неметаллы в основном располагаются в правой части периодической таблицы наверху. Таблица 27. Размещение неметаллов в периодической таблице Металлы же располагаются в основном в левой и нижней части периодической таблицы, т. е. в основном в I, II и III группах. У атомов металлов на наружном энергетическом уровне обычно находится от одного до трех электронов. Их атомы обладают, как правило, большим радиусом. Атомы металлов в отличие от атомов неметаллов легко отдают наружные электроны, т. е. являются сильными восстановителями. Поэтому атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы. 103 1 это I t j «4) © 0 0 0 0# 2 © Ю Ф О т 0*^*0 о*тЪ*т Рис. 31. Связь строения кристаллических решеток с механической прочностью соответствующих веществ: 1 — атомная решетка; 2 — ионная решетка; 3 — металлическая решетка Оторвавшиеся от атомов электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь, т. е. электроны как бы цементируют отдельные слои положительно заряженных ионов, которые находятся в узлах кристаллических решеток. Так как электроны находятся в непрерывном движении, то при их столкновении с положительно заряженными ионами последние превращаются в нейтральные атомы, а затем вновь в ионы и т. д. Кристаллические решетки, в узлах которых находятся положительно заряженные ионы и некоторое число нейтральных атомов, между которыми передвигаются относительно свободные электроны, называют металлическими (рис. 31). Связь, которую осуществляют эти относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку, называют металлической связью. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1—4 (с. 112). § 35. Нахождение металлов в природе и общие способы их получения Нахождение в природе. Самым распространенным металлом в земной коре является алюминий. За ним следуют железо, кальций, натрий, калий, магний и титан. Содержание остальных металлов незначительно. Так, на- ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...в древности и в Средние века люди знали только семь металлов. Это число соотносилось с числом известных тогда планет: Солнце (золото). Юпитер (олово). Луна (серебро), Марс (железо), Меркурий (ртуть), Сатурн (свинец), Венера (медь). Алхимики считали, что под влиянием лучей планет в недрах Земли рождаются эти металлы. 104 Схема 12 Нахождение мегшч.тов в природе пример, хрома в земной коре по массе всего лишь 0,3%, никеля — 0,2%, а меди — 0,01%. Металлы встречаются в природе как в свободном виде, так и в различных соединениях (схема 12). Способы получения. Наиболее активные металлы (Na, К, Са, Mg) получают электролизом (этот процесс изучают в 11 классе). Менее активные металлы восстанавливают из их оксидов углем, оксидом углерода(П) или алюминием, а сульфиды металлов вначале обжигают. Приведем несколько примеров. 1. Восстановление металлов из их оксидов углем или оксидом угле-рода{\\): +4 о ЗпОз + С- +4 о ►COJ +Sn -6е +3 + +2 зсо +4 о «ЗСОЛ +2Ре 105 2. Обжиг сульфидов металлов с последующим восстановлением образовавшихся оксидов: -2 О 2ZnS + 30. -2 +4-2 2 ^2Zn0 + 2S02 1 +2 0+2 0 ZnO -н С—^COt-HZn 3. Восстановление металлов из их оксидов более активными металлами (алюминотермия): Г-12«—I ЗМпОз + 4А1^^2а\Оз + ЗМп Выполните упражнения 5—7 (с. 112). Решите задачи 1—2 (с. 112). § 36. Физические свойства металлов Особое строение кристаллических решеток металлов обусловливает их общие свойства. Металлический блеск. Все компактные металлы обладают характерным металлическим блеском. Это свойство объясняется тем, что металлы хорошо отражают от своей поверхности световые лучи. Металлы отражают также радиоволны. Это явление используют в радиолокаторах, обнаруживающих самолеты на больших расстояниях. Электрическая проводимость и теплопроводность. Металлы — хорошие проводники электричества и теплоты. Это обусловлено наличием в металлических решетках свободно перемещающихся электронов, которые в электрическом поле приобретают направленное движение. Электрическая проводимость и теплопроводность металлов увеличиваются от Hg к Ag: Hg, Pb, Fe, Zn, Mg, Al, An, Cu, Ag Из наиболее доступных металлов хорошей электрической проводимостью обладают медь и алюминий, поэтому их используют в качестве проводников электрического тока. Ковкость и пластичность. Многие метатлы пластичны и обладают хорошей ковкостью, что также объясняется особенностью металлической связи. Так как ионы в металлической решетке друг с другом непосредственно не связаны, отдельные слои их могут свободно перемещаться один относительно другого (см. рис. 31, 3). Это свойство металлов используют при их механической обработке. Для сравнения на рисунке 31, f и 2 приведены атомная и ионная кристаллические решетки. Чем же объясняется ковкость многих металлов (щелочные металлы, золото, серебро, медь) и почему некоторые из них (хром, марганец, сурьма) 106 очень хрупкие? Самые хрупкие металлы находятся в V, VI и VII группах периодической таблицы Д. И. Менделеева. У атомов этих элементов имеется от пяти до семи свободных электронов. Большое количество свободных электронов обеспечивает прочность отдельных слоев ионов, препятствует их свободному скольжению, и, таким образом, пластичность металлов уменьшается. Плотность, твердость и температура плавления у металлов весьма различны. Например, наименьшую плотность имеют щелочные металлы, а наибольшую — осмий. Металлы, плотность которых меньше пяти, условно принято называть легкими металлами, а металлы с плотностью больше пяти — тяжелыми. По твердости металлы сравнивают с алмазом, твердость которого принята за 10. Самыми мягкими являются щелочные металлы, а самым твердым. — хром. Самую низкую температуру плавления имеет ртуть, а самую высокую — вольфрам. Ответьте на вопросы 8—9 (с. 112), § 37. Характерные химические свойства металлов Наиболее общим химическим свойством металлов является способность их атомов при химических реакциях отдавать валентные электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, т. е. металлы в реакциях являются восстановителями. Наиболее энергично металлы реагируют с галогенами, кислородом и серой, электроотрицательность которых велика: о о Са + CI2 2Mg + Оо +2 -1 CaCL о о 2Na + S- +2 -2 2MgO +1 -2 Na^S В этих реакциях окислителем является соответствующий неметалл. Металлы могут окисляться также ионами водорода и ионами других металлов. Например, вам уже известны реакции металлов с водой, кислотами и растворами солей: 2Na+2HOH 2NaOH + H2t 107 Zn + 2HC1- Г^е—l Zn + 2H" Fe + CuSO, ZnCl2 + H2t FeSO^ + Cui Fe^^ + Cui Fe + ■ Из уравнений реакций видно, что в них окислителями являются ионы водорода и ионы металлов, а восстановителями — атомы металлов. Однако не все металлы обладают одинаковой восстановительной способностью. Так, например, цинк может восстановить ионы водорода, а медь — нет (медь не вытесняет водород из кислот). Железо восстанавливает ионы меди но медь ионы железа Fe^'*^ не восстанавливает (медь не вытесняет железо из раствора его солей). Чтобы можно было предсказать, в каких реакциях и при каких условиях участвуют металлы, необходимо знать их восстановительные способности. Если учитывать только энергию отрыва валентных электронов от отдельных изолированных атомов (энергию ионизации), то металлы можно расположить в определенном порядке. Такое расположение металлов, предложенное в 1865 г. русским ученым Н. F(. Бекетовым, согласуется с их местом в периодической таблице, хотя в то время не были известны ни периодический закон, ни строение атомов. Так, например, из щелочных металлов наибольшая энергия ионизации у атомов лития (т. е. литий должен быть наименее активным), а наименьшая — у атомов франция. Если же учитывать не только энергию ионизации, но и энергию, которая тратится на разрушение кристаллической решетки, а также энергию, которая выделяется при гидратации ионов, то металлы по их способности образовывать гидратированные ионы следует расположить так: Li, К, Са, Na, Mg, Al, Zn, Сг, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Pt, Au Этот ряд назван электрохимическим рядом напряжений металлов, или рядом стандартных электродных потенциалов металлов. В этом ряду наиболее активным оказывается литий. Не противоречит ли такое расположение металлов закономерностям периодической таблицы? Чтобы ответить на этот вопрос, надо иметь в виду, что из трех факторов, которые учитываются при размешении металлов в электрохимическом ряду напряжений, только один из них, т. е. энергия ионизации, определяется положением металла в периодической таблице. Поэтому нет оснований ожидать, что положение металлов в электрохимическом ряду напряжений всегда должно соответствовать их положению в периодической таблице. Вам уже известно, что согласно значению энергии ионизации литий из шелочных металлов должен быть наименее активным. 108 Os 1^ .0 s ffl n s li о s g ^ Ю X H ja О к ^ £ 3 g 9 § 2 vS и QJ X К ё=§ E S. S g и a; CO 3 Cl. Ьй о с; a ьг л !=i 3 о « ю VO ^ S te й S ^ 2 а S g & О ё fe HZ 5 2 О Z X S а ЬЙ 3 X 2 3 о; 3 со VC с^ о. со 3 §. 1 3 h 2 S Cj Н 2 СО X 3 3 о; В 3 i 3 о 3 f=; 53 О) .§ ^ о CQ Л 3 < 00 X 0J 1и ‘I и с N ~+ CN а S й. < 3 и со Е- sj 3 G. 3 с§ 00 S й S =§ 5 § 2 S U •0 ш “ а h *s с 03 Е- CJ 53 О g 2 3 3 DO _ 3 3 3 VO 3 о о и 'S I ё I 3 ; ^ 3 с 3 3 Е- 109 Однако радиус иона лития гораздо меньше, чем радиусы ионов натрия и калия. Поэтому электрическое поле, возникающее около ионов лития, более сильное, чем у ионов натрия и калия. Благодаря этому гидратация ионов лития будет протекать более энергично по сравнению с гидратацией ионов натрия и калия. В результате процесс перехода ионов лития в раствор более интенсивен, чем и объясняется его место в электрохимическом ряду напряжений. В электрохимическом ряду напряжений металл, стоящий левее, может вытеснить из растворов или расплавов солей металл, стоящий правее. Пользуясь этим рядом, можно предсказать, что, например, железо будет вытеснять медь из водного раствора ее соли. В электрохимический ряд напряжений включен также водород. Это позволяет сделать заключение о том, какие металлы могут вытеснить водород из растворов кислот. Так, например, железо вытесняет водород из растворов кислот, так как находится левее его; медь же не вытесняет водород, так как находится правее его. На схеме 13 даны пояснения к электрохимическому ряду напряжений металлов. Например, пользуясь этим рядом, часто ошибочно предполагают, что наиболее активные металлы: Li, Na, К, Са — могут вытеснить менее активные металлы из солей в водных растворах. Но из схемы 13 видно, что металлы Li, Na, К, Са при обычных условиях реагируют с водой. Следовательно, этими металлами для вытеснения других металлов из водных растворов их солей пользоваться нельзя. Закономерности, отраженные на этой схеме, условные. Однако схема помогает ориентироваться в некоторых химических процессах. По схеме можно определить не только условия, но и характер протекания реакций. Например, цинк реагирует с водой только при повышенной температуре, и в результате образуется оксид цинка: t Zn -г HjO ■ ZnO-rHj Ответьте на вопросы 10—12 (с. 112) и решите задачу 3 (с. 112). § 38. Сплавы в расплавленном состоянии металлы легко смешиваются между собой. При охлаждении такая смесь застывает и приобретает свойства, которых не было у образуюших ее металлов. Подобные твердые смеси металлов называют сплавами. В расплавленных металлах могут растворяться также некоторые неметаллы, как, например, углерод и кремний в расплавленном железе. При охлаждении образуются сплавы с нужными свойствами: легкоплавкие, жаростойкие, кислотостойкие и т. д. 110 Русский ученый, академик. Разработал физи- Курнаков ко-химический анализ растворов и сплавов ме- Николай таллов, создал новые приборы и методы для Семенович анализа состава сплавов. (1860—1941) Сплавы различают по составу и строению. Рассмотрим важнейшие из них. 1. При охлаждении расплава образуются однородные кристаллы. В узлах их кристаллических решеток находятся атомы разных металлов. В этом случае образуются твердые растворы. 2. При охлаждении расплава выделяются кристаллики отдельных металлов. В этих случаях сплав представляет собой механическую смесь металлов, причем твердый раствор не образуется. 3. При взаимном растворении металлов их атомы реагируют между собой: образуются так называемые интерметаллические соединения. При растворении неметаллов в расплавленных металлах тоже могут происходить химические реакции. Например, атомы железа реагируют с атомами углерода, и образуется карбид железа FejC — цементит, обусловливаюший особую твердость и хрупкость чугуна. Способность металлов в расплавленном состоянии не только механически смешиваться, но и образовывать друг с другом (и с атомами неметаллов) различные соединения — одна из причин, объясняющая, почему сплавы по физическим свойствам так резко отличаются от свойств составляющих их металлов. Так, например, сплав, состоящий из одной части свинца и двух частей олова (припой), плавится при температуре 180 °С, тогда как свинец плавится при температуре 328 °С, а олово — при температуре 231 °С. В состав дюралюминия — одного из важнейших сплавов — входит 95% А1, 4% Си, 0,5% Мп и 0,5% Mg. Он легкий, но гораздо тверже алюминия и меди. Его широко применяют в самолетостроении. Известно много других сплавов. Свойства некоторых из них будут рассмотрены далее. Ответьте на вопросы 13—15. Решите задачу 4 (с. 112). 111 1. Как расположены металлы в периодической таблице Д. И. Менделеева? Почему? Чем отличается строение атомов металлов от строения атомов неметаллов? 2. Наиболее ярко выраженные металлические свойства проявляет простое вещество, образованное атомами, строение электронной оболочки которых 1) 2, 1 2) 2, 2 3) 2, 3 4) 2, 4 3. Наиболее ярко выраженные металлические свойства проявляет простое вещество, образованное атомами, строение электронной оболочки которых 1) 2, 2 3) 2, 8, 8, 2 2) 2, 8, 2 4) 2, 8, 18, 8, 2 4. Чем по строению и свойствам отличаются кристаллические решетки металлов от ионных и атомных? 5. В виде каких соединений встречаются в природе металлы калий, магний, хром и цинк? Напишите химические формулы этих соединений. Как эти металлы можно получить в свободном виде? Приведите соответствующие уравнения реакций, 6. Используя различные восстановители, получите тремя способами железо из железной руды Ре20з. Запишите уравнения реакций. 7. Железо восстанавливается в результате реакции между 1) оксидом железа(Ш) и углеродом 2) сульфатом меди(П) и железом 3) хлоридом железа(П1) и гидроксидом натрия 4) железом и серой 8. Каковы общие физические свойства металлов? Поясните эти свойства, основываясь на представлениях о .металлической связи. 9. Почему некоторые металлы пластичные (например, медь), а другие — хрупкие (например, сурьма)? 10. На основе представлений о строении атомов поясните, чем металлы по химическим свойствам отличаются от неметаллов. 11. Какой из металлов химически более активен: литий или натрий? Чем можно объяснить, что в электрохимическом ряду напряжений литий обычно располагают левее натрия? 12. Начертите в своих тетрадях нижеприведенную таблицу и в соответствующих графах напишите уравнения практически осуществимых реакций; укажите условия их протекания (см. схему 13). Реагирующие вещества Уравнения практически осуществимых реакций с металлами Na Са Zn Си Ag 02 Н2О РЬ(ЫОз)2 в растворе НС1 H2SO4 13. Изложите сущность процесса образования сплавов. Почему сплавы обычно тверже исходных металлов? 14. Почему в технике широко используют сплавы железа, а не чистое железо? Какие сплавы железа применяют на производстве и в быту? 15. Охарактеризуйте свойства и применение известных вам сплавов цветных .металлов. • 1. При «растворении» в соляной кислоте 12,9 г сплава, состоящего из меди и цинка, получили 2,24 л водорода (н. у.). Вычислите массовые доли (%) цинка и меди в этом сплаве. 2. Медно-алюминиевый сплав обработали 60 г соляной кислоты (массовая доля ПС1 составляет 10%). Вычислите массу и объем выделившегося газа (н. у.). 3. Какая масса оксидов свинца и олова необходима для получения 500 г припоя, состоящего из 34% олова и 66% свинца? 4. 6 г смеси, состоящей из порошков алюминия и меди, обработали избытком соляной кислоты, при этом выделилось 3,7 л водорода (н. у.). Вычислите массовую долю (%) каждого металла в смеси. 112 Лабораторные опыты 13. Рассмотрение образцов металлов. Рассмотрите выданные образцы металлов. 1. Найдите по справочным таблицам их температуры плавления и твердость. 2. При помощи щипцов поместите в пламя одинаковые кусочки свинца и олова и наблюдайте, как происходит плавление этих металлов. Для сравнения теплопроводности, например, железа и меди возьмите две одинаковые пластинки этих металлов. На одном конце обеих пластинок поместите кусочек парафина. Затем одновременно противоположные концы этих пластинок поместите в пламя горелки. Задания. 1. Исследуйте выданные вам образцы металлов и назовите их. 2. Расположите проверенные вами металлы по возрастанию твердости, температуры плавления и теплопроводности. 14. Взаимодействие металлов с растворами солей. В одну пробирку налейте 2—3 мл раствора нитрата серебра(1), во вторую — 2—3 мл раствора сульфата ме-ди(11), а в третью — столько же раствора нитрата алюминия. В первую пробирку положите тонкую медную проволоку, во вторую — стружки железа, а в третью — медные стружки. Задания. 1. Какие вещества образуются в каждой пробирке? 2. Какая закономерность проявляется в этих процессах? 3. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Металлы lA—IIIA-групп периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева ГЛАВА VI § 39. Характеристика щелочных металлов Положение щелочных металлов в периодической таблице и строение их атомов. Щелочные металлы литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr находятся в главной подгруппе I группы (1А-группе) периодической таблицы Д. И. Менделеева. Наиболее важные из них в практическом отношении — натрий и калий. Схемы строения их атомов даны в таблице 28. Таблица 28. Схемы строения атомов натрия и калия Строение атомов остальных щелочных металлов аналогично. Отличаются они лишь значением атомного радиуса. Среди щелочных металлов наименьший атомный радиус имеет литий. Его наружный 5-электрон нахо- 114 Английский ученый. В 1808 г. путем электро- Дэви лиза солей и щелочей получил калий, натрий, Хэмфри барий, кальций, амальгаму стронция и магния. (1778—1829) Имеет множество научных работ. дится на втором энергетическом уровне. Наибольший атомный радиус у франция. Его наружный s-электрон находится на седьмом энергетическом уровне. При химических реакциях атомы щелочных металлов отдают наружный электрон и во всех соединениях проявляют степень окисления -I-1. С увеличением размеров атомов от лития к францию энергия ионизации атомов уменьшается и, как правило, возрастает их химическая активность. Выполните упражнения 1—2 (с. 118). Решите задачу 1 (с. 119). Нахождение в природе. Из соединений щелочных металлов широко распространены в природе лишь соединения натрия и калия (табл. 29). Таблица 29. Важнейшие природные соединения натрия и калия Название минерала Химическая формула Важнейшие месторождения Хлорид натрия NaCI Соляные озера Эльтон и Баскунчак, город Солика.мск Сульфат натрия (мирабилит, глауберова соль) МазЗОд- IOH2O Кара-Богаз-Гол (Туркмения), Большое Соленое озеро (США) Сильвинит NaCl • KCI Соликамск и др. Карналлит КС1 • MgCb • 6Н2О Соликамск, Штасфурт (ФРГ) и др. Соли калия имеют очень большое значение в жизни растений (с. 66). Соединения других щелочных металлов встречаются редко. Франций получен искусственно при ядерных реакциях. Получение. Натрий и калий получают путем электролиза расплавленных хлоридов или гидроксидов (И класс). Физические свойства. Все щелочные металлы серебристо-белого цвета с незначительными оттенками, легкие, мягкие и легкоплавкие. Их твердость и температура плавления закономерно снижаются от лития к цезию. 115 Химические свойства. Щелочные металлы являются сильными восстановителями. Они энергично реагируют со всеми неметаллами, включая водород. Рассмотрим схемы этих реакций (щелочной металл обозначен буквами Me): о + С1, 2 Me 0 + S -2е- +1 -1 + 2НС1 + 2НОН , 0 -гН, +1 -1 2 Me Cl + 1 -2 McjS +1 -1 о 2MeCl + H2t 2MeOH + H2t +1 -1 2МеН В реакциях с кислородом при горении только литий образует оксид: О о 4Li + О. +1 -2 2Up оксид лития Остальные щелочные металлы образуют пероксиды, например: О о 2Na + О. +1 -1 ► КазОз пероксид натрия +1 -1 Пероксиды являются солями пероксида водорода ЬСО,. Степень окис- +1 -1 -1 +1 ления кислорода в пероксидах равна -1 (Na—О—О—Na). Для распознавания соединений натрия и калия можно использовать таблицу 3 (см. с. 14—15). Учитывая активность щелочных металлов, их хранят под слоем керосина, с которым они не реагируют. Применение. Натрий применяют в качестве восстановителя, например, в цветной металлургии, в качестве теплоносителя в ядерных реакторах. Натрий используют также в качестве катализатора при синтезе некоторых органических веществ (получение синтетического каучука). Щелочные металлы, особенно цезий, способны превращаться в положительно заряженные ионы даже под действием света. Это свойство используют в фотоэлементах — приборах, превращающих энергию света в электрическую, и для изготовления автоматически действующих аппаратов. При освещении с поверхности цезия отрываются электроны, цепь замыкается и аппарат автоматически начинает действовать. Ответьте на вопросы 3—9 (с. 118) и решите задачи 2—3 (с. 119). 116 Схема 14 Важнейшие соединения щелочных металлов, получаемые в промышленности. Гидроксиды. Общая формула гидроксидов ROH. Получаются они в результате электролиза водных растворов соответствующих хлоридов (11 класс). Это белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, типичные щелочи. Особенно большое практическое значение имеют гидроксиды натрия и калия (схема 14). ■ Оксиды и пероксиды. Общие формулы оксидов и пероксидов RjO и R2O2. Практическое значение имеет пероксид натрия. Его получают при сжигании металлического натрия. Пероксид натрия поглощает оксид угле-рода(1У): 2Na202 + 2C02 2Ка2СОз + О2 Это свойство используют в подводных лодках и в космических кораблях для регенерации воздуха. 117 Если на пероксид натрия действовать холодной серной кислотой, то образуется пероксид водорода: Ма2©2 + 1^280^ —* Na2SO^ + Н2О2 ▲ Генетическая связь между натрием и его важнейшими соединениями показана на схеме 15. Схема 15 Ответьте на вопросы, выполните упражнения 10—11 и решите задачу 4 (с. 118—119). 1. Начертите схему строения атома рубидия Rb. Сравните ее со схемами строения атомов натрия и цезия. 2. Химический элемент, атомная масса которого 23, а число нейтронов в ядре равно 12, в периодической системе находится 1) в 3-м периоде, 1Б-группе 2) в 4-м периоде, 1ПА-группе 3) в 4-м периоде, УПБ-группе 4) в 3-м периоде, 1А-группе 3. Какие важнейшие месторождения соединений натрия и калия вы знаете? 4. Используя сведения из курсов биологии и химии, охарактеризуйте роль калия в жизни растений. 5. Почему все шелочные металлы являются сильными восстановителями? 6. Атомы каких элементов являются более сильными восстановителями — щелочных металлов или водорода? Составьте уравнения реакций, подтверждающих ответ. 7. Почему в фотоэлементах используют преимущественно цезий, а не литий? 8. Сравните реакции щелочных металлов с водой и с кислотами. Составьте уравнения соответствующих реакций и покажите переход электронов. 9*. На основании каких свойств можно сделать вывод, что пероксиды — соли пероксида водорода? 10. Какой из гидроксидов щелочных металлов является наиболее слабым, а какой — наиболее сильным электролитом? Почему? 11. Приведите уравнения реакций, соответствующих схеме 15. 118 • 1. Сколько граммов раствора, со- держащего 0,1 массовых долей, или 10%, гидроксида натрия, потребуется для нейтрализации 196 г раствора, содержащего 0,1 массовых долей, или 10%, серной кислоты? 2. При обработке 15 г технической поваренной соли концентрированной серной кислотой выделилось 5,6 л газа (н. у.). Рассчитайте массовую долю (%) примесей в поваренной соли. 3. Какая соль и сколько ее получится, если через 100 мл раствора, содержащего 0,32 массовых долей, или 32%, гидроксида калия (р= 1,32 г/см^), пропустили весь оксид углерода(1У), который образуется при сжигании 18 л метана (н. у.)? 4. В каких массовых отношениях необходимо смешать гидроксид натрия и воду, чтобы получить раствор, в котором на каждые 20 молекул воды приходилась бы одна молекула гидроксида натрия? § 40. Положение магния и кальция в периодической таблице химических элементов, строение их атомов Магний и кальций в периодической таблице находятся в главной подгруппе II группы (ПА-группе). Схемы строения их атомов даны в таблице 30. Т а б л и ц а 30. Схемы строения атомов магния и кальция Химический знак Размещение электронов по энергетическим уровням А Электронная формула Mg +i2Mg 2е“, 8е“, 2е' 1x2 1 2х22рб 1 3x2 Са +2оСа 2е“, 8е”, 8е~, 2е' ...3s^3p^3d° 4x2 119 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...в результате круговорота солей кальция в природе образуются карстовые пещеры, а на их сводах — причудливые сталактиты. Примером таких пещер являются Ново-Афонские пещеры. Нет ли таких пещер в вашей местности? Как видно из схемы, последние электроны у атомов магния и кальция помещаются на наружном энергетическом уровне. Этим и объясняется тот факт, что магний и кальций во всех соединениях проявляют степень окисления +2. Выполните упражнения 1—2 (с. 125). § 41. Кальций и его соединения Нахождение в природе. Кальцию присуща большая химическая активность, поэтому он встречается в природе только в виде соединений (табл. 31). Таблица 31. Важнейшие природные соединения кальция Название минерала Химическая формула (основной составной части) Известняк, мрамор, мел СаСОз Гипс CaS04 • 2НгО Фосфорит и апатит Саз(Р04)2 Доломит СаСОз • MgCOa Получение. Кальций получают путем электролиза его расплавленного хлорида. Физические свойства. Кальций — металл серебристо-белого цвета, очень легкий (р = 1,55 г/см^), как и щелочные металлы, но несравненно тверже их и имеет гораздо более высокую температуру плавления, равную 851 °С. Химические свойства. Подобно щелочным металлам кальций является сильным восстановителем, что схематически мож}ю показать так: 120 о + С1 2> t О Са- -2ё о + S, +1 -1 +2НС1 +2НОН о + Н, о + 0 '2- t +2 -1 CaCla +2 -2 CaS +2-1 О СаС1з + H2t Ca(OH)2 + H2t +2 -1 СаН2 +2 -2 CaO Соединения кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет. Как и щелочные металлы, металлический кальций обычно хранят под слоем керосина. Применение. Благодаря большой химической активности металлический кальций применяют для восстановления некоторых тугоплавких металлов (титан, цирконий и др.) из их оксидов. Кальций используют также в производстве стали и чугуна для очистки последних от кислорода, серы и фосфора, для получения некоторых сплавов, в частности свинцово-кальциевых, необходимых для изготовления подшипников. Ответьте на вопросы 3—7 (с. 125). Решите задачи 1—2 (с. 125). Важнейшие соединения кальция, получаемые в промышленности. Оксид кальция получают в промышленности обжигом известняка: СаСО, ■ СаО + СОЛ '3 ' Оксид кальция — тугоплавкое вещество белого цвета (плавится при температуре 2570 °С), обладает химическими свойствами, присущими основным оксидам активных металлов (8 класс, § 30). Реакция оксида кальция с водой протекает с выделением большого количества теплоты: СаО -t- Н2О = Са(ОН)2 -ь Q Оксид кальция является основной составной частью негашеной извести, а гидроксид кальция — гашеной извести. Реакцию оксида кальция с водой называют гашением извести. Оксид кальция применяют в основном для получения гашеной извести. Гидроксид кальция Са(ОН)2 имеет большое практическое значение. Его применяют в виде гашеной извести, известкового молока и известковой воды. Гашеная известь — тонкий рыхлый порошок, обычно серого цвета (составная его часть — Са(ОН)2), немного растворим в воде (1,56 г растворяет- 121 ся в 1 л воды при 20 °С). Тестообразную смесь гашеной извести с цементом, водой и песком применяют в строительстве. Постепенно смесь твердеет: Са(ОН)2 + СО2 —► CaCOji + Н2О Известковое молоко — взвесь (суспензия), похожая на молоко. Она образуется при смешивании избытка гашеной извести с водой. Применяют известковое молоко для получения хлорной извести, при производстве сахара, для приготовления смесей, необходимых в борьбе с болезнями растений, для побелки стволов деревьев. Известковая вода — прозрачный раствор гидроксида кальция, получаемый при фильтровании известкового молока. Используют ее для обнаружения оксида углерода(1У) в лабораторных условиях: Ca(OH>2 -ь СО2 —> CaCOgi -г Н2О При длительном пропускании оксида углерода(1У) раствор становится прозрачным: CaCOj СО2 "Ь Н2О —* Ca(HCOj)2 Если полученный прозрачный раствор гидрокарбоната кальция нагревают, то он снова мутнеет: Са(НСОз)2 —^CaCOji + Н2О + C02t Подобные процессы протекают и в природе. Если вода содержит растворенный оксид углерода(1У) и действует на известняк, то некоторая часть карбоната кальция превращается в растворимый гидрокарбонат кальция. На поверхности раствор согревается, и из него вновь выпадает карбонат кальция. ■ Большое практическое значение имеет хлорная известь. Она получается при реакции гашеной извести с хлором: 2Са(ОН)2 + 2CI2 —> Са(С10)2 + CaCl2 + 2Н2О гипохлорит кальция Действующей составной частью хлорной извести является гипохлорит кальция. Гинохлориты подвергаются гидролизу. При этом выделяется хлорноватистая кислота. Хлорноватистую кислоту из ее соли может вытеснить даже угольная кислота: Са(С10)2 + Н2О + СО2 —» CaCOgi + 2НСЮ Образующаяся хлорноватистая кислота непрочная и легко разлагается: 2НС10—^2НС1 + 02^ Это свойство хлорной извести широко используют при отбеливании и дезинфекции. 122 Гипс. Различают следующие виды гипса: природный — CaSO^ • 2Н2О, жженый — (CaSO^)2 • Н2О, безводный — CaSO^. Жженый (полуводный) гипс, или алебастр, (CaSO^)2 • Н2О получают при нагревании природного гипса до 150—180 °С: 2[CaSO, • 2Н2О] —^(CaSO,>2 • Н2О + 3H20t природный гипс жженый гипс Если смешать порошок алебастра с водой, то образуется полужидкая пластическая масса, которая быстро твердеет. Процесс затвердевания объясняется присоединением воды: (СаЗОД2 • Н2О + ЗН2О--> 2[CaSO, • 2Н2О] Свойство жженого гипса затвердевать используют на практике. Так, например, алебастр в смеси с известью, песком и водой применяют в качестве штукатурки. Из чистого алебастра изготавливают художественные изделия, а в медицине его используют для накладывания гипсовых повязок. Если природный гипс CaSO^ • 2Н2О нагревать при более высокой температуре, то выделяется вся вода: CaSO, • 2Н2О Г>180°С >CaSO, + 2H,Ot '4 ' Образовавшийся безводный гипс CaSO^ уже неспособен присоединить воду, и поэтому его назвали мертвым гипсом. Ответьте на вопросы 8—12 (с. 125). Решите задачу 3 (с. 125). Жесткость воды и способы ее устранения. Всем известно, что в дождевой воде мыло хорошо пенится (мягкая вода), а в ключевой — обычно плохо (жесткая вода). Анализ жесткой воды показывает, что в ней содержатся значительные количества растворимых солей кальция и магния. Эти соли образуют с мылом нерастворимые соединения. Такая вода непригодна для охлаждения двигателей внутреннего сгорания и питания паровых котлов, так как при нагревании жесткой воды на стенках водонагревательных и охладительных систем образуется накипь. Накипь плохо проводит теплоту, поэтому возможен перегрев моторов и паровых котлов; кроме того, ускоряется их изнашивание. Какие же бывают виды жесткости? Карбонатная, или временная, жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния. Ее можно устранить следующими способами: 1) кипячением: Са(НСОз)2 —^CaCO.i + Н,0 + СОЛ Мв(НСОз)2- зт I ' ^^2 ' MgC03i + H20 + C02t 2) действием известкового молока или соды: Са(ОН)2 + Са(НСОз)2 2СаС0з4+2Н20 123 Са(НСОз)2 + Na2C03 'гп Ca2^ + 2HCOi +2Na" + CO|- СаСОз1 + 2КаНСОз CaCO J + 2Na^ + 2HCO ; '3'' ' Ca2^ + CO|- —*CaCO^l Некарбонатная, или постоянная, жесткость обусловлена присутствием сульфатов и хлоридов кальция и магния. Ее устраняют действием соды: CaCOoi -t-NanSO, CaSO^-I-Na2C03 MgS0, + Na2C03 — Mg2" + SO]- + 2Na^ + CO|- Mg2^ + CO|- MgCOgi -(-КазЗО^ -^MgC03 4+2Na^ + S0' 4 о о i • 4 > MgC03i Освобождаются от жесткости и с помощью специальных реагентов — ионообменных смол (ионитов). При этом ионы кальция и магния переходят в состав смолы, а из смолы в раствор переходят ионы или Na^, и вода умягчается, ее жесткость снижается. Карбонатная и некарбонатная жесткости в сумме составляют общую жесткость воды. Ответьте на вопросы 13—14 (с. 125). Решите задачу 4 (с. 125). А Генетическая связь между кальцием и его важнейшими соединениями показана на схеме 16. Схема 16 Выполните упражнение 15 (с. 125). 124 1. На основе положения в периодической таблице и представлений о строении атомов поясните, какие свойства магния и кальция являются общими. Составьте уравнения соответствующих реакций. 2. В периодической таблице кальций находится рядом с калием, однако его химические свойства более близки к свойствам натрия, который находится в другом периоде. Поясните почему. 3. Какие минералы, содержащие кальций, вам известны и как их используют? 4. Как отличить один от другого следующие природные минералы: известняк, гипс и фосфорит? Составьте уравнения реакций. 5. Реакцию между магнием и соляной кислотой относят к реакциям 1) соединения 3) разложения 2) обмена 4) замещения 6. Металлический кальций тверже лития, но мягче бериллия. Как это можно объяснить, основываясь на строении их металлических рещеток? 7. Под воздействием окружающей среды металлический кальций превращается в карбонат кальция. Составьте уравнения соответствующих реакций. 8. Какие превращения происходят с гашеной известью при использовании ее в строительстве? Напишите уравнения соответствующих реакций. • 1. При прокаливании 50 кг чистого карбоната кальция его масса уменьшилась на 4,4 кг. Сколько процентов карбоната кальция разложилось? 2. 8 г металла со степенью окисления +2 прореагировали с водой, и выделилось 4,48 л водорода (н. у.). Определите относительную атомную массу металла и назовите его. 9. Начертите в тетради следующую таблицу и зацолните ее уравнениями соответствующих реакций: Реактив Взаимодействие с: СаО Са(ОН)2 СО2 N2O5 НС1 НЗР04 10. Как приготовить известковую воду из оксида кальция? Почему рекомендуется пользоваться только свежеприготовленной известковой водой? Ответ поясните уравнениями реакций. 11. Как объяснить, что смесь алебастра с водой иногда плохо твердеет? 12. Карбонат кальция в воде практически нерастворим. Однако известняки вымываются водой. Чем это можно объяснить? Составьте уравнения соответствующих реакций. 13. Почему жесткую воду нельзя использовать для охлаждения двигателей машин? Ответ подтвердите уравнением реакции. 14. Каковы основные способы устранения жесткости воды? Напишите уравнения соответствующих реакций. 15. Составьте уравнения реакций к схеме 16. 3. Поташ массой 2,76 г обработали 2000 г раствора гашеной извести. Вьиислите массу гашеной извести, пошедшей на обработку поташа, и массовую долю (%) Са(ОН)2 в растворе. 4. Образец жесткой воды содержит 100мг/л гидрокарбоната кальция и ЗОмг/л сульфата кальция. Сколько карбоната натрия потребуется для умягчения 1 м^ такой воды? § 42. Алюминий Положение алюминия в периодической таблице и строение его атома. Алюминий находится в главной подгруппе III группы (ША-группе). Схема расположения электронов по энергетическим уровням следующая: ,А1 2е~, 8е~, Зе~ +13' 125 Так как у атомов алюминия на внешнем уровне три электрона, то алюминий в соединениях проявляет степень окисления -ьЗ. А К такому же выводу приходим, руководствуясь представлениями о характере движения электронов в атомах и размеш,ении их не только по энергетическим уровням, но и по подуровням. В атоме алюминия легко происходит расспаривание Зх^-электронов и один электрон переходит на Зр-орби-таль: 03 А1 В результате получаются три неспаренных электрона. Выполните упражнение 1 (с. 130). Нахождение алюминия в природе, его получение и свойства. Алюминий — третий по распространенности элемент в земной коре. Он встречается только в соединениях. Важнейшие из них указаны на схеме 17. Получение. Немецкий химик Ф. Вёлер в 1827 г. получил алюминий при нагревании хлорида алюминия со щелочными металлами калием или натрием без доступа воздуха: +3 о . +1 о AICI3 + ЗК —^ЗКС1 + А1 Для промышленного получения алюминия эти методы экономически невыгодны, поэтому был разработан электрохимический метод получения алюминия из бокситов. Физические свойства. Алюминий ^ серебристо-белый металл, легкий (р = 2,7 г/см^), плавится при 660 °С. Он очень пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в листы и фольгу. По электрической проводимости алюминий уступает лишь серебру и меди (она составляет 2/д от электрической проводимости меди). ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...галлий плавится при температуре чуть ниже 30 °С, поэтому его можно расплавить теплом человеческой руки. ...институт прикладной физики Китайской академии наук сообщил о результатах исследования гробницы полководца Чжоу-Чжу, похороненного в 297 г. н. э. Спектральный анализ орнамента показал, что он состоит из сплава: 10% меди, 5% магния и 85% алюминия. 126 Схема 17 Алюминиевая .проволока * Окрашенные кристаллы AI2O3 красного цвета — рубины, синего цвета — сапфиры. Химические свойства. В электрохимическом ряду напряжений алюминий помещается за самыми активными металлами. Однако из повседневного опыта известно, что на алюминиевые изделия (посуду и т. д.) не действует ни кислород, ни вода даже при температуре ее кипения. На алюминий не действует также концентрированная холодная азотная кислота. Это объясняется наличием на поверхности алюминия тонкой оксидной пленки, которая предохраняет его от дальнейщего окисления. Если поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция: 2А1 + 3HgCl2 —► 2AICI3 + 3Hg Выделивщаяся ртуть растворяет алюминий, и образуется его сплав с ртутью — амальгама алюминия. На амальгамированной поверхности пленка не удерживается, поэтому алюминий реагирует с водой при обычных условиях (рис. 32): 2А1 + 6НОН —► 2А1(ОН)з4 + ЗНз! Рис. 32. Амальгамированная алюминиевая проволока; 7 — на воздухе; 2 — в воде ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...современный способ получения алюминия был изобретен американцем Ч. Холлом и французом П. Эру в 1886 г. В день открытия Ч. Холл, 22-летний химик, явился в лабораторию с дюжиной маленьких шариков алюминия в руке и заявил, что он нашел способ, как изготовлять этот металл дешево и в больших количествах. ...в 1854 г. стоимость 1 кг алюминия составляла 1200 рублей, т. е. в 270 раз дороже серебра, а в 1899 г. — 1 рубль. Подумайте, чем это можно объяснить. 127 При повышенной температуре алюминий реагирует со многими неметаллами и сложными веществами без амальгамирования: +3[0] О 2А1 -бб" +3C12 0 +3S +1 -1 +6НС1 +3CuSO^ + 2Na0H + 6H2 0. +3 -2 AI2O3 +3 -1 2A1C13 +3 -2 AI2 S3 +3 -1 2А1СЬ +3 + 3H,t А12(50,)з+ЗСн1 2Na[AKOH)J + 3H2t тетрагидроксоалюминат натрия Применение. Алюминий применяют для производства различных сплавов. Наибольшее распространение имеют дюралюмины, содержащие медь и магний, и силумины — сплавы алюминия с кремнием. Основные преимущества этих сплавов — легкость и высокая прочность. Упомянутые сплавы широко используют в авиа-, авто-, судо- и приборостроении, в ракетной технике и в строительстве. В виде чистого металла алюминий идет на изготовление электрических проводов и различной химической аппаратуры. Алюминий используют также для алитирования, т. е. насыщения поверхностей стальных и чугунных изделий алюминием с целью защиты их от коррозии. На практике часто используют термит (смесь оксида железа FejO^ с порошком алюминия). Если эту смесь поджечь (с помощью магниевой ленты), то происходит бурная реакция с выделением большого количества теплоты: 8А1 + ЗЕедО^ 4AI2O34- 9Ее Этот процесс используют при так называемой термитной сварке, а также для получения некоторых металлов в свободном виде. Ответьте на вопросы 2—6 (с. 130). Решите задачи 1—2 (с. 131). Важнейшие соединения алюминия. Оксид алюминия Al^Og можно получить следующими способами: 1. Непосредственным сжиганием порошка металлического алюминия (вдуванием порошка алюминия в пламя горелки): 4А1 + ЗО2 —» 2AI2O3 128 2. Путем превращения по приведенной ниже схеме: А1 НС1 или NaOH КОН ►СОЛЬ■ ► А1(ОН)з .AI2O3 Оксид алюминия — твердое, тугоплавкое (температура плавления 2050 °С) вещество белого цвета. По химическим свойствам это амфотерный оксид (8 класс, § 34). Он реагирует с кислотами, проявляя свойства основных оксидов: AI2O3 + 6HCI А120з + 6Н^ + 6СГ AI2O3 + 6H" ► 2AICI3 + 3H2O ► 2АР + 6СП + ЗН2О ► 2АР + ЗН2О Оксид алюминия реагирует со щелочами, проявляя свойства кислотных оксидов. При сплавлении образуются соли метаалюминиевой кислоты HAIO2, т. е. метаалюминаты: А120з + 2Ка0Н >2NaAlO, + H,Ot '2 ' *^2' В присутствии воды реакция протекает иначе: AI2O3 + 2NaOH + ЗН2О —» 2Na[Al(OH)J тетрагидроксоалюминат натрия Гидроксид алюминия А1(ОН)з получают при взаимодействии раствора щелочи с растворами солей алюминия (раствор щелочи нельзя брать в избытке): AICI3 + 3NaOH —^ А1(ОН)з1 -I- 3NaCl АР + ЗС1- + 3Na^ + ЗОН- —> А1(ОН)з1 + 3Na^ + ЗСГ АР ЗОН- —^ Al(OH),i Если белую желеобразную массу гидроксида алюминия выделить из раствора и высушить, то получается белое кристаллическое вещество, практически не растворяющееся в воде. Гидроксид алюминия (как и его оксид) обладает амфотерными свойствами. Подобно всем основаниям гидроксид алюминия реагирует с кислотами: А1(ОН)з + ЗНС1 А1(ОН)з + ЗН^ При взаимодействии гидроксида алюминия со щелочами в водных растворах образуются гидроксоалюминаты: А1(ОН)з + NaOH —» Na[А1(ОН)J + Н2О тетрагидроксоалюминат натрия Соли алюминия получают в основном при взаимодействии металлического алюминия с кислотами. По физическим свойствам это твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Химические свойства солей алюминия аналогич- 5 Химия 9 Ю1. 129 AICI3-I-3H2O АР + ЗН2О Схема 18 ны свойствам других солей. Так как соли алюминия образованы слабым основанием и сильной кислотой, то они в водных растворах подвергаются гидролизу (с. 20). Ответьте на вопросы 7—10. Решите задачу 3 (с, 131). ▲ Генетическая связь между алюминием и его важнейшими соединениями показана на схеме 18. Выполните упражнение 11. 1. Пользуясь периодической таблицей и на основе представлений о строении атомов поясните, как изменяются свойства элементов в ряду Na —► Mg —► Al. 2. Почему алюминий в природе встречается только в соединениях? 3. Охарактеризуйте важнейшие природные соединения алюминия. 4. Для получения алюминия из AICI3 в качестве восстановителя можно использовать металлический кальций. Охарактеризуйте этот процесс и составьте уравнение реакции, покажите переход электронов. Почему эту реакцию нельзя проводить в водном растворе? 5. Составьте уравнения реакций, в которых алюминий восстанавливает: а) галогены; б) железо; в) ионы водорода; г) серу; д) кислород. Покажите переход электронов. 6. Химическую реакцию, уравнение относят к реакциям 1) соединения 3) обмена 2) разложения 4) замещения 7. Могут ли быть окислителями: а) атомы алюминия; б) ионы алюминия? Ответ подтвердите уравнениями реакций. 8. Сокращенному ионному уравнению А1^-1-ЗОН“=А1(ОН)з1 соответствует фрагмент схемы химической реакции 1) А120з-нНС1—► 2) Al2(S04)3-i-Na0H (изб.)—» 3) А1С1з-1-№ОН (недост.)—> 4) AI-1-CUSO4—► 9. К раствору сульфата алюминия понемногу приливали раствор щелочи (до избытка). Что наблюдали? Составьте уравнения соответствующих реакций. 10. В водные растворы хлорида натрия и хлорида алюминия опустили синие лакмусовые бумажки. Как изменился их цвет и почему? 11. Составьте уравнения реакций согласно схеме 18. которой 2А1 -I- 6НС1 —► 2А1С1о 4- ЗН,1 130 • 1. Сколько потребуется алюминия, чтобы при реакции с соляной кислотой получить столько водорода, сколько его выделяется при взаимодействии 1 моль натрия с водой? 2. На сплав алюминия и меди подействовали избытком концентрированного раствора гидроксида натрия при нагревании. Выделилось 2,24 л какого-то газа (н. у.). Вычислите процентный состав сплава, если его общая масса была 10 г. 3. Дано 40 г раствора, содержащего 5% хлорида алюминия. Сколько потребуется миллилитров раствора (р = 1,2 г/см^), содержащего 0,2 массовых долей, или 20%, гидроксида натрия, чтобы хлорид алюминия полностью превратить в тетра-гидроксоалюминат натрия? Лабораторные опыты 15. Ознакомление с образцами важнейших солей натрия, калия и кальция. 1. Рассмотрите выданные вам образцы солей натрия, калия и кальция. Обратите внимание на их внешний вид. 2. При помощи очищенной (путем промывания в соляной кислоте и прокаливания) никелиновой (нихромовой) проволочки или куска прокаленного графита внесите в пламя газовой горелки несколько кристалликов химически чистого: а) хлорида натрия; б) хлорида калия; в) хлорида кальция. Чтобы наблюдать, как окрашивается пламя калием, нужно смотреть через синее (кобальтовое) стекло. Задание. Как можно отличить соли натрия, калия и кальция от других солей? 16. Ознакомление с природными соединениями кальция. 1. Рассмотрите выданные вам образцы природных соединений кальция и обратите внимание на их внешний вид. 2. При помощи соответствующих реагентов определите, какие из выданных вам минералов являются карбонатами, а какие — сульфатами. Задания. 1. По каким признакам можно определить различные природные карбонаты, сульфаты и ортофосфаты? 2. При помощи каких химических реакций можно отличить природные карбонаты от природных сульфатов? 17. Ознакомление с образцами алюминия и его сплавов. Рассмотрите выданные вам образцы алюминия и его сплавов. Проверьте твердость и пластичность выданных вам образцов. Задание. Как можно отличить алюминий от его сплавов? Практическая работа 6 Решение экспериментальных задач. 1. В четырех пробирках для двух вариантов даны следующие кристаллические вещества: А. а) хлорид кальция; б) гидроксид натрия; в) карбонат калия; г) хлорид стронция. Б. а) карбонат кальция; б) нитрат стронция; в) сульфат натрия; г) хлорид калия. Опытным путем определите, в какой пробирке находится какое вещество. Пользуясь таблицей 3 (с. 14—15), напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. 2. Проделайте следующие превращения: а) CaCl2 —*' Са(ОН)2 —> СаСОз —► Са(НСОз)2 —* СаСОз —► CaCl2 б) МдСОз —► MgCl2 —► Mg(OH)2 —► МдЗОд Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. 131 Железо ГЛАВА VII § 43. Положение железа в периодической таблице химических элементов и строение его атома. Свойства железа Железо находится в побочной подгруппе VIII группы (УШБ-группе). Схема расположения электронов по энергетическим уровням в атоме железа следующая: ^2бРе 2е~, 8е~, 14е“, 2е^ Из схемы видно, что у атомов железа на внешнем энергетическом уровне находится два электрона, поэтому во многих соединениях железо проявляет степень окисления +2. Так как предпоследний энергетический уровень незаконченный, то в реакциях, кроме двух электронов внешнего уровня, часто участвует также один электрон предпоследнего уровня. Тогда железо проявляет степень окисления -нЗ. Нахождение в природе. По распространенности среди металлов железо занимает второе место после алюминия. Состав и общая характеристика важнейших минералов железа даны в таблице 32. В некоторых местах встречается минерал сидерит, основная составная часть которого — карбонат железа(П) FeCOg. Его тоже используют для производства чугуна и стали. Изредка встречается и метеоритное (почти чистое) железо. В водах многих минеральных источников содержатся гидрокарбонат железа Ре(НСОз)2 и некоторые другие соли железа. Из курса биологии вам известно, что железо имеет большое значение для живых организмов. Оно является важной составной частью гемоглобина крови, других сложных белков, в том числе ферментов. ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...на некоторых древних языках железо именуется «небесным камнем». Подумайте почему. ...в 1749 г. сибирским кузнецом недалеко от Енисея была найдена глыба самородного железа. Она прославилась на весь мир и была признана первым бесспорным метеори- том. 132 Таблица 32. Важнейшие природные соединения железа Название минерала Химическая формула (основной составной части) Магнетит Ред04(Ре0 ■ Рс20з) (содержит до 72% Ре) Гематит PegOg (содержит до 65% Ре) Лимонит Рб20д ■ ИН2О (содержит до 60% Ре) Пирит PeS2 (содержит примерно 47% Ре) Таблица 33. Химические свойства железа Железо реагирует при комнатной температуре при нагревании 1. С кислородом во влажном воздухе; образуется РсдОз • пНдО 2. С разбавленными кислотами НС1 и H2SO4: 1. С кислородом; о о . +2 -2 +3 -2 ЗРе + 20д —»РеО • Ре^О^ Ре-1-2НС1 Pe-t-2H^ + 2Cl- PeCL + H,T о Ре^-^-ьЗСР + Нд! 2. С хлором: рбе-Т о о 3. С солями в водном растворе: Pe + CuSO, Pe + Cu^-'-i-SO Peso,-ь Си i * о ■Pe2+-hS02--bCui ЗРе + ЗС!^—^-^2рк:1з 3. с серой: Г о о . 4-2-2 Fe + S—^FeS 4. С парами воды; 0+1 . +2 +3 о ЗРе -ь 4ЩО —^РеО • Ре^Од -и 5. С концентрированными кислотами H2SO4 и HNOg при нагревании: 2Ре -н 6H,S О. —^й„(80,)д + 3SO„T + 6Н„0 .2^ ^4 о +5 Pe + 4HNO "2' Fe(NO ) +NOt +2Н О (в закрытом сосуде) 133 Получение. Железо можно получить: 1) восстановлением железа из его оксида, например Рв20з, водородом при нагревании; 2) восстановлением железа из его оксидов FcjOg и FejO^ алюминотер-мическим методом; 3) электролизом водных растворов солей железа{11). Физические свойства. Чистое железо весьма пластичный металл серебристо-белого цвета. Плотность железа 7,87 г/см^, температура плавления 1539 °С. В отличие от многих других металлов железо обладает магнитными свойствами. Химические свойства. Чистое железо на воздухе устойчиво. На практике используют железо с примесями. Такое железо легко подвергается коррозии. Химические свойства железа показаны в таблице 33. Применение. Чистое железо способно быстро намагничиваться и размагничиваться, поэтому его применяют для изготовления сердечников трансформаторов электромоторов, электромагнитов и мембран микрофонов. Больше всего на практике используют сплавы железа — чугун и сталь. Ответьте на вопросы 1—5 (с. 135). Решите задачи 1—2 (с. 136), § 44. Соединения железа Наиболее распространены соединения железа со степенями окисления -г2 и -1-3. Широко известен смешанный оксид FcgO^ (Fe203 • FeO). Генетическая связь между железом и его важнейшими соединениями показана в упражнении 10. При выполнении этого упражнения необходимо учесть следующее. 1. При сгорании железа в кислороде и на воздухе в основном образуется смешанный оксид железа FegO^, поэтому оксиды железа(П) и (П1) получают косвенным путем. 2. Соли железа(П) получают при взаимодействии железа с растворами кислот (НС1, H2SO^). 3. Соли железа(П1) получают при сжигании железа в хлоре и при взаимодействии железа с концентрированными серной и азотной кислотами при нагревании. 4. Оксид и гидроксид железа(П1) (аналогично сходным соединениям алюминия) имеют амфотерные свойства (проявляется общая закономерность: с возрастанием степени окисления основные свойства ослабевают, а кислотные — усиливаются). 5. Качественной реакцией на двух- и трехзарядные ионы железа является их взаимодействие с гидроксид-ионами ОН“: FeCl2 + 2NaOH Fe(OH)2 4 + 2NaCl 134 Fe2+ + 2Cl- + 2Na^ + 20H-Fe2^ + 20H Fe2(SO,)3 + 6KOH-2Fe^^ + 3SO^ + 6K^ + 60H* Fe(OH)2i + 2Na+ + 2С1' Fe(OH>2i 2Ге(ОН)з1 +3K2SO4 -^2Ге(0Н)з1+6К^ + 350 -^2Ге(ОН)з4 Ге(ОН)з1 2- 4 2Fe^ + 60H Ге^^ + ЗОН Осадки Fe(OH)2 и Ге(ОН)з отличаются по цвету (см. табл. 3, с. 14—15). 6. Характерное свойство иона Fe^"^ — его способность быстро окисляться а) на воздухе: -4е- 4Й(0Н)2 + 02 + 2Н20 б) в присутствии окислителей: I--2е----1 +3 -2 4Ге(ОН)з 2Й(0Н)2 + Н202 +3 -2 ^ 2Ге(ОН)з -1 -1 В молекуле пероксида водорода Н—О—О—Н атомы кислорода имеют степень окисления -1. Эти атомы энергично присоединяют каждый по одному электрону и приобретают степень окисления -2, характерную для кислорода. По этой причине пероксид водорода является сильным окислителем. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 6—11. Решите задачи 3, 4 (с. 136). 1. В каком виде железо встречается в природе? Напишите формулы соединений и дайте им названия. 2. Используя знания по биологии, охарактеризуйте роль элемента железа в организме человека. 3. Минеральная вода в некоторых источниках содержит гидрокарбонат желе-за(П). При каких условиях и в каких химических процессах эта растворимая соль железа может образоваться из природного минерала сидерита РеСОз? 4. Составьте уравнения реакций, в результате которых можно получить металлическое железо из его оксидов РезОз и Рез04, используя в качестве восстановителя; а) водород; б) алюминий; в) оксид углерода(П). Покажите переход электронов и укажите окислитель и восстановитель. 5. Составьте уравнения реакций, в которых железо реагирует: а) с кислотами; б) с солями; в) с водой при повышенной температуре. Покажите переход электронов и укажите окислитель и восстановитель. 6. Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно получить; а) соли железа(П) и соли железа(П1); б) гидроксид железа(П) и гидроксид железа(П1); в) оксиды железа. 7. Степень окисления железа в соединении Ре2(504)з равна 1) -1-2 2) +3 3) +4 4) -t-8 8. Какими общими и специфическими свойствами обладают оксиды и гидроксиды железа? Составьте уравнения соответствующих реакций. 135 9. Охарактеризуйте общие и специфические свойства солей железа. Составьте уравнения реакций. 10. Как изменяются свойства соединений железа с повышением его степени окисления? И. Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: а) Fe--->Ре(ОН)з---->■ РегОд-» — Ре б) Ре — Ре(КОз)з в) Ре РеС1з---> Ре,0 2'-’3 ■ •Ре(ОН)2- ---»■ РезОз — ---» FeOHClj ■Ре(ОН)з---» ---► Ре(ОН)2С1 — ---» Fe2(S04>3-► ---► Ре20з--» Ре •Ре(ОН)з-РеС1з—^ • РезОз - »Ре • 1. В какой массе магнитного же- лезняка РезОз, имеющего 0,1 массовых долей, или 10%, примеси, содержится 2 т железа? 2. Образец сидерита, основная часть которого РеСОз, содержит 40% железа. Вычислите, сколько процентов РеСОз ® этом образце. 3. При сжигании в токе кислорода 0,2 г стали получили 0,04 г оксида углерода(1У). Определите массовую долю (%) и массу углерода в данном образце стали. 4. Определите, какое количество вещества сероводорода образуется при взаимодействии сульфида железа(П) с соляной кислотой массой 130 г (массовая доля Р1С1 равна 20%). Лабораторные опыты 18. Получение гидроксида железа(М) и взаимодействие его с кислотами. 1. Налейте в пробирку 2—3 мл свежеприготовленного раствора сульфата железа(И) и добавьте немного раствора гидроксида натрия. 2. К полученному осадку добавьте немного соляной кислоты. 19. Получение гидроксида железа(М1) и взаимодействие его с кислотами. 1. Налейте в пробирку 2—3 мл раствора хлорида железа(111) и добавьте немного раствора гидроксида натрия. 2. К полученному осадку добавьте немного серной кислоты. Задания. 1. Как получают гидроксид железа(М) и гидроксид железа(111)? 2. Какого цвета полученные осадки? 3. Какие вещества образуются при взаимодействии полученных осадков с кислотами? 4. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. 5. Как можно определить ионы железа Ре^^ и Ре^^? Практическая работа 7 Решение экспериментальных задач. 1. В четырех пробирках даны следующие вещества в твердом виде: а) хлорид магния; б) гидроксид натрия; в) карбонат натрия; г) нитрат натрия. При помощи химических реакций определите, в какой пробирке находится каждое из этих веществ. 2. В четырех пробирках даны следующие твердые вещества: а) карбонат кальция; б) нитрат стронция; в) сульфат натрия; г) сульфид натрия. Определите, в какой пробирке находится каждое из перечисленных веществ. 136 3. При помощи характерных реакций докажите, что выданное вам вещество — сульфат алюминия. 4. В одной пробирке дан раствор хлорида натрия, во второй — раствор хлорида стронция, а в третьей — раствор хлорида алюминия. Определите, в какой пробирке находится каждое из выданных веществ. 5. Докажите, что кристаллы сульфата железа(И) частично окислились и содержат примеси ионов Fe^"^. 6. В двух склянках дана вода. В одной из них вода содержит сульфат магния, а в другой — гидрокарбонат кальция. Проделайте опыты, при помощи которых можно устранить постоянную и временную жесткость. 7. Практически осуществите следующие превращения; а) б) Fe А1 - ► FeCl2 — Al2(SOJ3 Fe(OH)2 — —А1(ОН)з Fe(OH)3 —» Ре(МОз>з Na[AI(OH)J Металлургия ГЛАВА VIII § 45. Понятие о металлургии. Металлы в современной технике Металлургия — это наука о промышленных способах получения металлов. Различают черную и цветную металлургию. К черной металлургии относится производство железа и его сплавов, а к цветной — производство всех остальных металлов и их сплавов. Металлургические процессы протекают в несколько стадий: 1. Природные руды обогащают (удаляют примеси различными способами). 2. В процессе химических превращений получают металл или его сплав. 3. Полученный металл или его сплав подвергают механической обработке (давлением или литьем придают металлу соответствующую форму). В современной технике наибольшее применение находят сплавы железа. Так, например, в машиностроении на их долю приходится более 90% от общей массы применяемых сплавов металлов. Важнейшими сплавами железа являются чугун и сталь. Чугун — это сплав железа, содержащий 2—4% углерода, а также кремний, марганец, небольшие количества серы и фосфора. Сталь — это сплав железа, содержащий 0,3—2% углерода и небольшие количества кремния, марганца, фосфора и серы. Широко применяют легированные стали, которые содержат хром, никель, марганец, кобальт, ванадий, молибден, вольфрам, титан и др. Особенно большое значение имеют хромоникелевые стали: хром придает стали нужную твердость, а никель — пластичность. Среди цветных металлов первое место по производству и применению принадлежит алюминию и его сплавам, второе — меди. Благодаря высокой электрической проводимости, стойкости к коррозии и хорошим литейным свойствам медь используют для изготовления электропроводов, всевозможного электротехнического оборудования и в химическом аппаратостроении. Ответьте на вопросы 1—4 (с. 147). Решите задачи 1—3 (с. 147). 138 § 46. Производство чугуна Чугун получают из железных руд в доменных печах (рис. 33). Химические реакции, протекающие в доменной печи. Доменную печь сверху последовательно загружают шихтой', железной рудой, смешанной с флюсами, затем коксом, опять железной рудой и т. д. Снизу вдувают нагретый воздух, обогащенный кислородом; кокс сгорает: С -1- ©2 = COj -I- 402 кДж В результате этой экзотермической реакции температура достигает 1850 °С. Образующийся оксид углерода(1У), поднимаясь, соприкасается с раскаленным углем и реагирует с ним, подобно тому как это происходит в газогенераторе (см. рис. 25): СО2 + С—^2СО Оксид углерода(П) является основным восстановителем железа из его оксидов, хотя в этом процессе участвует также твердый углерод, содержащийся в коксе. Восстановление железа оксидом углерода(П) происходит последовательно: +3 +2 +3 +2 о Рв20з —»■ РедОДРеО • PejOg) —>■ РеО —>• Ре ' Воздух Рис. 33. Доменная печь: 1 — загрузочное устройство; 2 — колошник; 3 — шахта; 4 — распар; 5 — горн; б — регенератор 139 Если сырьем является красный железняк, то процесс восстановления железа происходит так: t ЗРе20з + СО -FCjO^ + СО -ЕеО + СО ► ЗЕСдО^ + COj ► 3FeO + CO, >Fe + СО„ Суммарно уравнение можно записать так: +3 +2 0 +4 РбзОз + ЗСО - -^2Ре + ЗС02 +3 0 Fe -t-3e“ ►Ре 2 +2 +4 С 2е- ► С 3 Восстановление железа из магнитного железняка дующим суммарным уравнением: Ф +2 0 +4 РезО, + 4СО- -^ЗРе + 4С02 Частично восстанавливаются из оксидов также марганец, кремний, фосфор и сера. Восстановленное железо в жидком состоянии растворяет эти вещества, и образуется жидкий чугун. В железной руде содержатся тугоплавкие примеси. Чтобы их расплавить и удалить, к загружаемым в доменную печь железной руде и коксу добавляют так называемые флюсы или плавни. Они образуют с примесями легкоплавкие соединения, называемые шлаками. Обычно руда содержит оксид кремния(1У), потому в качестве флюсов применяют известняк или доломит: СаСОо СаО -г SiO, >СаО + СОзТ ^CaSiO, '2 (легкоплавкий силикат кальция — одна из составных частей шлака). Чугун и шлак не смешиваются: чугун с большей плотностью образует нижний слой, а шлак всплывает. Устройство и работа доменной печи. Доменная печь имеет форму двух усеченных конусов, соединенных основаниями (см. рис. 33). Высота современной доменной печи достигает более 60 м, а диаметр — более 10 м. Стены доменной печи выкладывают из огнеупорного кирпича и снаружи скрепляют стальной оболочкой. Верхняя часть доменной печи называется колошником, средняя — шшотом, а наиболее широкая часть — распаром. В нижней части доменной печи находится горн, имеющий цилиндрическую форму. Внизу горна накапливаются слоями жидкий чугун и шлак, которые удаляются через отверстия: через верхнее отверстие — шлак, а через ниж- 140 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...одним из основоположников современной теории доменного процесса является русский ученый М. А. Павлов (1863—1958). Работая у доменной печи, он постоянно наталкивался на множество необъяснимых явлений, протекающих в процессе выплавки чугуна. Однажды мысленно, обращаясь к домне, он сказал: «Ну нет, этого я так не оставлю! Я тебя буду понимать!» нее — чугун. В верхней части горна находится отверстие для вдувания воздуха. Наверху доменной печи имеется автоматическое загрузочное устройство, которое состоит из двух воронок, расположенных одна над другой. Руда и кокс сначала поступают в верхнюю воронку, а при ее опускании — в нижнюю. При опускании нижней воронки руда и кокс попадают в печь. В результате последовательного действия верхнего и нижнего конусов во время загрузки печь остается закрытой. Благодаря этому газы в атмосферу не выходят, а подаются в специальные печи, называемые регенераторами, где они сгорают. Как только стенки регенератора нагреются до высокой температуры, доменный газ и необходимый для его сжигания воздух подают в другой регенератор. В это время через первый (нагретый) регенератор пропускают холодный воздух, чтобы его нагреть перед вдуванием в доменную печь. Изменение направления потока доменного газа и воздуха регулируется автоматически. Условия, ускоряющие химические реакции в доменной печи. Производительность доменной печи зависит не только от ее размера, но и от скорости протекания в ней химических процессов. Поэтому вспомним основные факторы, увеличивающие скорость химических реакций (см. § 14). 1. Скорость химических реакций увеличивается при повышении концентрации реагирующих веществ. Для этого железную руду обогащают, а к вдуваемому в доменную печь воздуху добавляют кислород. Концентрацию реагирующих веществ увеличивают также введением в доменную печь природного газа, состоящего в основном из метана. При сгорании метана образуются оксид углерода(1У) и вода: СН^ + 20^ —► СОз + 2Н2О + Q Оксид углерода(1У) и водяные пары реагируют с раскаленным углем: -^2СО СО2 -Е С Н2О-ЕС • СО-еН, В результате повыщается концентрация оксида углерода(П) и образуется еще другой, дополнительный восстановитель — водород. 141 2. Скорость химических реакций зависит от поверхности соприкосновения реагируюгцих веществ. С учетом этого загружаемые в доменную печь руда, кокс и флюсы должны состоять из кусков определенных оптимальных размеров. Крупные куски размельчают, а слишком мелкие укрупняют спеканием, иначе мелкие куски закроют проход газам. 3. Скорость химических реакций зависит от температуры. Для повышения температуры воздух, вдуваемый в доменную печь, предварительно нагревают в регенераторах. Для этих же целей используют теплоту экзотермических реакций: раскаленные газы из нижней части доменной печи, поднимаясь, подогревают до нужной температуры поступающие сверху плавильные материалы (принцип противотока). Ответьте на вопросы 5—10 (с. 147). Решите задачи 4—5 (с. 147), § 47. Производство стали Сталь получают из чугуна и железного лома. Частично для этой цели используют также железную руду. Вам известно, что чугун отличается от стали большим содержанием углерода и кремния. В чугуне содержатся также значительные количества серы и фосфора. Эти примеси нежелательны, так как сера придает стали красноломкость (при горячей механической обработке в ней образуются трещины), а фосфор — хладноломкость (хрупкость при обработке в обычных условиях). Следовательно, для получения стали из чугуна необходимо уменьшить в нем содержание углерода и кремния, а серу и фосфор требуется удалить по возможности полнее. Это достигается окислением примесей кислородом воздуха. Но при этом в расплавленной стали растворяется азот, который понижает ее механические свойства. Поэтому для окисления примесей в последнее время применяют кислород. В результате ускоряется процесс окисления примесей (увеличивается концентрация реагирующих веществ, повышается температура) и удается получить более качественную сталь, не содержащую растворенного азота. Основные реакции, протекающие при производстве стали. Процесс окисления примесей, содержащихся в чугуне, довольно сложный. Объясняется это тем, что при соприкосновении кислорода с жидким чугуном окисляются не только примеси, но и железо. Вначале реакции окисления протекают так: 2C-1-O2 Si -1- Оо ► 2СО »SiO 2 S + О 2 2Fe + 0, 2Мп + Oj 4Р + 50, «2МпО .2Р2О, ■SO2 >2FeO 142 Образовавшийся оксид железа(П) тоже принимает участие в окислении примесей. Это объясняется двумя причинами. Во-первых, в связи с большой концентрацией железа образуется относительно много оксида же-леза(И); во-вторых, примеси в чугуне (С, Si, Мп, S) более энергично реагируют с кислородом, чем железо: С + FeO Si + 2FeO—^2Fe-l-SiO, Mn + FeO 2P + 5FeO- •Fe-l- COjt ^Fe-l- MnO -*-5Fe-l- P20g Для удаления оксидов кремния и фосфора к перерабатываемому чугуну добавляют известь: >CaSiO, СаО + SiOj -ЗСаО + Р2О5 ^^Саз(РО,)2 Образовавшиеся силикат и ортофосфат кальция — легкоплавкие вещества, они в виде шлака всплывают на поверхность расплавленной стали. После окончания окислительных реакций в стали обычно остается некоторое количество оксида железа(П), ухудшающего ее свойства. Для его удаления в расплавленную сталь добавляют так называемые раскислители, например ферромарганец. Марганец реагирует с оксидом железа(П): FeO -t- Mn —^MnO -f Fe Оксид марганца(П) реагирует с оксидом кремния(ГУ): МпО -I- SiO, >MnSiO, '2 Силикат марганца(П) удаляется в виде шлака. Существует несколько способов переработки чугуна в сталь. Все они основываются на рассмотренных выше окислительно-восстановительных реакциях. Кислородно-конверторный способ. Основоположником конверторного способа получения стали является английский ученый Г. Бессемер (1813—1898). При переработке чугуна в сталь по этому методу процесс окис- ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...сталь умели изготовлять в Древнем Египте. Доказательством служит стальное долото, которое было найдено в пирамиде Хуфу, построенной за 2900 лет до нашей эры. Хотя сталь умели получать некоторые мастера в древности, но научное обоснование получения стали было впервые опубликовано в 1841 г. русским металлургом П. П. Аносовым. Его труды были сразу же переведены на немецкий и французский языки. 143 ления примесей осуществляют в больших металлических сосудах грушевидной формы, так называемых конверторах (рис. 34). Кислородный конвертор выложен изнутри огнеупорной кладкой. Через горловину в него заливают расплавленный чугун, загружают металлолом с небольшим количеством извести общей массой около 100 т. В конвертор под давлением нагнетают воздух, обогащенный кислородом, или чистый кислород. При этом происходит окисление примесей. Основное достоинство этого способа заключается в том, что он экономичен. Для поддержания нужной температуры в конверторе не требуется сжигать топливо. Необходимая температура (около 1700 °С) достигается в результате экзотермических реакций окисления примесей. При замене воздуха кислородом окисление примесей протекает очень быстро. После окончания процесса наклоняют конвертор, сливают шлак и выпускают готовую сталь. Мартеновский способ. При производстве стали мартеновским способом окисление примесей осуществляют в печи, которая состоит из двух основных частей: ванны, где происходит окисление примесей, и регенераторов (рис. 35). Ванна выложена огнеупорным кирпичом и перекрыта сверху Кислород Рис. 34. Конвертор: 1 — механизм опрокидывающего устройства; 2 -4 — площадка для заливки чугуна 144 конвертор; 3 — фурма; сводом. Шихту (чугун, лом) загружают через загрузочные окна, которые закрывают крышками с отверстиями для наблюдения за процессом. В задней стенке имеется специальное отверстие для выпуска стали. Воздух и горючий газ предварительно нагревают в регенераторах. Мартеновская печь имеет четыре таких регенератора. Через два регенератора пропускают газы, образовавшиеся в результате сгорания топлива. Стенки регенераторов сильно нагреваются. Затем меняют направление потока газов: через нагретые регенераторы пропускают воздух и газ, предназначенный для сжигания, а через ненагретые — накаленные газы, образовавшиеся в результате сжигания топлива. Нагретые регенераторы отдают свою теплоту газу и воздуху, поступающим в печь для сжигания, и т. д. Температура в печи повышается до 1700—1750 °С. Так как в мартеновской печи в отличие от кислородного конвертора воздух (или воздух, обогащенный кислородом) пропускают не через расплавленный чугун, а над ним, то примеси окисляются только с его поверхности. Внутри расплавленной массы окисление примесей происходит за счет кислорода оксидов железа, содержащихся в железном ломе. Иногда к расплавленному чугуну добавляют железную руду. Преимущество мартеновского способа заключается в том, что процесс цереработки чугуна в сталь можно легко контролировать и получать стали различных марок. В мартеновских печах удобно перерабатывать и железный лом. Однако производительность этого способа ниже, чем кислородно-конверторного способа. Производство стали в электропечах. В электропечах необходимая температура (около 2000 °С) достигается с помощью дугового метода (рис. 36). При помощи этого способа удается поддерживать очень высокую температуру. Это позволяет получать высококачественные легированные Продукты горения Ванна Регенераторы Рис. 35. Мартеновская печь Рис. 36. Получение стали в электропечах 145 стали с высокими температурами плавления. Кроме того, сооружение электропечей обходится значительно дешевле, чем мартеновских. Разливка стали. Как в кислородных конверторах, так и в мартеновских печах и электропечах сталь получают в жидком состоянии. Чтобы получить заготовки, нужно проделать ряд операций. Расплавленную сталь из печи выпускают в специальные ковши, выложенные внутри огнеупорным кирпичом. Из ковшей сталь разливают в изложницы, где она затвердевает. Полученные слитки стали извлекают из изложниц, нагревают и прокатывают на обжимных станках (блюмингах). Перспективным, по мнению ученых, является пока лабораторный метод получения стали из руд в плазменном состоянии при очень высоких температурах. При этом не требуются ни домны, ни конверторы, ни электропечи, но препятствием для внедрения этого метода является огромный расход энергии. Проблема безотходных производств в металлургии и охрана окружающей среды. При развитии металлургического производства возникает необходимость эффективно использовать природные ресурсы с извлечением из перерабатываемого сырья максимального количества ценных продуктов, т. е. создать безотходное производство. Ярким примером этого является цветная металлургия. Как вам уже известно, при обжиге руд цветных металлов (медных, цинковых, свинцовых) образуются газы, со-держашие оксид серы(1У) SOj. Так как SO2 загрязняет окружающую среду, то на многих современных производствах этот газ при помощи специальных устройств улавливают и используют для производства серной кислоты. В результате этого предотвращается загрязнение окружающей среды, и хозяйство страны получает дополнительную прибыль. Так, например, при получении 1 т меди можно получить примерно Ют серной кислоты. Одним из видов сырья для производства серной кислоты является пирит FeSj. Пирит, кроме серы, содержит примеси соединений меди, цинка, свинца, никеля, кобальта, висмута и других металлов, включая золото и серебро. При организации безотходного производства удается выделить эти металлы, а образующийся шлак использовать для производства разных видов цемента. Ответьте на вопросы 11 — 14 (с. 147). Решите задачу 6 (с. 147). ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...ученые и конструкторы работают над воплощением идеи использования в двигателях экологически чистого топлива — водорода вместо нефтепродуктов. 146 1. Что такое металлургия? 2. Укажите верное утверждение. 1) Чугун и сталь не различаются по составу, 2) Чугун и сталь — сплавы железа и углерода, различающиеся по свойствам и содержанию в них углерода. 3) Чугун — это смесь, а сталь — сплав. 4) Чугун и сталь не различаются по свойствам. 3. В уравнении реакции Рез04 -I-.,. —► —► Fe Н2О вместо многоточия следует поставить формулу 1) углерода 3) водорода 2) соли 4) оксида углерода(П) 4. Почему алюминий нельзя восстановить из его оксида ни углем, ни оксидом углерода(П), ни водородом? 5. Какие химические реакции протекают в доменной печи при восстановлении железа из руд? Поясните это на примере восстановления железа из магнитного железняка. 6. Какова роль кокса в доменном процессе? Почему в доменных печах нельзя получить чистое железо? 7. Какие общие принципы химических производств соблюдаются в доменном процессе? Можно ли считать доменный процесс непрерывным и почему? 8. Какова роль флюсов в доменном процессе? Что следует использовать в качестве флюсов, если перерабатываемая железная руда содержит доломит? 9. При каких условиях увеличивается скорость химических реакций? Как это учитывают в доменном процессе? 10. Что такое оцтимальные условия производства? Как они соблюдаются в доменном процессе? И. Какие химические процессы протекают при производстве стали? Составьте уравнения соответствующих реакций. 12. Оцените известные вам способы получения стали. Какие общие принципы в них соблюдаются? Является ли процесс производства стали непрерывным и почему? 13. Сравните действие регенераторов в доменном и мартеновском процессах. 14. На конкретных примерах поясните принцип организации безотходного производства. • 1. Железная руда содержит 0,9 мас- совых долей, или 90%, РезОд и 0,1 массовых долей, или 10%, ЗЮз- Вычислите процентное содержание железа и кремния в данной руде. 2. Какое количество теплоты выделится при алюминотермическом восстановлении 112 г железа из его оксида, если теплота образования оксида алюминия равна 1671 кДж, а оксида железа(П1) — 741 кДж? 3. Какой объем оксида углерода(П) (н. у.) потребуется, чтобы восстановить железо, содержащееся в 960 т РезОз? 4. Сколько чугуна можно получить из 100 т железной руды РезОз, содержащей 0,1 массовых долей примесей, если в полученном чугуне содержится 0,95 массовых долей железа? 5. Сколько потребуется магнитной железной руды, содержащей 0,9 массовых долей Рез04, чтобы получить 2 т чугуна, в котором содержится 0,93 массовых долей железа? 6. При сжигании в токе кислорода 200 г стали образовалось 4 г оксида углеро-да(1У). Сколько процентов углерода содержала данная сталь? Краткий обзор важнейших органических веществ ГЛАВА IX § 48. Органическая химия До начала XIX столетия все вещества в зависимости от их происхождения делили на две группы: минеральные и органические. В то время многие ученые считали, что органические вещества могут образовываться только в живых организмах. Однако из курса биологии вам известно, что неорганические вещества могут превращаться в органические вещества и наоборот. Это свидетельствует о том, что между органическими и неорганическими веществами существует определенная взаимосвязь и нет резкой границы. Органические вещества отличаются только некоторыми особенностями. Большинство неорганических веществ имеет немолекулярное строение, и поэтому они обладают высокими температурами плавления и кипения. Большинство же органических соединений имеет молекулярное строение, и поэтому температуры их плавления и кипения невысоки. Почти все органические вещества могут гореть и легко разлагаются при прокаливании. Имеется ряд доводов в пользу рассмотрения органических веществ в специальном курсе химии, который по традиции называют органической химией. Наиболее существенным доводом является то, что молекулы всех органических соединений содержат элемент углерод, но нет такого элемента, который входил бы в состав всех неорганических веществ. Органическая химия — раздел химической науки, в котором изучают соединения углерода и их превращения. Однако это определение органической химии не является абсолютно верным. Так, например, оксид углерода(1У), оксид углерода(И), угольная кислота, карбонаты, карбиды и некоторые другие соединения углерода по характеру свойств относят к неорганическим веществам. Органическими веществами называют углеродсодержащие вещества (за исключением только что названных и некоторых других соединений углерода) независимо от того, образовались эти вещества в живых организмах или они получены синтетически. 148 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...один из самых видных химиков нашей страны Н. Д. Зелинский, обращаясь к молодежи, сказал: «Я знаю, что никакие советы не могут заменить личного опыта, но, может быть, они помогут с меньшей затратой сил добиться успеха, предостерегут от неправильных поступков, от ошибок...» ...термин «органическая химия» появился впервые в 1808 г. в «Учебнике химии» Й. Берцелиуса. В 1827 г. он издал первый учебник органической химии. Число известных органических веществ составляет около 25 млн и продолжает расти. А число известных неорганических веществ не достигает и 1 млн. Столь большое число органических веществ, а также отличие их свойств от свойств неорганических веществ тоже вынуждает рассматривать органическую химию отдельно от неорганической. Синтезировано много органических веществ, которые встречаются в природе, и даже таких веществ, которые в природе не встречаются, например различные красители, лекарственные вещества, разные полимеры, из которых производят пластмассы, искусственные и синтетические волокна и т. п. В начале XIX столетия не было возможности объяснить валентность углерода в этане C2Hg, в пропане CjHg и в ряде других соединений. Некоторые ученые считали углерод в этане трехвалентным, а валентность углерода в пропане считали дробным числом. Ученые также не могли объяснить существование нескольких веществ с одинаковой молекулярной формулой. Так, например, молекулярная формула глюкозы CgH(20g. Такая же молекулярная формула и у фруктозы, которую содержат мед и фрукты. Одну и ту же молекулярную формулу C2HgO имеют этиловый спирт и диметиловый эфир. Химики не могли объяснить, почему два элемента — углерод и водород — могут образовывать между собой так много соединений, например метан СН^, этан C2Hg, пропан CgHg, бутан С,,Н,д, бензол CgHg и др. Невозможно было также понять, почему вообще органических веществ так много. Научно обоснованные ответы на эти вопросы дала созданная русским ученым А. М. Бутлеровым теория строения органических соединений. На основе идей и представлений о валентности элементов, способности атомов углерода соединяться между собой с образованием углеродных цепочек, развитых Э.Франклендом (1825—1899), Ф.-А.Кекуле (1829—1896), А. Купером ( 1831—1891) и другими учеными, Бутлеров в 1861 г. сформулировал важнейщие тезисы теории строения органических соединений. 149 Вёлер Немецкий химик. Иностранный член Петербург- Фридрих ской АН (с 1853 г.). Его исследования посвяще- (1800—1882) ны как неорганической, так и органической химии. Открыл циановую кислоту (1822), получил алюминий (1827), бериллий и иттрий (1828). А. Бутлеров первым среди ученых применил понятие химическое строение молекулы, т. е. последовательность взаимного соединения атомов в молекуле. Он показал, что знание химического строения вещества позволяет предсказывать свойства вещества и, наоборот, если известны свойства вещества, то можно предвидеть строение его молекул. Благодаря бутлеров-ской теории строения органических веществ стало возможным предвидеть существование ранее неизвестных веществ и многие из них синтезировать. Эту теорию ученые успешно применяют и в наши дни. Схематическое изображение строения молекулы называют формулой строения или структурной формулой. Черточка в структурной формуле обозначает одну связь между атомами. Например, структурную формулу метана изображают так: Н I н-с-н I н Следует учитывать, что в органических соединениях углерод всегда четырехвалентен. Между атомами углерода в молекулах углеводородов могут быть одинарные, двойные и тройные связи, например: Н Н I I н-с-с-н I I н н этан н н \ / с =с / \ н н этилен н-с = с-н ацетилен § 49. Основные положения теории строения органических соединений А. М. Бутлерова 1. Атомы в молекулах соединены между собой в определенной последовательности. При изменении этой последовательности получаются новые вешества с другими свойствами. 150 Русский химик, академик Петербургской АН Бутлеров (с 1874 г.). Создатель теории химического стро- Александр ения органических веществ (1861). Предска- Михайлович зал и изучил изомерию многих органических (1828—1886) соединений. Синтезировал многие вещества. 2. Атомы соединяются в соответствии с их валентностями, при этом атомы углерода четырехвалентны. Валентности всех атомов в молекулах взаимно насыщены. Свободных валентностей в молекулах нет. 3. Свойства веществ зависят от последовательности соединения атомов в молекулах. Наиболее сильно проявляется взаимное влияние тех атомов в молекулах, которые непосредственно связаны между собой. Поэтому вещества с одинаковыми группировками атомов обладают сходными свойствами. 4. Атомы углерода обладают свойством соединяться между собой, образуя цепи атомов углерода (углеродный скелет молекулы). Вот примеры структурных формул некоторых простых органических веществ: Н I Н-С н с I I i н н н пропан СзНд н I с-н н н н н 1111 н-с-с-с-с-н 1111 н н н н бутан С4Н)0 н- н I с I н н н 1 -с- I н I -с-н I с-н I н изобутан C^HjQ н Различная последовательность соединения атомов в молекулах чина существования изомеров. при- Изомерия — это явление, заключающееся в том, что одной и той же молекулярной формуле соответствует несколько веществ, различающихся своим строением и свойствами (изомеров). ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...А. М. Бутлеров основные идеи химического строения органических веществ впервые изложил в докладе «О химическом строении веществ», с которым он выступил на съезде естествоиспытателей в Шпейере в 1861 г. 151 Например: Вг Н Н I н-с-с-с-н I I I н н н бромпропан CgH^Br ^к„п70.9°С Н Вг Н I I I Н-С-С-С-Н I I I н н н бромпропан СдНуВг ^к„п59.4°С У этих изомеров одинаковый состав и молекулярная формула СдН^Вг, но разные строение и свойства. Явление изомерии в органической химии встречается часто. Так, например, одну и ту же молекулярную формулу CjHgO имеют два совершенно разных вещества; Н Н I I н-с-с-он I I н н этиловый спирт жидкость, Гкип 78,3 °С, в воде неограниченно растворим, реагирует с натрием н н I I н-с-о-с-н I I н н диметиловый эфир газ, Гкип 23,6 °С, в воде малорастворим, не реагирует с натрием Ответьте на вопросы 1—4 (с. 163). § 50. Упрощенная классификация органических соединений Для того чтобы разобраться во всем многобразии органических соединений, необходимо их классифицировать. Любая классификация основана на определенных признаках. В основу современной классификации органических соединений положены два важнейших признака: • строение углеродного скелета молекулы; • наличие в молекуле функциональных групп. ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...первое определение органической химии было дано в учебнике органической химии Ф.-А. Кекуле в 50-х гг. XIX в. ...в середине XIX в. шведский химик Й. Берцелиус синтезировал уже более 100 различных соединений. 152 cd г QJ X и 153 Родоначальными соединениями в органической химии считаются углеводороды, т. е. вещества, которые состоят только из углерода и водорода (схема 19). Если за основу классификации взять наличие функциональных групп, то схема будет выглядеть так: Схема 20 Функциональная группа — это атом или группа атомов, от которых зависят свойства вещества. По функциональным группам определяют принадлежность данного соединения к тому или иному классу веществ. В данном курсе рассматриваются только наиболее известные классы органических соединений. Ответьте на вопрос 5. Решите задачу 1 (с. 163). Углеводороды § 51. Предельные (насыщенные) углеводороды Согласно Международной номенклатуре предельные углеводороды называют алканами. Простейщий представитель — метан СН^. Это почти нерастворимый в воде бесцветный горючий газ без запаха. Метан — главная составная часть природного газа. Он накапливается в каменноугольных щахтах, и поэтому его называют также рудничным газом. В болотах в результате брожения клетчатки также образуется метан, поэтому еще его называют болотным газом. При поджигании метан сгорает бледно-голубым, еле заметным пламенем: СН, + 202 СО2 +2Н2О Смесь одного объема метана с двумя объемами кислорода или десятью объемами воздуха чрезвычайно взрывоопасна. Если метан нагреть до температуры выще 1200 °С, то он разлагается на сажу и водород. Этот процесс называют пиролизом: СН,- ■C + 2H2t 154 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...моторное топливо должно быть максимально устойчивым к детонации. Наиболее легко детонируют (взрываются) углеводороды нормального строения, наименее легко — разветвленные углеводороды. Повышения детонационной стойкости топлива добиваются добавлением к нему антидетонаторов. При прокаливании каменного угля без доступа воздуха образуется так называемый коксовый газ, в котором одной из главных составных частей тоже является метан. Предельные углеводороды достаточно инертные соединения, что объясняется высокой прочностью связей С—С и С—Н. Они взаимодействуют с активными веществами — кислородом, галогенами. Для предельных углеводородов характерны реакции замещения. Метан на свету реагирует с хлором. При этом атомы хлора замещают атомы водорода в молекуле углеводорода постепенно; CH^-i-Cl2- CH3CI -t- CI2 - >НС1 + CH3CI хлорметан ■на + сн2а2 и Т. д. дихлорметан У других предельных углеводородов между атомами углерода имеются только простые одинарные связи, как это показано в следующих структурных формулах: Н Н Н Н Н- Н I i -с-с- I I н н н н- н I -с- I н с-с-н I I н н пропан Это можно показать более кратко: Н3С-СН3, Н3С-СН2-СН3, Н Н Н Н 1111 н-с-с-с-с-н 1111 н н н н бутан СНЗ-СН2-СН2-СНЗ и т. д. Метан, этан и пропан называют гомологами', они входят в гомологический ряд предельных углеводородов {алканов). Вещества, сходные по строению и химическим свойствам, но отличающиеся друг от друга на одну или несколько групп СН2, называют гомологами. Группу CHj называют гомологической разностью. Исходя из этого, можно вывести общую формулу предельных углево- дородов (алканов): С,,Н2„ + 2’ п —число атомов углерода. 155 Рис. 37. Применение метана и его соединений: 1 — получение синтетического каучука; 2 — горючее для двигателей внутреннего сгорания; 3 — получение синтетического бензина; 4 — получение растворителей; 5 — применение при резке и сварке металлов; 6 — топливо; 7 — получение типографской краски; 8 — получение резины Этан, пропан и бутан также содержатся в природном газе, но в гораздо меньшем количестве, чем метан. В природе жидкие, твердые и газообразные углеводороды образуют смесь нефти и нефтяных газов. Твердые углеводороды содержатся в парафине, вазелине и в различных маслах и мазях, получаемых из нефти и каменного угля. Некоторые галогенопроизводные метана — фреоны CF2CI2, CFCI3, CHFCI2 используют в холодильниках и в производстве аэрозольных препаратов в качестве легко испаряющихся компонентов. Однако проникновение фреонов в атмосферу является возможной причиной разрушения слоя озона, который находится на высоте около 25 км. Этот слой защищает нас от опасных для жизни космических лучей. Применение метана иллюстрирует рисунок 37. Ответьте на вопросы 6—8 (с. 163). § 52. Непредельные (ненасыщенные) углеводороды Непредельные углеводороды более реакционноспособны по сравнению с предельными углеводородами. Например, они легко окисляются водным раствором перманганата калия КМпО,, и бромной водой. Обесцвечива- 156 ние раствора перманганата калия и бромной воды — качественные реакции на двойную и тройную связь. 1. В молекулах углеводородов этиленового ряда (по Международной номенклатуре их называют алкенами) имеется одна двойная связь. Важнейшим представителем этого ряда является этилен (этен) Н2С=СН2. Это газ почти без запаха, плохо растворим в воде. На воздухе горит светящимся пламенем. Благодаря наличию двойной связи этилен легко вступает в реакции присоединения, например: Вг Вг I I Н-С=с-Н + Вг-Вг —> Н-С-С-Н i I н н н-с=с-н 1 I н н + н-н t, Ni I н н дибромэтан н н I I Н-С-С-Н I I н н Реакции присоединения характерны и для других непредельных углеводородов, так как в их молекулах имеется одна или несколько двойных или тройных связей. Благодаря двойной связи молекулы этилена могут соединяться между собой, т. е. полимеризоваться: Н Н TiCl^, A1(C2Hj)3 пН2С = СН2 I -С- I I с- I н н полиэтилен При полимеризации пропилена Н2С=СН—СН3 получают полипропилен. Полиэтилен и полипропилен используют в электротехнике в качестве электроизоляционного материала, в теплицах и парниках вместо стекла, а также в качестве упаковочного материала. Как и предельные углеводороды, углеводороды этиленового ряда горят на воздухе: СзН^ -Ь ЗО2 ■ 2СО2 + 2Н2О Применение этилена и получаемых из него веществ показано на рисунке 38. 2. Важнейший представитель ацетиленового ряда непредельных углеводородов (по Международной номенклатуре — алкинов) — ацетилен. Между атомами углерода в молекуле ацетилена имеется тройная связь: Н—С=С—Н. Ацетилен — бесцветный газ, в чистом виде почти без запаха. 157 Технический ацетилен имеет неприятный запах, издаваемый примесями, например аммиаком NHg, фосфином РН3 или арсином AsHg. В лаборатории и промышленности ацетилен получают из карбида кальция СаСз- ^О-х гг. XX в. в нашей стране ацетилен получали этим способом: СаС2 + 2Н20 Са(ОН>21 + Н—С=С-Н (Образующийся Са(ОН)2 малорастворим.) В промышленности начиная с 1970 г. ацетилен получают методом пиролиза из углеводородного сырья; 2СН, >Н-С=С—Н + ЗН2 Для ацетилена, как и для этилена, характерны реакции присоединения: Н—С=С—Н + 2Н2 -Д^НзС—СНз Ацетилен применяют в ацетиленокислородных горелках для сварки и резки металлов. У реакции горения ацетилена есть очень важная особенность: при вдувании в горелку кислорода температура пламени может достигнуть 2800 °С: 2С2Н2 -f 5О2 —» 4СО2 + 2Н2О + Q Рис. 38. Применение этилена и его соединений. Получение: 1 — горючего с высоким октановым числом; 2 — пластмасс; 3, 4 — взрывчатых веществ; 5 — антифризов; 6, 8 — растворителей; 7 — для ускорения созревания фруктов; получение; 9 — ацетальдегида; 10 — синтетического каучука ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...необходимость создания сырьевой базы для резиновой промышленности побудила советское правительство в начале 1926 г. объявить конкурс на лучший способ получения синтетического каучука. Последний срок представления предложений (и одновременно 2 кг образца синтетического каучука) был назначен на 1 января 1928 г. С. В. Лебедев отозвался на призыв правительства и организовал группу исследователей из семи человек. Первый успех в работе определился в середине 1927 г. И только 30 декабря 1927 г. 2 кг дивинилового каучука вместе с описанием способа С. В. Лебедева было отправлено на конкурсную комиссию. Также ацетилен используют для получения уксусной кислоты, в производстве искусственного каучука, пластмасс и др. 3. Типичным примером диеновых углеводородов {алкадиенов) является бутадиен-1,3: Н,С=С-С=СН2 II н н в молекулах диенов имеются две двойные связи. В названии бутадиена-1,3 цифры указывают на то, что двойные связи находятся у первого и третьего атомов углерода. Изопрен, или 2-метилбутадиен-1,3 Н2С=С—С=СН2 является основой строения природного каучука '. Н С Н Диеновые углеводороды используют в основном для получения синтетических каучуков, которые имеют огромное значение в современном производстве автомобильных покрышек, камер и других резиновых изделий. Ответьте на вопросы 9—13. Решите задачи 2, 3 (с. 163). ■ § 53. Циклические углеводороды На схеме 19 видно, что циклические углеводороды можно подразделить на циклопарафины и ароматические углеводороды. 1, Циклопарафины (циклоалканы, нафтены) встречаются в природе как важные составные части нефти многих месторождений. Характерными представителями являются: ^ В результате полимеризации изопрена образуется природный каучук: (-Н2С-С = С-СН2-)„ пН2С=С-С=СН2 НзС н н 159 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...бензол впервые получил П. Э. Бертло в 1851 г. ...Ф.-А. Кекуле в 1865 г. предложил циклическую формулу бензола, распространив тем самым теорию химического строения органических веществ А. М. Бутлерова на ароматические соединения. СН, Н2С-СН2 1 1 Н2С-СН2 I I /\ Н2С СН. Н2С-СН2 HjC СН2 Н2С СН. \/ \/ СН2 СН2 циклобутан, циклопентан, ^к„п 49,3 “С циклогексан, t 80,7 °С кип ’ t 11 Я °Г По физическим свойствам циклопарафины напоминают предельные углеводороды. Однако нафтены имеют более высокие температуры кипения и плавления, чем соответствующие предельные углеводороды. Циклопарафины химически малоактивны, их свойства схожи со свойствами предельных углеводородов. 2. Наиболее характерным представителем ароматических углеводородов (аренов) является бензол CgHg. У бензола и первых известных представителей ароматических углеводородов оказался своеобразный приятный запах. Поэтому этот ряд соединений получил такое название. В молекуле бензола шесть атомов углерода образуют замкнутое кольцо (цикл), в котором имеется шесть одинарных связей, обозначаемых в структурной формуле шестью черточками. Кроме того, все атомы углерода в этом цикле соединены между собой одной общей связью, которую в структурной формуле изображают в виде окружности внутри шестиугольника атомов углерода: СН СН в молекулах всех ароматических углеводородов имеется бензольное кольцо. Такие углеводороды получают при крекинге нефти (см. с. 161) и из каменноугольной смолы, образующейся при коксовании каменных углей, т. е. при их нагревании до высоких температур без доступа воздуха. Бензол — ценное сырье для производства красителей, лекарственных веществ, средств защиты растений, взрывчатых веществ и синтетических волокон. Бензол применяют как хороший растворитель органических веществ. 160 § 54. Природные источники углеводородов Природный газ в основном состоит из метана. При его горении образуется почти чистый оксид углерода(1У) и пары воды. Теплотворная способность 1 м^ природного газа равна приблизительно 35 600 кДж. В химической промышленности из природного газа получают этилен и ацетилен, из которых, в свою очередь, производятся этиловый спирт, синтетический каучук, пластмассы, красители, медикаменты и др. Нефть — это природная смесь насыщенных, ароматических и нафтеновых углеводородов. При нагревании нефти сначала испаряются вещества с самой низкой температурой кипения, а затем — со все более высокой. Обычно получают три главные фракции, которые затем подвергаются дальнейшему разделению посредством перегонки (табл. 34). При перегонке нефти получается до 20% бензина. Выход бензина из нефти можно значительно увеличить (до 70%) в процессе крекинга, т. е. путем термического или каталитического расщепления углеводородов с Таблица 34. Важнейшие продукты перегонки нефти и их применение Главные фракции перегонки Продукты дальнейшей перегонки главных фракций Применение продуктов перегонки 1. Фракция бензина Получают при температуре до 150 °С. Содержит углеводороды с 5—9 атомами углерода в молекуле 1) Пентан (7кип 38 °С) 2) Газолин (жидк., 40—70 °С) 3) Бензин (жидк., 7кип 70—120°С) 4) Лигроин (жидк., 120—140 °С) Органический синтез Растворитель: органический синтез Горючее для автомобилей и самолетов Горючее для тракторов 2. Фракция керосина Получают при температуре 150—300 °С. Содержит углеводороды с 9—16 атомами углерода в молекуле 1) Керосин (жидк., 150—300 °С) 2) Соляровые масла (7кип выше 275 °С) Горючее для тракторов и реактивных самолетов Горючее для дизельных двигателей 3. Мазут Смесь углеводородов, остающихся после перегонки нефти. Содержит углеводороды с большой молекулярной массой. Мазут далее перегоняют при температуре выше 360 °С 1) Соляровые масла 2) Смазочные масла 3) Вазелин 4) Парафин 5) Гудрон Горючее для дизельных двигателей Смазка различных механизмов Фармакология Производство свечей и спичек Асфальтирование дорог 6 Химия 9 кл. 161 Рис. 39. Применение продуктов, полученных в процессе крекинга нефти. Получение: 1 — взрывчатых веществ; 2,7 — антифризов; 3 — лекарственных мазей; 4 — мазей для приготовления парфюмерных изделий; 5 — волокна лавсана; 8, 11 — растворителей; 9 — бутадиенового каучука; 10 — бутадиен-стирольного каучука; 12 — горючего для двигателей внутреннего сгорания ДЛИННОЙ углеродной цепью на углеводороды с меньшей молекулярной массой. Насыщенные, ненасыщенные и ароматические углеводороды, получаемые при крекинге нефти, широко используют в химической промышленности (рис. 39). Каменный уголь главным образом используют как топливо, однако если его подвергнуть коксованию — нагреванию без доступа воздуха при температуре 1000—1400 °С, то получают кокс (состоит в основном из углерода), коксовый газ (состоит в основном из водорода и метана) и другие продукты для нужд химической промышленности и металлургии (схема 21). Кокс — 75% Коксовый газ — 20% Деготь — 3% Ароматические углеводороды Аммиак — 0,3% Другие соединения — 0,7% Схема 21 1% Ответьте на вопросы 14—17 (с. 163). 162 1. Что изучает органическая химия? К каким веществам относят оксид углеро-да(1У), оксид углерода(П), карбонаты, карбиды, которые тоже содержат углерод? 2. Как можно объяснить, почему, например, у этилового спирта и диметилового эфира одинаковые молекулярные формулы? Что называют изомерией? 3. Каковы важнейшие положения теории строения органических соединений? 4. Составьте структурные формулы пентана С5Н12 и гексана CgH)4. 5. Какие признаки положены в основу современной классификации органических соединений? Приведите примеры. 6. Гомологом метана является углеводород 1) С2Н2 2) CgHg 3) С3Н6 4) С2Н4 7. Дайте краткую характеристику метана и расскажите, где его используют. Что вы знаете о фреонах? 8. Изомерами являются 1) этан и пропан 2) метан и пропан 3) метан и этан 4) пропан и изопропан 9. Этилен начинает гомологический ряд этиленовых углеводородов (алкенов). Приведите формулы двух гомологов этилена и общую формулу алкенов. 10. Охарактеризуйте свойства этилена и его применение. Где используют полиэтилен и полипропилен? И. Ацетилен начинает гомологический ряд ацетиленовых углеводородов (ал-кинов). Приведите формулы двух гомологов ацетилена и общую формулу алкинов. 12. Как получают ацетилен? Охарактеризуйте его применение. 13. Где применяют диены? 14. Как используют природный газ в химической промышленности? Составьте уравнения реакции хлорирования метана (полностью). 15. Охарактеризуйте главные продукты перегонки нефти. Сколько процентов бензина получают при перегонке нефти и сколько — при крекинге? 16. Как обезопасить атмосферный воздух от загрязнений? 17. Рассмотрите упрощенную классификацию производных углеводородов. Напишите формулы веществ, принадлежащих к каждому классу органических соединений. • 1. Вычислите объемы кислорода и воздуха, которые потребуются для полного сжигания 150 дм^ природного газа, содержащего 94% метана (н. у.). Содержание кислорода (по объему) в воздухе примерно равно 20%. 2. Вычислите массу 3%-ной бромной воды, необходимой для получения 80 г ди-бромэтана. 3. Вычислите объем ацетилена (н. у.), полученного при взаимодействии 160 г технического карбида кальция (массовая доля СаС2 80%) с избыточным количеством воды. Производные углеводородов § 55. Спирты Спиртами называют производные углеводородов, в молекулах которых один или несколько атомов водорода замещены одновалентными гидроксильными группами. Одноатомные предельные спирты. Простейшие представители этого класса веществ — метиловый спирт, или метанол, СН3ОН и этиловый спирт, или этанол, С2Н5ОН. Метанол — бесцветная жидкость 65 °С). Очень ядовит. Один его глоток уже может вызвать слепоту, а несколько большее количество — смерть. Первоначально его называли древесным спиртом, так как его получали пиролизом древесины. Метанол применяют в качестве растворителя, добавки к автомобильному топливу, для производства уксусной кислоты, пластмасс и других веществ. Этанол (винный спирт) производят главным образом из этилена и широко используют в химической промышленности. Уже в древности было известно его получение при брожении сахаросодержащих веществ по схеме; ^6^12^6 ферменты > 2С.Н,ОН + 2СОЛ Этанол получают также гидратацией этилена в присутствии катализа- тора: Н2С=СН2 + Н—ОН СН3—СН2ОН Этанол используют при производстве синтетических каучуков, а также в качестве растворителя и исходного материала для производства лаков, медикаментов, душистых веществ и алкогольных напитков. Спирт смешивается с бензином во всех отношениях, поэтому его иногда применяют в качестве добавки к топливу. Следует помнить, что этанол — ядовитое наркотическое вещество. Как и углеводороды, спирты горят в кислороде и на воздухе: 2С2Н5ОН-1-6О2 4СО2 + 6Н2О Если нагреть этанол в присутствии серной кислоты, то образуется газ этилен: С2Н5ОН t. H,SO, >СН,=СНЛ + Н0О ^2 ' ' ^^2' ■ Обратную реакцию — гидратацию этилена в присутствии серной кислоты — впервые осуществил в 1854 г. П.-Э. Бертло. В настоящее время эта реакция — один из основных производственных методов получения этилового спирта. 164 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...добавка глицерина к этиленгликолю удлиняет срок службы водяных насосов автомашин. Многоатомные спирты Этиленгликоль. Его молекулу можно представить как молекулу этана, в которой два атома водорода замещены двумя гидроксильными группами: HjC - СН2 ОН ОН Этиленгликоль — сладкая сиропообразная жидкость, кипящая при 197,6 °С, очень ядовита. Используется для производства антифризов — незамерзающих смесей этиленгликоля с водой. В зимних условиях вместо воды их заливают в радиаторы автомашин. Антифриз, содержащий 52,6% этиленгликоля, замерзает при температуре -40 °С, а 63,1% —при -60 °С. Глицерин тоже бесцветная сиропообразная жидкость, сладкая на вкус. В его молекуле три гидроксильные группы: Н2С-СН-СН2 I I I ОН ОН он Глицерин используют для приготовления антифризов, средств смягчения кожи, в производстве ряда медикаментов. Из него производят также нитроглицерин, который используют в качестве взрывчатого вещества, в частности при горных работах и тушении нефтяных пожаров. Ответьте на вопросы 1—3 (с. 173). Решите задачу 1 (с. 173). § 56. Карбоновые кислоты. Сложные эфиры. Жиры Карбоновыми кислотами называют производные углеводородов, в молекулах которых имеется группа атомов — (карбоксильная группа). О—Н Простейшие представители карбоновых кислот — муравьиная и уксусная кислоты. /О Муравьиная кислота Н—содержится в ядовитых железах О-Н муравьев, в крапиве, в еловой хвое. Используется в качестве протравы шерсти и кожи перед крашением, в промышленности в качестве сильного вос- 165 Рис. 40. Применение уксусной кислоты. Получение: 1 — лекарств; 2 — солей; 3 — ацетатного шелка; 4 — для консервирования и приправа к пище; получение; 5 — фруктовых эссенций; 6 — растворителей для лаков; 7 — средств для борьбы с насекомыми и болезнями растений; ^ — стимуляторов роста растений; 5 — красителей для тканей; кинопленки становителя, как лекарство от ревматизма (1,25%-ный спиртовой раствор под названием «муравьиный спирт»), используется также для получения сложных эфиров, которые применяют в качестве растворителей. Уксусная кислота СН,—С( 'ОН нам знакома как столовый уксус (5—9%-ный водный раствор). Уксусная эссенция содержит 70% уксусной кислоты, и поэтому с ней нужно обращаться очень осторожно. Применение уксусной кислоты схематично показано на рисунке 40. Карбоновые кислоты обладают общими свойствами кислот. Они диссоциируют с образованием иона водорода: НСООН нсоо- + № формиат-ион муравьиная кислота СН3С00Н CHgCOO'-i-H" уксусная кислота ацетат-ион Карбоновые кислоты взаимодействуют с активными металлами; 2CH3COOH-bMg —> (CH3COO)2Mg-HH2t ацетат магния С ОСНОВНЫМИ оксидами: 2СНзСООН + СаО (СНзСОО)2Са + НзО ацетат кальция 166 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...во всех странах мира наблюдается гибель пчел от клещей Varroa. Прогрызая у пчел хитиновый покров, они высасывают гемолимфу, и пчелы гибнут. Для борьбы с клещами используют, в частности, щавелевую, муравьиную и молочную кислоты. с основаниями: СН3СООН + NaOH —► СНзСООКа + НзО ацетат натрия с солями более слабых кислот: 2СН3СООН + К2СО3 —^ 2СН3СООК + + Н2О ацетат калия Кроме уксусной и муравьиной кислот, известен целый ряд природных карбоновых кислот. Лимонная кислота ОН О. но' I С-СН2-С-СН2-С\ о 'он о он Эта кислота содержится в лимонах, малине, смородине, крыжовнике, в ягодах рябины, в винограде. Широко используется в пищевой промыщ-ленности для производства прохладительных напитков и кондитерских изделий и в медицине. Она играет важную роль в процессе обмена веществ в живых организмах. Молочная кислота СН3—СНОН—СООН в значительных количествах образуется при скисании молока, кващении капусты, силосовании кормов. Она отличный консервант. Щавелевая кислота НООС—СООН содержится в щавеле и некоторых других растениях. При нарушении обмена веществ в организме человека образуются камни в почках, представляющие собой оксалат кальция — соль щавелевой кислоты. Щавелевую кислоту используют при производстве красителей, а также для удаления ржавчины. Примеры высших, или высокомолекулярных, карбоновых кислот (жирных кислот) — это пальмитиновая и стеариновая кислоты. Они содержат соответственно 16 и 18 атомов углерода в молекуле. При замене атомов водорода карбоксильных групп этих кислот на натрий или калий образуется мыло, например стеарат натрия Cj^H35COONa. 167 При взаимодействии карбоновых кислот со спиртами получаются сложные эфиры: СН,-С О ОН уксусная кислота + СН3СН2ОН этиловый спирт о CH,-cf +Н,0 ^О-СНгСНз этилацетат (сложный эфир) Если в молекуле сложных эфиров число атомов углерода невелико, то они обладают приятным ароматом. Их используют в парфюмерии и пищевой промышленности. Приятный аромат цветов, фруктов и ягод связан с присутствием в них разных сложных эфиров. Сложные эфиры глицерина и высших карбоновых кислот являются главной составной частью жидких и твердых жиров. Общая формула жиров: CH2-O-CO-R' СП -0-C0-R'' I CH2-O-CO-R''', где R', R”, R'" — углеводородные остатки высших карбоновых кислот. Твердые жиры содержат в основном остатки высших предельных кислот, а жидкие (масла) — высших непредельных кислот. Жиры играют важную роль в процессе обмена веществ в организмах, они служат одним из источников энергии: при окислении 1 г жира выделяется 39 кДж. Жиры — хорошие растворители биологически активных веществ, например витаминов А, Е, D. Ответьте на вопросы 4—7 (с. 173). Решите задачи 2, 3, 4 (с. 173). § 57. Углеводы Важнейщими представителями углеводов являются глюкоза и фруктоза. Их молекулярные формулы одинаковы — CgHjjOg. Оба вещества содержатся во фруктах и ягодах. Фруктоза — важнейшая составная часть меда. Глюкоза образуется в растениях в процессе фотосинтеза: 6СО2 + 6Н2О хлорофилл *■ CgH + 6О2 Глюкоза и фруктоза — легкоусвояемые источники энергии для живых организмов. Глюкозу широко используют в кондитерской и текстильной промышленности, в производстве зеркал и аскорбиновой кислоты (витамина С). При брожении виноградных и фруктовых соков глюкоза превращается в этиловый спирт. Глюкозу для этих целей получают также из крахмала и целлюлозы. Таким образом, глюкоза имеет больщое значение в производ- 168 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...в настоящее время в сельском хозяйстве применяется около 100 гербицидов с различным спектром действия. С гербицидами следует обращаться так, чтобы не причинить вреда природе. Всегда нужно помнить, что решающую роль в борьбе с сорняками играет качественная обработка почвы. ...запах герани присущ дифениловому эфиру CeHs—О—CeHs, а запах роз — фенилэтиловому спирту СбНб—СНг—СНг-ОН. ...с древнейших времен люди используют разные средства против вредных насекомых. Порошок из засушенных цветков ромашки применяли в качестве инсектицида уже в Древнем Египте. ...за 200 лет до нашей эры сладкий сок сахарного тростника употреблялся в пищу китайцами и индусами. стве вина и этилового спирта, который играет существенную роль в других химических производствах. Сахароза C,2H220,j содержится в сахарной свекле (16—22%), сахарном тростнике (14—26%) и в соке клена, березы, пальмы, плодов ряда растений. Сахароза — главная составная часть сахара. Наиболее сложные углеводы — крахмал и целлюлоза, которые по строению можно отнести к высокомолекулярным соединениям — полимерам (см. с. 172). Молекулярная формула крахмала — (CgH^Og)^, где число п достигает нескольких тысяч. Крахмал — природный полимер (см. § 59). Если к каждому звену молекулы крахмала CgHjgOg мысленно прибавить по молекуле воды, то получится глюкоза. Такие реакции гидролиза крахмала практически осуществимы. Крахмал главным образом содержится в зернах, плодах и корнеплодах. В клубнях картофеля в зависимости от сорта может содержаться от 20 до 30%, а в зернах пшеницы, ржи и других зерновых — 70—80% крахмала. Крахмал образуется в растениях в процессе фотосинтеза, причем сначала образуется глюкоза, а из нее крахмал; wCgH,20g ■ (СбНю05)„-ЕцН20 Больше всего крахмала получают из картофеля. Для этого картофель хорошо моют, растирают, полученную массу промывают, промывным водам дают отстояться, осевший на дно крахмал высушивают и получают картофельную муку. Крахмал используют в пищевой, текстильной, бумажной и 169 Данилевский Академик. Один из основоположников отечест-Александр венной биохимии. В 1888 г. предложил теорию Яковлевич строения белковой молекулы. Эксперименталь-(1838—1923) но доказал, что действие сока поджелудочной железы на белки представляет собой гидролиз. Изучал белки мышц (миозин), обнаружил антипепсин и антитрипсин. фармацевтической промышленности. Из него получают сиропы, техническую глюкозу, этанол, декстрин, применяемый при ситцепечатании и для производства клея. Целлюлоза, или клетчатка, — главная составная часть оболочек растительных клеток (от лат. cellula — клетка). В древесине содержится примерно 50% целлюлозы и 20—30% лигнина, который служит основой для производства обычных салфеток. Хлопок — это почти чистая целлюлоза. Целлюлоза — природный полимер. Молекулярная формула целлюлозы такая же, как у крахмала (CgHmOj)^, только у целлюлозы число звеньев п больше, чем у крахмала. Древесину используют не только в качестве топлива и строительного материала. Из нее получают целлюлозу — важнейшее сырье для производства бумаги, метанола, этанола, каучука, уксусной кислоты, искусственного шелка — и много других ценных продуктов. Ответьте на вопросы 8—10 (с. 173). Решите задачу 5 (с. 173). § 58. Аминокислоты. Белки Молекулярные формулы аминокислот можно вывести из молекулярных формул карбоновых кислот, если в углеводородной части их молекулы хотя бы один атом водорода заменить на аминогруппу —NH2. Аминокислоты имеют в молекуле две функциональные группы — карбоксильную —СООН и аминогруппу —NHj. Например, аминоуксусная кислота (глицин) имеет такое строение: -cf° H2N-CH2- ОН Из различных аминокислот образуются белки всех живых организмов. Аминокислоты можно получать при расшеплении белков или из карбоновых кислот, вводя в них аминогруппы. 170 Аминокислоты — кристаллические вещества. Многие из них обладают сладким вкусом. Их температура плавления выше 22 °С. Белковые вещества играют исключительную роль в питании человека и животных, так как часть аминокислот животные сами синтезировать не могут и получают их только с пищей. Такими незаменимыми аминокислотами являются, например, валин, лейцин, изолейцин, метионин и др. Аминокислоты играют очень важную роль в производстве синтетических волокон капрона и лавсана. Белки — это очень сложные высокомолекулярные органические вещества (полимеры), которые образуются при соединении остатков разных аминокислот в различных комбинациях. При гидролизе белков (взаимодействие с водой) выделено более 20 аминокислот. В результате соединения этих остатков в различной последовательности возможно образование 2,4 • 10*® молекул различных белков. Относительная молекулярная масса некоторых белков составляет 300 000 и более. Разнообразие белковых веществ увеличивает еще и то, что часто в их состав входят сера, фосфор, железо, магний и другие элементы. Поэтому свои белки присущи каждому виду живых существ и даже каждому индивиду. Белки входят в состав живых клеток и тканей. Функции белков весьма разнообразны. В организме имеются тысячи белков, и каждый из них выполняет определенную роль. Так, например, из одних белков образуются мышечные ткани, из других — покровные ткани, из третьих — опорные и т. д. Сложный белок гемоглобин снабжает клетки разных тканей кислородом и выводит из организма оксид углерода(1У). К белкам относятся также ферменты и гормоны. Ферменты можно рассматривать как катализаторы биохимических процессов. Гормоны — это очень активные вещества, которые влияют на деятельность определенных органов или систем органов и регулируют процессы обмена веществ. Так как белки играют незаменимую роль в питании, то ученые настойчиво ведут исследования с целью выяснить пути их промышленного производства. Искусственно удалось синтезировать несколько белков в результате сложных и дорогостоящих процессов, протекающих медленно. В живых же клетках эти процессы протекают быстро — за несколько секунд. Сейчас многие белковые вещества — гормоны, ферменты, антибиотики — получают биотехнологическими методами, используя микроорганизмы как своеобразные фабрики. Ответьте на вопросы 11 — 13 (с. 173). 171 § 59. Полимеры Полимеры — высокомолекулярные соединения, молекулы которых образуются в результате соединения множества одинаковых звеньев — составных частей молекулы полимера. С первоначальными сведениями о полиэтилене и полипропилене вы уже ознакомились (см. § 52). Полиэтилен (—СН2—СН2——полимер (от греч. «поли» — жмого), а исходное вещество (этилен) — мономер (от греч. «моно» — один). Молекулы полимеров построены из одинаковых, много раз повторяющихся групп атомов — элементарных звеньев. В полиэтилене элементарное звено — (—СН2—СН2—), п — степень полимеризации, показывающая число молекул мономера, объединившихся в молекулу полимера. Чем больше п, тем больше молекулярная масса полимера. Высокомолекулярные соединения имеют молекулярную массу от нескольких тысяч до миллиона. Поэтому огромные молекулы полимеров называют макромолекулами (от греч. «макрос» — большой, длинный). Сходным с полиэтиленом полимером является поливинилхлорид. Если к ацетилену присоединить хлороводород, то образуется газообразное вещество винилхлорид, или хлорвинил: Н-С=С-Н-1-Н-С1 НХ=СНС1 винилхлорид Винилхлорид полимеризуется так же, как и этилен: - (-СН2-СН-), Н2С=СНС1 + Н2С=СНС1 +... С1 поливинилхлорид Из поливинилхлорида получают химически и механически стойкую пластмассу’, из которой изготавливают разнообразные емкости, водопровод- ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...в настоящее время нет необходимости говорить о важной роли полимеров. Напомним только, что все живое состоит из полимеров: полисахариды (целлюлоза, крахмал) и белки — это материал, из которого построены живые организмы. И в повседневной жизни на каждом шагу мы сталкиваемся с разнообразными синтетическими материалами. ' Пластмассы получают из полимеров и разных наполнителей, красок и т. д. 172 ные трубы, изоляцию для электрических проводов, различные пленки, линолеум и т. д. Знакомясь с диенами, вы получили также первоначальные знания о природном каучуке и синтетических каучуках (см. § 52). Первые сведения вы получили также о природных полимерах — крахмале, целлюлозе и белках. Чтобы получить представление, насколько велико значение только одного вида полимеров — фенопластов, рассмотрите таблицу 35. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 14—15. ш 1. Коротко охарактеризуйте метанол, этанол, этиленгликоль и глицерин. Где их используют? 2. Какое органическое соединение является гомологом этанола? 1) СН4 3) CgHjOH 2) СН3ОН 4) С2Н4(ОН>2 3. В результате горения этанола в кислороде образуются 1) С и Н2О 3) СО2 и Н2О 2) СО и И2О 4) С2Н2 и Н2О 4. Охарактеризуйте муравьиную, уксусную и лимонную кислоты. Где они встречаются в природе и как их используют? 5. Рассмотрите химические свойства карбоновых кислот на примере пропионовой кислоты С2Н5СООН. Запишите соответствующие уравнения химических рюакций, 6. Взаимодействие каких веществ приводит к образованию сложных эфиров? Какие сложные эфиры обладают приятным ароматом? 7. Что такое мыло и что такое жиры? 8. Как глюкоза образуется в природе? Где используют глюкозу? 9. В каких растениях содержится сахароза? 10. Охарактеризуйте строение молекул крахмала и глюкозы. Где используются эти вещества? И. Охарактеризуйте строение молекул аминокислот. Какова роль аминокислот в жизни человека и животных? 12. Охарактеризуйте сложность строения молекул аминокислот, их разнообразие и важную биолошческую роль. 13. Что называют ферментами и что — гормонами? 14. Дайте краткую характеристику полиэтилена, полипропилена, поливинилхлорида, фенопластов. Где они применяются? 15. На основании всего известного вам материала по органической химии составьте таблицу по следующей схеме: Класс соединений Типичный представитель Область применения • 1. Вычислите объем этилена (н. у.), полученного из 80 г этилового спирта (массовая доля этилового спирта 96%). 2. При взаимодействии 2 моль магния с уксусной кислотой образовался раствор массой 300 г. Вычислите массовую долю (%) ацетата магния в растворе. 3. При обработке содой 28,4 г стеариновой кислоты образовался мыльный раствор массой 50 г. Вычислите массовую долю (%) стеарата натрия в растворе. 4. Для нейтрализации столового уксуса понадобилось 200 г 30%-ного раствора гидроксида натрия. Вычислите массу и количество вещества уксусной кислоты, вступившей в реакцию. 5. Вычислите массу раствора сахарозы (массовая доля сахарозы 20%), который подвергли гидролизу, если при этом выделилось 7,2 г глюкозы. 173 Таблица 35. Важнейшие фенопласты ФФС * Характеристика фенопластов Виды фенопластов Текстолит Волокнит Гетинакс Стеклопласт Карболит Исходные материалы, спрессованные при повышенной температуре Хлопчатобумажная ткань, пропитанная ФФС Обрезки хлопчатобумажной ткани, пропитанные ФФС Бумага, пропитанная ФФС Стеклянная ткань и стекловолокно, пропитанные ФФС Древесная мука, пропитанная ФФС Свойства Выдерживает большие нагрузки, легко поддается обработке Высокая износо- устойчи- вость Очень хороший электроизоляционный материал Механически прочный материал, устойчивый к коррозии Хороший электроизоляционный материал, устойчивый к коррозии Применение Изготовляют детали машин и аппаратов (зубчатые колеса, шарикоподшипники) Изготовляют автомобильные диски сцепления, дуги тормозов, ступеньки эскалаторов и др. Используют в электро- и радиотехнике как хороший электроизоляционный материал Производят детали больших габаритов (надстройки для автомобилей, автоцистерны, лодки и др.) Изготовляют телефонные аппараты, электро-выключатели, контактные гнезда и др. ’ ФФС — фенолформальдегидные смолы получают в результате поликонденсации фенола и формальдегида; ОН ОН ОН (п+1) -I- яО = СНо ОТ-т^г, + ПН2О При повышенной температуре смолоподобное вещество затвердевает, так как аналогичные связи сшивают линейные молекулы ФФС. 174 § 60. Лекарства с давних пор люди использовали в качестве лекарственных средств отвары трав, коры деревьев, мед, вино. Со временем они научились выделять из лекарственного сырья те компоненты, которые оказывали лечебный эффект. Новый этап в медицине наступил, когда люди стали синтезировать лекарственные препараты, т. е. получать их с помощью химических реакций. Например, еще в древности для лечения инфекционных болезней и подагры, для облегчения боли и снижения температуры использовали экстракты ивовой коры. В 1838 г. было установлено, что их активным компонентом является салициловая кислота (от лат. salix — ива). В 1860 г. эту кислоту впервые получили искусственным путем. Но это вещество очень горькое, оно раздражает слизистую оболочку желудка и вызывает рвоту. Химики присоединили к салициловой кислоте остаток уксусной кислоты и получили лекарство, широко используемое до сих пор, — ацетилсалициловую кислоту (аспирин). Синтез и производство лекарств — это заслуга в основном органической химии и биотехнологии. Биотехнология — это совокупность методов и приемов получения полезных для человека продуктов с помощью биологических агентов (микроорганизмов, клеточных культур и др.). Генная и клеточная инженерия — это тоже биотехнология. Классификация лекарств. В распоряжении современной медицины для профилактики и лечения различных заболеваний имеется множество высокоэффективных лекарственных препаратов. Чтобы легче ориентироваться в мире лекарств, их делят на группы в зависимости от того, какое действие они оказывают и какие болезни лечат. Рассмотрим некоторые наиболее часто используемые группы лекарств. Анальгетики (от греч. «ан» — отрицание, «алгос» — боль) — это препараты, снимающие или ослабляющие боль. Боль является сигналом опасности, и ее защитная роль для организма чрезвычайно важна. Но сильная и длительная боль может нарущить основные жизненные функции организма — дыхание и кровообращение. Анальгетики делят на две основные группы: наркотические и ненаркотические. Наркотические анальгетики снимают любые боли, поэтому их используют при травмах и операциях, связанных с тяжелым болевым синдромом. Но, помимо обезболивающего эффекта, эти препараты вызывают также эйфорию (чувство радости, удовольствия); желание воспроизвести состояние эйфории заставляет человека искать повторных контактов с наркотиком (без медицинских показаний) и вызывает психическую и физическую зависимость от препарата — наркоманию. Наркомания очень трудно поддается лечению. Еще один побочный эффект наркотических анальгети- 175 ков — угнетение дыхания. Смерть от передозировки классического представителя наркотических анальгетиков — морфина наступает вследствие остановки дыхания. Ненаркотические анальгетики в основном подавляют болевые ощущения, связанные с воспалением, и не вызывают лекарственную зависимость. По силе анальгетического действия они значительно уступают наркотическим болеутоляющим средствам. Эти препараты обладают также жаропонижающим и противовоспалительным действием. Побочные эффекты связаны в основном с угнетением кроветворения {анальгин, парацетамол) и действием на пищеварительный тракт {аспирин, ибупрофен, диклофенак, мелоксикам и др. вызывают раздражение слизистой оболочки желудка). Ослабляют чувство боли также средства для ингаляционного наркоза, например трихлорэтилен C2H2CI3, оксид азота(1) (закись азота) N2O, и средства для местного обезболивания {новокаин, анестезин и др.). Снотворные средства. Сон — это процесс физиологического угнетения сознания, при котором повышается активность гипногенных (ответственных за сон) структур мозга. Снотворные средства вызывают сон, близкий к физиологическому, ускоряют его наступление, нормализуют глубину и длительность. Они относятся к препаратам, угнетающим центральную нервную систему, по характеру близки к наркозным средствам, но менее активны. Вводят их в основном внутрь, и эффект развивается медленно. В малых дозах снотворные действуют успокаивающе, в средних дают снотворный эффект, а в больщих — наркозный и могут вызывать паралич дыхательного центра и смерть. Поэтому больщинство снотворных препаратов не продают без рецепта врача. Примеры снотворных средств — нитрозепам, фенобарбитал, донормил. Антибиотики — продукты жизнедеятельности (или их синтетические аналоги) живых клеток (бактериальных, грибковых и др.), избирательно подавляющие функционирование других клеток (микроорганизмов, опухолевых клеток и т. д.). Термин «антибиоз» («жизнь против жизни») предложил Л. П а с т е р, а вещества, реализующие антибиоз, назвали антибиотиками. Эта группа включает десятки и сотни препаратов различной химической структуры, различающихся спектром и механизмом действия, возможными побочными эффектами и т. д. Антибиотики применяют для лечения бактериальных или грибковых инфекций и опухолевых заболеваний. К антибиотикам относят пенициллин, тетрациклин, амоксициллин, эритромицин и др. Ноотропные препараты (от греч. «ноос» — мышление, разум и «тропос» — сродство, направление) улучшают деятельность мозга (память, мышление, восприятие), облегчают связи между полушариями, улучшают энергетические и другие обменные процессы в мозге и повышают его устойчивость к недостатку кислорода, стимулируют кровоснабжение цент- 176 ральной нервной системы. Многие из них обладают противосудорожной активностью. Ноотропы — пирацетам {ноотропил), аминалон, натрия оксибу-тират, фенибут и др. — малотоксичны и эффективны только при длительном применении. Их используют для облегчения процесса обучения, для активации оперативной и долговременной памяти, для восстановления кровоснабжения мозга после инсульта или травмы. Антиаллергические средства. Аллергия — состояние повышенной чувствительности организма к некоторым веществам. Аллергические реакции могут развиваться очень быстро (в течение нескольких минут) и продолжаться часами (анафилактический щок, сывороточная болезнь, отек Квинке, сенная лихорадка, крапивница и др.), а могут нарастать часами и сутками и длиться неделями (кожный зуд, аутоиммунные реакции, реакция отторжения пересаженных тканей и др.). Причиной развития аллергических реакций являются аллергены (антигены), вызывающие состояние повыщенной чувствительности организма. К ним относят лекарственные средства, некоторые компоненты пищи, пыльцу растений, продукты бытовой химии, инфекционные агенты и др. При определенных условиях все они вызывают образование в организме антител, и при повторном контакте взаимодействие антиген—антитело провоцирует аллергическую реакцию. Ведущую роль в возникновении аллергических реакций играет гистамин, выделяющийся в организме в ответ на попадание аллергенов. Он вызывает расширение капилляров и повышение их проницаемости. В результате уменьшается объем циркулирующей крови, что может привести к падению артериального давления и потере сознания. Для терапии (лечения) аллергических заболеваний нужно исключить контакт с аллергеном, а затем использовать антигистаминные средства (средства, препятствующие освобождению гистамина). К ним относятся тавегил, супрастин, фенкарол, диазолин, кларитин и др. Иногда используют гормональные препараты (например, адреналин для стимуляции сердечной деятельности и гидрокортизон для снятия воспаления). Многие антигистаминные средства (например, тавегил и супрастин) обладают снотворным эффектом, поэтому их нельзя назначать людям, чья работа требует повы-щенного внимания (водителям, авиадиспетчерам и др.). Проблемы, связанные с применением лекарственных препаратов. В последнее время число осложнений от лекарств резко возросло. Это вызвано несколькими причинами: не всегда лекарства, внедряемые в медицинскую практику, проходят надлежащую проверку; часто больному назначают одновременно несколько препаратов, которые могут взаимодействовать между собой и давать побочные эффекты; и очень часто причиной осложнений служит самолечение. Люди забывают о том, как долго нужно учиться, чтобы стать врачом. Только врач может назначить лечение, учитывая состояние больного и противопоказания, которые имеются у того или иного ле- 177 карственного препарата. А противопоказания и побочные эффекты есть у каждого лекарства! Побочные неблагоприятные последствия применения лекарств вышли сегодня на одно из первых мест в перечне причин смертности. Побочное действие лекарств может проявляться как при передозировке, так и при использовании их в терапевтических дозах. Конечно, бывают ситуации, когда без лекарств не обойтись. Лекарства спасли жизнь и обеспечили ее качество миллионам людей. Но если человек физически активен, не употребляет спиртных напитков и не курит, следит за своим весом, правильно питается, то у него гораздо больше шансов обходиться без лекарств как можно дольше или свести к минимуму их употребление. Будьте же здоровы! Лабораторные опыты 18. Этилен, его получение и свойства 1. В одну пробирку налейте 2—3 мл этилового спирта и медленно добавьте 6—9 мл концентрированной серной кислоты. Во избежание толчков при кипении туда же добавьте щепотку прокаленного песка. Пробирку закройте пробкой с газоотводной трубкой и осторожно нагрейте. Температура должна быть выше 140 °С. Газоотводную трубку опустите до дна другой пробирки с бромной водой. Наблюдение. Получающийся газ проходит через бромную воду и постепенно обесцвечивает ее. 2. В третью пробирку налейте 1—2 мл сильно разбавленного светло-фиолетового раствора перманганата калия, подкисленного каплей раствора серной кислоты, и через него пропустите полученный этилен. Наблюдение. Раствор перманганата калия обесцвечивается. 3. Когда эти опыты сделаны, поднесите пламя горящей спички к концу газоотводной трубки. Наблюдение. Этилен загорается и горит более светящимся пламенем, нежели метан. Задания. 1. Какой газ получается при нагревании смеси этилового спирта и концентрированной серной кислоты? 2. Какие опыты это подтверждают? 3. Напишите уравнения соответствующих реакций. 4. Почему пламя горящего этилена ярче, чем пламя метана? 5. Какой общий вывод можно сделать относительно свойств этилена? 19. Ацетилен, его получение и свойства 1. Поместите в пробирку несколько кусочков карбида кальция и налейте в нее 1—2 мл воды. Пробирку закройте пробкой с газоотводной трубкой. Наблюдение. Происходит бурная реакция с выделением газа. 2. Газоотводную трубку опустите до дна в другую пробирку с 2—3 мл бромной воды. Наблюдение. Бромная вода постепенно обесцвечивается. 3. Затем получающийся газ пропустите через 2—3 мл сильно разбавленного раствора перманганата калия. 178 Наблюдение. Раствор постепенно обесцвечивается. 4. Когда эти опыты сделаны, выходящий из трубок газ подожгите. Наблюдение. Газ горит сильно коптящим пламенем. 5. В пламя вдувайте воздух. Наблюдение. Пламя становится более светящимся и не коптит. Задания. 1. Почему ацетилен обесцвечивает бромную воду и перманганат калия? 2. Почему ацетилен горит сильно коптящим пламенем? 3. Почему в ацетиленовом пламени не образуется копоть, если через него продувать воздух? 4. Напишите уравнения соответствующих реакций. 0) i ш Cl о со со о с; О >s ш с; О О А < X 0. 0. 0. 1 1 о. 1 1 X 1 1 А ф U. X CL 0. 1 X 1 0. 1 1 X 1 1 ф U. X 0- 0- 0. X 2 0- X X X 1 1 + л 0. 0. X X X X X 1 1 + м 3 U X 0. 0. 1 X 1 0. 1 1 X 1 0. + см с N X X а а X 0- X X 1 CL см О) 2 0. 0. CL 1 X 0. X X 0- а см (0 о 2 0- CL о. 1 X X X □. 0. + см (Q Ш 0- 0. □- CL 0. X X X X 0- 0- + О) < 1 а X X X 1 X 1 0. + ф Z 0. а 0- 0. 0. 0. 0- 0. 0. CL о. CL 0. 0. 0. 0- 0. □_ 0. 0- 0. а. 0. X X Z 0. 0. 0- 0. 0. 0. 0. 0. 1 1 1 0. + X 0. 0. 0- 0. 0. 0. 0. X 0. 0. □- 2 X 0 S 1 X о 1 п О Z L. О J— см СЛ см со о со см ^ о сл 1 см со о о см со О со со't о о. 1 со о о X 1 ^ о 0. см X л с[ — о л ш cj - g § - о m О О о ф 3 л с. о \о ф 2 S о. о ш н о со а о ^ -г- о §° о- fc -О 2.1 Ф Ф 5 л ^ S ф S 2 &1 “ I g § g о со а 2 g Ф > ю h* О Ф >> 0 ф 1 с; S о с[ о ш о; о ф ? Q (О 1_ (О с: со со о. 0.21 i УКАЗАТЕЛЬ’ Авогадро А. I, 154 Адреналин II, 177 Адсорбция II, 81 Азот II, 44-47, 65 Азотные удобрения II, 49 Акцептор II, 9 Аллергия II, 176 Алитирование II, 128 Алкадиены II, 159 Алканы II, 155 Алкены II, 157 Алкины II, 157 Аллотропия II, 27 — кислорода II, 27 — серы II, 29 — углерода II, 79-80 Алмаз II, 80 Алюминий II, 125 Алюминотермия II, 106 Алюмосиликаты II, 96 Амальгама алюминия II, 127 Аминалон II, 177 Аминокислоты II, 170 — незаменимые II, 171 Аммиак I, 76, II, 47-50 Аммиачная вода II, 48 Амоксициллин II, 176 Амфотерные оксиды и гидроксиды I, 117 Анальгетики II, 175 — наркотические II, 175 — ненаркотические II, 176 Анальгин II, 176 Антибиотики II, 176 Антифризы II, 165 Аспирин II, 176 Аргон I, 61 Арены II, 160 Аррениус С. А. II, 8 Атом I, 15, II, 8 Атомная единица массы I, 21 Ацетилен (этин) II, 157 Ъекетов Н. Н. I, 103 Беккерель А. А. I, 128 Белки II, 171 Бензин II, 161 Бензол II, 160 Бертполле К.-Л. II, 40 Берцелиус Й.Я. I, 23 Бетон II, 99 Биотехнология II, 175 Бойль Р. I, 20 Боксит II, 127 Буссенго Ж. Б. II, 59 Бутлеров А. М. II, 149, 151 Вазелин II, 156 Валентность I, 32, 148 * В указателе цифрой I обозначен учебник для 8 класса (Рудзитис Г. Е., Фельдман Ф. Г. Химия: неорганическая химия: учеб, для 8 кл. общеобразоват. учреждений. 11-е изд., пере-раб. — М.: Просвещение, 2007) ; цифрой II — учебник для 9 класса. 181 Велер Ф. II, 149 Вещества — аморфные I, 146 — ионного строения I, 145 — кристаллические I, 146 — минеральные II, 148 — молекулярного строения I, 15 — органические II, 148 — простые I, 18, 21 — сложные I, 18, 21 — чистые I, 8 Взвесь I, 78 Винилхлорид (хлорвинил) II, 172 Вода I, 82—86 Водород I, 71—76 Возгонка I, 171 Воздух I, 60 Восстановитель I, 150 Восстановление I, 74, 150 Газификация топлива II, 83 Газогенератор II, 83 Галогены I, 157 Гашеная известь II, 121 Гелий I, 61 Генераторный газ II, 83 Генетическая связь I, 110 Гидратация II, 6 Гидраты I, 78, II, 6 Гидриды металлов I, 76 Гидрокарбонаты II, 87 Гидрокарбонат железа II, 132 Гидрокортизон II, 177 Гидроксид алюминия II, 129 Гидроксид аммония (нашатырный спирт) II, 50 Гидроксид кальция II, 121 Гидроксиды щелочных металлов II, 117 Гидролиз — белков II, 171 — крахмала II, 169 — солей II, 20 Гидросульфаты II, 37 Гидросульфиды II, 32 Гидросульфиты II, 33 Гипс II, 123 Глауберова соль II, 37 Глицерин II, 165 Глюкоза II, 168 Гомологи II, 15 Гомологическая разность II, 155 Гомологический ряд II, 155 Горение I, 57, 62 Гормоны II, 171 Графит II, 80 Дальтон Дж. I, 22 Данилевский А. Я. II, 171 Демокрит I, 13 Десорбция II, 81 Диазолин II, 177 Диклофенак II, 176 Дистилляция I, 10 Диэлектрическая проницаемость воды II, 4 Доменная печь II, 140 Донор II, 9 Донорно-акцепторный механизм II, 9, 49 Дуговой метод поизводства стали II, 145 Дэви X. II, 115 Дюралюминий II, 111, 128 Железо II, 66, 132 Железобетон II, 99 Жесткость воды — карбонатная (временная) II, 123 — некарбонатная (постоянная) II, 124 — общая II, 124 182 Жиры II, 168 Закон — Авогадро I, 153 — периодический I, 121, 132 — постоянства состава I, 26 — сохранения массы веществ I, 38 Заряд ядра I, 131 Ибупрофен II, 176 Известковая вода II, 122 Известковое молоко II, 122 Изомерия II, 151 Изомеры II, 151 Изопрен II, 159 Изотопы I, 127 Ингибиторы I, 167 Индекс I, 28 Индикаторы I, 96 Интерметаллические соединения II, 111 Ионы I, 144 каблуков И. А. II, 6 Кавендиш Г. I, 72 Калий II, 66 Кальций II, 119-120 Каменный уголь II, 162 Картофельная мука II, 169 Каолинит II, 127 Карбонаты II, 87 Карбоновые кислоты II, 165 Катализаторы II, 42 Качественные реакции II, 157 — на двойную и тройную связи II, 157 Кекуле Ф. А. II, 149 Керамика II, 96 Керосин II, 161 Кислород I, 53—59, II, 25—26 Кислородно-конверторный способ производства стали II, 143 Кислота I, 86, 100, II, 10 — азотная II, 53-56 — кремниевая II, 94 — лимонная II, 165 — молочная II, 165 — муравьиная II, 165 — ортофосфорная II, 63 — пальмитиновая II, 165 — серная II, 35 — сернистая II, 33 — сероводородная II, 32 — соляная I, 166 — стеариновая II, 165 — уксусная II, 165 — щавелевая II, 165 Кистяковский В. А. II, 7 Кларитин II, 176 Кокс II, 162 Коксование II, 162 Коксовый газ II, 155, 162 Колошник II, 140 Конденсация I, 171 Корунд II, 127 Коэффициенты I, 24 Крахмал II, 169 Кремний II, 76, 91-92 Криптон I, 61 Кристаллизационная вода I, 109, II, 7 Кристаллическая решетка I, 146 — атомная I, 147 — ионная I, 146 — металлическая II, 104 — молекулярная I, 147 Ксенон I, 61 Купер А. II, 149 Курнаков Н. С. II, 111 183 Лавуазье А. I, 63 Легированные стали II, 138 Либих Ю. II, 66 Лигнин II, 170 Ломоносов М. В. I, 14 Магний II, 119 Мазут II, 161 Макромолекулы II, 172 Мартеновский способ производства стали II, 144 Массовое число I, 127 Медленное окисление I, 63 Медный купорос II, 37 Мелоксикам II, 176 Менделеев Д. И. I, 119, 137 Металлы I, 115, II, 103-111 — легкие II, 107 — положение в периодической таблице II, 103 — способы получения II, 105 — тяжелые II, 107 — физические свойства II, 106 — химические свойства II, 107 — щелочные II, 114 Металлургия II, 138 — черная II, 138 — цветная II, 138 Метан (рудничный, или болотный, газ) II, 154 Метанол (метиловый, или древесный, спирт) II, 164 Минеральные удобрения II, 66 Молекула I, 15 — полярная I, 144 Моль I, 42 Молярная масса I, 42 Молярный объем газа I, 153 Мономер II, 172 Морфин II, 176 Наркомания II, 175 Нейтроны I, 127 Неметаллы I, 115 Нефелин II, 127 Нефть II, 161 Неэлектролиты II, 5 Нитраты II, 56 Нитриды II, 46 Ноотропные препараты II, 176 Окисление I, 74, 150 Окислитель I, 150 Оксид алюминия II, 128 Оксид кальция II, 121 Оксид кремния(1У) II, 92 Оксид cepbi(VI) II, 34 Оксид углерода(Н) (угарный газ) II, 82 Оксид углерода(1У) (углекислый газ) II, 84 Оксид фосфора(У) II, 61, 63 Оксиды I, 57, 89 — основные I, 90 — кислотные I, 90 — щелочных металлов II, 117 Олеум II, 35 Орбиталь I, 132 Ортофосфаты II, 63 Основания I, 86, 93, II, 10 Относительная атомная масса I, 22 Относительная молекулярная масса I, 29 Парафин II, 156 Парацетамол II, 176 Пенициллин II, 176 Периодическая таблица I, 124 Пероксид водорода I, 54, II, 117, 135 184 Пероксиды “ щелочных металлов II, 117 Пирацетам (ноотропил) II, 177 Плотность газа I, 155 Полевой шпат II, 127 Поливинилхлорид II, 172 Полимеры II, 172 Портландцемент I, 98 Порядковый (атомный) номер элемента I, 128 Принцип Ле Шателье II, 41 Природный газ II, 161 Протоны I, 127 Пруст Ж. Л. I, 27 Радиоактивность I, 126 Распар II, 140 Растворение II, 6 Растворы I, 78 — концентрированные I, 80 — насыщенные I, 79 — ненасыщенные I, 79 — разбавленные I, 80 — твердые II, 111 Растворимость I, 79 Реакции — гидратации II, 164 — замещения II, 155 — ионного обмена II, 15 — нейтрализации I, 96 — обмена I, 95 — обратимые II, 41 — окислительно-восстановительные I, 149, II, 18 — присоединения II, 158 — химические I, И, 41 — цепные I, 162 — экзотермические I, 64 — эндотермические I, 64 Регенераторы II, 141, 144 Резерфорд Э. I, 126 Сахароза II, 169 Свойства веществ I, 5 Селитры II, 56 Сера II, 25, 28-30 Сероводород I, 75, II, 31 Сидерит II, 132 Силикатный клей II, 96 Силикаты II, 95 Силумины II, 128 Склодовская-Кюри М. I, 129 Скорость химической реакции II, 39 Сложные эфиры II, 168 Смеси I, 7 Соли I, 106, II, И — алюминия II, 129 — аммония II, 50 — двойные I, 107 -- кислые I, 106 — основные I, 107 — средние I, 106 Спирты II, 164 — одноатомные предельные II, 162 — многоатомные II, 164 Спин I, 132 Сплавы II, 110 Средства для наркоза II, 176 Средства для местного обезболивания II, 176 Стали — красноломкость II, 142 — хладноломкость II, 142 Сталь II, 138 Стекло II, 96 Стеклопластики II, 98 Степень окисления I, 151 Степень полимеризации II, 172 Структурная формула II, 150 Сульфаты II, 37 Сульфиды II, 32 185 Сульфиты II, 33 Супрастин II, 177 Суспензия I, 78 Теория строения органических соединений А. М. Бутлерова II, 150-151 Тепловой эффект химической реакции I, 65 Термит II, 128 Термохимические уравнения I, 65 Тетрациклин II, 176 Углеводороды II, 154 — ароматические II, 160 — ацетиленового ряда II, 157 — диеновые II, 159 — непредельные (ненасыщенные) II, 156 — предельные (насыщенные) II, 155 — циклические II, 159 — этиленового ряда (алкены) II, 157 Углеводы II, 168 Углерод II, 76-82 Фарфор II, 96 Фаянс II, 96 Фенибут II, 177 Фенкарол II, 177 Ферменты II, 171 Флотация II, 29 Флюсы (плавни) II, 140 Фосфиды II, 61 Фосфин II, 62 Фосфор II, 44, 60-62, 65 Франкленд Э. I, 33, II, 149 Фреоны II, 156 Фруктоза II, 168 Фуллерены II, 80 Химическая связь — двойная II, 150 — ионная I, 145 — ковалентная I, 142 — металлическая II, 104 — ковалентная полярная I, 142 — одинарная II, 150 — тройная II, 150 — 7Г-СВЯЗЬ I, 143 — а-связь I, 143 Химический элемент I, 20, 128 Химические уравнения I, 39 Химическое равновесие II, 41 Химическое строение молекулы II, 149 Химия I, 6 — органическая II, 148 Хлор I, 158-163 Хлороводород I, 75, 165 Хлорная известь II, 122 Хлорноватистая кислота II, 122 Хроматография I, 10 Целлюлоза (клетчатка) II, 170 Цемент II, 98 Цементит II, 111 Циклопарафины II, 159 Чугун II, 138 Шахта II, 140 Шлаки II, 140 Шлакобетон II, 99 Шихта II, 139 Щелочь I, 93 Электролитическая диссоциация II, 5 Электролиты II, 5, 13 186 Электроны I, 125 — валентные I, 131 Электроотрицательность I, 140 Электрохимический ряд напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов) II, 108 Элементарное звено полимера II, 172 Эмульсия I, 78 Энергетический уровень I, 129 Энергия ионизации II, 108 Эритромицин II, 176 Этанол (этиловый, или винный, спирт) II, 164 Этилен (этен) II, 157 Этиленгликоль II, 165 Ядерная реакция I, 126 ОТВЕТЫ НА ЗАДАЧИ Глава I §3. 1. 480rCuS. 2. 2 моль КОН. §6. 1. 16г Си; 38г FeS04. 2. 0,61 г Cu(OH)2_ 3. 642,4 г NajCOg. Глава II § 10. 1. PjSg. 2. 10,4 кДж. §12. 1. 21,6 г CuS. 2. 458 л HjS. §13. 1. а) 3,36 м=*; б) 9750 2. 122,5 г. Глава III § 18. 1. 2,76 г КНз; 3,63 л NH3. 2. 1400 1,0625 т. §20. 1. 8888,89 2. 54,11 г KNO3. 3. 31,5%. §23. 1. 15,68 т. 2. 3,15%. 3. 1800 г. 4. 38,75 г. Глава IV §29. 1. 100 800 2. 572 г. 3. 154,2 г. 4. 0,1001 (10,01%). 5. 0,8329 (83,29%) МазСОз и 0,1671 (16,71%) НаНСОз. §33. 1. 3,75 кг. 2. 221,76 кг ЫагСОз, 209,205 кг СаСОз и 753,14 кг SiOa. Глава V §38. 1. 49,6% Си, 50,4% Zn. 2. 1,9 л Hj;-0,17 г Hj. 3. 355,51 г PbO и 215,71 г SnOs. 4. 50,7% Си, 49,3% А1. Глава VI §39. 1. 160 г. 2. 1,2%. 3. 75,43 г КНСО3. 4. 1:9. §41. 1. 20%. 2. 40; кальций. 3. 1,48 г Са(ОН)г; 0,07%. 4. 88,81 г ЫагСОз. §42. 1. 9 г. 2. 18% А1 и 82% Си. 3. 10 мл. Глава VII §44. 1. 3,069 т. 2. 82,86%. 3. 0,01 г С; 5%. 4. 0,36 моль. Глава VIII §47. 1. 65,17% Fe и 4,67% Si. 2. 930кДж. 3. 403 200 м^ 4. 66,32 т. 5. 2,854 т. 6. 0,545%. Глава IX §54. 1. 282 дм^ О2; 1410 дм^ воздуха. 2. 227 г. 3. 44,8 л С2Н2. § 59. 1. 37,4 л С2Н4. 2. 94,6% (CH3COO)2Mg. 3. 61,2% стеарата натрия. 4. 90 г; 1,5 моль СН3СООН. 5. 68,5 г. 188 ОГЛАВЛЕНИЕ Глава I. Электролитическая диссоциация Сущность процесса электролитической диссоциации Диссоциация кислот, щелочей и солей §1 §2 §3 §4 §5 §6 ...... 3 ...... 9 Слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации .............. 11 ....... 13 ....... 17 ....... 20 Реакции ионного обмена................................... Окислительно-восстановительные реакции .................. Гидролиз солей........................................... Лабораторные опыты........................................... 23 Практическая работа 1........................................ 24 Глава II. Кислород и сера § 7. Положение кислорода и серы в периодической таблице химических элементов, строение их атомов............................ 25 § 8. Строение простых веществ. Аллотропия..................... 26 § 9. Сера. Аллотропия. Физические свойства.................... 28 § 10. Химические свойства серы. Применение серы............... 30 §11. Сероводород. Сульфиды....................................... 31 § 12. Оксид cepbi(IV). Сернистая кислота ........................ 33 § 13. Оксид cepbi(VI). Серная кислота ........................... 34 § 14. Скорость химических реакций и ее зависимость от условий протекания. Химическое равновесие................................... 39 Лабораторные опыты............................................... 42 Практическая работа 2............................................ 43 Глава III. Азот и фосфор § 15. Положение азота и фосфора в периодической таблице химических элементов, строение их атомов......................... 44 § 16. Азот. Физические и химические свойства азота ......... 45 § 17. Аммиак................................................ 47 § 18. Соли аммония.......................................... 50 § 19. Азотная кислота ...................................... 53 § 20. Соли азотной кислоты.................................. 56 §21. Фосфор................................................ 60 189 § 22. Оксид фосфора(У). Ортофосфорная кислота. Ортофосфаты ... 63 § 23. Минеральные удобрения ................................... 65 Лабораторные опыты............................................. 71 Практическая работа 3.......................................... 72 Практическая работа 4 ......................................... 73 Глава IV. Углерод и кремний § 24. Положение углерода и кремния в периодической таблице химических элементов, строение их атомов........................... 76 §25. Углерод................................................... 77 § 26. Оксид углерода(П) ....................................... 82 § 27. Оксид углерода(1У)....................................... 84 § 28. Угольная кислота и ее соли............................... 87 § 29. Круговорот углерода в природе ........................... 89 § 30. Кремний и его свойства................................... 91 §31. Оксид кремния(1У)......................................... 92 § 32. Кремниевая кислота и ее соли............................ 94 § 33. Силикатная промышленность............................... 96 Лабораторные опыты............................................ 101 Практическая работа 5 ........................................ 102 Глава V. Общие свойства металлов § 34. Положение металлов в периодической таблице и особенности строения их атомов............................................ 103 § 35. Нахождение металлов в природе и общие способы их получения ........................................................ 104 § 36. Физические свойства металлов............................ 106 § 37. Характерные химические свойства металлов................ 107 §38. Сплавы................................................... 110 Лабораторные опыты............................................. ИЗ Глава VI. Металлы 1А—111А-групп периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева §39. Характеристика щелочных металлов......................... 114 § 40. Положение магния и кальция в периодической таблице химических элементов, строение их атомов............................ 119 §41. Кальций и его соединения................................. 120 § 42. Алюминий................................................ 125 Лабораторные опыты............................................ 131 Практическая работа 6 ......................................... — 190 Глава VII. Железо § 43. Положение железа в периодической таблице химических элементов и строение его атома. Свойства железа............... 132 § 44. Соединения железа.................................... 134 Лабораторные опыты......................................... 136 Практическая работа 7 ..................................... Глава VIII. Металлургия § 45. Понятие о металлургии. Металлы в современной технике . . . 138 § 46. Производство чугуна....................................... 139 § 47. Производство стали........................................ 142 Глава IX. Краткий обзор важнейших органических веществ § 48. Органическая химия ....................................... 148 § 49. Основные положения теории строения органических соединений А. М. Бутлерова............................................. 150 § 50. Упрощенная классификация органических соединений.......... 152 Углеводороды.............................................. 154 §51. Предельные (насыщенные) углеводороды ......... — § 52. Непредельные (ненасыщенные) углеводороды.................. 156 §53. Циклические углеводороды.................................. 159 § 54. Природные источники углеводородов......................... 161 Производные углеводородов ................................ 164 § 55. Спирты.............................................. — § 56. Карбоновые кислоты. Сложные эфиры. Жиры................... 165 §57. Углеводы ................................................. 168 § 58. Аминокислоты. Белки....................................... 170 § 59. Полимеры.................................................. 172 § 60. Лекарства................................................. 175 Лабораторные опыты.............................................. 178 Приложение................................................ 180 Указатель................................................. 181 Ответы на задачи ......................................... 188 191 Учебное издание Рудзитис Гунтис Екабович Фельдман Фриц Генрихович ХИМИЯ Неорганическая химия Органическая химия 9 класс Учебник для общеобразовательных учреждений Зав. редакцией Е. К. Липкина Редактор Л. Н. Кузнецова Художник О. И. Шмелев Художественный редактор Е. А. Михайлова Оформление О. Г. Ивановой Техническое редактирование и компьютерная верстка Н. В. Лукиной Корректоры Е. Г. Терскова, М. А. Терентьева Налоговая льгота — Общероссийский классификатор продукции ОК 005-93—953000. Изд. лиц. Серия ИД №05824 от 12.09.01. Подписано в печать с диапозитивов 20.04.09. Формат 70x90Vi6- Бумага офсетная. Гарнитура Петербург. Печать офсетная. Уч.-изд. л. 12,65 + 0,38 форз. Доп. тираж 50 000 экз. Заказ № 2854. Открытое акционерное общество «Издательство «Просвещение». 127521, Москва, 3-й проезд Марьиной рощи, 41. ОАО «Тверской ордена Трудового Красного Знамени полиграфкомбинат детской литературы им. 50-летия СССР». 170040, г. Тверь, проспект 50 лет Октября, 46. РАСТВОРИМОСТЬ кислот, ОСНОВАНИЙ и СОЛЕЙ В ВОДЕ ^^\!^ТИОН Анион^^^ н" nh; Na^ К" Мд^ Ca^^ Ba^^ Ад^ Zn^" нд’* Cr^^ Мп" Fe^" Co^^ ОН , — — Р р Н н ш р н н н н — н н — н н н н н н н ^ c|)Vnopu^ р р Р р Р н н ш ш р н н р р р — н р н н р р р С1~ р р Р р Р р р р р р ш р н р р р р р р р р р р р р Р р Р р р р р р р н р р ш р р р р р р р \~ р р Р р Р р р р р р н — н р р н р р р р р р р р — Р р — — н р — н н н н н н н — — н н — н н no: р р Р р Р р р р р — р р р р р р р р р р р р р р р Р р н н н н — — н н н ш н н — — н н — н н р р Р р р р ш н р р н р ш р р р р р р р р р р РоГ р р Р р н н н н н н н н н н н н н н н н н н н 'jCiviOw<>\r. соГ р р Р р — — н н — — н — н н н — — — н н — н н ^ j OAUoa’f^OTPi н — Р р — — н н — — н — н н н — н — н н — н н СНзСОО р р Р р р р р р р р р р р р р р н н р р р р р - растворимые (больше 1гв 100г воды); - малорастворимые (от 0,1 до 1г в 100 г воды); Н -нерастворимые (меньше 0,1 г в 100 г воды); -разлагаются водой или не существуют ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЙ РЯД НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ ----------- Восстановительная способность ч--- Li к Ва Са Na La Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H2 Cu Ag Hg Au -3,04 -2,92 -2,90 -2,87 -2,71 -2,52 -2,36 -1,66 -1,18 -0,76 -0,74 -0,44 -0,40 -0,28 -0,26 -0,14 -0,13 0,00 +0,34 +0,80 +0,85 +1,52 Li" к" Ba^" Ca^" Na" La^" Mg^" Al^" Mn"" Zn^" Cr^" Fe^" Cd^" Co^" Ni"" Sn^" Pb^" H" Cu^" Ag^ Hg=" A 3-1- Au m о ^ UJ V о из + 3 (Ы 10) с + Окислительная способность •А 5 Г t# ^ " ^ ‘-А J т ____9______ ПРОСВЕЩЕНИЕ ИЗДАТЕЛЬСТВО