Учебник Химия 11 класс Рудзитис Фельдман базовый уровень

г. Е. Рудзитис Ф. Г. Фельдман г. Е. РУДЗИТИС Ф. Г. ФЕЛЬДМАН ХИМИЯ основы ОБЩЕЙ ХИМИИ 11 класс УЧЕБНИК ДЛЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНЫХ УЧРЕЖДЕНИЙ С ПРИЛОЖЕНИЕМ НА ЭЛЕКТРОННОМ НОСИТЕЛЕ Базовый уровень Рекомендовано Министерством образования и науки Российской Федерации 14-е издание Москва -«Просвещение»^ 2012 УДК 373.167.1:54 ББК 24я72 Р83 Учебник получил положительные заключения Российской академии наук (№2-10106-5215/1583 от 13.11.2006) и Российской академии образования (№03-2528 от 24.11.2006). А Материал для повторения ■ Дополнительный материал Вопросы и упражнения для самопроверки • Задачи Рудзитис г. Е. Р83 Химия. Основы общей химии. И класс : учеб, для общеобразо-ват. учреждений с Щ)ил. на электрон, носителе : базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. — 14-е изд. — М.: Просвещение, 2012. - 159 с. : ил. - ISBN 978-5-09-026562-1. УДК 373.167.1:54 ББК 24я72 ISBN 978-5-09-026562-1 © Издательство ■«Просвещение», 2008 © Художественное оформление. Издательство «Просвещение», 2008 Все пр>ава защищены Как работать с учебником Уважаемые учащиеся! В этом учебнике систематизируются, обобщаются и углубляются знания о теориях и законах химической науки, химических процессах и производствах. В целях приобретения прочных и глубоких знаний исключительно важно научиться не только повторять и закреплять основной учебный материал, но и самостоятельно обобщать и систематизировать его. Систематизировать и обобщать знания можно с помощью различных схем и таблиц, которые позволяют выделить самое главное, самое существенное. Возникает вопрос: что значит обобщать знания? Для этого следует сравнить больщое число конкретных химических явлений и выяснить, что в них общее и чем они отличаются друг от друга. В результате такого сравнительного анализа вы и сможете обобщить знания о них. Одна из основных целей данного учебника — расширение и некоторое углубление ваших знаний по химии. Глава I, например, содержит учебный материал, который расширит и углубит ваши представления о таких важнейших понятиях и законах, как химический элемент, закон сохранения массы веществ, закон сохранения и превращения энергии при химических реакциях и закон постоянства состава. Материал главы II на более высоком уровне дает представления о состоянии электронов в атомах, об энергетических уровнях и подуровнях, о валентных возможностях атомов и др. Далее более глубоко рассматривается материал о строении вещества, об основных металлических и неметаллических элементах периодической системы химических элементов. Если вы сможете ответить на все вопросы, выполнить все упражнения и решить все задачи, которые даны в этом учебнике и в учебниках по курсу химии предыдущих классов, то можно надеяться, что вы хорошо подготовились для сдачи экзамена по химии и для продолжения своего образования. Начало текста дополнительного материала и учебного материала, предназначенного для более глубокого усвоения темы, отмечено условным знаком ■, окончание — горизонтальной чертой_________. Для повышения уровня ваших знаний по химии дополнительно используйте справочные материалы и другую литературу по химии. В конце книги дан указатель, в котором римскими цифрами III и IV обозначены учебники по химии соответственно 10 и И классов. Важнейшие химические понятия и законы ГЛАВА § 1. Химический элемент. Изотопы Одно из важнейших понятий в химии — химический элемент. Химический элемент — это вид атомов (химически не связанных друг с другом) с одинаковым зарядом адра. Из определения следует, что химический элемент — это не один какой-либо атом, а совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра (числом протонов). Число нейтронов в ядрах атомов одного и того же элемента может различаться. Так, например, элемент хлор состоит из двух видов атомов, отличающихся числом нейтронов в ядре, — из атомов Cl и из атомов fyCl. Эти атомы называют изотопами хлора. Разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа (сумму чисел протонов и нейтронов в ядре), называют изотопами. Так как изотопы одного и того же химического элемента имеют разные массовые числа, т. е. разную массу, атомные массы большинства элементов имеют дробные значения. Например, природный хлор на 75,53% состоит из изотопа fyCl и на 24,47% — из изотопа f^Cl. В результате средняя относительная атомная масса элемента хлора равна 35,45. Поэтому понятие «элемент хлор» включает совокупность этих изотопов. Таким образом, важнейшими характеристиками химического элемента являются: а) заряд ядра его атомов, соответствующий порядковому (атомному) номеру в периодической таблице; б) относительная атомная масса. Современное представление о химическом элементе позволяет разграничивать понятия «химический элемент» и «простое вещество». Так, например, мы знаем, что в состав воды входят водород и кислород, но не в виде простых веществ, а в виде атомов водорода и кислорода, т. е. вода состоит из атомов двух химических элементов — водорода и кислорода. Выполните упражнения 1—3 (с. 7). § 2. Закон сохранения массы веществ, закон сохранения и превращения энергии при химических реакциях, закон постоянства состава Закон сохранения массы веществ был впервые сформулирован русским ученым М. В. Ломоносовым в 1748 г. Открыл и доказал этот закон экспериментально (прокаливанием металлов в запаянных ретортах) в 1756 г. французский ученый А. Л. Л а в у а з ь е. Современная формулировка закона следующая: Масса веществ, вступивщих в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавщихся в результате реакции. С точки зрения атомно-молекулярной теории суть этого закона со-верщенно понятна. Ведь в результате химических реакций происходит только перегруппировка атомов, т. е. разрушаются связи, существующие между атомами, и образуются новые, но число атомов до и после реакции остается неизменным. Поэтому общая масса веществ в химических реакциях изменяться не должна. Однако М. В. Ломоносов этот закон понимал гораздо глубже, о чем свидетельствует данная им формулировка: Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимается, столько присовокупляется к другому. Так, ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте. Сей всеобщий естественный закон простирается и в самые правила движения, ибо тело, движущее своею силою другое, столько же оные у себя теряет, сколько сообщает другому, которое движение получает. Из этой формулировки видно, что закон сохранения массы веществ Ломоносов рассматривал в единстве с законом сохранения энергии и понимал его как всеобщий закон природы. Закон сохранения энергии впервые сформулировал немецкий ученый Р. Майер. А взаимосвязь массы и энергии доказал А. Эйнштейн своим знаменитым математическим уравнением Е=тс^, где Е — энергия покоя свободного тела, т в вакууме. масса тела и с — скорость света ЗНАЕТЕ т вы, что ... ...при превращении белого фосфора в красный выделяется 20,934 Дж/моль, при этом убыль в массе составляет 2 • 10“*® г. ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...отклонения от закона постоянства состава для веществ немолекулярного строения были обнаружены академиком Н. С. Курнаковым. По его предложению вещества молекулярного строения, которые подчиняются закону постоянства состава, названы дальтонидами (в память английского ученого Дж. Дальтона), а вещества немолекулярного строения — бертоллидами (в память французского химика К. Бертолле, который предвидел существование таких соединений). Возникает вопрос: почему же изменение массы за счет выделения энергии нельзя было обнаружить в химических реакциях? Ответить на этот вопрос можно, если вспомнить, что величина исключительно большая. В связи с этим энергии, которая выделяется или поглощается в химических реакциях, соответствует очень маленькая масса. Так, например, при образовании одного моля хлороводорода НС1 в результате реакции хлора с водородом выделяется 92,3 кДж. Этой энергии соответствует масса всего лишь 10"^ г. Практически справедливость уравнения Эйнштейна, т. е. взаимосвязь массы и энергии, удалось доказать при осуществлении ядерных реакций, в которых выделяется энергии в миллионы раз больше, чем при химических реакциях. Как вам известно, закон сохранения массы — один из основных законов химии. На его основе составляют уравнения химических реакций и проводят различные расчеты. На основе закона сохранения и превращения энергии составляют термохимические уравнения, учитывающие не только массу, но и энергию, которая выделяется или поглощается в химических реакциях. Ответьте на вопросы 4—6 (с. 7). Закон постоянства состава веществ был открыт и сформулирован на основе представлений, что все вещества состоят из молекул. Дальнейшие исследования показали, что лишь около 5% из всех неорганических веществ имеет молекулярное строение. И только для них справедлив закон постоянства состава. Вещества немолекулярного строения этому закону в полной мере не подчиняются. Так, например, на основе точных современных исследований установлено, что состав сульфида железа(П) следует изображать не формулой FeS, а формулой Fej_^S, где х принимает значения от 0 до 0,05, а оксида титана(1У) — не формулой TiOj, а формулой TiOjg_2o- Но эти отклонения незначительны, и при составлении химических формул мы их учитывать не будем. Современная формулировка закона постоянства состава следующая: Всякое чистое вещество молекулярного строения независимо от способа получения имеет постоянный качественный и количественный состав. Вещества немолекулярного строения не обладают строго постоянным составом. Их состав зависит от условий получения. Современные представления о молекулярном и немолекулярном строении вещества позволяют уточнить и другие важные понятия химии. Так, например, если принято валентность определять числом связей, то это касается только органических веществ и небольшого числа неорганических, имеющих молекулярное строение. Поэтому для веществ с немолекулярным строением следует применять понятие «степень окисления», а для веществ с молекулярным строением — «валентность». Все это необходимо учитывать и при использовании понятия «структурная формула». Часто это понятие, так же как и понятие «молекула», условно относят и к веществам немолекулярного строения. Выполните упражнение 7. Решите задачи 1, 2. 1. Химический элемент, атом которого содержит 19 протонов, называется 1) селен 2) технеций 3) калий 4) хлор 2. Изотопы одного элемента отличаются друг от друга 1) числом нейтронов 2) числом прютонов 3) числом электронов 4) зарядом ядра 3. Установите соответствие между названием химического элемента и числом протонов в ядре. 1) калий А. 16 2) хлор Б. 19 3) сера В. 12 4) магний Г. 17 1 2 3 4 4. Какое значение имеет закон сохранения массы в химической науке и практике? 5. Кто первый предвидел единство закона сохранения массы и закона сохранения и превращения энергии и кто обнаружил взаимосвязь массы и энергии и обосновал это математически? Каково значение этих научных открытий? 6. Какими экспериментами в физике и химии доказана взаимосвязь массы и энергии? 7. Вспомните формулировку закона постоянства состава веществ и поясните, почему эту формулировку потребовалось уточнить. • 1. Вьшислите объем оксида углеро- да(1У) (н. у.), выделившегося при прокаливании 1 кг мела, массовая доля загрязняющего песка в котором равна 15%. 2. Провели реакцию между 67,2 м^ водорюда и 44,8 м^ азота (н. у.). Каким газом загрязнен полученный аммиак? Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева с точки зрения учения о строении атомов ГЛАВА II При изучении неорганической химии вы ознакомились с открытием периодического закона Д. И. Менделеевым ис данной им формулировкой этого закона. Вы узнали также о строении ядер атомов и о распределении электронов по орбиталям или энергетическим уровням. С точки зрения теории строения атомов периодический закон формулируется так: ^ Свойства химических элементов и образуемых ими простых и слож- | ных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра ато- I мов этих элементов. I Определение закономерностей размещения электронов по энергетическим уровням дало возможность выяснить сущность явления периодичности: с возрастанием заряда ядра атомов периодически повторяются сходные свойства элементов, атомы которых имеют одинаковое число валентных электронов. До создания современной теории строения атомов нельзя было объяснить и другие закономерности, проявляющиеся в периодическом законе и периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Так, например, непонятно было, почему число элементов в периодах возрастает согласно ряду чисел 2—8—18—32, т. е. почему в 1-м периоде только два элемента, во 2-м и 3-м — по восемь, в 4-м и 5-м — по восемнадцать, а в 6-м — тридцать два. Нельзя было объяснить также, почему отличаются свойства элементов главных и побочных подгрупп (А- и Б-групп). Ответы на эти вопросы были получены только после выяснения состояния электронов в атомах, которые с учетом характера их движения и энергии делятся на S-, р-, d- и /-электроны. § 3. Особенности размещения электронов в атомах малых и больших периодов, s-, р-, d-, f-Электроны Основные сведения о S-, р- и «^-электронах и s-, р- и «^-элементах даны в курсе неорганической химии (8 класс, § 37). 8 Напомним, что s-электронные орбитали имеют шаровидную форму (рис. 1). На s-орбитали может находиться не более двух электронов (если там находятся два электрона, то их спины противоположны), поэтому в 1-м периоде имеется всего два элемента — водород и гелий. р-Орбиталь имеет гантелеобразную форму (рис. 2). При заданном квантовом числе таких орбиталей три. Они могут располагаться в трех взаимно перпендикулярных направлениях (рис. 3). А так как и /7-электроны тоже отличаются своими спинами, то на данном энергетическом уровне может поместиться от одного до шести /7-электронов. В соответствии с известной вам формулой N=2n^ всего на втором энергетическом уровне может поместиться восемь электронов, два из которых являются s-электронами, а шесть — р-электронами. Этим и объясняется, почему во 2-м периоде может быть восемь элементов. 2-й период заканчивается элементом неоном Ne. Размешение s- и р-электронов в атоме неона можно отразить электронной формулой +10 ,Ne 1^2^2р\ где цифра перед буквой s или р — главное квантовое число, которое характеризует размер орбитали и в значительной степени ее энергию. Буквы s, р, d отражают форму орбитали (и также в какой-то степени энергию соответствуюшего энергетического подуровня). Цифра справа над буквой указывает на число электронов на данном энергетическом подуровне. Для наглядности электрон изображают стрелкой, помещенной в квадрат, перед которым записывается символ элемента (рис. 4). Рис. 1. Форма 5-элек-тронного облака Рис. 2. Форма р-элек-тронного облака Рис. 3. Возможные направления р-электронных облаков в пространстве Элементом неоном заканчивается 2-й период и заканчивается заполнение электронами второго энергетического уровня. 3-й период начинается одиннадцатым элементом — натрием Na. Так как второй энергетический уровень электронами уже заполнен, то с элемента натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня. Оно протекает более сложно, так как на нем в соответствии с формулой N= 2п^ может поместиться восемнадцать электронов. Заполнение третьего энергетического уровня, начиная с одиннадцатого элемента — натрия Na до восемнадцатого элемента — аргона Аг, протекает аналогично заполнению электронами второго энергетического уровня. Девятнадцатый же электрон у элемента калия К и двадцатый электрон у элемента кальция Са помещаются на четвертом энергетическом уровне, хотя третий энергетический уровень электронами еще не заполнен. Далее, у следующих по порядку десяти элементов, начиная от двадцать первого элемента — скандия Sc до тридцатого элемента — цинка Zn, следующие по порядку электроны помещаются на третьем энергетическом уровне. Этим за-верщается его заполнение до восемнадцати электронов. Может возникнуть вопрос: что представляют собой десять электронов, которыми заполняются энергетические уровни у атомов элементов от скандия до цинка? Оказывается, эти электроны при движении образуют орбитали еще более сложной формы (рис. 5). Доказано, что такой формы орбитали располагаются в пространстве по пяти различным направлениям. Электроны с такой формой облаков называют ^/-электрона-ми. Учитывая, что электроны могут обладать противоположными (анти-параллельными) спинами, й^-электронов может быть в атомах от одного до десяти. Следовательно, на третьем энергетическом уровне может разместиться два 5-электрона, щесть р-электронов и десять с/-электронов, т. е. всего восемнадцать электронов. Зная все это, рассмотрим, как происходит заполнение электронами энергетических уровней у атомов элементов 4-го, больщого, периода. +10 Ne 152 Рис. 4. Схема, показывающая расположение электронов в атомах водорода, гелия и неона по энергетическим уровням и орбиталям Рис. 5. Форма (i-облаков более сложная, чем у р-облаков, и похожа на лепесток цветка 10 Как уже было выяснено, у атомов элементов калия и кальция девятнадцатый и двадцатый электроны помещаются на четвертом энергетическом уровне, а третий остается незаполненным: 2$^ 3s^ Зр® Зб/® 45^ .К Часто размещение электронов по орбиталям показывают в сокращенном виде: 3s^ Зр® 3d^ 45* ,К... У атомов элемента кальция Са (порядковый номер 20) двадцатый электрон тоже помещается на четвертом энергетическом уровне, заполняя орбиталь 4s: 35^ Зр® 3d^ 45^ +20 ,Са... Начиная с элемента скандия Sc (порядковый номер 21) возобновляется заполнение электронами третьего энергетического уровня и двадцать первый электрон помещается на «/-орбитали третьего энергетического уровня, а на четвертом сохраняются два s-электрона: Зs^ Зр® 3J* 45^ +21' Sc. ...на основе периодической системы Н. Бором и другими учеными в 20-х гг. XX в. была разработана схема формирования электронных конфигураций в атомах элементов. Согласно этой схеме по мере возрастания заряда ядра заполнение электронных энергетических уровней и подуровней в атомах элементов периодов происходит следу- ЗНАЕТЕ т вы. ющим образом: что... 1 2 3 — Ш о Is 2s 2p 3s 3p § s 4 5 ^ Q. 0) c 4s3c/4p 5s4d5p n a 0) 6 7 S 0 1 6s 4f5d6p 7s5f6d7p И Расположение электронов по энергетическим уровням у атомов скандия следующее: ^2jSc 2е~, 8е~, 9е~, 2е~ У следующих элементов, вплоть до тридцатого — цинка, электронами заполняются ^/-орбитали третьего энергетического уровня. При этом соблюдается такая закономерность: вначале электроны заполняют свободные орбитали поодиночке (в данном случае Зг/-орбитали) и только тогда, когда на каждой орбитали уже имеется по одному электрону, начинается их спаривание. Например, в атомах элемента титана Ti (порядковый номер 22) двадцать второй электрон не спаривается с двадцать первым, а занимает свободную ^/-орбиталь: 3s^ 3»® As^ +22 Ti... у атомов элемента марганца Мп (порядковый номер 25) таких неспаренных ^/-электронов уже пять, т. е. на каждой 3^/-орбитали имеется по одному электрону: 3s^ Зр® As^ +25 Мп... Поэтому в атомах следующего элемента — железа Fe (порядковый номер 26) начинается спаривание электронов: Зs^ Зр® 3/ о 8+ н Водородная связь гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная, но более сильная, чем межмолекулярное взаимодействие. Образованием водородных связей объясняется, почему объем воды в отличие от объемов других веществ при понижении температуры увеличивается. При изучении органической химии возникал и такой вопрос: почему у спиртов температуры кипения гораздо выше, чем у соответствующих углеводородов? Это объясняется тем, что между молекулами спиртов тоже возникают водородные связи: R—О \ 6+ „ н R О н Водородные связи могут возникать и между молекулами спирта и воды. Именно этим объясняется растворимость спиртов: R—О. \ 8+ н н о \ н Водородная связь характерна для многих органических соединений (фенолов, альдегидов, карбоновых кислот и др.). За счет водородных связей образуется вторичная структура белков, двойная спираль ДНК. В целях обобщения учебного материала о видах химической связи вы можете использовать схему 1. Ответьте на вопросы 1—4 (с. 41). 27 у___ Ионная связь Основные виды химической связиг Ковалентная (атомная) связь Металлическая связь Схема 1 Водородная связь Ковалентная, неполярная связь Ковалентная полярная связь 28 ■ § 7. Пространственное строение молекул неорганических и органических веществ Направленность ковалентной связи как фактор, обусловливающий пространственное строение молекул. В зависимости от того, какую форму и какое направление в пространстве имеют электронные орбитали, при их взаимном перекрывании могут образовываться соединения с линейной и угловой формами молекул. Из курсов неорганической и органической химии вам известно, что направленность химических связей объясняется различным расположением электронных орбиталей в пространстве. Вам уже известно также, что электронные орбитали могут изменить свою форму в результате гибридизации. Гибридные электронные орбитали тоже могут по-разному располагаться в пространстве. При изучении курса органической химии вы ознакомились с sp^-, sp^-и sp-гибридизацией. Эти виды гибридизации наблюдают и в некоторых неорганических соединениях. В зависимости от различного расположения гибридных орбиталей в пространстве тоже могут образовываться молекулы линейного и углового строения. При образовании фторида бериллия Вер2, например, наблюдается sp-гибридизация. Объясняется это так. Размещение электронов в атомах бериллия следующее: 15^ 2s^ +4 Ве Так как в атоме бериллия на втором энергетическом уровне имеются свободные р-орбитали, то возможно расспаривание 25-электронов: 15^ 2я^ ls^ +4 Be 2s‘ + энергия 2р1 Как известно, 5-орбиталь имеет шарообразную форму, а р-орбиталь — гантелеобразную. Гибридизация этих электронных орбиталей показана на рисунке 7. Образовавшиеся 5р-гибридные орбитали из-за электростатического отталкивания отодвигаются по возможности дальше друг от друга и распола- 29 гаются в направлениях, ориентированных под углом 180° (см. рис. 7). В таком положении sp-гибридные электронные орбитали атома бериллия перекрываются с р-орбиталями атома фтора. В результате образуется молекула линейной формы BeFj (рис. 8). Такое же строение имеет молекула ацетилена. Рис. 7. Гибридизация одной 5- и одной ;?-ор6итали (5р-гибридизация) и расположение 5р-гибридных орбиталей под углом 180° Рис. 8. Перекрывание гибридных орбиталей с р-ор>би-талями атомов фтора и образование линейной молекулы фторида бериллия Вер2 Рис. 9. Три sp^-гибридные ор>битали 30 Примером молекулы, строение которой объясняется sp^-гибридизацией, является молекула хлорида бора BCI3. Расположение электронов по орбиталям в атоме бора следующее: Is^ 2s^ .В При поступлении энергии происходит расспаривание 25-электронов и в атоме бора появляется три неспаренных электрона: Is^ 25^ 2р^ +5 В При sp^-гибридизации образуются три гибридных облака, которые лежат в одной плоскости и ориентированы по отношению друг к другу под углом 120° (рис. 10). Эти три гибридных электронных облака перекрываются с р-электронными облаками атома хлора, и образуется плоская молекула треугольной формы — BCL (рис. 10). В процессе sp^-гибридизации образуются четыре гибридные орбитали, вытянутые концы которых направлены к вершинам тетраэдра, т. е. ориентированы под углом 109°28' друг к другу. Как вам известно, такая гибридизация происходит при образовании молекул метана. Угол между связями в молекуле воды равен 104,5°. В молекуле NH3 (рис. И) этот угол еше больше (107,3°), т. е. ближе к тетраэдрическому (109°28'). Чем это можно объяснить? Ведь у атома кислорода в образовании химической связи участвуют два неспаренных р-электрона, а у атома азота — три неспаренных р-электрона, орбитали которых гантелеобразны. А как вам уже известно, гантелеобразные орбитали р-электронов располагаются в пространстве взаимно перпендикулярно. Поэтому угол между ними должен быть 90°, а не 104,5° или 107,3°. Задумываясь над этим вопросом, ученые пришли к выводу, что при образовании молекул воды и аммиака, так же как и при образовании молекул метана, происходит гибридизация орбиталей по типу sp^. Возникает и такой вопрос: если для молекул воды и аммиака характерна sp^-гибридизация орбиталей, то почему угол между связями получается значительно меньше по сравнению с тетраэдрическим? Чтобы ответить на этот вопрос, обратимся к схемам строения молекул метана СН^, аммиака NH3 и воды HjO (рис. И). Как видно из рисунка И, а, у атома углерода все четыре 5р^-гибридные орбитали заполнены связывающими электронными парами. У атома азота (рис. И, б) толь- „ п о ^ ^ ^ ' Рис. 10. Плоская тре- ко три sp -гибридные орбитали заполнены связываю- угольная молекула три- щими электронными парами, а четвертая sp^-гибридная хлорида бора BCI3 31 н н н Рис. 11. Образование молекул метана (а), аммиака (б) и воды (в) в результате перекрывания 5-ор6италей атомов водорода с sp'^-габридными орбиталями центрального атома орбиталь заполнена неподеленной электронной парой. У атома же кислорода (рис. 11, в) связывающими электронными парами заняты только две 5р^-гиб-ридные орбитали, а две другие заполнены неподеленными электронными парами. Следовательно, отклонение от тетраэдрического угла (109°28') обусловлено действием неподеленных электронных пар, находящихся на 5р^-гибрид-ных орбиталях. У атома азота одна такая пара, поэтому угол отклонения от тетраэдрического небольщой и составляет 107,3°. У атома кислорода их уже две, поэтому угол отклонения от тетраэдрического больще и составляет 104,5°. Следует сказать, что трактовка понятия гибридизации в случае молекулы воды и в некоторых других случаях условна. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 5—6 (с. 41). § 8. Типы кристаллических решеток и свойства веществ Твердые вещества, как правило, имеют кристаллическое строение, для которого характерно правильное, строго периодическое расположение частиц в пространстве. Если обозначить все частицы точками и соединить эти точки sn у С СЬ ONa+ ОСГ О) молекула I2 ©о©о ©V© о oVo*© о атом металла © катион металла о электрон Рис. 12. Типы кристаллических решеток: а) атомная, б) ионная, в) молекулярная, г) металлическая 32 Типы кристаллических решеток Схема 2 2 Химия. 11 кл 33 О © ® ® о ® ® о ® о А л 0 ®-*® ® о ® ® ©ь-© о ® Рис. 13. Связь строения кристаллических решеток с механической прючностью соответствующих веществ: 1 — атомная решетка; 2 — металлическая решетка: 3 — ионная решетка пересекающимися прямыми линиями, то образуется как бы пространственный — кристаллическая решетка (рис. 12). В зависимости от того, какие частицы находятся в узлах решетки, различают ионные, атомные, молекулярные и металлические кристаллические решетки (схема 2). Свойства кристаллических веществ зависят не только от вида химической связи, существующей между частицами, но и от пространственного расположения этих частиц относительно друг друга (рис. 13). Основные типы кристаллических рещеток и зависимость свойств кристаллических веществ от характера взаимодействия между частицами вам известны из курса неорганической химии. Выполните упражнения 7—8 (с. 41). § 9. Причины многообразия веществ в настоящее время известно всего лищь 118 химических элементов, а они образуют несколько миллионов самых разнообразных простых и сложных веществ. Каковы же причины такого разнообразия? 1. Изотопия элементов и их соединений. Вы знаете, что атомы одного и того же химического элемента могут иметь разные массовые числа. Такие атомы называют изотопами. Например, существуют три изотопа водорода: JH — протий, (D) — дейтрий и jH (Т) — тритий. Они с кислородом образуют сложное вещество — воду различного состава: HjO — обычная природная вода, D2O — тяжелая вода (содержится в природной воде, соотношение Н: 0 = 6900:1). 2. Аллотропия. Это явление мы уже рассматривали на таких примерах, как: кислород и озон; графит, алмаз, фуллерен и карбин; красный, белый и черный фосфор и т. д. 34 Явление существования химического элемента в виде нескольких простых веществ называют аллотропией. Простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называют аллотропными видоизменениями, или аллотропными модификациями. Аллотропия характерна для больщинства неметаллов. Однако аллотропия возможна и у металлов. Рентгеноструктурный анализ кристаллических рещеток металлов показал, что многие из них (Na, Be, Са, Сг, W, Мп, Fe, Со, Ni, Sn и др.) способны образовывать несколько аллотропных модификаций. Все они различаются кристаллической структурой. Например, железо имеет четыре аллотропных видоизменения: а, Р, у, 5. 3. Изомерия. Существуют соединения, имеющие одинаковый состав, но отличающиеся последовательностью соединения атомов в молекуле и расположением их в пространстве, а потому и свойствами. Эти соединения называют изомерами, а явление носит название изомерии. Это явление встречается среди неорганических и органических соединений. При изучении органической химии вы подробно ознакомились с этим явлением. 4. Гомология также является причиной многообразия веществ. Это явление характерно для каждого класса органических соединений. Гомологи — это соединения, имеющие одинаковое строение, одинаковые химические свойства, но отличающиеся по составу на целое число групп CHj. Зная химические свойства одного вещества в гомологическом ряду, можно характеризовать весь класс органических соединений. 5. Вещества, которые нас окружают, имеют не только природное происхождение. Огромное число веществ получают искусственным путем с помощью химического синтеза. Поэтому химический синтез также является причиной многообразия химических соединений. Таким образом, изотопия, аллотропия, изомерия, гомология, химический синтез — все это причины многообразия веществ. Выполните упражнение 9 (с. 41). Решите задачи 1, 2 (с. 41). § 10. Дисперсные системы При изучении неорганической химии вы приобрели первые представления о растворах и процессе растворения веществ в воде. Там же упоминалось, что при смещивании веществ с водой образуются и однородные (гомогенные) системы (характерное свойство растворов), и неоднородные (гетерогенные), т. е. суспензии и эмульсии. Задумались ли вы, почему одни вещества с водой образуют однородную систему, а другие — неоднородную? Чтобы ответить на этот вопрос, следует выяснить, что происходит в процессе растворения веществ в воде. При растворении вещества измельчают- 35 ся — дробятся. Поэтому истинные растворы, а также суспензии и эмульсии относят к дисперсным системам {диспергирование означает раздробление). Дисперсных систем известно много. Они различаются между собой в зависимости от того, какие частицы (твердые, жидкие, газообразные) и в какой среде (жидкой, газообразной) распределены. Так, например, одной из таких дисперсных систем является дым или пыль в воздухе: воздух — смесь газов, а частицы — мелкораздробленные твердые вещества. Туман — это дисперсная система, где среда — воздух, диспергированные частицы — мелкие капли жидкости. Наибольшее значение в практике имеют дисперсные системы, в которых средой являются вода и другие жидкости. Эти системы в зависимости от размеров частиц подразделяют на истинные растворы, или просто растворы, коллоидные растворы и грубодисперсные системы, или суспензии и эмульсии (табл. 1). Следовательно, истинные растворы тоже относят к дисперсным системам, но в них диспергированные частицы исключительно малы. Именно поэтому истинные растворы называют однородными системами, ибо их неоднородность нельзя обнаружить даже с помощью ультрамикроскопа. В истинных растворах диспергированными частицами являются отдельные молекулы, ионы или их гидраты. Размеры этих частиц меньше 1 нм (10"’ м). Области применения истинных растворов весьма обширны. Они вам в основном знакомы. Это промышленность и сельское хозяйство, медицина и быт. Работая в школьной химической лаборатории, вы убедились, что для проведения реакций между солями, кислотами, щелочами, как правило, используют водные растворы этих веществ. Вам также известно, что растения усваивают минеральные удобрения только в растворенном виде. Поэтому очень важно в целях получения высоких урожаев и защиты растений от вредителей и болезней уметь приготавливать растворы соответствующих веществ. ■ Вы уже знаете, как готовить раствор с заданной массовой долей растворенного вещества. В лабораторных исследованиях удобнее пользоваться растворами с определенной молярностью. Рассмотрим приготовление растворов определенной молярной концентрации. Молярной концентрацией (молярностью) раствора называют отношение количества растворенного вещества к объему раствора. См(^) = v(x) V(р-ра) Единица измерения молярной концентрации (с,^) — моль/л. 36 Таблица 1. Дисперсные системы Виды дисперсных систем и размеры частиц, нм* Примеры Внешний вид дисперсных систем и видимость частиц Способность осаждаться (расслаи- ваться) Способность частиц задерживаться фильтрами 1. Грубодисперсные системы: а) суспензии (больше 100 нм) Смесь глины с водой Мутные. Частицы видны невооруженным глазом Осаждаются легко, иногда в течение нескольких минут Задерживаются обычными фильтрами, например фильтровальной бумагой б) эмульсии (больше 100 нм) Смесь растительного масла или бензина с водой Мутные. Отдельные капельки видны невооруженным глазом » 2. Тонкодисперсные системы: а) коллоидные растворы (1—100 нм) Раствор яичного белка в воде Прозрачные. Отдельные частицы обнаруживаются только при помощи ультрамикроскопа Осаждаются с трудом Задерживаются фильтрами с очень маленькими порами (пергаментная бумага) б) истинные растворы (меньше 1 нм) Раствор сахара или поваренной соли в воде Прозрачные. Отдельные частицы нельзя обнаружить даже при помощи ультрамикроскопа Не осаждаются Фильтрами не задерживаются * 1 нм (нанометр) = 1(Г^ м. В практике часто используют растворы следующей молярной концентрации: 1М — одномолярный раствор (дг) = 1,0 моль/л) 0,1М — децимолярный раствор (с^Дд:) = 0,1 моль/л) 0,01 М — сантимолярный раствор (с^, (х) = 0,01 моль/л) Запись, например, 0,2М NaOH означает, что в 1 л раствора содержится 0,2 моль едкого натра, т. е. молярная концентрация едкого натра в растворе составляет 0,2 моль/л. 37 Задача 1. Приготовьте 250 мл раствора 0,5М NaOH. Для этого надо рассчитать массу гидроксида натрия, необходимого для приготовления раствора. Дано: 250 мл р-ра (NaOH) = 0,5 моль/л m(NaOH)-? Решение: 1) 1000 мл р-ра — 0,5 моль NaOH 250 мл р-ра — X моль NaOH 250-0,5 х = 1000 = 0,125 моль NaOH или V (NaOH) = 0,25 • 0,5 моль/л = 0,125 моль 2) m(NaOH) = M-v = 5 г В мерную колбу на 250 мл перенесите рассчитанную массу едкого натра, растворите в небольшом объеме дистиллированной воды и долейте воду до метки. Молярная концентрация раствора связана с массовой долей растворенного вещества (выраженной в процентах) соотношением: а;(д:)-р(р-ра) (лг) = М (л:) Задача 2. К 400 мл 25%-ного раствора сульфата меди(П) плотностью 1,2 г/см^ прилили 250 мл воды. Определите молярную концентрацию и массовую долю медного купороса (CuSO^ • 5Н2О) в полученном растворе. Дано: Fj (р-ра) = 400 мл a;,(CuS04-5H20) = 25% р, (р-ра) = 1,2 г/см^ F(H20) = 250 мл c^,2(CuS04*5H20)- ? a;2(CuSO. • 5Н2О) — ? Решение: 1) Определим массу 25%-ного раствора медного купороса и массу CuSO^ • 5Н2О в нем: mj (р-ра) = F, (р-ра) • р, (р-ра) = = 400-1,2 = 480 (г) (CuSO^ - 5Н2О) = = m, (р-ра) • (CuSO^ • 5Н2О) = = 480-0,25 = 120 (г) 2) Рассчитаем массу полученного раствора и массовую долю медного купороса в этом растворе: (р-ра) = 480 г -f 250 мл -1 г/мл = 730 г W, (CuSO, • 5Н2О) • 100% 120 W, (CuSO, • 5Н2О) ---100% = 16,4% 2 V 4 2 ^ 730 38 3) Рассчитаем объем полученного раствора и его молярную концентрацию; V, (Р‘Ра) = 400 + 250 = 650 мл = 0,65 л v(CuS0,-5H20) = m(CuSO. «ЗНгО) 120 MCCuSO, -ЗНзО) 250 = — = 0,48 (моль) Смг (CuSO^ • 5Н2О) = v(CuSO,-ЗНзО) 0,48 V2 (р-ра) 0,65 0,74 моль/л~0,74М Большое значение имеют и коллоидные растворы. Коллоидные растворы называют золями. Как следует из данных таблицы 1, они отличаются от истинных растворов размерами частиц растворенного вещества и специфическими свойствами. Если в истинных растворах диаметр частиц меньше 1 нм, то размеры частиц в коллоидных растворах составляют от 1 до 100 нм и даже больше. Эти частицы обычно состоят из множества молекул или атомов. Так как размеры молекул некоторых высокомолекулярных веществ превышают 1 нм, то растворы этих вешеств, например белков, тоже коллоидные растворы. Из курса общей биологии вам известно, что частицы такого размера можно обнаружить при помощи ультрамикроскопа, в котором используется принцип рассеивания света. Благодаря этому коллоидная частица в нем кажется яркой точкой на темном фоне. Коллоидные растворы образуются при растворении в воде некоторых высокомолекулярных веществ, например белков, а также при химических реакциях. Так, при взаимодействии растворов силикатов с кислотами выделяется кремниевая кислота, которая с водой образует коллоидный раствор. Характерное свойство коллоидных растворов — их прозрачность. В этом они сходны с истинными растворами. Но если пропустить луч света через эти растворы, то можно обнаружить их отличие: при прохождении луча через коллоидный раствор появляется светящийся конус (рис. 14), так как коллоидные частицы крупнее частиц в истинных растворах и по- _ этому способны рассеивать прохо- v дящий свет. Наиболее распространенным растворителем является вода. Кроме воды, в качестве растворителей используют и другие жидкости. а б В отличие от суспензий и эмульсий коллоидные растворы не Пропускание луча света через раст- ^ воры: а — истинный раствор хлорида на- отстаиваются в течение длитель- трия; б — коллоидный раствор гидрюксида же-ного времени, так как их частицы леза(1П) 39 ЗНАЕТЕ ЛИ Ш. ЧТО... ...многие продукты питания (например, молоко) представляют собой коллоидные растворы. Вещества в коллоидном состоянии используют в качестве катализаторов. Тонкоизмель-ченные краски обладают лучшей кроющей способностью. Хорошо измельченные пищевые продукты быстрее усваиваются организмом. сравнительно малы и находятся в постоянном движении в результате действия молекул растворителя. (Повторите из курса физики материал о броуновском движении.) Почему при взаимных столкновениях коллоидные частицы не слипаются? Это объясняется тем, что вещества в коллоидном, т. е. в мелкораздробленном, состоянии обладают большой поверхностью. На этой поверхности адсорбируются либо положительно, либо отрицательно заряженные ионы. Например, кремниевая кислота, полученная при гидролизе силиката натрия. адсорбирует отрицательные ионы SiOg вие диссоциации силиката натрия: 2- которых в растворе много вследст- NajSiOg - /гН2510з + mSiOl~ кол.т10идная частица 2Na"-bSiO|- коллоидная частица с адсорбированными ионами Частицы же с одноименными зарядами взаимно отталкиваются и поэтому не слипаются. При кипячении некоторых коллоидных растворов происходит десорбция заряженных ионов, т. е. коллоидные частицы теряют заряд, начинают укрупняться и оседают. То же самое наблюдается при прилипании какого-либо электролита. В этом случае коллоидная частица притягивает к себе противоположно заряженный ион и ее заряд нейтрализуется. Слипание коллоидных частиц и их оседание из раствора называют коагуляцией. Коллоидные растворы широко распространены в природе. Так, например, яичный белок и плазма крови представляют собой коллоидные раство- ...жиры не растворяются в воде, но растворяются в бензине, в тетрахлориде углерода CCI4 и в других органических растворителях. На этом свойстве упомянутых растворителей основано удаление жировых пятен на тканях, извлечение масел из семян и т. д. Для растворения различных лаков и красок применяют спирт и ацетон. 40 ры, в которых осуществляются физиологические процессы. Не меньшее значение имеют коллоидные растворы почвы. Очень велика роль коллоидных растворов на производстве. Различные клеи, лаки и краски в основном коллоидные растворы. Некоторые коллоидные растворы при коагуляции образуют студнеобразную массу, которую называют гелем (студнем). Например, 3%-ный раствор желатина в теплой воде превращается в гель. Это объясняется тем, что коллоидные частицы связывают множество молекул воды. Многие гели вам известны из повседневной жизни (желе, мармелад, мясной студень, шампуни, косметические гели и др.). Помимо золей, в которых дисперсионной средой является жидкость, существуют аэрозоли, в которых дисперсионной средой служит газ. Примеры аэрозолей — туман и дым. Ответьте на вопросы 10—13. Решите задачи 3—4 (с. 42). 1. Охарактеризуйте сущность основных видов химической связи и примерами поясните зависимость свойств веществ от их строения. 2. Даны вещества: хлорид калия, хло-роводорюд, кислород, этанол. Чем отличаются эти вещества по своему строению и видам связи? 3. Между атомами элементов с атомными номерами 8 и 16 возникает связь 1) металлическая 2) ионная 3) ковалентная 4) водородная 4. Установите соответствие между видом связи в веществе и формулой химического соединения. 1) ионная А. Fe 2) ковалентная полярная Б. (Н20)^ 3) металлическая В. BaCl2 4) водородная Г. Н2О 1 2 3 4 5*. Приведите примеры образования органических и неорганических веществ на основе sp-, sp^- и 5р^-гибридизации. 6*. Что общего у молекул метана, аммиака и воды и чем они отличаются по строению? 7. Примерами поясните зависимость свойств веществ от типа кристаллических решеток. 8. Установите соответствие между названием вещества и типом его кристаллической рещетки. 1) хлорид кальция А. Молекулярная 2) алюминий Б. Атомная 3) иод В. Ионная 4) карборунд Г. Металлическая 1 2 3 4 9. Изомерия является одной из причин многообразия веществ. Составьте схему «Виды изомерии органических соединений». Приведите примеры веществ, для которых характерен тот или иной вид изомерии. 10. Приведите примеры дисперсных систем и укажите их сходные и отличительные свойства. 11. Охарактеризуйте коллоидные растворы. Чем они отличаются от истинных растворов? 12. Каково строение коллоидных частиц? Чем такое стрюение объясняется и как оно отражается на свойствах коллоидных растворов? 13. Каково значение коллоидных растворов? 41 • 1. к 200 г раствора, содержащего 24% нитрата калия, добавили 800 мл воды. Определите массовую долю (в процентах) нитрата калия в полученном растворе. 2. В какой массе воды нужно растворить 27,8 г кристаллогидрата сульфата железа(И) FeS04 • 7Н2О, чтобы получить 3,8%-ный раствор сульфата железа(И) FeS04? 3. К раствору, содержащему 12,6 г азотной кислоты, добавили раствор, содержащий 7,2 г гидрюксида натрия. Сколько соли при этом образуется? Какое вещество останется в избытке? Какова его масса? 4. К 500 мл 0,5М раствора гидроксида калия прилили раствор хлорида меди(П). Вычислите массу и количество вещества образовавшегося осадка. Практическая работа 1 Приготовление растворов с заданной молярной концентрацией. При подготовке к практической работе повторите § 10. I. Рассчитайте массу соли, которую необходимо взять для приготовления: Первый вариант — 100 мл 0,1М раствора хлорида натрия. Второй вариант— 100 мл 0.2М раствора хлорида калия. II. Ход выполнения работы. 1. Отвесьте рассчитанную вами массу соли; поместите соль в мерную колбу вместимостью 100 мл. 2. Растворите соль в небольшом количестве дистиллированной воды, затем долейте воду до метки. Чтобы не перелить воду, последние капли добавляйте с помощью пипетки. 3. Закройте мерную колбу пробкой и несколько раз переверните вверх дном, придерживая пробку пальцем. (Каждый раз, когда раствор в колбе примет «нормальное» положение, открывайте пробку.) III. Составьте отчет о работе в произвольной форме. Если в кабинете нет достаточного количества мерных колб, молярный раствор можно приготовить в мерном цилиндре или химическом стакане с делениями, указывающими объем воды при комнатной температуре. Для перемешивания раствора в этих сосудах пользуются чистой стеклянной палочкой, которую нельзя класть на стол; лучше помещать ее в чистую пробирку (стакан). Химические реакции ГЛАВА IV § 11. Классификация химических реакций в курсах неорганической и органической химии вы ознакомились с различными типами химических реакций. Обобщим этот материал. Изученные вами химические реакции можно классифицировать по следующим признакам: изменению степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (окислительно-восстановительные реакции); числу и составу исходных и образующихся веществ (реакции разложения, соединения, замещения, обмена); тепловому эффекту (экзотермические и эндотермические реакции); обратимости (обратимые и необратимые реакции). I. По изменению степени окисления (схема 3). Все химические реакции подразделяют на те, в которых изменяются степени окисления атомов, и на те, в которых степени окисления не изменяются. Схема 3 окислитель +2 -2>' окисляется 2Hgqi2Hg + Ojt г I ' восстановитель восстанавливается г'‘П о о +1-2 4Li + 02 = 2U2O о о . +3 -2 2А1 + 35 = AI2S3 0+1+2 О Zn + 2НС1 = ZnCl2 + H2t 2СН3СООН + Mg — —> (СНзСОО)2Мв + H2t о о С + 2Н. -4 +1 сн. 2СН3СОО + 2Н + Mg 2+ 2СН3СОО + Mg" + H2t 2+ Mg + 2Н = Mg + Hjt 12 " V..114 * По указанному образцу можно анализировать уравнения всех окислительновосстановительных реакций. 43 Процессы, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, т. е. переход или смещение электронов от атомов одних элементов к атомам других элементов, называют окислительно-восстановительными реакциями. Есть и такие окислительно-восстановительные реакции, которые не относятся к указанным в схеме 3, например: Си + 4HNO3 = Си(ЫОз)2 + 2ЙОгТ + 2НзО (конц.) При расстановке коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций чаще других используют метод электронного баланса. Используя этот метод, необходимо знать формулы реагентов и продуктов реакции и то, как изменяются степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Для этого составляют вспомогательные уравнения, показывающие переход электронов, например: 2NH3-H3O2 =N2 -Н6Н2О -3 о 1) 2N-6e о О2 +4е- +5 ►N2 -2 20 -1 2; окисление 3; восстановление 2) 4КС10з=КС1-нЗКС10^ С1-ь6е—С1 2 1; +5 +7 С\-2е^С\ 6 3; восстановление окисление Ответьте на вопросы 1, 2 (с. 48). II. По числу И составу исходных и образующихся веществ (схема 4). В схеме 4 даны только отдельные примеры соответствующих реакций. Основная цель этой схемы — помочь проанализировать любое уравнение химической реакции. Причем особое внимание следует уделить следующим вопросам. 1. Выяснить, не относится ли данная реакция к окислительно-восстановительным. Если составленное вами уравнение отображает окислительно-восстановительный процесс, обязательно нужно проставить над соответствующими знаками химических элементов степени окисления, показать переход электронов и пояснить, что окисляется и что восстанавливается, что является окислителем и что восстановителем. 44 Схема 4 Классификация химических реакций по числу и составу исходных и образующихся веществ Химические реакции разложения В результате реакции из одного вещества образуются два или несколько других веществ: 12е- -iO . -1 о 2KCIO3 =2КС1 + ЗОзТ 2СН4 = C2H2t -h 3H2t замещения соединения В результате реакции из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество: о о . +3 -1 2Fe + 3CI2 = 2РеС1з Н—С=С—Н+Н,0 катализатор сн,— о 'Н обмена Протекают между простым и сложным Протекают между двумя сложными ве- веществами, при этом атомы простого ществами, которые обмениваются со- вещества замещают атомы одного из ставными частями: элементов в сложном веществе: ^2е-—1 +10+2 0 Ре2(504)з -1- 3BaCl2 =3BaS04i -1- 2РеС1з Ва^"" -1- S04"=BaS04i 2AgN03 + Fe = Ре(ЫОз)2 -t- 2Agi НСООН -н NaOH —HCOONa -h Н2О СН4 -h CI2 ^ CH3CI -H HCl Н^ + ОН" —^ Н2О Реакции, характерные для органических веществ протекающие по радикальному механизму* СН4 + CI2 :С1:д: -Н Н:С:Н + С1: Н CH3CI -ь НС1 свободные радикалы протекающие по ионному механизму ^ Н > Н:С:СН +:Вт~. НН 8+ 8- Н:С:С:Н -ь Н:Вг: НН :С1- + -а - Н " ионы ^Н:С- -ь Н:С1: Н ■ ! ' н ■ ' Н " Н:С- + :С1:С1: —> Н:С:С1: -н С\: н ’ н ■■ * В неорганической химии некоторые реакции тоже протекают по радикальному механизму, например взаимодействие хлора с водородом: .н Н:С:С:Н -н :Вг: НН ВгН Н:С:С:Н НН :С\:С\: :С1- -ь С): Н:Н + С\: свободные радикалы — Н:С1: -ь Н- 45 2. Обратить внимание, не нужно ли приведенное вами уравнение химической реакции изобразить не только в молекулярном, но и в ионном виде. Если данная реакция обмена или замещения протекает в водном растворе и в ней участвуют ионы, то, кроме молекулярного уравнения, необходимо составить также полное и сокращенное ионные уравнения. Приводя примеры реакций ионного обмена, следует помнить, что они протекают до конца в следующих случаях: 1) если в результате реакции выделяется газообразное вещество; 2) если в результате реакции выпадает осадок; 3) если в результате реакции образуется малодиссоциирующее соединение. Ответьте на вопросы 3, 4, 7, 8 (с. 48). III. По тепловому эффекту Как вам известно, одни химические реакции протекают с выделением теплоты, а другие — с поглощением. Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакции, называют тепловым эффектом данной химической реакции. По тепловому эффекту химические реакции подразделяют на две группы: экзотермические и эндотермические. Экзотермическими называют реакции, которые протекают с выделением теплоты. Пример: Н, (г) -ь CL (г) = 2НС1 (г) -н 184,6 кДж Эндотермическими называют реакции, которые протекают с поглощением теплоты. Пример: VoN, (г) •+• VoOo (^) = (г) “ На практике пользуются понятиями «теплота образования» и «теплота сгорания». Эти понятия относят к одному молю вещества. 46 Теплотой образования называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании одного моля соединения из простых веществ. Так, например, теплота образования одного моля жидкой воды из 2 г (один моль) водорода и 16 г (0,5 моль) кислорода равна 285,8 кДж: Нг (г) + V2O2 (г) = Н2О (жидк.) + 285,8 кДж Теплотой сгорания называют количество теплоты, которое выделяется при сгорании одного моля вещества. Например, теплота сгорания ацетилена равна 1300 кДж: С2Н2 (г) -н 2 V2O2 (г) = Н2О (г) -Ь 2СО2 (г) + 1300 кДж Химические уравнения, в которых указано количество теплоты, выделяемое или поглощаемое при реакции, называют термохимическими. Теплоты образования и сгорания — это важные физические величины, и их численные значения можно найти в соответствующих справочниках. IV. По признаку обратимости Необратимыми называют такие реакции, которые протекают до конца, т. е. до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Примеры: 2Ка6з = 2КС1 + зб2Т AICI3 -ь 3AgN03 = 3AgCU -h А1(КОз)з Al^ -h 3C1" -ь 3Ag^ -h 3NO i = 3AgCl i + Al^ + 3NO i Ag^-hCl- = AgCU -1 Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях, называют обратимыми. Примеры: N2-H3H2 N2 + О2 5 =:2NH3-f Q 2NO- Q О H2SO4, t СНз-С<^^^+Н-0-С,Нз СНз -С о -нН.О ^О—с,н ^ 47 Обратимость химических реакций создает много проблем в химической технологии. Необходимо создавать условия для увеличения выхода продукта реакции. Для этого надо знать правила смещения химического равновесия (см. § 13). Ответьте на вопрюсы 5, 6. Решите задачи 1, 2. 1. Охарактеризуйте основные типы химических реакций по их важнейшим признакам. Приведите примеры. 2. Согласно схеме 3 приведите по два примера реакций разложения, соединения и замещения (кроме указанных). Напишите уравнения этих реакций. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций проставьте степени окисления и покажите переход электронов. 3. Определите, к какому типу относят перечисленные ниже химические реакции, и объясните их сущность: а) взаимодействие раствора хлорида железа(1П) с гидроксидом натрия; б) разложение хлората калия при нагревании; в) окисление оксида cepbi(IV); г) разложение карбоната кальция при нагревании; д) взаимодействие алюминия с серой. Составьте уравнения этих реакций. 4. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в уравнении окислительно-восстановительной реакции НС1 ч- МпОз — MnClj + CI2 + Н2О Укажите окислитель и восстановитель. 5. На конкретных примерах поясните, что означают понятия «тепловой эффект реакции», «теплота образования» и «теплота сгорания». 6. Какие реакции называют обратимыми и какие — необратимыми? Приведите конкретные примеры. 7. При каких условиях ионные реакции прютекают до конца? Приведите в каждом случае по два примера и составьте уравнения этих реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде. 8. Установите соответствие между реагентами и ионно-молекулярным уравнением реакции. 1) K0H4-H2S04 2) Си(ОН)2-ьНС1 3) NajCOg-bHNOa 4) Na2COg ч- СО2 ч- Н2О A. Си(0Н)2-ь2Н+ = Си2^-ь2Н20 Б. С0|“ч-С02-1-Н20 = 2НС0з B. Н+-ь0Н-=Н20 Г. С0§"ч-2Н^ = С02Ч-Н20 1 2 3 4 • 1. При сгорании 3,27 г цинка вы- делилось 174 кДж. Вычислите теплоту образования оксида цинка (тепловой эффект реакции). 2. При восстановлении железа из 100 г оксида железа(П1) алюминием вьще-лилось 476,0 кДж. Определите тепловой эффект этой реакции. 48 § 12. Скорость химических реакций. Катализ в курсе неорганической химии (9 класс) вы ознакомились с понятием «скорость химических реакций». Теперь рассмотрим его более подробно. На практике вы встречались с реакциями, которые протекают в растворах и между веществами в газообразном состоянии, например между азотом и водородом при синтезе аммиака. В этих случаях среда однородная, т. е. гомогенная (не имеющая внутренних границ раздела между веществами). Вам известны и такие реакции, в которых реагирующие вещества не образуют гомогенную среду. Примером является горение угля и других твердых веществ. Оно происходит в неоднородной, т. е. гетерогенной, среде (имеющей внутренние границы раздела). В связи с этим при рассмотрении вопроса о скорости химической реакции необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной и гетерогенной системах. Раздел химии, который изучает скорость химических реакций и ее зависимость от различных факторов, называют химической кинетикой. В гомогенных реакциях частицы веществ реагируют одинаково во всем объеме системы, в гетерогенных реакциях — только на поверхности (границе раздела). Так, например, при горении угля молекулы кислорода реагируют только с теми атомами углерода, которые находятся на поверхности. При измельчении угля его поверхность возрастает и скорость горения увеличивается. Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы. При этом безразлично, о каком из участвующих в реакции веществе идет речь: все они связаны уравнением реакции, и по изменению концент- ...первые научные представления о катализе возникли почти одновременно с развитием атомной теории строения вещества. В 1806 г. Н. Клеман и Ш. Дезорм опубликовали подробные данные об ускорении процесса окисления SO2 в присутствии оксидов азота при камерном производстве серной кислоты. Шесть лет спустя К. С. Кирхгоф писал об ускоряющем влиянии разбавленных минеральных кислот на гидролиз крахмала. Этим для тех времен необычным химическим явлениям Й. Я. Берцелиус в 1835 г. дал общее название — катализ (греч. «каталио» — разрушать). 49 рации одного из веществ можно судить об изменениях концентраций всех остальных. Концентрацию выражают в моль/л, а время — в секундах или минутах. Определим в общем виде скорость гомогенной реакции, протекающей по уравнению: A+B=C+D Допустим, концентрация вещества А в некоторый момент времени составляет С, моль/л. По мере расходования (^3) вещества А его концентрация станет меньше — С2 моль/л. Тогда скорость реакции может быть определена так: С2 -Ct АС to - и М v = -- Знак «минус» указывает на уменьшение концентрации реагентов (при протекании реакции количество каждого реагента уменьшается). Для продуктов реакции АС — положительная величина, так как кон- центрация продуктов в ходе реакции возрастает. Тогда: v = ±—, так как Ы: скорость реакции может быть только положительной величиной. Скорость гомогенной реакции определяется изменением концентрации одного из вступивших в реакцию или образующихся в результате реакции веществ в единицу времени. Поскольку скорость реакции все время изменяется, то можно говорить о мгновенной скорости реакции, т. е. скорости в данный момент времени. В гетерогенных реакциях скорость не выражают через концентрацию, поскольку вещества реагируют не в объеме, а на поверхности. Скорость гетерогенной реакции определяется числом молей веществ, вступивших в реакцию или образующихся в результате реакции в единицу времени на единице поверхности. Но так как площадь поверхности и площадь соприкосновения быстро меняются, то расчеты очень специфичны и сложны. ■ Энергия активации. Химические реакции происходят только при столкновении частиц реагирующих веществ. Причем столкновение должно быть эффективным, приводящим к перегруппировке атомов и образованию новых веществ. Для этого реагирующие частицы должны обладать достаточной энергией, за счет которой можно преодолеть отталкивание электронных оболочек атомов. 50 Энергия активации — это средняя избыточная энергия, которой должны обладать реагирующие частицы (атомы, молекулы), чтобы преодолеть потенциальный барьер, разделяющий в химической реакции реагенты и продукты. Если барьер невелик, то большинство частиц может его преодолеть, поэтому скорость реакции высокая. Если энергия активации значительна, реакция протекает медленно. Энергию активации определяют экспериментально, исследуя зависимость скорости реакции от температуры. В результате эффективного столкновения частиц образуется промежуточная группировка атомов — активированный комплекс (рис. 15). Эта группировка очень активна, выделить ее в индивидуальном состоянии невозможно. Она существует очень короткое время (порядка 10“^^ с). В качестве примера рассмотрим реакцию синтеза иодоводорода. 2HI При столкновении молекулы водорода и молекулы иода, если они обладают достаточной энергией, образуется активированный комплекс Hj—12. Далее эта частица может или вернуться к исходному состоянию (реакция не происходит) или превратиться в две молекулы иодоводорода (см. рис. 15). Из рисунка видно, что образование нового вещества сопровождается выделением энергии (АЯ). Произошла экзотермическая реакция. Таким образом, энергия активации — это разность между значениями средней энергии активированных комплексов и средней энергии исходных молекул. 51 Факторы, влияющие на скорость гомогенных и гетерогенных реакций. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливается основным законом химической кинетики — законом действующих масс: Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для реакции А -ь В = С -Н D закон выразится уравнением: v = k-C^-Cs, где Сд и Сд — концентрация веществ А и В (моль/л), k — коэффициент пропорциональности (константа скорости реакции, численно равная скорости химической реакции при концентрациях реагирующих веществ в 1 моль/л). Константа скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от концентраций веществ. Приведенное выше выражение скорости реакции называют кинетическим уравнением реакции. Например, для уравнения реакции 2Н2-ь02 = 2Н20 кинетическое уравнение реакции имеет вид: Показатель степени, в которой концентрация вещества входит в кинетическое уравнение, называют порядком химической реакции по данному веществу, а сумму показателей всех реагентов — порядком реакции в целом. Приведенная выше реакция будет реакцией второго порядка по водороду, первого порядка по кислороду и третьего порядка в целом. Закон действующих масс не учитывает реагирующие вещества, находящиеся в твердом состоянии, так как их концентрация постоянна и они реагируют лишь на поверхности. Например, кинетическое уравнение для реакции горения угля С + 02 = С02 будет выглядеть так: v = k>[0^] Явление катализа и влияние различных факторов на протекание обратимых реакций рассмотрим более подробно. Катализаторы и катализ. В ускорении химических реакций исключительно большая роль принадлежит катализаторам, например, в производстве серной кислоты, аммиака, азотной кислоты, этанола, этаналя и др. Обобщим основные сведения о катализе, катализаторах и каталитических реакциях. Ускорение химических реакций благодаря присутствию некоторых веществ носит название катализа, а замедление — ингибирования. 52 Вещества, которые ускоряют химические реакции, активно участвуют в них, но сами в итоге не расходуются, называют катализаторами. Вещества, которые замедляют скорость химических реакций, называют ингибиторами. Реакции, протекающие под действием катализаторов, называют каталитическими. Может возникнуть вопрос: как объяснить сущность явления катализа? При рассмотрении действия катализаторов следует учесть, что реакции могут протекать в гомогенной и гетерогенной средах. Независимо от того, в какой среде протекает химическая реакция, сущность действия катализаторов одна и та же: катализаторы активно участвуют в данной химической реакции с образованием различных промежуточных соединений. В качестве примера рассмотрим известную вам реакцию этилена с водой, т. е. получения этанола из этилена. Для осуществления реакции этилена с водой применяют различные катализаторы. Наиболее эффективным катализатором при производстве этанола является ортофосфорная кислота, а в лабораторных условиях — серная. Оказывается, что этилен с водой непосредственно не реагирует, но с серной кислотой реакция протекает: СН2=СНз -ь Н—О—SO2—ОН Этилсульфат реагирует с водой: СН3—СН2- -О—SO.—ОН этилсульфат СН3—СН2- -О—SO2—ОН-ь НОН СН3—СН2—он + но- -SO2—он Из уравнения видно, что этилсульфат является промежуточным соединением, которое увеличивает скорость реакции. Многие каталитические реакции протекают в гетерогенной среде. Характерный пример такого процесса — окисление оксида серы(1У) в оксид серы(У1) при производстве серной кислоты контактным способом (см. § 14). В качестве катализатора в этой реакции применяют оксид вана-дия(У) V2O5 в размельченном состоянии. Каталитические свойства вещества усиливаются в высокодисперсном, т, е. в сильно раздробленном, состоянии или в том случае, если катализатор имеет пористую структуру. Отсюда понятна роль адсорбции в каталитических реакциях, протекающих в гетерогенной среде. Процесс адсорбции способствует увеличению скорости реакции по двум основным причинам: 1) адсорбированные молекулы реагирующих веществ более тесно соприкасаются; 53 2) притяжение реагирующих молекул к поверхности катализатора ослабляет существующие в них химические связи, т. е. способствует их разрыву и образованию промежуточных, неустойчивых высокоактивных частиц, что ускоряет образование продукта реакции. Напомним, что повышение температуры — необходимое условие активирования молекул, так как при этом повышается способность к разрыву в них химических связей. Используя катализатор, можно увеличить скорость реакции при более низкой температуре, так как катализатор также способствует разрыву химических связей. Процесс синтеза аммиака — характерный пример, подтверждающий взаимную роль температуры и катализатора в ускорении химических реакций. Основные факторы, влияющие на скорость химических реакций, указаны в таблице 2. Таблица 2. Основные факторы, влияющие на скорость химических реакций Фактор Примеры Теоретическое обоснование 1. Природа реагирующих веществ Металлы (калий, натрий) с одним и тем же веществом — водой — реагируют с различной скоростью (в одинаковом состоянии и при равных условиях) Сущность реакций металлов с водой заключается в том, что ато.мы металлов отдают электроны, т. е. окисляются. Атомы калия обладают большим атомным радиусом, чем атомы натрия, и поэтому отдают электроны гораздо энергичнее 2. Концентрация (для веществ в растворенном состоянии и газов) Горение веществ в чистом кислороде происходит активнее, чем в воздухе, где концентрация кислорода почти в пять раз мень-ще Чтобы произошла реакция, необходимо столкновение молекул реагирующих веществ. Частота же столкновений зависит от числа молекул в единице объема, т. е. от концентрации 3. Поверхность реагирующих веществ (для веществ в твердом состоянии скорость химических реакций прямо пропорциона-чьиа поверхности реагирующих веществ) Вещества железо и сера в твердом состоянии реагируют достаточно быстро лишь при предварительном измельчении и перемешивании При измельчении вещества увеличивается поверхность соприкосновения реагирующих веществ 54 Продолжение Фактор Примеры Теоретическое обоснование 4. Температура. При повышении температуры скорость большинства химических реакций увеличивается* 5. Наличие катализаторов (веществ, ускоряющих химические реакции) или ингибиторов (веществ, замедляющих химические реакции) Со многими веществами кислород начинает реагировать с заметной скоростью уже при обычной температуре (медленное окисление). При повышении температуры скорость окисления резко увеличивается и начинается бурная реакция (горение) Разложение бертолле-товой соли и пероксида водорода ускоряется оксидом марган-ца(1У). В присутствии ингибиторов соляная кислота становится инертной по отношению к металлам При столкновении реагируют только те молекулы, которые обладают достаточной кинетической энергией. При повышении температуры доля активных молекул возрастает Под действием катализаторов вещества становятся реакционноспособными при более низкой температуре. Например, бертолле-това соль становится реакционноспособной только при 400 °С, а в присутствии Мп02 — при 200 °С * При повышении температуры на каждые 10 °С скорость химических реакций возрастает в среднем в два—четыре раза, что можно выразить и математически: ^2 ~ h где — скорость реакции при повышенной температуре; V(^ — скорость реакции при начальной температуре; у — температурный коэффициент. Ответьте на вопросы 1—6 (с. 62). Решите задачи 1—2 (с. 63). ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...твердые катализаторы теряют свою активность (отравляются) в присутствии определенных веществ — ядов катализаторов. ...промоторы — вещества, повышающие активность катализаторов. 55 ...в 1918 г. на складах в Нижнем Новгороде и других местах скопились огромные массы нефтяных отходов в виде солярового масла и мазута. В том же году Н. Д. Зелинскому удалось с помощью катализатора — хлорида аммония — раздробить крупные молекулы солярового масла на более мелкие и в конце процесса получить смесь, близкую по составу к бензину. Через пол года производство бензина по методу Н. Д. Зелинского на заводе в Кускове уже действовало. Н. Д. Зелинский любил говорить: «Неосуществимых реакций нет, а если реакция не идет, то еще не найден катализатор». § 13. Химическое равновесие и условия его смещения Известны такие химические реакции, которые при данных условиях до конца не идут. Так, например, при растворении в воде оксида серы(1У) может образоваться только определенное количество сернистой кислоты. Это объясняется тем, что сернистая кислота непрочная, и происходит обратная реакция, т. е. разложение на оксид серы(1У) и воду. Следовательно, данная реакция не идет до конца потому, что одновременно происходят две реакции — прямая (между оксидом серы(1У) и водой) и обратная (разложение сернистой кислоты): SO2 + 1^2^ H2SO3 Как вы помните, подобные химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях, называют обратимыми. Химическое равновесие. Поскольку скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ, то вначале скорость прямой реакции (r^j) должна быть максимальной, а скорость обратной реакции равняться нулю. Концентрация реагирующих веществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается. Поэтому скорость прямой реакции (t^j) уменьшается, а скорость обратной реакции {оЛ увеличивается. В определенный момент времени скорости прямой и ооратной реакций становятся равными: v^ = v^. Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием. В состоянии химического равновесия количественное соотношение между реагирующими веществами и продуктами реакции остается постоян- 56 ным: сколько молекул продукта реакции в единицу времени образуется, столько их и разлагается. Однако состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация веществ, температура и давление. Смещение химического равновесия. Многие химические продукты получают в результате обратимых химических реакций. Поэтому необходимо знать, при каких условиях в состоянии равновесия выход продукта увеличивается. Если при изменении условий (концентрации веществ, температуры, давления) в состоянии химического равновесия выход продукта увеличивается, то считают, что равновесие сместилось вправо, если уменьшается — то влево. Так, например, при производстве серной кислоты требуется окислить оксид cepbi(IV) в оксид серы(У1). Данная реакция является экзотермической и обратимой: 2502-н02<=^250з + (2 Экспериментально было доказано, что эту реакцию эффективнее осуществлять при более низкой температуре, но при повышенном давлении. Влияние изменения температуры на процесс окисления оксида серы(1У) показано в таблице 3. Таблица 3. Массовая доля оксида серы(VI) в состоянии равновесия при разных температурах Температура (в ”С), при которой Массовая доля SO3 (в %) в газовой смеси происходит реакция 1000 5 600 73,0 500 93,5 400 99,2 Многочисленные исследования показали, что смещение химического равновесия подчиняется правилу, названному принципом Ле Шателье: При изменении внешних условий химическое равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет это внешнее воздействие. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции: 250з?=*:2802-н02-(2 Поэтому масса оксида серы(У1) в газовой смеси уменьшается (см. табл. 3). 57 При повышении давления равновесие смещается в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема: 2SO2 + O2 2SO3 + Q Как видно из уравнения, из трех объемов газовой смеси образуются два объема оксида серы(У1), поэтому давление внутри системы уменьшается. При увеличении концентрации какого-либо компонента равновесие смещается в сторону уменьшения концентрации этого компонета. Если, например, в смеси, находящейся в химическом равновесии при 400 °С, увеличится концентрация оксида серы(У1), то равновесие сместится в сторону исходных веществ. Катализаторы в равной степени ускоряют как прямую, так и обратную реакции и поэтому не смещают равновесие, но ускоряют наступление равновесия. Роль катализаторов заключается в том, что они увеличивают число активных молекул. Вследствие этого на химических производствах химическую реакцию с оксидом серы(1У) можно осуществлять при более низкой температуре. Окисление оксида серы(1У) в оксид серы(У1) выгодно проводить при 400 °С с участием катализатора, так как скорость реакции без него при этой температуре недостаточна. Ответьте на вопросы 7—8 (с. 63). Решите задачу 3 (с. 63). § 14. Производство серной кислоты контактным способом Серная кислота — один из основных продуктов химической промышленности. Среди минеральных кислот она по объему производства и потребления занимает первое место. Сырьевые источники производства серной кислоты достаточно многообразны (схема 5). Сернокислотные заводы расположены в различных районах нашей страны. На каждом заводе используют тот или иной вид сырья, который добывают поблизости. В последние годы в развитии сернокислотного производства все больше намечается тенденция к комплексному использованию природного сырья. Например, используют оксид серы(1У), образующийся при обжиге сульфидов цветных металлов и сероводорода, который выделяется при коксовании каменного угля или при переработке некоторых природных газов. Так соблюдается принцип комбинирования различных химических производств. Химическая суть процессов в производстве серной кислоты сводится к окислению сырья до оксида серы(У1) и переводу его в кислоту. Получение оксида серы(1У). Первой стадией в производстве серной кислоты является окисление сырья до оксида серы(1У). Несмотря на то что сырьевые источники многообразны, до сих пор в качестве сырья используют преимущественно серу и серный колчедан (пирит). При этом доля колчедана в балансе сырья уменьшается, а доля серы возрастает. 58 Схема 5 Рассмотрим получение оксида серы(1У) на примере обжига серного колчедана: 4FeS2 + 1102 = 2Ре20з + 8SO2 Экспериментальным путем установлены закономерности изменения скорости реакции обжига пирита. Зависимость скорости реакции от условий обжига пирита 1. При пропускании вместо воздуха чистого кислорода увеличивается концентрация одного из реагирующих веществ; следовательно, увеличивается скорость реакции. 2. При дроблении пирита увеличивается поверхность соприкосновения реагирующих веществ, что вызывает увеличение скорости реакции. Но при образовании слищком мелких частиц происходит слеживание, образуется плотный слой, через который кислород почти не проходит. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ уменьшается. Это приводит к снижению скорости реакции. 3. При повышении температуры обжига до 800 °С возрастает доля молекул с достаточной кинетической энергией и скорость реакции увеличивается. При более высокой температуре происходит спекание частиц и скорость реакции падает. Так как реакция обжига пирита является экзотермической, то температура поднимается выше оптимальной, т. е. выше 800 °С. Следовательно, избыточную теплоту нужно отводить и использовать для других целей, например для получения водяного пара. Учеными был решен вопрос о степени измельчения пирита. Известно, что для повышения скорости обжига пирит следует дробить по возможности мельче. Однако спекание мелких частиц препятствует доступу кислорода. 59 Серный колчедан I „ Пыль \ Огарок Концентрированная серная кислота Серная кислота контактного аппарата на склад Рис. 16. Производство серной кислоты: 1 — печь для обжига в кипящем слое; 2 — циклон; 3 — электрофильтр; 4 — сушильная башня; 5 — теплообменник; 6 — контактный аппарат; 7 — поглотительная башня Ученые пришли к выводу, что, применяя принцип противотока, т. е. подавая в печь тонко измельченный пирит сверху и продувая воздух снизу, можно отрегулировать подачу воздуха, чтобы частицы пирита разрыхлялись и оставались в подвижном состоянии (рис. 16). Такой слой мелких частиц назвали кипящим, так как он напоминает кипящую жидкость, через которую прорыва- 60 ются пары. Частицы пирита могут быть очень мелкими: в кипящем слое они не слеживаются и хорошо смешиваются с воздухом. Поэтому процесс обжига происходит очень быстро. Если раньше для обжига пирита требовалось 5—6 ч, то при обжиге в кипящем слое требуется лишь несколько секунд. Работа таких печей полностью механизирована: в печь непрерывно ленточным транспортером подается измельченный пирит, а компрессорами вдувается воздух. Образующийся оксид серы(1У) автоматически отводится для дальнейшей переработки. Заданный технологический режим (температура, подача воздуха и измельченного пирита) регулируется автоматически. Очистка оксида серы(1У). Необходима тщательная очистка оксида серы(1У), так как примеси отравляют катализатор, т. е. теряются его каталитические свойства. Чтобы удалить из газовой смеси пыль, ее пропускают через аппарат, называемый циклоном (см. рис. 16). Он состоит из двух цилиндров, вставленных один в другой. Смесь газов поступает в наружный цилиндр и движется по спирали сверху вниз. Под действием движения газов в циклоне частицы пыли отбрасываются к стенке наружного цилиндра, падают вниз и удаляются. Наиболее мелкие пылинки остаются в газе. Для их удаления смесь направляют в электрофильтры. Эти аппараты состоят из металлических сеток, между которыми протянута тонкая проволока. К ней подводят постоянный электрический ток высокого напряжения (60 000 В). Проволока заряжается отрицательно, а сетка — положительно. Смесь газов поступает в камеру снизу. В результате действия сильного электрического поля пылинки приобретают отрицательный заряд, притягиваются к сетке, где теряют свой заряд, и падают в специальный бункер. От водяных паров газовую смесь очищают в сушильной башне. В эту башню газовая смесь поступает снизу, а сверху противотоком стекает концентрированная серная кислота. Для увеличения поверхности соприкосновения газа и жидкости башню заполняют керамическими кольцами. Окисление оксида серы(1У) в оксид серы(У1). После тщательной очистки оксид серы(1У) и воздух поступают в контактный аппарат (см. рис. 16), где под влиянием катализатора (VjOg) происходит окисление: 2SO2 н- О2 250з+(2 Газовую смесь для начала реакции нужно предварительно нагреть, так как в процессе очистки она охлаждается. Поэтому перед контактным аппаратом устанавливают теплообменник. Горячую газовую смесь, выходящую из контактного аппарата, пропускают по трубам теплообменника, а между ними в противоположном направлении пропускают подогреваемую газовую смесь. В результате происходит теплообмен, т. е. продукты реакции отдают свою теплоту газовой смеси, поступающей в контактный аппарат. Одновременно достигаются две цели: исходные вещества нагреваются, а продукты реакции охлаждаются до нужных температур. 61 в контактном аппарате находятся полки, на которых помещен слоями катализатор — оксид ванадия(У) V2O5. Благодаря катализатору окисление оксида cepbi(IV) происходит при более низкой температуре и равновесие химической реакции смещается вправо. Получение серной кислоты гидратацией оксида серы(У1). Охлажденный в теплообменнике оксид cepbi(VI) направляют в поглотительную башню (см. рис. 16). Казалось бы, оксид cepbi(VI) следует поглощать водой. Однако вместо воды применяют серную кислоту с массовой долей 98%. Почему же для поглощения оксида серы(У1) нельзя использовать воду? Оказывается, оксид серы(У1) до соприкосновения с водой реагирует с ее парами, и образуются мелкие капельки серной кислоты — сернокислотный туман, который водой не поглощается. Над концентрированной серной кислотой водяной пар практически отсутствует. Оксид серы(У1) поглощается концентрированной серной кислотой, реагируя с содержащейся в ней водой: 50з-^Н20 = Н2504-ь(2 Получается безводная серная кислота, при растворении в которой оксида серы(У1) образуется олеум. Основные научные принципы (механизация и автоматизация производственных процессов, создание оптимальных условий для протекания химических реакций, использование теплоты химических реакций и др.), с которыми вы познакомились при изучении производства серной кислоты, являются общими и применяются почти на всех других химических производствах. Охрана окружающей среды. Охране окружающей среды в нашей стране уделяется большое внимание. На сернокислотных заводах предотвратить загрязнение окружающей среды удается путем герметизации аппаратуры и применения газоочистительных установок. Выполните упражнения 9—11 (с. 63). Решите задачу 4 (с. 63). 1. Что такое скорюсть химической реакции и как ее определяют? 2. Приведите примеры реакций, увеличение или уменьшение скорости которых имеет положительное или отрицательное значение на производстве или в быту. Дайте пояснения. 3. В таблице 2 (с. 54) указаны факторы, влияющие на скорость химических реакций, и даны примеры. Приведите для каждого фактора один-два дополнительных примера, составьте уравнения реакций и дайте обоснование их осуществления. 4. Почему катализаторы увеличивают скорость химических реакций? Приведите конкретные примеры. 5. Скорость химической реакции, в которой участвует твердое вещество, увеличивается в результате 1) изменения концентрации реагирующих веществ 2) уменьшения температуры 3) изменения давления 4) увеличения площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ 6. Из курсов неорганической и органической химии приведите три-четыре примера каталитических реакций. 62 7. Объясните, какую систему называют равновесной. Какие условия необходимы для смещения химического равновесия: а) экзшермической реакции; б) эндотермической реакции? 8. Даны уравнения реакций: 2Hg0<=*^2Hg-i-02-Q N2-b3Ho?=t2NH3-hQ N2 + 02^2N0-Q 2H2 + 02?=fc2H20-(-(2 В какую сторону сместится равновесие при повышении: а) температуры; б) давления? 9*. Сформулируйте закон действующих масс применительно к скорости химической реакции и к химическому равновесию. 10. Серную кислоту можно получить из следующих исходных веществ: а) сульфида цинка; б) сероводорода; в) сульфида сурьмы 5Ь25з- Составьте уравнения соответствующих реакций. 11. При сооружении печей для обжига пирита руководствовались следующими закономерностями: скорость реакции растет с повыщением степени измельчения сырья и увеличением температуры обжига. Поясните, какие затруднения возникали при соблюдении этих условий и как их устраняли. 12. Поясните, какие условия необходимы для превращения оксида серы(1У) в оксид серы(У1). • 1. Вычислите среднюю скорость ре- акции А-ьВ—^2^ если начальная концентрация вещества А равна 0,22моль/л, а через 10 с— 0,215 моль/л. Как изменилась за это время концентрация вещества В? 2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 150 до 200 °С, если при повышении температуры на 10 °С скорюсть реакции увеличивается в три раза? 3. Какую массу серной кислоты можно получить из 16 т руды, содержащей 60% дисульфида железа FeS2? 4. Сколько тонн 98%-НОГО раствора серной кислоты можно получить из 2,4 т пирита? § 15. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация с понятиями «электролиты», «неэлектролиты» и «электролитическая диссоциация» вы подробно ознакомились в 9 классе. Водные растворы электролитов проводят электрический ток. К электролитам относят кислоты, основания, соли — важнейшие классы неорганических соединений. Характер взаимодействия веществ с водой зависит от природы вещества, от вида химической связи, от температуры и от некоторых других факторов. Кислоты, основания, соли имеют ионные и/или ковалентные полярные связи. В твердом кристаллическом состоянии ионные соединения не проводят электрический ток, так как ионы в этом случае не свободны, а жестко фиксированы в узлах кристаллической решетки. В растворах же дипольные молекулы воды окружают кристалл, связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор, образуются гидратированные ионы, кристаллическая решетка разрушается. Разрушение 63 кристаллической решетки происходит и в расплавах. Этот процесс получил название электролитическая диссоциация. При растворении в воде полярных соединений ковалентная полярная связь под действием диполей воды переходит в ионную и в растворе появляются гидратированные ионы. Именно они служат носителями зарядов в растворах (или расплавах) электролитов. Таким образом, электролиты — проводники второго рода, т. е. вещества, обладающие ионной проводимостью. (Металлы — проводники первого рода; в них носителями заряда служат электроны.) ■ Для объяснения особенностей водных растворов электролитов в 1887 г. шведский ученый С. Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации. Однако ученый не учитывал всей сложности явлений, протекаюших в растворах. Он рассматривал ионы как свободные частицы, независимые от молекул растворителя. Дальнейшее развитие представлений о растворах электролитов было осуществлено русским химиком И. А. Каблуковым. Он показал, что электролитическую диссоциацию нельзя объяснить без химической теории растворов Д. И. Менделеева. Как известно, Д. И. Менделеев экспериментально обосновал образование химических соединений при взаимодействии растворенного вещества с растворителем. Среди электролитов очень важное место занимают кислоты и основа- ния. Согласно теории Аррениуса, кислоты — это электролиты, диссоциирующие в водной среде с образованием ионов водорода. НС1 = Н"-ьС1~ H2S04 = 2H^-bS02- Согласно Аррениусу, основания — это электролиты, диссоциирующие в водной среде с образованием гидроксид-ионов. КОН = К^-|-ОН-NaOH = Na^-bOH- ■ Кислотно-основное взаимодействие. Теория электролитической диссоциации не могла описать поведение веществ в неводных растворах. Наиболее распространенной теорией, объясняющей поведение веществ в неводных растворах, стала протолитическая теория кислот и оснований, предло- 64 женная датским физикохимиком И. Бренстедом и английским химиком Т. Лоури одновременно (1928—1929). Согласно этой теории, кислоты — это вещества, молекулы или ионы, отщепляющие в данной реакции протоны; основания — вещества, молекулы или ионы, присоединяющие протоны. Кислоты и основания получили общее название протолиты. Кислота и основание существуют как сопряженные пары и связаны между собой уравнением: Кислота Основание + Протон не существует в свободном виде, в воде он образует ион гид-роксония НдО^: H2SO4 + кислота Н2О ^ основание =*= Н3О* н сопряженная кислота HSO: сопряженное основание С переходом протона взаимодействующие соединения поменялись ролями — серная кислота превратилась в сопряженное основание HSO^, а вода (основание) — в сопряженную кислоту НдО^. Уксусная кислота СН3СООН в водном растворе проявляет свойства слабой кислоты: СН3ООН Н2О основание НзО^ -Н СН3СОО- сопряженная кислота сопряженное основание При смещивании серной и уксусной кислот последняя играет роль основания: H2SO4 -н СН3СООН кислота основание СН3СООН; -ь HSO; сопряженная сопряженное кислота основание Кислотно-основное взаимодействие рассматривается как процесс передачи протона. Приведенные примеры показывают, что деление веществ на кислоты и основания носит относительный характер. Протолитическая теория, объясняя явления, происхо/щщие как в водных, так и в неводных растворах, представляет более общую теорию кислот и оснований, чем теория электролитической диссоциации. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1—4 (с. 68). Решите задачи 1, 2 (с. 68). 3 Химия, 11 кл 65 § 16. Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации с понятиями «степень электролитической диссоциации» вы уже знакомы. Это важная количественная характеристика. Степень диссоциации обозначают греческой буквой а (альфа). Степень электролитической диссоциации а — это отношение числа молекул, распавшихся в растворе на ионы, к общему числу исходных молекул, введенных в раствор (или расплав). Значение а изменяется от О (вещество — неэлектролит) до 1 (сильный электролит). Часто эту величину измеряют в процентах. Оценить силу различных электролитов можно, сравнивая степень их электролитической диссоциации при одинаковых условиях. При температуре 18 °С и концентрации электролита 0,1 моль/л в зависимости от степени диссоциации различают; •сильные электролиты: а>30% (соли, щелочи, сильные кислоты); •электролиты средней силы: 3%<а<30% (НдРО^, H2SO3); •слабые электролиты: а<3% (HF, НС10, Н3ВО3, H2S, органические кислоты, основания). Степень диссоциации зависит от: • концентрации раствора (чем более разбавлен раствор, тем а больще); • температуры раствора (с увеличением температуры а увеличивается); • природы растворителя (более полярный растворитель усиливает диссоциацию). Для слабых электролитов существует еще одна характеристика — константа диссоциации (К^). В растворах слабых электролитов устанавливается химическое равновесие, например: СН3СООН СНзСОО--нН^ Здесь можно применить закон действующих масс: [СНзСОО-].[Н-] ^ [СН3СООН] ’ где К — константа диссоциации. Константа диссоциации зависит от температуры, природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита. Для сильных электролитов значение константы диссоциации не определяют, так как в растворе недиссоциированных на ионы молекул практически нет. Чем больще К^, тем больше ионов в растворе, тем сильнее электролит. ■ Водородный показатель (pH) раствора. Вода — очень слабый электролит. Из каждого миллиарда молекул воды только две распадаются на ионы: 66 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...в зависимости от того, что мы едим, значение pH у нас во рту меняется. Потребление сахара в больших количествах приводит к увеличению кислотности слюны. Безопасным для слюны значением pH считается 5,5. Более низкое значение pH вызывает разрушение зубов. Н2О н^ + он- Концентрацию ионов обычно выражают в молях ионов в 1 л. Из уравнения диссоциации воды видно, что концентрации ионов и ионов ОН" одинаковы ([№] = [ОН"]). Опытным путем установлено, что в одном литре воды при комнатной температуре (22 °С) диссоциации подвергается лишь 10"^ моль воды и при этом образуется 10"^моль/л ионов Н"^ и 10"^моль/л ионов ОН". Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде называют ионным произведением воды При температуре 22 °С — величина постоянная, численно равна 10 ,-14. -14 К^ = [Н^]-[ОН-] = 10 Для нейтрального раствора [Н^] = [ОН"] = 10"^ моль/л. Если к нейтральному раствору добавить кислоты, то [Н^] станет больше 10"^ моль/л, а [ОН"] уменьшится, среда раствора станет кислой. Если к нейтральному раствору добавить щелочи, то [ОН"] станет больше 10"^ моль/л, а [Н""] уменьшится, раствор станет щелочным. Кислотность и щелочность раствора принято выражать через концентрацию Н^: для нейтральной среды [№] = 10"^, для кислой среды [Н^] > 10"^, для щелочной среды [Н"^] < 10"^. Пользоваться числами с отрицательными показателями степени неудобно. Принято концентрацию ионов водорода выражать через водородный показатель, обозначаемый символом pH (пэ-ащ). Водородный показатель pH — это десятичный логариф.м концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком. Для нейтрального раствора: pH = -lg[H^]=-lg[10"^] = 7. Для кислых растворов pH <7, для щелочных растворов pH >7. Зная pH раствора, можно рассчитать молярную концентрацию ионов Н^ в растворе: [Н^] = 10"Р” Определение pH имеет важное значение в практической деятельности. Этот показатель широко используют в лабораторных исследованиях, промышленности, сельском хозяйстве и садоводстве. Для медицинских целей проводится измерение pH растворов человеческого организма (например, крови). 67 Существуют различные способы определения pH раствора. Для более точного определения pH служат электронные приборы, которые называют иономерами или рН-метрами. Примерную оценку кислотности водных растворов электролитов можно провести с помощью уже знакомых вам особых веществ — индикаторов (лакмуса, фенолфталеина, метилового оранжевого, универсального индикатора). Ответьте на вопросы и выполните упражнения 5—9. Решите задачу 3. 1. Какие из следующих веществ относят к электролитам, а какие — к неэлектролитам: этиловый спирт, водный раствор гидроксида калия, расплав гидроксида калия, водный раствор сульфата ме-ди(П), соляная кислота, водный раствор глюкозы, раствор кислорода в воде? 2. Составьте уравнения диссоциации следующих электролитов: NaOH, Na3P04, HNO3, СНзСООЫа, РеС1з, Al2(S04>3, Cu(OH)Cl, КН2РО4. 3. В качестве катионов только ионы образуются при диссоциации 1) КОН 3) КНСОз 2) HNO3 4) Na2HP04 4. В качестве анионов только ионы ОН" образуются при диссоциации 1) NaOH 3) А1(0Н)2С1 2) Си(ОН)С1 4) Ыа2СОз • 1. Из 400 мл 20%-ного (по массе) раствора сульфата меди(П) (плотность 1,19 г/мл) при понижении температуры выпал осадок кристаллогидрата CUSO4 • 5Н2О массой 50 г. Какова массовая доля сульфата меди(П) в оставшемся растворе? 5. Степень диссоциации вещества в растворе составляет 97%. Вещество является 1) сильным электролитом 2) слабы.м электролитом 3) электролитом средней силы 4) неэлектролитом 6. Слабым электролитом является 1) гидроксид калия 2) уксусная кислота 3) серная кислота 4) бромид натрия 7*. Чему равно pH 0,001М раствора соляной кислоты? 8*. Определите, больше, меньше или равно 7 pH водных растворов следующих веществ: Na2S04, КОН, HNO3. 9*. Почему pH дождевой воды всегда меньше 7? От чего это зависит? 2. Вычислите массовую долю (в процентах) натрия в соли, полученной при взаимодействии 3 моль NaOH с 1 моль Н3РО4. 3. Вычислите объем газа (н. у.), выделившегося при сливании 150 г 30%-ной соляной кислоты с раствором карбоната натрия, содержащим 0,5 моль этой соли. § 17. Реакции ионного обмена в 9 классе вы подробно изучали реакции ионного обмена. Реакции, протекающие между ионами, называют реакциями ионного обмена. Реакции ионного обмена в водных растворах могут протекать необратимо и обратимо. Необратимо, или до конца, они протекают в том случае, 68 если в результате образуются нерастворимые, газообразные или малодиссо-циирующие вещества. Рассмотрим протекание необратимых реакций ионного обмена с точки зрения теории электролитической диссоциации. Рассмотрим реакцию, протекающую при сливании растворов сульфата меди(П) и гидроксида натрия: CuSO^ + 2NaOH = Cu(OH)2i + NajSO^ В водных растворах сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы, поэтому в ионном виде полное и сокращенное уравнения этой реакции будут выглядеть так: Сц2^ + SQ2- -н 2Na^ + 20Н" = Cu(OH)2i + 2Na^ + SOj" Cu2-^ + 20H- = Cu(0H)2i Сокращенное ионное уравнение показывает, что реакция свелась к взаимодействию ионов и ОН", в результате которого образовалось вещество Си(ОН)2 — слабый электролит. При этом неважно, в состав каких веществ входили эти ионы до их взаимодействия. Можно взять любую растворимую соль двухвалентной меди и любую щелочь, чтобы произошла реакция, соответствующая такому сокращенному ионному уравнению, например: CUCI2 + 2КОН = Cu(OH)2i + 2КС1 Сц2^ + 2С1" + 2К+ + 20Н" = Cu(OH>2i + 2К* + 2С1" Cu2^-H20H" = Cu(0H)2i Рассмотрим следующий случай, когда в результате реакции обмена образуется газообразное вещество: K2S-i-2HCl = 2KCl-l-H2St Из этих четырех веществ первые три — сильные электролиты, сероводород — газообразное вещество молекулярного строения: 2К^ -ь S2- 4- 2Н^ -ь 2CI" = 2К^ + 2С1" -н Сокращенное ионное уравнение показывает, что в результате этой реакции из ионов, входящих в состав сильных электролитов, образовались молекулы слабого электролита (неэлектролита). И в этом случае при взаимодействии любой растворимой соли сероводородной кислоты с другой кислотой образуется газообразное вещество — H2S. 69 Рассмотрим третий случай, когда в результате реакции ионного обмена образуется малодиссоциирующее вещество: 2КОН + H2SO4 = K2SO4 + 2Н2О 2К^ -ь 20Н- -ь 2Н" -н SQ2- = 2К" + SOj- -н 2Н2О Н^-ьОН-=НОН Эта реакция также сводится к образованию из ионов сильных электролитов молекул слабого электролита — воды. Таким образом, можно вывести общее правило: Реакции в растворах электролитов протекают необратимо, если происходит взаимодействие ионов сильных электролитов с образованием слабого электролита (неэлектролита). Если в результате реакции не образуется малодиссоциирующее (или недиссоциирующее) соединение, то такая реакция всегда протекает обратимо, т. е. в растворе образуется смесь ионов: :NaCl-i-KN03 :Na^ + Cl-+K^ + NO: KCUNaNOg^ K^-f-Cl-H-Na^-bNO-; Выполните упражнения 1—3 (с. 74). Решите задачи 1, 2 (с. 74). §18. Гидролиз органических и неорганических соединений в курсе неорганической и органической химии вы неоднократно встречались с реакциями гидролиза. Гидролиз — это разновидность реакции обмена. Протекает реакция между исходным веществом и водой, в результате чего происходит разложение водой исходного вещества. Гидролиз в основном процесс обратимый. Как сместить равновесие в необходимую сторону? Рассмотрим этот процесс на различных примерах. В органической химии вы изучали гидролиз сложных эфиров: СН, О О—С2Н5 + Н2О этиловый эфир уксусной кислоты С,НчОН -ь СНз— уксусная кислота х2ХХ5> этанол Для того чтобы равновесие сместилось в сторону продуктов реакции, гидролиз необходимо проводить в присутствии щелочи, тогда вместо кислоты образуется ее натриевая соль и реакция в обратную сторону не пойдет. 70 Аналогично протекает и гидролиз жиров с образованием глицерина и мыла (натриевой соли высшей карбоновой кислоты). В промышленности эта реакция имеет огромное значение. У нее есть еще одно название — омыление. Гидролиз углеводов протекает в присутствии минеральных кислот: полисахариды —>■ декстрины —3 (СбН,о05)„ + ггН20 крахмал дисахариды н моносахариды (СбН,о05)„4-/гН20 целлюлоза Гидролиз белка осуществляется при нагревании его с кислотами или щелочами: белки —>• полипептиды —> крупные пептиды ► мелкие пептиды ► —► дипептиды —>• аминокислоты Реакции гидролиза имеют важное практическое и биологическое значение. В живых организмах они осуществляются в присутствии ферментов. В неорганической химии большое значение отводится гидролизу солей. Гидролиз соли — это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих электролитов. Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием, т. е. как результат кислотно-основного взаимодействия (схема 6). Типы солей Схема 6 71 Рассмотрим типичные случаи гидролиза солей, I. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. Добавим в раствор хлорида алюминия AICI3 несколько капель лакмуса: он изменит свой цвет на розовый. Следовательно, у раствора этой соли среда кислая. —► НС1 — сильная кислота AICI3--- —► А1(ОН)з — слабое основание В водном растворе происходит полная диссоциация хлорида алюминия, так как он сильный электролит, и незначительная диссоциация молекул воды: AICI3 = Н2О ^ 3+ А1 ОН + зсг + н* Катионы слабого основания А1^ участвуют в реакции гидролиза; образуется слабый электролит — катион А10Н^^, в растворе появляются свободные ионы водорода и среда раствора становится кислой: А1^ + Н2О А10Н2+ -н Ионному уравнению соответствует молекулярное уравнение: А1С1з-ьН20 AIOHCI2 + HCI и. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. Добавим в раствор сульфида натрия Na2S несколько капель фенолфталеина: он изменит свой цвет на малиновый. Следовательно, у раствора этой соли среда щелочная. -► NaOH — сильное основание Na2S H2S — слабая кислота В водном растворе происходит полная диссоциация соли, так как это сильный электролит, и незначительная диссоциация молекул воды: Na2S = Н2О ^ 2Na4 ОН’ + 2- Анионы слабой кислоты S^” участвуют в реакции гидролиза, образуя слабый электролит — анион HS", в растворе появляются гидроксид-ионы ОН" и среда раствора становится щелочной: HS"-hOH- 72 Ионному уравнению соответствует молекулярное уравнение: + Нр ^ NaHS + NaOH 111. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой. Эти соли гидролизу не подвергаются. Рассмотрим поведение таких солей в водном растворе. NaCl- ->■ NaOH — сильное основание НС1 — сильная кислота Хлорид натрия — сильный электролит. В растворе не происходит образования малодиссоциирующего вещества, и среда раствора остается нейтральной: NaCl = Na^-bCl-Н20<=^0Н--ьН^ IV. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. В этом случае гидролизу подвергаются как катион, так и анион, образуются слабые электролиты, и среда раствора оказывается близкой к нейтральной: CH3COONH, Н2О СНзС00- + КН;-|-Н20 CH3COONH4 -ь Н20^ СНЗСОО- + nh; -1- он- ^^СНзСООН-нКНз-НзО СНзСООН-ьКНз-НзО Обратимый гидролиз полностью подчиняется принципу Ле Шателье. Однако существует и необратимый гидролиз, когда соль полностью разлагается водой. Такие соли не существуют в водных растворах, и их нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей: А12(СОз)з -ь ЗН2О = 2А1(ОН)з1 + ЗСОз! ■ Гидролиз — обменный кислотно-основный процесс. Его можно объяснить с позиции кислотно-основного взаимодействия. Согласно протолитической теории, протон от молекулы воды может переходить к определенному иону или от иона к молекуле воды: СН3СОО--1-H2O NH;-hH20 СН3СООН + он-НзО^-ьКНз Ответьте на вопросы 4—12 (с. 74). Решите задачи 3, 4 (с. 74). 73 1. Объясните с точки зрения теории электролитической диссоциацрш сущность химических реакций, протекающих в водной среде. 2. Напищите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций, протекающих в водных растворах. 1) AgNOg-HFeCla —... 2) Ва(ОН)2-1-НЫОз —... 3) CuS04-hNa0H^... 4) Ма250д -)■ BaCl2 —... 5) К2С0з-ьН2504->... 6) Ва(НСОз)2 + Ва(ОН)2 —... 3. Приведите по два примера уравнений реакций ионного обмена, соответствующих схемам: а) Н+ + ОН-=Н20 б) Pb2+-i-20H- = Pb(0H)2i 4. Сделайте предположения, какие из солей: хлорид железа(П1), сульфат натрия, карбонат лития, нитрат натрия — будут подвергаться гидролизу. Какими опытами это можно проверить? 5. Какую окраску приобретет индикатор метиловый оранжевый, если его добавить к растворам: а) сульфата алюминия; б) нитрата калия; в) карбоната натрия? Почему? 6. Укажите, какую среду имеет водный раствор 1) Na2S 3) CUSO4 2) NaCl 4) К2СО3 7. Щелочную среду имеет водный раствор 1) хлорида аммония 2) нитрата калия 3) хлорида меди(П) 4) карбоната натрия 8. Установите соответствие между формулой соли и средой ее водного раствора. 1) Ка2СОз А. нейтральная 2) КС1 Б. щелочная 3) РеС1з В. кислая 4) СНзСООЫа 1 2 3 4 9. Приведите примеры органических веществ, которые подвергаются гидролизу. 10. В организме аминокислоты образуются при гидролизе 1) жиров 3) белков 2) углеводов 4) солей И. Водный раствор метиламина имеет реакцию среды 1) кислую 3) нейтральную 2) щелочную 4) слабокислую 12*. Укажите черты сходства и различия в составе растворов ортофосфата натрия и ортофосфорной кислоты. Дайте обоснованный ответ. • 1. В 1л 21%-ного раствора фосфор- ной кислоты (плотность 1,12 г/мл) растворили 28,4 г оксида фосфора(У). Найдите массовую долю вещества в полученном растворе. 2. Какой объем 20%-ного раствора серной кислоты (плотность 1,14 г/мл) необходим для нейтрализации 100 мл 6%-но-го раствора карбоната натрия (плотность 1,06 г/мл)? 3. Определите массу нитрата калия, необходимого для получения 200 мл 20%-ного раствора азотной кислоты (плотность 1,115 г/мл). 4. Для нейтрализации 11,4 г столового уксуса понадобилось 18,24 мл раствора гидроксида натрия с концентрацией 0,5 моль/л. Вычислите массовую долю уксусной кислоты в растворе. Лабораторные опыты 1. Изучение влияния различных факторов на скорость химических реакций Опыт 1. В две пробирки положите по два кусочка цинка. В первую налейте 2 мл разбавленной соляной кислоты (1 : 2), во вторую — столько же разбавленной уксусной кислоты (1 : 2). Опыт 2. В одну пробирку насыпьте немного порошка железа, а в другую — столько же железных стружек. В обе пробирки налейте по 2 мл разбавленной соляной кислоты (1 : 2). Опыт 3. В две пробирки положите по два кусочка цинка. В первую налейте 2 мл разбавленной серной кислоты (1 : 5), а во вторую — 2 мл разбавленной серной кислоты (1 : 10). Опыт 4. В две пробирки положите по два кусочка цинка. В обе пробирки налейте по 2 мл разбавленной серной кислоты (1 ; 10). Одну пробирку слегка подогрейте, а вторую оставьте для сравнения. Задание. На основании проделанных опытов сделайте вывод, какие факторы влияют на скорость химических реакций, и напишите уравнения соответствующих реакций. 2. Определение реакции среды универсальным индикатором. Вам выданы пробирки с растворами следующих веществ: HCI, СНдСООН, AlClg, NaCI, NagCOg, NaOH. Исследуйте среду каждого раствора. Для этого в каждую пробирку (по очереди) опустите стеклянную палочку (предварительно палочку промывайте водой), затем прикоснитесь ею к полоске индикаторной бумаги и сравните полученную окраску со шкалой. Значение pH запишите в тетрадь. Какие из растворов являются нейтральными, кислыми, щелочными? Сверьте полученные данные со справочными. Значение pH растворов кислот, солей, оснований (0,1 моль/л) Класс соединений Формула вещества pH раствора Кислоты HCI 1.0 НМОз 1,0 СН3СООН 2,9 HjS 4,1 Соли AICI3 3,0 NH4CI 5,1 NaCI 7.0 KNO3 7.0 МазСОз 11,6 МазР04 12,5 Основания NaOH 13,0 КОН 13,0 Раствор NH3 11.1 3. Гидролиз солей. Распределите по колонкам таблицы вещества, которые имеют в водном растворе одинаковую среду (нейтральную, щелочную или кислую): сульфат натрия, нитрат меди(И), хлорид калия, сульфат цинка, карбонат натрия, суль- 75 фат калия, хлорид алюминия. Проверьте правильность своей классификации с помощью химического эксперимента, используя индикаторы метиловый оранжевый, лакмус и фенолфталеин. Результаты запишите в тетради в виде таблицы. Среда раствора кислая нейтральная щелочная Формулы веществ Результат химического эксперимента (уравнение гидролиза) Практическая работа 2 Влияние различных факторов на скорость химической реакции. При подготовке к практической работе используйте таблицу 2. Соблюдайте технику безопасности при работе с кислотами и с пероксидом водорода! 1. Влияние природы реагирующих веществ. 1) В три пробирки налейте соляной кислоты. В первую пробирку положите кусочек магния, во вторую — кусочек цинка, в третью — кусочек меди. Что наблюдаете? Какая из реакций самая быстрая? 2) Налейте в одну пробирку соляной кислоты, в другую — такое же количество уксусной кислоты (концентрация кислот одинакова). Опустите в каждую пробирку по две гранулы цинка. Определите, какая реакция протекает быстрее. 2. Влияние концентрации реагирующих веществ. В две пробирки поместите по одной грануле цинка. В одну прилейте 1 мл соляной кислоты (1 : 3), в другую — столько же этой кислоты (1 : 10). Где более интенсивно проходит реакция? Почему? 3. Влияние поверхности соприкосновения реагентов. В одну пробирку опустите кусочек мела, в другую насыпьте порошок мела. Налейте в пробирку по 1,5 мл соляной кислоты одинаковой концентрации. Есть ли разница в скорости выделения газа? 4. Влияние температуры. В две пробирки опустите по одной грануле цинка. Налейте по 1 мл соляной кислоты одинаковой концентрации в каждую пробирку. Одну пробирку опустите в стакан с горячей водой. По интенсивности выделения пузырьков водорода сделайте вывод о влиянии температуры на скорость химической реакции. 5. Влияние катализатора. В пробирку налейте 1 мл пероксида водорода и внесите тлеющую лучинку, не прикасаясь к жидкости. Что наблюдаете? Добавьте к пероксиду водорода несколько кристалликов оксида марганца(1\/) MnOg и снова внесите тлеющую лучинку. Что наблюдаете? Какую роль играет MnOg? Составьте отчет о работе в произвольной форме и сделайте общий вывод. Металлы ГЛАВА V Закономерности изменения свойств элементов в периодах и группах периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева вам известны. В соответствии с этими закономерностями металлические элементы в основном расположены в левой и нижней частях периодической системы. Вам известно также, что деление элементов на металлы и неметаллы условно (8 класс, § 34). Атомы металлических элементов в отличие от неметаллических имеют значительно большие размеры атомных радиусов. Поэтому атомы металлических элементов сравнительно легко отдают валентные электроны. Вследствие этого они обладают способностью образовывать положительно заряженные ионы, а в соединениях проявляют только положительную степень окисления. Многие металлические элементы, например медь Си, железо Fe, хром Сг, титан Ti, проявляют в соединениях разную степень окисления. Так как атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны, то в свободном состоянии они являются восстановителями. Восстановительная способность разных металлов неодинакова. В ряду стандартных электродных потенциалов (электрохимическом ряду напряжений) металлов она возрастает от золота Аи до лития Li (см. форзац II и схему 7). В этом ряду наиболее активным является литий. Это объясняется следующим: радиус иона лития гораздо меньше, чем радиус 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. Общность физических свойств металлов (высокая электро- и теплопроводность, ковкость, пластичность) объясняется общностью строения их ЗНАЕТЕ ли вы. ЧТО, ...в древности и в Средние века считали, что существует только семь металлов: золото, серебро, медь, олово, свинец, железо, ртуть. В 1789 г. в список простых веществ были включены все известные тогда семнадцать металлов (Sb, Ад, As, Bi, Со, Си, Sn, Fe, Мп, Hg, Mo, Ni, Au, R, Pb, W, Zn). В первой половине XIX в. были открыты платиновые металлы, путем электролиза получены некоторые щелочные, щелочноземельные и редкоземельные металлы. В начале 60-х гг. XIX столетия были открыты Rb, Cs, In, Те, а затем — Ga, Sc, Ge. В конце XIX в. начались поиски радиоактивных элементов. С помощью ядерных реакций начиная с середины XX в. были получены не существующие в природе радиоактивные элементы. 77 00 Схема 7 и К Са Na Mg А1 Мп Zn Сг Fe Ni Sn РЬ (Н) Си Hg Ag Pt Au Способность атомов отдавать электроны (окисляться) Возрастает Взаимодействие с кислородом воздуха Быстро окисляются при обычной температуре Медленно окисляются при обычной температуре или при нагревании He окисляются Взаимодействие с водой При обычной температуре выделяется Нг и образуется гидроксид При нагревании выделяется Н2 и образуются оксиды Н2 из воды не вытесняют Взаимодействие с кислотами Вытесняют водород из разбавленных кислот Не вытесняют водород из разбавленных кислот Реагируют с конц. и разб. HNO3 и с конц. H2SO4 при нагревании C кислотами не реагируют, растворяются в «царской водке» Нахождение в природе Только в соединениях В соединениях и в свободном виде Главным образом в свободном виде Способы получения Электролиз расплавов Восстановление углем, оксидом углерода(П), алюминотермия или электролиз водных растворов солей Способность ионов присоединять электроны (восстанавли- ваться) Са2+ Na+ Mg2+ А1^ Мп2^ Zn2+ Сг^ Fe2+ Ni2+ Sn2+ РЬ2+ (Н)- Cu2+ Ag+ Pt2+ Возрастает кристаллических решеток. По некоторым характерным физическим свойствам металлы в значительной степени отличаются друг от друга, например по плотности, твердости, температуре плавления. Самый легкий из металлов — литий Li (р = 0,53 г/см^), а самый тяжелый — осмий Os (р = 22,6 г/см^). Металлы, плотность которых меньше 5 г/см^, условно принято называть легкими металлами, а металлы с плотностью больше 5 г/см^ — тяжелыми. Металлы отличаются и по твердости. Самые мягкие — щелочные металлы. Они легко режутся ножом. Весьма разнообразны температуры плавления металлов. Самый легкоплавкий металл — ртуть Hg: ее температура плавления равна -38,9 °С. Температуры плавления цезия Cs и галлия Ga соответственно равны 28,4 °С и 29,8 °С. Самый тугоплавкий металл — вольфрам W: его температура плавления 3390 °С. Поэтому вольфрам применяют для изготовления нитей электроламп. Металлы, у которых температуры плавления выше 1000 ®С, называют тугоплавкими, ниже — легкоплавкими. Далее в обобщенном и систематизированном виде рассмотрим общие способы получения, особенности электронного строения и свойства металлов А- и Б-групп. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1—4 (с. 88). Решите задачу 1 (с. 89). § 19. Общие способы получения металлов. Электролиз С общими способами получения металлов вы ознакомились в курсе неорганической химии. В обобщенном виде они отражены в таблице 4. Таблица 4. Реакции, лежащие в основе получения металлов Восстановление металлов углем н оксидом углерода(П) электрическим током (электролиз) алюминием (алюминотермия) водородом j-2e—I +2 о t ZnO + C = о +2 = Zn + COt NiS04 = Ni2-"-i-S0^ нон^н^+он- У анода: ОН" - г- —^ ОН® 40Н®—>2Н20 + 02Т У катода: Ni2-' + 2e-—>Ni®i (концентрация ионов должна быть больше концентрации ионов Н^) 2- +3 +2 Fe„0„-t-3CO = о +4 = 2Fe + 3C02t +3 2Fe + 6ё +2 +4 С-2е"-^С о 2Fe ^l2e-^ о +4 f 4А1-нЗМпО,= +3 о = 2А120з-1-ЗМп А1 — Зе +4 Мп + Ае~ +3 А1 о ► Мп г^-—[ +6 о f WO„ + 3H,= о +1 = W + 3H20 +2 о » СоО + Н,= о +1 =Со + Н20 79 ш Cl, Си Рассмотрим более подробно получение металлов с помощью электрического тока (электролиз). Сущность электролиза. С процессом электролиза можно ознакомиться при помощи прибора, изображенного на рисунке 17. В U-образную трубку, снабженную двумя графитовыми электродами, наливают раствор хлорида меди(П) и подключают прибор к источнику постоянного тока. На катоде выделяется металлическая медь, а на аноде — хлор. Что произошло у катода и анода? Вам уже известно, что при растворении в воде солей, в том числе и хлорида меди(П), происходит их диссоциация: СиС12 = Сц2^-ь2С1- При пропускании постоянного тока катионы (в данном случае ионы Си^^) движутся к катоду, а анионы (в данном случае ионы С1“) — к аноду. ^С\хС\г (раствор) Рис. 17. Электрюлиз раствора хлорида меди(П) Катод — отрицательно заряженный электрод. На поверхности катода скапливается избыток электронов. Ионы меди присоединяют электроны с катода. Действие постоянного тока на ионы аналогично действию водорода на оксид меди(П), где атомы водорода отдают электроны атомам меди со степенью окисления +2. Оба эти процесса можно представить схемой: Сп^^ + 2е~ 0 Си Анод — положительно заряженный электрод. У анода недостаток электронов, поэтому анод как бы втягивает в себя электроны от отрицательно заряженных ионов, в данном случае хлорид-ионов: 2С1--2е- 0 ^ CLt Следовательно, электролиз — окислительно-восстановительный про- цесс. > Си -ь CI21 Электролиз — это окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через раствор или расплав электролита пропускают постоянный электрический ток. 80 Электролиз расплавов. При плавлении, как и при растворении, соли и щелочи распадаются на ионы. Если через расплавы этих электролитов пропустить постоянный электрический ток, то произойдет электролиз. Рассмотрим схему электролиза расплавленного хлорида натрия: на катоде Na^ + e-—>Na® Восстанавливаются ионы натрия в нейтральные атомы, т. е. образуется металлический натрий % на аноде С\--е~— С1® + СР -Окисляются хлорид-ионы в нейтральные атомы, из которых образуются молекулы хлора восстановление +1 -1 2 Na Cl электролиз окисление о ® л 2Na+CLt Схема электролиза расплавленного гидроксида натрия: на катоде Na"^ -н е~ —► Na® Восстанавливаются ионы натрия в нейтральные атомы, т. е. образуется металлический натрий восстановление +1 -1 4 NaOH электролиз на аноде ОН--6-—^ОН® 40Н®—>2H20 + 02t Окисляются гидроксид-ионы в нейтральные группы. Эти группы неустойчивы, разлагаются с образованием воды и кислорода окисление 4Na + 6ot+2H,0 Прибор, в котором происходит электролиз, называют электролизером. В электролизерах между катодным и анодным пространством существуют перегородки. Объясните почему. Электролиз водных растворов. При электролизе водных растворов, кроме ионов электролита, в реакции могут участвовать еще ионы водорода или гидроксид-ионы, которые образуются в результате диссоциации воды. Образующиеся ионы движутся к соответствующим электродам. К катоду подходят катионы электролита и ионы водорода Н"^, а к аноду — анионы электролита и гидроксид-ионы ОН". 81 Какие же ионы будут восстанавливаться на катоде и окисляться на аноде? Чтобы ответить на этот вопрос, вспомним, что скорость химических реакций зависит от природы (активности) и концентрации реагирующих веществ. Следовательно, надо знать, какие ионы более активны: катионы данного электролита или ионы Н^, анионы электролита или гидро-ксид-ионы. Активность катионов можно определить по ряду стандартных электродных потенциалов (электрохимическому ряду напряжений). Рассматривая этот ряд, приходим к выводу, что химическая активность ионов должна изменяться в направлении, противоположном направлению изменения активности соответствующих металлов. Так, например, если атомы калия в этом ряду самые активные, то его ионы наименее активны: К, Са, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, 11 Cu, Hg, Ag, Pt, Au ^ химическая активность уменьщается К+, Са2+, Na+, Mg2", АР+, Zn2+, Fe2% Ni2% Sn2% РЫ^, H Cu2% Hg2^, Ag ‘, Pt^'^, Ацз+ химическая активность увелргчивается Этот ряд показывает, что при равных условиях в водных растворах у катода восстанавливаются катионы от до Аи^ включительно, а ионы как менее активные остаются в растворе. При электролизе солей, содержащих катионы от до РЬ^^, при равных условиях восстанавливаются ионы Так как скорость химических реакций зависит также от концентрации реагирующих веществ, то при малых концентрациях ионов водорода (в нейтральной среде) у катода могут восстановиться катионы некоторых металлов, находящихся в электрохимическом ряду напряжений до водорода. Это используют при никелировании, лужении (покрытие оловом), хромировании и т. д. Анионы по их способности окисляться располагают в следующем порядке: Г, Вг~, S^~, С1~, ОН~, SO^~ и другие анионы кислородсодержащих кислот химическая активность уменьщается ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ ЧТО... ...в настоящее время титан получают по методу Уильяма Кролла (1940), восстанавливая магнием тетрахлорид титана. Себестоимость титана, полученного этим методом, довольно высокая. В Кембриджском университете (Великобритания) в 1998 г. разработан метод получения титана электролизом, причем катодом служат пластины из недорогого и широко распространенного диоксида титана. В процессе электролиза кислород переходит от катода к графитовому аноду, оставляя «позади себя» титан в устойчивой твердой форме. 82 Пользуясь этим рядом, можно принять, что анионы бескислородных кислот более активны, чем гидроксид-ионы ОН". С учетом указанных выше закономерностей можно предвидеть, как будет протекать электролиз водного раствора любого электролита. Рассмотрим несколько примеров электролиза водных растворов солей (во всех случаях взяты графитовые электроды). а) Электролиз хлорида калия — КС1, HjO Катод: 2Яр + 2ё—► Н2Т-Н20Н- Анод: 2С\--2ё—> CL Катионы водорода восстанавливаются легче, чем ионы К"^, поэтому на катоде будет восстанавливаться вода до газообразного водорода. Анионы бескислородных кислот и их солей слабее удерживают свои электроны, чем гидроксид-ионы воды, поэтому на аноде окисляются хло-рид-ионы до газообразного хлора. Суммарное уравнение электролиза водного раствора хлорида калия имеет вид: 2КС1 -ь 2Н,0 —НЛ + CLt 4- 2КОН б) Электролиз сульфата меди(П) — CuSO., Н2О CuSO^—> + so;- 4 Н20^ + ОН" Катод: Cv?^ + 2e—>Си^ Анод: 2Н20-4ё—*-02t-i-4H^ Катионы меди восстанавливаются легче ионов поэтому на катоде будет выделяться металлическая медь. Анионы кислородсодержащих кислот и их солей сильнее удерживают свои электроны, чем гидроксид-ионы воды, поэтому на аноде окисляется вода и выделяется кислород. Суммарное уравнение электролиза водного сульфата меди(П) имеет вид: 2CUSO4 -ь 2Н2О > 2Си + ОзТ -н 2H2SO4 83 в) Электролиз сульфата калия — K^SO., Н,0 K2SO,—> 2К^ + so;- 4 -f- он- Катод: Анод: 2Н,0-2ё H2t+20H- 2Н20-4ё 02t+4Н^ Если электролизу подвергается соль активного металла и кислородсодержащей кислоты, то на катоде и на аноде происходит электролитическое разложение воды: 6Н2О -► 2H2t -н 40Н- + 02t -ь 4Н^ 4Н^ + 40Н- = 4Н.0 Суммарное уравнение: 2Н2О ^ 2H2t -н Применение электролиза. Электролиз широко применяют при получении наиболее активных металлов (К, Na, Са, Mg, А1). Металлы, полученные этим способом, отличаются высокой чистотой. Электролиз используют и для очистки некоторых металлов (Си, Ni, Pb, Ag, Au) от примесей (электролитическое рафинирование). Методом электролиза получают некоторые активные неметаллы (CI2, F2), а также сложные вещества (NaOH, КОН, KCIO3). Электролизом пользуются для покрытия металлических предметов никелем, хромом, цинком, оловом, золотом и т. д. Ответьте на вопросы 5—10 (с. 88—89). Решите задачи 2—3 (с. 89). § 20. Коррозия металлов и ее предупреждение Всем известно, что железные изделия под воздействием воздуха и влаги ржавеют. В результате этого постепенно разрушаются металлические конструкции, части машин и приходят в негодность различные инструменты. Это ежегодно приносит значительные убытки хозяйству страны. Процесс разрушения металлов называют коррозией (от лат. corrode-ге — разъедать). Коррозия — это химическое и электрохимическое разрушение металлов и их сплавов в результате воздействия на них окружающей среды. 84 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...одной из главных причин коррозии автомобилей, тракторов и других сельскохозяйственных машин является их хранение под открытым небом. Сущность процесса коррозии. Железо и его сплавы сильно подвергаются коррозии. Сущность этого процесса заключается в том, что атомы железа под воздействием кислорода, воды и ионов водорода постепенно окисляются. В общем виде процесс коррозии железа и его сплавов можно изобразить так: Fe-2e-—^ Fe^^ Fe'^^-e-—>Fe^ Обычно окислителем является кислород: I---2е---^ Fe -Е НОН +[6] —> Fe(OH>2 Ае~- 2Fe -Е 2НОН -Е О, = 2Fe(OH), ■2е-- I I' 2Fe(OH)2-EHOH-E[6] +3 -2 2Fe(OH), ■4е~- 5» 4Fe(OH>2 + 2НОН -Е 62 = 4Ре(Ьн)з Так как в воздухе могут содержаться оксид углерода(1У) и оксид се-pbi(IV), то в результате их взаимодействия с водой получаются кислоты. При диссоциации последних образуются ионы водорода, которые тоже окисляют атомы металлов: Fe + 2H* = Fe^* + H2t Приведенные примеры иллюстрируют химическую коррозию. 85 Химической коррозией называют разрушение металла окислением его в окружающей среде при контакте с газами и электролитами без возникновения электрического тока в системе. Опытным путем установлено, что металл быстрее окисляется ионами водорода, если он находится в контакте с менее активным металлом. Так, например, если поместить кусочек цинка в раствор серной кислоты, то сначала реакция протекает энергично, а затем постепенно замедляется. Однако если прикоснуться к кусочку цинка медной проволокой (рис. 18), то реакция заметно ускорится. Почему? Дело в том, что в этом случае наряду с химическими процессами (отдача электронов) протекают и электрические (перенос электронов от одного участка к другому). Цинк — активный металл, легко окисляющийся, т. е. отдающий катионы в раствор: В результате перехода этих катионов в раствор в цинковой пластинке накапливаются электроны, и она заряжается отрицательно. Если соединить цинковую пластинку с медной, то эти электроны будут попадать на медь — менее активный металл. Ионы водорода, содержащиеся в растворе кислоты, будут двигаться к меди, принимая эти электроны и восстанавливаясь: 2W-\-2e H,t Cuv Н 2-^ к 1 Таким образом, цинк имеет более отрицательный потенциал, а медь — более положительный, т. е. между ними возникает разность потенциалов и, как следствие, поток электронов (электрический ток). Окисляющийся цинк становится анодом (электродом, на котором происходит процесс окисления), а медь, где восстанавливается водород, — катодом (электродом, на котором происходит процесс восстановления). Медь, как бы оттягивая электроны с цинка, заставляет цинк быстро растворяться. В то же время совершенно чистый цинк может некоторое время находиться в кислоте, не подвергаясь ее действию. Рассмотренное явление характерно не только для цинка и меди, но и для любых двух различных металлов. При взаимном контакте в присутствии электролита Рис. 18. В контакте ОДИН ИЗ металлов (находящийся в электрохимическом с медью реакция цин- „ ч ка с серной кислотой ряду напряжении левее) заряжается отрицательно, а ускоряется другой — положительно. Если соединить эти металлы II i^HjSOj 7п ^ 86 проводником через гальванометр, то последний покажет наличие тока (гальванический элемент*). Более активный металл разрушается (рис. 19). Электрохимической коррозией называют разрушение металла в среде электролита с возникновением внутри системы электрического тока. Аналогично происходит коррозия сплавов, которые обычно являются неоднородными. В присутствии электролитов (они всегда имеются в окружающей среде) одни участки поверхности сплава играют роль катода, а другие — анода. Следовательно, коррозия обусловлена не только действием кислорода, воды или ионов водорода на сплавы металлов и металлы, но и электрохимическими процессами (переходом электронов), которые возникают из-за наличия контактов в сплавах между металлами и различными неоднородными включениями. Методы борьбы с коррозией. Важнейшие из этих методов отражены на схеме 8. Сравнительно новый метод защиты от коррозии — осушение конструкций с помощью адсорбционных осушителей воздуха — основан на том, что коррозия металла практически отсутствует при относительной влажности ниже 40%. Этот экономичный и безопасный для окружающей среды метод используют при строительстве и реконструкции мостов. Fe^ Рис. 19. При контакте двух металлов в присутствии электролита один из металлов заряжается отрицательно, а другой — положительно А1 3+ H2I аН а^аН и- Н- н- ^1 А1 Си Рис. 20. Скрепление двух металлических деталей с помощью заклепки, изготовленной из более активного металла Рис. 21. К защищаемому от коррозии металлическому устройству прикрепляют пластинки более активного металла (например, цинка) * В гальваническом элементе катод заряжен положительно, анод — отрицательно, а в электролизера катод отрицателен, анод положителен. 87 Схема 8 Осмивные м<‘тоды защиты мета-ч.юв от коррозии 1----- Ответьте на вопросы 11—13 (с. 89). Решите задачи 4, 5 (с. 89). 1. Чем отличается стрюение атомов металлов от строения атомов неметаллов и как это отражается на химических свойствах металлов? 2. Какой вид химической связи характерен для металлов? 3. Какой тип кристаллической решетки характерен для металлов? Какие свойства металлов обусловлены их кристаллическим стрюением? 4. Руководствуясь стрюением атомов, охарактеризуйте общие и отличительные физические свойства типичных металлов. Приведите примеры. 5. Из оксида железа РезОд можно получить железо алюминотермическим способом. Составьте уравнение этой реакции и покажите переход электронов. 6. Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно получить железо из пирита РеЗг- Проставьте степени окисления и покажите переход электрюнов. 7. Составьте схемы электрюлиза с использованием угольных электрюдов расплавов и растворов следующих солей: КС1, CUSO4, KI. 88 8. Объясните, почему металлический калий нельзя получить на угольных электродах электролизом водного раствора хлорида калия, но можно получить электролизом расплава этой соли. 9. При электролизе водного раствора нитрата серебра на катоде образуется 1) Ag 2) NO2 3) NO 4) Н2 10. Бром можно получить: а) действуя на раствор бромида калия хлорной водой; б) подвергая раствор брюмида калия электролизу. Что общего в сущности этих процессов и чем они различаются? И. К куску железа, находящемуся в растворе соляной кислоты, прикоснулись цинковой проволокой. Повлияет ли это на скорость и характер химической реакции железа с кислотой? 12. Требуется скрепить железные детали. Какими заклепками следует пользоваться — медными или цинковыми, чтобы замедлить коррозию деталей? Ответ обоснуйте. 13. Почему многие детали машин быстрее корродируют вблизи прюмышлен-ных объектов? • 1. Какую массу чистого железа мож- но получить из 250 т руды с массовой долей пирита FeS2 0,7, если выход прюдукта реакции составляет 82%? 2. При электролизе раствора хлорида натрия выделилось 7,2 л водорода (н. у.). Вычислите, сколько гидрюксида натрия по массе и количеству вещества образовалось в растворе. 3. При электролизе раствора хлорида меди(П) масса катода увеличилась на 8 г. Какой газ выделился и каковы его масса и объем (н. у.)? 4. При электролизе водного раствора нитрата серебра(1) выделилось 5,6 л газа. Сколько граммов металла отложилось на катоде? 5. хлорида роксида При электролизе водного раствора калия образовалось 112 кг гид-калия. Какие газы выделились и каков их объем (н. у.)? § 21. Обзор металлических элементов А-групп Общее химическое свойство металлических 5- и р-элементов — это их способность легко отдавать валентные электроны вследствие гораздо большего атомного радиуса по сравнению с неметаллическими элементами. Поэтому образованные ими простые вещества в химических реакциях выполняют функцию восстановителей. При эксперименте следует учитывать, что восстановительные свойства цезия Cs, рубидия Rb, калия К и даже натрия Na настолько сильны, что ре- ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...94% из всей полученной на производстве массы металлов — это черные металлы и только 6% — цветные металлы. ...твердость металлов по шкале Мооса составляет: Na — 0,4 К — 0,5 и — 0,6 Са — 1,5 РЬ — 1,5 Sn — 1,8 Mg - 2,0 Zn — 2,5 Au — 2,5 Ag - 2,7 Al — 2,9 Cu — 3,0 Fe — 4,5 Ni — 5,0 W — 7,0 Cr — 9,0 89 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...австралийские ученые научились защи1цать металлические вышки в море: через металлические конструкции пропускается ток, и на поверхности металла появляется пленка из соединений химических элементов, растворенных в морской воде. акции, в которых участвуют эти металлы с простыми и сложными веществами, иногда протекают со взрывом. Взаимодействие металлов с простыми веществами. Наиболее энергично восстановительные способности металлов проявляются в их реакциях с галогенами и кислородом: о о / +1 -1 2Na-hCl2 = 2NaCl +3 -1 2Al + Xlj = 2AlCl3 +2 -2 2Mg-HO, = 2MgO о о * +3 -2 4А1-1-302 = 2А120з Менее энергично металлы реагируют с серой: + 1 -2 2Na-ES=2Na2S о о ^ +3 -2 2А1-к38=А125з Еще труднее, чем с серой, металлы реагируют с неметаллами VA-группы — азотом и фосфором: +2 -3 3Mg + N2 = Mg3N2 +2 -3 ЗСа -н 2Р = CagPj 90 Наиболее активные металлы А-групп являются настолько сильными восстановителями, что восстанавливают даже водород до степени окисления -1 и образуют гидриды: +2 -1 Са -I- Нз = СаН2 Взаимодействие металлов со сложными веществами. Восстановительные свойства металлы проявляют и в реакциях со сложными веществами — кислотами, солями и водой. С кислотами металлы реагируют по-разному (схема 7). Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода, восстанавливают ионы водорода из разбавленных кислот (за исключением ионов водорода в азотной кислоте), а те, которые находятся после водорода, восстанавливают атом кислотообразующего элемента, например: |—2е-—I, Си + 2H,SO. =CuSO. + SO,t + 2Н,0 При взаимодействии с водными растворами солей металлы, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений левее, восстанавливают металлы, находящиеся в этом ряду правее от них. Эта закономерность характерна для металлов как главных, так и побочных подгрупп, например: Zn -f РЬ(КОз>2 = Zn(N03>2 -ь Pbi Zn -ь Pb^^ -f- 2NO; = Zn2+ -H 2NO; -b Pbi ■2e- ] Zn -I- РЫ"^ = Zn^'^ -h Pbi Однако следует учесть, что металлы с сильными восстановительными свойствами (например, Li, Na, К, Са) в этих условиях будут восстанавливать водород воды, а не металл соответствующей соли. ЗНАЕТЕ т вы, что... ...уже в Средние века рудокопы знали, что если железный предмет попадет в «купоросную воду» медных рудников, то он покроется красным слоем меди. ...если в разбавленный раствор нитрата серебра(1) добавить немного ртути, то вырастет прекрасное серебряного цвета деревце... Поясните почему. 91 со N3 Таблица 5. Литий, натрий, калий — металлические элементы 1А-группы Литий Li Натрий Na Калий К +3 ls2 25I 2р0 иШ а Размещение электронов по орбиталям 2s2 2р6 3s’ ыаШ тшш ш +11' 3s2 Зр® +19 К.. 4s’ ш Физические свойства простых веществ Металлы серебристо-белого цвета с незначительными оттенками, легкие (легче воды), мягкие (можно резать ножом), с низкими температурами плавления. Температуры плавления закономерно снижаются от лития к цезию (Li — 179,0 ®С; Na — 97,8 ®С; К — 63,5 ®С; Cs — 28,4 ®С) Химические свойства Восстановительные (металлические) свойства усиливаются 1. В 3 а и м о д е й с т в и е с простыми веществами о о ^ +1 -1 2Li -ь CI2 = 2UC1 ■Ае- +1 -2 4Li + О2 = 2Li20 о о у. +1 -1 2U + Н2 = 2LiH о о ^ +1 -1 2Na 4- CI2 = 2NaCl о о * +1 -1 4Na + 62 = №262 о о * +1 -1 2Na 4- Н2 = 2NaH r2e-J о о у +1 -1 2К -ь CI2 = 2КС1 С кислородом образует кислородные соединения различного состава (К2О, К2О2, К2О4) о о ^ +1 -1 2К 4- Н2 = 2КН <£> 03 2. Взаимодействие со 0 +1 +1 -1 0 2U + 2HCI = 2LiCl + Н^Т 0+1 +1 0 ^ 2U + 2НОН = 2LiOH + Hjt сложными веществами ^2e—^ 0+1 +10 2Na -1- 2НС1 = 2NaCl -i- Hjt 2Na + 2HOH = 2NaOH + Hjt С кислотами и водой реакции протекают очень бурно, даже со взрывом. От их проведения в лабораториях воздерживаются Применение 1. Охладитель в ядерных реак- 1. Охладитель в ядерных реак- 1. Охладитель в ядерных реакторах в торах торах в виде сплавов с калием виде сплава с натрием 2. В металлургии для удале- 2. В сплавах (со свинцом) для 2. Из калия получают пероксид калия ния азота, серы и других при- вкладышей подшипников КО2, используемый в подводных лодках месей скольжения и космических кораблях для поглощения СО2 и регенерации кислорода. Для той 3. Для получения трития: 3. Катализатор во многих орга- же цели пригоден Na202 3Li + J«^?H+^He нических синтезах 4. Восстановитель при получении некоторых тугоплавких металлов 5. Для получения пероксида натрия Ыаз02 3. В некоторых органических синтезах со Т а б л и ц а 6. Бериллий, магаий, кальций — металлические элементы 11А-группы Бериллий Be Магний Mg Кальций Са +4 1«2 2s2 ВеШ Ш Размещение электронов по орбиталям ls2 2^2 3^2 мМ ИЕШШ] Ш +12^ +20 Са. Физические свойства простых веществ Металлы серебристо-белого цвета, причем блеск не изменяют только бериллий и магний. Все они значительно легче алюминия. Температуры плавления выше и твердость больше, чем у щелочных металлов. У магния температура плавления 651 °С Химические свойства Восстановительные (металлические) свойства усиливаются 1. Взаимодействие с простыми веществами Г2«-; +2 -1 Be + CI2 = BeCl2 о о f +2 -2 2Ве 4-02 = 2ВеО ВеН2 получают только косвенным путем +2 -1 Mg -н CI2 = MgCl2 о о f +2 -2 2Mg 4- О2 = 2MgO Mg + H, катализатор^ fгe-^ О о / +2 -1 Са 4- CI2 = CaCl2 г'‘*т о о t +2-2 2Са 4- О2 = 2СаО о о . +2 -1 Са -h Н2 = СаН2 2. Взаимодействие со сложными веществами 0+1+2 о Be + 2НС1 = BeCla + Бериллий с водой не взаимодействует, покрывается защитной пленкой ВеО. о----------?1 Be + 2NaOH + 2Н2О = = Na2(Be(OH)j| + Н,! Г2е--1 0+1 +2 о ^ Mg + 2НС1 = MgCl2 + НзТ о +1 / +2 о ^ Mg + Н2О = MgO + H2t Если горящий магний внести в воду, то выделяющийся водород загорается и образуется MgO. Реакция протекает бурно. 0+1+2 о Са + 2HCI = CaCl, + Н,! f2e—^ 0+1 +2 о ^ Са + 2НОН = Са(ОН>2 + H2t Применение 1. Для производства легких и 1. Для получения легких и Для изготовления свинцово-кальцие- твердых сплавов при изготов- сверхлегких сплавов (самоле- вых сплавов, необходимых при произ- лении деталей летательных тостроение, производство авто- водстве подшипников аппаратов мобилей) 2. Для получения нейтронов в 2. Восстановитель при полу- атомной технике чении титана, урана, циркония и других металлов 3. В органических синтезах 4. Для изготовления осветительных и зажигательных ракет CD 01 Таблица 7. Алюминий — металлический элемент IIIA-группы Размещение электронов по орбиталям 1^2 252 аШ ш +13 Физические свойства простого вещества 3 Алюминий — серебристо-белого цвета, легкий металл (р = 2,7 г/см ), плавится при 660 ®С, очень пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в листы и фольгу. По электрической проводимости алюминий уступает лишь серебру и меди 1.Взаимодействие с простыми веществами Химические свойства 2. Взаимодействие +3 -1 2А1 -h 3CI2 = 2AICI3 о о * +3 -2 4А1 + ЗО2 = 2AI2O3 о о - +3 -2 2А1 -I- 3S = AI2S3 +3-3 2A1N С водородом алюминий непосредственно не реагирует, но его гидрид AIH3 получен косвенным путем со сложными веществами 0+1+3 о 2А1 -ь 6НС1 = 2AICI3 -ь 3H2t о + 3+ о ж 2А1 + 6Н = 2А1 + 3H2t ■6е~- 2А1 -ь 2NaOH -ь 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3H2t тетрагидроксо-алюминат натрия Амальгамированный алюминий реагирует с водой при обычных условиях: 2А1 + 6НОН = 2А1(ОН)з1 + 3H,t Применение 1. Для получения легких сплавов (дуралюминий — в самолето- и ракетостроении, в строительстве) 2. Для производства электрических проводов 3. Для алитирования (насыщение верхнего слоя) стальных и чугунных изделий 4. В металлургии для получения других металлов методом алюминотермии 5. Для изготовления бытовых предметов 96 3R^ETE ЛИ ВЫ, ЧТО... ...металлы могут химически взаимодействовать друг с другом и образовывать интерметаллические соединения, или интерметалл иды. Многие из них имеют важное техническое значение. Интерметаллид SmCOs — наилучший материал для сильных магнитов. Интерметаллид NbsGe является рекордным по сверхпроводимости, а AlSb и InSb — отличные полупроводники. Самые активные металлы (от Cs до Са) реагируют с водой при обычных условиях. В этих реакциях образуются растворимые в воде основания (щелочи) и выделяется водород: Г 2е- 1 +1 2Na-l- 2НОН = 2NaOH Са + 2HOH = Са(ОН)2 + t Менее активные металлы реагируют с водой при повышенной температуре с выделением водорода и с образованием оксида соответствующего металла: +1 +2 Zn + ЩО = ZnO + J^t Для облегчения самостоятельной учебной работы по повторению и систематизации учебного материала о важнейщих металлах IA-, ИА- и ША-групп даны обобщающие таблицы 5,6 и 7 (с. 92—96). При характеристике свойств обратите внимание на число наружных электронов в атомах соответствующих металлов. Планом, который дан в этих таблицах, следует руководствоваться при повторении и обобщении учебного материала. В таблицах также приведены характерные примеры, отражающие важнейщие химические свойства металлов А-групп. Пользуясь этими таблицами, вы сможете самостоятельно составить уравнения сходных химических реакций. Выполните упражнения 1—10 (с. 97—98). Решите задачи 1—3 (с. 98). 1. Почему в природе не встречаются самородки щелочных и щелочноземельных металлов? 2. Химический элемент, у которого распределение электронов в атоме по элект- ронным слоям 2, 8, 8, 1, в периодической системе Д. И. Менделеева расположен 1) в 4-м периоде, I группе 2) в 4-м периоде, II группе 3) в 3-м периоде, I группе 4) в 3-м периоде, II группе 4 Химия, 11 кл 97 3. Распределение электронов по электронным слоям 2, 8, 8, 2 соответствует строению атома 1) углерода 3) алюминия 2) кальция 4) кремния 4. Наиболее ярко выраженные металлические свойства проявляет простое вещество, образованное атомами, строение электронной оболочки которых 1) 2, 3 3) 2, 8, 18, 3 2) 2, 8, 3 4) 2, 8, 18, 18, 3 5. С какими из перечисленных ниже веществ будет взаимодействовать гидроксид натрия: сера, цинк, оксид серы(1У), оксид бария, гидроксид калия, соляная кислота, муравьиная кислота, хлорид железа(1П), сульфат бария, этанол, глицерин? Напишите уравнения возможных химических реакций. Два уравнения рюакций ионного обмена (по выбору) составьте в полной и сокращенной ионной формах. 6. Бериллий Be и магний Mg находятся в одной группе периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, однако химические свойства этих металлов различны. Поясните почему. Свой • 1. Напишите уравнение рюакции, происходящей между алюминием и соляной кислотой. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса. Вычислите объем выделившегося газа (н. у.) и массу соли, полученной в реакции, если для нее использовали 5,4 г металла и 21 г кислоты. 2. Какое количество теплоты потребуется для разложения 8 кг известняка, мас- ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций. Охарактеризуйте применение бериллия и магния. 7. Напишите уравнения химиче-CKPIX реакций, характеризующих химические свойства гидрюксида алюминия. Чем отличаются реакции нейтрализации гидрюксида алюминия и гидрюксида магния? Два уравнения реакций ионного обмена (по выбору) составьте в полной и сокращенной ионной формах. 8. Перечислите способы частичного смягчения жесткой воды в быту; а) без использования химических реактивов; б) с использованием домашних срюдств. 9. Приведите примеры уравнений химических р>еакций, в которых участвует: а) гидроксид натрия и три разных органических вещества: б) гидрюксид кальция и два разных органических вещества. 10. Щелочные и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их солей. Почему эти металлы нельзя получить электролизом растворов солей? Что является в таких реакциях восстановителем? совая доля примесей в которюм 5%? Термохимическое уравнение: СаСОз(тв) = (ЗаО(тв) + С02(г) -177,650 кДж. 3. При взаимодействии избытка концентрированной серной кислоты и 117 г хлорида натрия получили хлороводород, который затем был поглощен 227 г воды. Вычислите массовую долю хлороводорода в полученном растворе. § 22. Общий обзор металлических элементов Б-групп Металлические элементы Б-групп являются ^/-элементами. У их атомов, как правило, на наружном энергетическом уровне сохраняются два 5-электрона, а очередные, или порядковые, электроны помещаются не на наружных, а на предпоследних энергетических уровнях. У атомов некоторых элементов, например у атомов хрома Сг и меди Си, происходит так называемый «провал» наружных электронов и на наружном уровне остается только по одному электрону. Этим и объясняются их отличительные свойства. Закономерности изменения химической активности у элементов Б-групп в направлении сверху вниз иные, нежели в А-группах. В Б-группах химическая активность (с некоторыми исключениями) соответствующих 98 Отечественный химик и металлург, академик (1932). Исследовал свойства сплавов меди и сурьмы. Изучал процессы травления железа хлороводородом. Развил теорию окислительно-восстановительных процессов. Байков Александр Александрович (1870-1946) металлов уменьшается. Так, например, золото химически менее активно по сравнению с медью. Однако отдельные общие закономерности проявляются и у металлических элементов Б-групп. Отметим важнейшие из них. 1. У р-элементов ШБ—УПБ-групп максимальная положительная степень окисления совпадает с номером группы. 2. Некоторые ^/-элементы УШБ-группы, например рутений Ru и осмий Os, также образуют соединения, в которых их максимальная степень окисления равна -1-8, т. е. соответствует номеру группы. 3. С увеличением степени окисления атомов металлов Б-групп основные свойства их оксидов и гидроксидов уменьшаются, а кислотные — усиливаются. Например, СгО — основный оксид, СГ2О3 — амфотерный оксид, СгОд — кислотный оксид. Последнему оксиду соответствуют следующие кислоты и соли: НдСгО^ — хромовая кислота; NagCrO^, К2СГО4 — хроматы; Н2СГ2О7 — дихромовая кислота; КазСг207, К2СГ2О7 — дихроматы. Из металлов Б-групп наибольшее практическое значение имеют медь Си, цинк Zn, титан Ti, хром Сг и железо Fe. Их свойства и применение рассмотрим отдельно. Ответьте на вопросы 1—3 (с. 118). Решите задачу 1 (с. 118). ■ § 23. Медь Положение меди в периодической системе химических элементов и строение атома. Медь — элемент побочной подгруппы I группы (1Б-груп-пы). Электронная формула меди следующая: ^29Cu 15^ I 2^2р^ I I 4s^ Так как в атомах меди десятый ^/-электрон переместился на третий ^/-подуровень с четвертого s-подуровня, то этот электрон подвижный. Поэтому медь в соединениях проявляет степени окисления +1 (например, CU2O) и -1-2 (например, СиО). 99 Нахождение в природе. Медь встречается в природе в основном в связанном виде и входит в состав следующих минералов: медный блеск CUjS, куприт СпзО, медный колчедан CuFeSj, малахит (СиОН)2СОз. (Тут и далее химической формулой обозначена основная составная часть минерала.) Получение. Процесс получения меди весьма сложный. Наиболее пригодны для этого оксиды. С помощью кокса и оксида углерода(П) в цветной металлургии получают медь из куприта (СцзО): t—2е- +1 ~1, О +2 CU2O -I- С = 2Си -I- СО Г +1 2е~- +2 ■И CujO + СО = 2Си + СО2 Сульфидные руды и карбонатные соединения в специальных печах обжигают до оксидов. Полученная таким способом медь содержит примеси. Более чистый продукт образуется при электролизе. Физические свойства. Медь — металл светло-розового цвета, тягучий, вязкий, легко прокатывается. Температура плавления 1083 °С. Отличный проводник электрического тока (уступает только серебру). Химические свойства. В сухом воздухе и при обычной температуре медь почти не изменяется. При повышенной температуре медь может вступать в реакции как с простыми, так и со сложными веществами. Взаимодействие с простыми веществами: Г2«-1 о о f +2 -1 Си + CI2 = CuClj о о . +2 -2 2Си -н О2 = 2СиО +2 -2 Си + S = CuS ЧТО... ...медь встречается в природе иногда в виде самородков больших размеров. Например, в 1857 г. в США в районе Великих Озер нашли самородок массой 420 т. Выступавшие его части были отбиты еще каменными топорами. Тридцать лет назад самородок меди в 7 т был обнаружен в Кемеровской области. 100 ЗНАЕТЕ т ВЫ, ЧТО... ...многие минералы меди ярко и красиво окрашены. Кусочки ковеллина (медное индиго) отливают всеми цветами радуги. Медный блеск имеет синевато-стальной цвет. Халькопирит отливает золотом. Азурит густо-синего цвета, а землистый азурит — ярко-голубого. ...медь с очень давних времен используется для изготовления монет. Самой крупной медной монетой была шведская монета массой около 20 кг. В петровское время в России из меди изготовлялись монеты достоинством в 1, 2, 5 и 10 к. Некоторые из них были достаточно крупные. Так, из 16 кг меди изготовлялось денежных знаков всего на сумму примерно 10—15 р. Взаимодействие со сложными веществами: 2 « Си + 2H2SO4 =CuS04 + SOjt + 2НгО (конц.) |—2е—^ +5 4 +2 +4 Си + 4HNO3 = Си(КОз)2 + 2N02t + 2Н2О (конц.) |—6e--J +5 +2 +2 ЗСи -н 8HNO3 = ЗСи(КОз>2 + 2NOt + 4Н2О (разб.) Применение. Чистая медь (99,9% Си) используется в электротехнической промышленности для изготовления электрических проводов, кабелей и в теплообменных аппаратах. Она входит в состав различных сплавов. Широко применяются соединения меди. Например, кристаллогидрат сульфата меди(П) (медный купорос) CuSO^ • ЗНзО необходим для борьбы с вредителями и болезнями растений. А с помощью свежеосажденного гидроксида меди(П) Си(ОН)2, как вам известно, определяют наличие альдегидной группы в органических соединениях: СН3—С^^ + 2Си(ОН)з голубой сн. ■С^^^+С\хр + 2ЩО красный Ответьте на вопрос 4 (с. 118). Решите задачу 3 (с. 118) 101 ■ § 24. Цинк Положение цинка в периодической системе химических элементов и строение атома. Цинк —элемент ПБ-группы. Его электронная формула следующая: ^3qZh I 2^2р^ I 3^3p^3d^^ I 4s^ Так как в атомах цинка предпоследний й?-подуровень полностью завершен, то цинк в соединениях проявляет только степень окисления +2. Нахождение в природе. Цинк в природе встречается только в соединениях. Важнейшие из них — минералы цинковая обманка ZnS и цинковый шпат ZnCOg. Получение. Как уже ранее было сказано, если металл встречается в природе в соединении с серой, то для получения его в свободном состоянии руду обжигают и из оксида восстанавливают металл: I +2-2 О , +2-2 +4-2 2ZnS + 30, = 2ZnO + 2SO,t Г2«—I +2 +2 ZnO -ь С = Zn + cot Физические свойства. Цинк — голубовато-серебристый металл. При обычной температуре хрупок. При 100—150 °С хорошо прокатывается в листы. Выше 200 °С становится очень хрупким. Плавится при 419,5 °С. Химические свойства. Цинк на воздухе устойчив, так как покрывается тонким слоем оксида, предохраняющего его от дальнейшего окисления. Вода при обычной температуре на цинк практически не действует. При по- ЗНАЕТЕ ли вы, что... ...сплавы цинка с медью и оловом знали уже за 1200 лет до н. э. в Индии. В Китае цинк получали еще за 6 веков до н. э. Среди раскопок Древнего Египта были обнаружены латунные предметы, в состав которых входит цинк. В китайских и индийских источниках VII—XIII вв. можно найти описания металлургических процессов, сходных с процессом производства цинка. 102 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...древние греки и египтяне умели изготовлять латунь, но чистый цинк получать не умели. Это потому, что при нагревании оксида ZnO с углем при температуре 1000 — 1100 °С образуется пар цинка, который на воздухе воспламеняется и опять превращается в этот же оксид. Мастера Древней Индии и Древнего Китая научились конденсировать пары цинка без доступа воздуха. В Европе подобный метод разработал в 1746 г. немецкий химик А. С. Маргграф. Цинк получается также из раствора соли ZnS04 путем электролиза. ...в последние годы цинком защищают стартовые конструкции при запуске ракет. Тепло реактивной струи ракеты частично поглощается при испарении цинкового покрытия, и пусковые конструкции сохраняются. вышеннои температуре цинк становится активным и реагирует с простыми веществами — с галогенами, кислородом и серой: ■2е- 0 о ^ +2 -1 Zn + do = Zndo о о ^ +2 -2 2Zn + О2 = 2ZnO +2 -2 Zn + S = ZnS Co сложными веществами — с растворами кислот, щелочей и водой — в зависимости от условий цинк реагирует по-разному. Уравнения реакций цинка с серной кислотой рассмотрены в § 31. Здесь приведем уравнения реакций цинка со щелочью и водой: I--2е- Zn ч- 2NaOH = Na2Zn02 ч- НзТ (крист.) —2е~— 5' Zn + 2NaOH + 2Й2О = Na2[Zn(OH4] + H,t 0+1 f +2 О ^ Zn Ч- HoO = ZnO Ч- Hot 103 Из приведенных примеров видно, что цинк (как и алюминий) имеет двойственную природу, а его оксид и гидроксид обладают амфотерными свойствами. Применение. Так как на цинк при обычных условиях не действуют ни кислород воздуха, ни вода, то основная масса цинка расходуется на защитные покрытия железных листов и стальных изделий. Цинк применяют для получения технически важных сплавов: с медью (латуни), алюминием и никелем, а также для производства цинково-угольных гальванических элементов, которые используют в батареях разного назначения. Выполните упражнение 5 (с. 118). ■ § 25. Титан Положение титана в периодической системе химических элементов и строение атома. Титан — элемент 1УБ-группы. Его электронная формула следующая: +22 Ti 15^ I 2s^2p® I 3^3p^3d^ \ 4^ Как и у многих других й?-элементов, в атоме титана Ti подвижными являются не только электроны наружного энергетического уровня, но и два электрона ^/-подуровня. Поэтому титан в соединениях проявляет степени окисления +2 и +4 (реже н-3). Нахождение в природе. Важнейшими минералами, содержащими титан, являются: титаномагнетиты FeTiOg • wFCgO^, ильменит FeTiOg, рутил TiOg и др. Титановые руды распространены относительно широко, но содержание в них титана небольшое. Получение. Поскольку богатых титановых руд в земной коре нет, их приходится обогащать. Титан получают хлорированием рудных концентратов с последующим восстановлением образовавщегося хлорида титана(1У) магнием (реже натрием): I--4е~- +4 +2 TiCl^ -н 2Mg = 2MgCl2 -ь Ti Полученный титан содержит примеси. Для выделения чистого титана образующуюся смесь нагревают в вакууме. При этом магний и хлорид магния испаряются. Выделившийся титан переплавляют и получают ко.мпакт-ный ковкий металл. Так как при этом производственном процессе используется дорогой металл магний Mg, себестоимость титана сравнительно велика. 104 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...независимо друг от друга английский ученый У. Грегор (1789) и немецкий ученый М. Клапорт (1795—1797) открыли оксид Ti02. В 1825 г. шведский химик Й. Я. Берцелиус впервые получил этот металл, но загрязненный примесями. Лишь в 1925 г. голландским ученым А. ван Арке-лю и И. де Буру удалось получить титан в чистом виде. Физические свойства. Титан — серебристо-белый металл. Сравнительно легкий — немного тяжелее алюминия, но примерно в три раза прочнее его. Тугоплавкий (1665 °С). В обычных условиях отличается высокой прочностью и вязкостью. Поддается различным видам обработки. Химические свойства. Титан, как и алюминий, довольно активный металл. Однако благодаря образованию на поверхности металла плотной защитной оксидной пленки он обладает исключительно высокой стойкостью против коррозии, превышающей стойкость нержавеющей стали. При обычных условиях на титан не действуют ни кислород воздуха, ни морская вода, ни даже «царская водка». При повышенной температуре его химическая активность повышается. Так, например, титан реагирует с хлором; r4e--j +4 -1 Ti -н 2CL = TiCl При высокой температуре реагирует с кислородом: о о -Ы -2 Ti -Е ©2 = Ti02 Азотная кислота на титан не действует (кроме порошка), но разбавленная серная кислота реагирует с ним; 2Ti + SHjSO, = т\(504)з + 3H,t Применение. Титан и его сплавы в связи с их легкостью, прочностью, термической и коррозионной стойкостью применяют для изготовления деталей самолетов, космических кораблей, ракет, подводных лодок, трубопроводов, котлов высокого давления, различных аппаратов для химической промышленности. Титан широко используют в виде листов для обшивки 105 ЗНАЕП т вы, что... ...хорошо обработанные прозрачные кристаллы рутила ТЮг применяют в качестве ювелирных украшений. корпусов судов, обеспечивающих высокую прочность и стойкость в морской воде. Титан, как и тантал, не действует на живые ткани организма, поэтому соединения и сплавы этих металлов применяют в хирургии для скрепления костей при переломах. Высокой кроющей способностью обладают титановые белила, основной составной частью которых является оксид титана(1У) TiOj. Ответьте на вопрос 6 (с. 118). Решите задачу 2 (с. 118). ■ § 26. Хром Положение хрома в периодической системе химических элементов и строение атома. Хром возглавляет VIB-rpynny. Его электронная формула следующая: ^24Сг 15^ I 2^2р^ I 3^3p^3d^ I 45* Схема расположения электронов по энергетическим уровням и орбиталям в атоме хрома такая: 15^ 2s^ 3s^ Зр® 3d^ 4s^ +24 Сг Согласно закономерностям заполнения энергетических уровней и подуровней (орбиталей) у атома хрома на четвертом энергетическом уровне (5-подуровне) должно быть два электрона. Однако один из двух электронов ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...хром впервые был получен (1797) французским ученым Л. Вокленом из красной свинцовой руды РЬСг04. Вначале он осуществил реакцию согласно уравнению РЬСгОд + К2СО3 = К2СЮ4 + РЬСОз. При нагревании К2СГО4 с соляной кислотой он получил СгС1з, затем СГ2О3, из которого путем сильного нагревания с углем он выделил хром. 106 французский химик, академик. Его научные Воклен работы относятся в основном к аналитиче- (Вокелен) ской химии. Открыл (1797) в сибирской крас- Луи ной свинцовой руде (РЬСг04) новый элемент Николё хром и получил (1798) его в свободном со- (1763—1829) стоянии. переходит на третий энергетический уровень, на незаполненную «/-орбиталь. Такое явление наблюдается и у атомов некоторых других элементов побочных подгрупп. Хром может проявлять степени окисления от -н1 до -ьб. Наиболее устойчивыми являются соединения хрома в степенях окисления +2, -ьЗ, -н6. Нахождение в природе. В нашей стране наиболее распространенной хромовой рудой является хромистый железняк, или хромит железа, Ре(Сг02)2- В природе встречаются также оксид хрома(1П) СГ2О3 и некоторые другие соединения хрома. Получение. При сильном нагревании хромистого железняка с углем происходит восстановление хрома и железа: 2е~--------1 Г +2 +3 0^00 +2 . FeO • СГ2О3 -ь 4С = 2Сг + ¥е + 4COt В результате этой реакции образуется сплав хрома с железом — феррохром. Для получения чистого хрома его восстанавливают из оксида хро-ма(1П) алюминием: 6е- +3 о , +3 о (ЗГ2О3 -1- 2А1 = AI2O3 -1- 2Сг Обычно используют смесь оксидов СГ2О3 и СГО3. ЗНАЕТЕ т вы, что... ...чистая платина в природе встречается очень редко. Самый крупный самородок массой 9,63 кг до наших дней не сохранился. Другой самородок массой 8,395 кг найден в начале XX в. в бассейне реки Исы (хранится в коллекции Алмазного фонда). 107 Схема 9 Физические свойства. Хром — металл серебристо-белого цвета с металлическим блеском, по внешнему виду похожий на сталь. Его плотность 7,19 г/cм^ температура плавления 1890 °С. Химические свойства. Поверхность хрома покрыта очень тонкой (и поэтому прозрачной) пленкой оксида. Она химически весьма устойчива — даже кислоты разрушают ее с трудом. Благодаря этой пленке хром является одним из самых коррозионно-стойких металлов. Даже во влажном воздухе он совершенно не изменяется. Разбавленная соляная и серная кислоты с хромом начинают реагировать только через некоторое время (после разрушения пленки): 0+1 +2 о Cr+H2S04 = CrS04-bH2t Азотная кислота пассивирует хром (закрепляет оксидную пленку). Применение хрома показано на схеме 9. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 7—9 (с. 118). § 27. Железо, никель, платина в VIIIB-rpynne находится всего девять элементов, из них самое большое практическое значение имеет железо. Для железа наиболее характерны соединения, в которых его степени окисления равны +2 и +3. Имеются и соединения, в которых железо проявляет степень окисления -1-6, но они неустойчивы. Основные свойства железа отражены в таблице 8. лнАьтЕ т вы. ЧТО... ...была сконструирована горелка, в которой водород, образующийся при взаимодействии серной кислоты с цинком, загорался только благодаря влиянию порошка платины — катализатора реакции горения. 108 Таблица 8. Железо Электронная формула ^2бРе ... 3^3p^3d4^ Физические свойства Металл серебристо-белого цвета. Чистое железо — мягкий, пластичный металл. Плотность 7,87 г/см^, температура плавления 1539 °С. В отличие от многих других металлов железо обладает магнитными свойствами. Химические свойства Взаимодействие с простыми веществами 1. С кислородом: о о * +3 -2 +2-2 ЗРе + 262 = Ре20з • РеО или Ре(Ре02)2 — феррит желе-за(П) С кислородом во влажном воздухе образуется Ре20з • ЦН2О 2. С хлором +3-1 2Ре + ЗС12 = 2РеС1з 3. С серой: О . +2-2 Pe + S = PeS Взаимодействие в ещ е с т в а м и со сложными 1. С разбавленными кислотами: Pe + 2HCl = PeCl2-i-H2t Ре + 2Н^ 2CI" = Ре^^ + 2СГ + Н21 Fe + 2H* = Fe^* + H2t 2. С концентрированной серной кислотой: 2Fe + 6HjSO^ ^Ре2<50^)з + SSO^t + бН^О 3. с солями (в водном растворе): Ре + CuSO^ = PeSO^ + Cui Ре -н Сц2^ + SO^' = Ре^^ + SO^' -н Си i ¥e + Cu^^=Fe^^+ Cui 4. С парами воды: г^-1 О +1 f +3 +2 ЗРе + 4Н2О = Ре20з • РеО + 4Й21 Применение Чистое железо способно быстро намагничиваться и размагничиваться, поэтому его применяют для изготовления трансформаторов, электромоторов и мембран микрофонов. Основная масса железа на практике используется в виде сплавов—чугуна и стали (табл. 10, И). 109 Таблица 9. Никель и платина — металлы УПШ-группы Никель Ni Платина Pt Электронная формула ^2sNi ... Ъ^Ър^МЧ^ +7sPt ... 5^5p^5d%s^ Физические свойства Серебристо-белый, очень твердый .металл. Хорошо куется и полируется. Подобно железу, притягивается магнитом. Обладает довольно высокой температурой плавления (1453 °С) Белый, пластичный и ковкий металл, с высокой температурой плавления (1769 °С). Один из наиболее тяжелых металлов (р = 21,5 г/см^) Химические свойства Химическая активность уменьшается 1. Взаимодействие с простыми веществами Из-за оксидной пленки с кислородом, галогенами, серой реагирует только при повышенной температуре: 0 0 * +2 -1 Ni + Cl2 = NiCl2 0 0 , +2-2 2Ni-f-02 = 2Ni0 Химически очень устойчив. При обычных условиях с простыми веществами (CI2, S, О2) не реагирует. В мелкораздробленном виде при повышенной температуре реагирует с хлором и серой 2. Взаимодействие со сложными веществами При обычных условиях медленно реагирует с разбавленными кислотами: Ni + 2HCl = NiCL-f-H„t №+2H^ = Ni2^-hH2t Кислоты на платину не действуют. Реагирует только с «царской водкой» Ni-f-H,SO iNiSO,-i-H,t 4 4 z Ni-b2H^iNi2+-bH2t C азотной кислотой реагирует по-разному (§ 31) 110 Продолжение Никель Ni Платина Pt Применение 1. Для производства различных сплавов (табл. 12) 2. Для покрытия поверхности других металлов (никелирование) 3. В качестве катализатора при многих химических процессах 1. Для изготовления коррозионно-стойких деталей аппаратуры, применяемой на различных производствах и в лабораториях 2. Для изготовления нагревательных элементов лабораторных электропечей, высокотемпературныхдатчиков, термоизмерительных приборов 3. В качестве катализатора в разных химических производствах 4. Для изготовления химически устойчивой лабораторной посуды Кроме железа, из элементов УПШ-группы большое практическое значение имеют никель Ni и платина Pt. Для никеля характерны соединения, в которых он проявляет степени окисления -1-2 и +3. В отличие от железа соединения, в которых никель проявляет степень окисления +3, неустойчивы. Для платины наиболее характерны соединения, в которых она проявляет степени окисления -t-2 и -1-4. Важнейшие свойства этих металлов и их применение отражены в таблице 9. Выполните упражнения 10—12 (с. 118). Решите задачу 4 (с. 118) § 28. Сплавы металлов Теперь, когда вы ознакомились со свойствами важнейших металлов А- и Б-групп, можно сформулировать определение понятия «сплавы». Сплавы металлов — это вещества с металлическими свойствами, со-стояшие из двух или нескольких элементов, из которых хотя бы один является металлом. 111 Аносов Русский металлург, горный инженер. Он был Павел первым исследователем, применившим еще Петрович в 1831 г. микроскоп для изучения структуры (1799—1851) стали. Изобрел способ закалки стальных изделий в струе сжатого воздуха. Получил литую сталь и усовершенствовал многие заводские механизмы и печи. Сплавы можно классифицировать по следующим признакам: 1) по числу компонентов (двойные, тройные и т. д.); 2) по структуре {гомогенные — однофазные и гетерогенные — смеси, состоящие из нескольких фаз); 3) по характеру металла, являющегося основой сплава {черные — сталь, чугун, цветные — сплавы алюминия, меди, никеля и т. д.); 4) по характерным свойствам {тугоплавкие, легкоплавкие, жаропрочные, высокопрочные, твердые, коррозионно-устойчивые)’, 5) по технологическим признакам {литейные — для изготовления деталей путем литья и деформируемые — подвергаемые ковке, щтамповке, прокату, прессованию и другим видам обработки). С составом, свойствами и применением чугуна, легированных сталей и некоторых сплавов цветных металлов вы можете ознакомиться по таблицам 10, 11 и 12. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 13—15 (с. 118). Таблица 10. Виды и свойства чугунов Вид чугуна Состав Свойства Применение Серый чугун Содержит 1,7-4,3% Сравнительно мяг- Различные (с высоким С, 1,25—4,0% Si и до кий и поддающийся литые детали содержанием 1,5% Мп. Большое механической обра- (шестерни, кремния) содержание кремния ботке. Свободный колеса, тру- снижает растворимость углерода. Поэтому углерод выделяется в виде графита углерод придает чугуну мягкость бы и т. д.) Белый чугун Содержит 1,7-4,3% Твердый и хрупкий. Переработка (с неболь- С, более 4% Мп, но Эти свойства прида- в сталь шим содер- очень мало кремния. ет цементит, кото- жанием Углерод в основном рый обладает боль- кремния) содержится в виде цементита — карбида железа РезС шой твердостью 112 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...нихромы (сплавы с никелем) обладают высоким электросопротивлением и используются для изготовления нагревателей в электрических печах. Таблица И. Свойства некоторых легарованных сталей и их применение Легирующий элемент Свойства, которые легирующий элемент придает стали Применение Хром Твердость и устойчивость против коррозии Инструменты, резцы, зубила Никель Вязкость, механическая прочность и устойчивость против коррозии Турбины электростанций и реактивных двигателей, измерительные приборы, детали, используемые при высоких температурах Марганец Твердость, механическая прочность, устойчивость против ударов и трений Детали дробильных установок, железнодорожные рельсы, зубья ковшей экскаваторов Титан Жаростойкость, механическая прочность при высоких температурах, устойчивость против коррозии В самолето-, ракето- и судостроении. Химическая аппаратура Вольфрам Твердость и жаропрочность, износоустойчивость Быстрорежущие инструменты, пилы, фрезы, штампы, нити электрических ламп Молибден Эластичность, жаростойкость, устойчивость против коррозии В производстве лопастей турбин реактивных самолетов и автомобилей, броневые плиты, лабораторная посуда, детали электронных ламп Кремний Устойчивость к воздействию кислот Трансформаторы, кислотоупор-ные аппараты и приборы Ванадий Высокая прочность, упругость и устойчивость к ударам В производстве инструментальных сталей. Детали автомобильные, тракторные и других машин, подвергающиеся ударам ИЗ Таблица 12. Сплавы некоторых цветных металлов Название Состав, % Температура плавления, °C Применение Алюминиево- марганцевая бронза Си (- 90), А1 (8,5-9,5), Мп (1,5-2) 1060 Детали машин Бериллиевая бронза Си (97,4-98), Be (2-2,6) 1000 Пружины и инструменты, не образующие при ударе искр, струны музыкальных инструментов Латунь Си (57-60), Zn (40-43) 900 Детали механизмов и предметов быта Нейзильбер Си (~ 65), Zn (20), Ni (15) 1040 Монеты Константан Си (~ 60), Ni (39-41), Мп (0,4-0,6) 1270 Электроизмерительн ые приборы Мельхиор Си (~ 80), Ni (18,5-20,5), Fe (0,1-1) 1170 Монеты и детали различных машин и инструментов Никелин Си (65-67), Ni (33-35), Мп (0,4-0,6) 1250 Электрические нагреватели Легкоплавкий сплав Bi (36), РЬ (28), Cd (6), Hg (30) 48 Автоматические огнетушители и средства сигнализации, которая включается при достижении определенной температуры Сплав Вуда Bi (50), Pb (25), Sn (12,5), Cd (12,5) 68 Металлические модели, заливка образцов, пайка некоторых сплавов Электрон Mg (86,5-96,6), A1 (3-10), Zn (0,2-3), Mn (0,15-0,5) 625 В ракетной технике, авиа- и автостроении 114 Русский металлург. Разработал (1868) наилучшие условия отливки, ковки и термической обработки стали. Предсказал преимущество применения кислородного дутья в конверторном процессе. Чернов Дмитрий Константинович (1839-1921) § 29. Оксиды и гидроксиды металлов Химические свойства оксидов и гидроксидов зависят как от положения соответствующего элемента в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, так и от его степени окисления. Вам уже известно, что в группах сверху вниз увеличиваются атомные радиусы элементов и, следовательно, возрастают металлические свойства. Особенно это характерно для элементов главных подгрупп. В том же направлении усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов соответствующих элементов. В этом можно убедиться при сравнении свойств элементов, их оксидов и гидроксидов, отраженных в таблице 13. Существует следующая закономерность: чем выше степень окисления элемента в соединении, тем более сильно выражены кислотные свойства этого соединения. Это наглядно проявляется при сравнении свойств оксидов и гидроксидов хрома (табл. 14). ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ. ЧТО... ...платина в переводе с испанского означает «серебриш-ко». Выделение из природной платины ее спутников осуществлялось в 1803—1804 гг., а рутений еще 40 лет оставался неизвестным. Открытие рутения принадлежит казанскому химику К. К. Клаусу. Название образовано от латинского слова Ruthenia (Русь). ...кроме метеоритного, встречается самородное железо земного происхождения. В начале XX в. близ Владивостока был найден самородный чугун, содержащий около 3,2% углерода. Особое самородное железо было обнаружено в лунном грунте. Оно не корродировало на воздухе, не реагировало с кислородом. Это объясняется тем, что поверхность металла долгое время в условиях вакуума облучалась солнечным ветром. 115 Таблица 13. Свойства металлов IlA-группы и характеристика их оксидов и гидроксидов Название и химический знак элемента Взаимодействие металлов с кислотами со щелочами с водой Характеристика оксидов и гидроксидов Бериллий Be Маг- ний Mg Каль- ций Са Стронций Sr Барий Ва о +1 Ве-н2НС1—> +2 О —>BeCl2-bH2t Be 4- 2NaOH —^ —>Na.2Be02-bH2t бериллах натрия ----2е- С кислотами реагирует более энергично, чем Be С кислотами реагирует энергичнее, чем Mg С кислотами реагирует более энергично, чем Са С кислотами реагирует энергичнее, чем Sr При обыкновенной температуре не реагирует 1 Be -н 2NaOH 2Н2О —>Na2[Be(OH)J-bH2t тетрагидроксобериллат натрия Не реагирует С холодной водой реагирует сла^ Реагирует при обычной температуре: Г2е-^ О +1 Са-»-2НОН—* —^Ca(OH)2 + H2t Реагирует энергичнее, чем Са Реагирует энергичнее, чем Sr Амфотерны; ВеО -Н 2НС1 —► —»>ВеС12 + Н2О ВеО -н 2NaOH —► —► Na2Be02 + Н2О ВеО с водой не реагирует, Ве(ОН)2 в воде практически нерастворим Обладают только основными свойствами. MgO с водой реагирует слабо. Растворимость Mg(OH)2 весьма незначительна Обладают только основными свойствами. СаО с водой реагирует энергично. Растворимость Са(ОН)2 мала, но больше, чем Mg(OH)2 Обладают только основными свойствами. SrO с водой реагирует энергичнее СаО. Растворимость Sr(OH)2 больше, чем Са(ОН)2 Обладают только основными свойствами. ВаО с водой реагирует энергичнее SrO. Ва(ОН)2 является более сильным основанием по сравнению с Sr(OH)2 Таблица 14. Свойства оксидов и гидроксидов хрома в зависимости от степеней его окисления Оксид Свойства Гидроксид Свойства Оксид Реагирует только с Гидроксид Реагирует только с кисло- хрома(П) кислотами (прояв- хрома(П) тами (проявляет только а СгО ляет только основные Сг(ОН)з основные свойства): О и свойства): Сг(0Н)2-нН2804 = о н а СгО + 2НС1 = = Сг50,-ь2Н,0 S п = CrCl2 + H20 Более сложные реакции о а соединений хрома(П) рас- Sc 0 сматриваются в курсе выс- н 03 шей школы а» Оксид Проявляет амфотер- Гидроксид Проявляет амфотерные о хрома(1П) ные свойства: хрома (III) свойства: Ь| СГ2О3 Сг20з + 6НК0з = Сг(ОН)з Сг(ОН)з-нЗНС1 = а со в; = 2Сг(Ы0з)з + ЗН20 = СгС1з-ьЗН20 о н о t Сг(ОН)з-ьКаОН = СГ2О3 + 2NaOH = = NaCr02 + 2H20 = 2NaCr02 + H20 В растворе: Сг(ОН)з-кЗКаОН = = Ыаз[Сг(ОН)з] Оксид Проявляет только кис- Кислоты Кислотам Н2СГО4 и Н2СГ2О7 xpoMa(VI) лотные свойства: хромовая соответствуют соли — хрома- СгОз CrO, + 2NaOH = Н2СГО4 ты и дихроматы. Эти соли 3 и дихромо- получают при окислении со- = Na2CrO^ + Н2О вая Н2СГ2О7 единений хрома(П1), а также существуют при нейтрализации хромовой только и дихромовой кислот основа- в водных растворах ниями Ответьте на вопросы и выполните упражнения 16—18 (с. 118). Решите задачу 6 (с. 118). ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ. ЧТО... ...в Средние века в Германии горняки, наблюдая за процессом получения олова, не могли объяснить, почему этот процесс замедляется. Они думали, что в руде имеется волк (Wolf), который не позволяет получить чистый металл, превращая его в пену (Rahm). Спутник олова в руде позже был назван вольфрамом. 117 1. Составьте электронные формулы атомов железа, меди и хрома. Запишите формулы оксидов и гидроксидов этих элементов, определите их характер. 2. Почему металлы, образованные химическими элементами Б-групп периодической системы Д. И. Менделеева, не имеют таких же валентных возможностей, как металлы соответствующих А-групп? 3. Сравните свойства элементов IA-и I Б-групп. На основе стрюения атомов и свойств меди и калия поясните, в чем проявляются сходство и различие элементов IA- и IБ-групп. 4. Охарактеризуйте свойства и применение меди. Приведите соответствующие уравнения реакций. 5. Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства цинка как представителя побочной подгруппы П группы (ПБ-группы), и поясните, для каких целей используют цинк. 6. На основании чего можно утверждать, что титан является одним из важнейших металлов в современной технике? 7. Какие степени окисления характерны для хрома в его соединениях? Приведите примеры. Составьте схему размещения электронов по орбиталям в атоме хрома. 8. В схеме превращений Сг СгС1з Сг(ОН)з веществами X и Y могут быть соответственно 1) С1з и НзО 3) NaCl и КОН 2) С1г и NaOH 4) НС1 и КОН 9. Назовите области применения хрома. 10. Составьте уравнения реакций железа с простыми и сложными веществами. Покажите переход электронов и поясните, что окисляется и что восстанавливается, что является окислителем и что — восстановителем. 11. Восстановительные свойства железо проявляет в реакции 1) Ре20з-ьЗН2804 = Ре2(504)з-1-ЗН20 2) 2РеС12 + С12 = 2РеС1з 3) 2Ре(0Н)з = Ре20з + ЗН20 4) РеС12-ь2КОН = Ре(ОН)2-ь2КС1 12. Почему применение чистого железа ограничено? 13. Что такое сплавы и как их классифицируют? 14. Охарактеризуйте состав и свойства чугунов, важнейших легированных сталей и области их применения. 15. Назовите важнейшие сплавы цветных металлов, примерный их состав, свойства и применение. 16. От каких факторов зависят свойства оксидов и гидроксидов .металлов? Поясните на конкретных примерах. 17. В ряду гидроксидов металлов Mg(OH>2 - Са(ОН)2 - Sr(OH>2 - Ва(ОН>2 основные свойства 1) усиливаются 2) ослабевают 3) не изменяются 4) изменяются периодически 18. Напишите формулы высших оксидов селена и хлора. Определите их характер. Запишите уравнения рюакций этих оксидов с водой. • 1. Через 1 л 18%-ного раствора суль- фата меди(П) (плотность 1,12 г/см^) пропустили 23,2 л сероводорюда. Какое вещество выпало в осадок? Какова его масса? 2. При действии на 9 г смеси, состоящей из металлического алюминия и его оксида, 40%-ным растворюм гидрюксида натрия (плотность 1,4 г/см^) выделилось 3,36 л газа (н. у.). Определите прюцентный состав исходной смеси и объем раствора NaOH, вступившего в реакцию. 3. Вещество, полученное при прюка-ливании 1,28 г меди в струе кислорюда, пр>е-вритили в хлорид меди(П). Вычислите, какой объем (в мл) 4%-ной соляной кислоты (плот- ность 1,02 г/см^) израсходовали и какова масса выделившегося хлорида меди(П). 4. Вычислите массу железа, которое можно получить из 100 кг магнитного железняка Рез04 восстановлением углеродом. Учтите, что в магнитном железняке содержится 10% примесей. Производственные потери конечного продукта реакции 15%. 5. В раствор, содержащий 16 г сульфата меди(11), поместили 4,8 г железных опилок. Какие вещества образовались и какова их масса? 6. Какая масса оксидов свинца и олова необходима для полз^чения 500 г припоя, состоящего из 34% олова и 66% свинца? 118 Неметаллы ГЛАВА VI § 30. Обзор неметаллов Неметаллических элементов по сравнению с металлическими элементами относительно немного. Их размещение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева отражено в таблице 15. Как видно из таблицы 15, неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы. Так как в периодах слева направо у атомов элементов увеличиваются заряды ядер и уменьшаются атомные радиусы, а в ipynnax сверху вниз атомные радиусы возрастают, то понятно, почему атомы неметаллов сильнее, чем атомы металлов, притягивают наружные электроны. В связи с этим у неметаллов преобладают окислительные свойства. Особенно сильные окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-м и 3-м периодах, в VIA—VIIA группах. Самым сильным окислителем является фтор. В соответствии с численными значениями относительной электроотрицательности окислительные способности неметаллов увеличиваются в следующем порядке: Si, В, Hj, Р, С, S, Ij, N2, CI2, О2, F2. Таблица 15 Размещение неметаллических элементов в периодической системе по группам Период IA ПА IIIA IVA VA VIA VIIA VniA (благородные газы*) 1 Н He 2 В С N О F Ne 3 Si Р S Cl Ar 4 As Se Вг Kr 5 Те I Xe 6 Rn 7 • В атомах благородных газов наружные электронные уровни заполнены электронами полностью, поэтому они обладают особыми свойствами. 119 ЗНАЕТЕ т вы, что... ...бром впервые получил французский фармацевт и химик Ж. Балар в 1826 г. из золы морских водорослей. ...иод впервые получил французский химик В. Куртуа в 1811 г. из золы морских водорослей. Название этого элемента произошло от греческого слова iodes — фиолетовый. Следовательно, энергичнее всего взаимодействует с водородом и металлами фтор: о +1 -1 2-ьр2=2НР Менее энергично реагирует кислород: о о +1-2 2Н2 -е О2 = 2Н2О Фтор — самый типичный неметалл, для которого не характерны восстановительные свойства, т. е. способность отдавать электроны в химических реакциях. Кислород же, судя по его соединениям с фтором (ОР2, О2Р2), может проявлять и положительную степень окисления, т. е. являться восстановителем. Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Причем эти свойства постепенно возрастают от кислорода к кремнию: Оо CL N, L S С Р Н. В Si Так, например, хлор непосредственно с кислородом не соединяется, но +1 -2 +4-2 +7 -2 косвенным путем можно получить его оксиды (CI2O, CIO2, CI2O7), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и, следовательно, проявляет восстановительные свойства: 2 + О2 +2-2 2NO Еще легче с кислородом реагирует сера: О о . +4-2 S -Е О2 = SO2 120 Сера проявляет и окислительные свойства. Так, например, при нагревании паров серы с водородом происходит реакция О о Н, -f S +1 -2 H2S Строение простых веществ — неметаллов. Самые типичные неметаллы имеют молекулярное строение, а менее типичные — немолекулярное. Этим и объясняется резкое различие их свойств. Наглядно это отражено в схеме 10. Схема 10 Простые вещества — неметаллы h ЛИ ВЫ. ЧТО... ...фтор в свободном виде впервые получил французский химик А. Муассан в 1886 г. Название этого элемента произошло от греческого слова phtoros — гибель, разрушение, уничтожение. ...астат получили в США ученые Д. Корсон, К. Мак-Кензи и Э. Сегре в 1940 г. путем ядерной реакции: ^Bi + jHe ^ + 2'оП. 121 Свойства и применение углерода и кремния, а также неметаллов с молекулярным строением рассмотрены при изучении соответствующих глав курса неорганической химии (9 класс). Кристаллический бор В (как и кристаллический кремний) обладает очень высокой температзфой плавления (2075 °С) и большой твердостью. Электрическая проводимость бора с повышением температуры сильно увеличивается, что дает возможность широко применять его в полупроводниковой технике. Добавка бора к стали и к сплавам алюминия, меди, никеля и др. улучшает их механические свойства. Изотоп бора ^5 В используют в ядерной технике. Бориды (соединения бора с некоторыми металлами, например с титаном: TiB, TiB2) необходимы при изготовлении деталей реактивных двигателей, лопаток газовых турбин. Углерод С, кремний Si, бор В как простые вещества встречаются в двух видоизменениях — в кристаллическом и аморфном. Кристаллические видоизменения этих элементов очень твердые, с высокими температурами плавления. Кристаллический кремний обладает полупроводниковыми свойствами. Все эти элементы образуют соединения с металлами — карбиды, силициды и бориды (CaCj, AI4C3, FegC, Mg2Si, TiB, TiB2). Некоторые из них обладают большой твердостью, например FegC, TiB. Карбид кальция, как вам известно, используют для получения ацетилена. Для облегчения самостоятельной учебной работы по повторению и систематизации учебного материала о свойствах и применении важнейших неметаллов IV, V, VI и VII групп используйте таблицы 16, 17, 18 и 19. Как пользоваться этими таблицами? Помещенный в них учебный материал не предназначен для простого заучивания. Руководствуясь им, вы должны повторить и обобщить самое важное, самое существенное об элементах, расположенных в группах периодической системы, о их соединениях, свойствах и применении. Например, следует только взглянуть на схемы распределения электронов по орбиталям фтора F и хлора С1 (табл. 19) — и вы вспомните их общие и отличительные химические свойства. Из этих схем видно, что в атомах фтора и хлора в нормальном состоянии имеется по одному неспаренному электрону. Так объясняются общие свойства этих элементов: фтор, хлор и другие галогены в свободном состоянии образуют двухатомные молекулы — F2, Clj, Bfj, Ij — и проявляют валентность I; в соединениях же с металлами и водородом — NaF, NaCl, HCl и т. д. — все галогены проявляют степень окисления -1. Если сравнить расположение электронов по орбиталям в атомах фтора, хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах. У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить только валентность I и степень окисления —1. В атомах других 122 галогенов, например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные ^/-орбитали: 35^ Зр5 Зг/® + 17 С1... Благодаря этому может произойти расспаривание электронов, как это показано в приведенных схемах; +.7CI... 35^ Зр-* + 17 Cl... 3s^ Зр’ 3J2 3s‘ Зр2 + 17 Cl... На основании этого делают следующие выводы: В первом случае хлор может проявить степень окисления -нЗ и образовать хлористую кислоту HClOj, которой соответствуют соли — хлориты, например хлорит калия KClOg. Во втором случае хлор может образовать соединения, в которых степень окисления хлора+ 5. К таким соединениям относятся хлорноватая кислота HCIO3 и ее соли — хлораты, например хлорат калия KCIO3 (бертол-летова соль). В третьем случае хлор проявляет степень окисления +1, например в хлорной кислоте НСЮ^ и в ее солях — перхлоратах, например в перхлорате калия KCIO4. В таблице 19 даны примеры уравнений наиболее характерных реакций. Вы же должны вспомнить и другие химические реакции, в которых участвуют хлор и другие галогены. Характеризуя применение хлора и прочих галогенов, следует вспомнить те свойства, на которых основывается их применение, и составить уравнения соответствующих реакций. Подобным же образом вы можете использовать и остальные таблицы. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1—4, 13 {а) (с. 138). Решите задачу 1 (с. 138). 123 Таблица 16. Углерод и кремний — неметаллы IVA-группы Углерод С Кремний Si Размещение электронов по орбиталям +6 ls2 2s2 2jP- сШ шпл: 3s2 3d° + 14 Si... Характерные химические свойства 1. Окислительные свойства: О о +2 -1 2С + Са = СаС2 о О / -4+1 С + 2Н2 = СН4 2. Восстановительные свойства: О о t +4-2 С + О2 — СО2 о о ^ +2-2 20 + 02 = 200 (неполное сгорание) 0+2+4 О О + 20и0 = 0O2t + 20u 1. Окислительные свойства: о +2 -4 Si + 2Mg = Mg2Si 2. Восстановительные свойства: г"**'! О О ^ +4-1 Si + 2F2 = Sip4 о о ^ +4-2 Si + О2 = SiOj О +1 +1 # +4 О Si + 2NaOH + Н2О = Na2SiOa + 2H2t Кислоты (за исключением смеси HF и HNO3) на кремний не действуют Применение соответствующих простых веществ 1. Алмазы — для бурения горных пород 2. Графит — электроды, замедлители нейтронов в атомных реакторах, смазочный материал в технике 3. Уголь — адсорбент; для получения жидкого топлива, карбида кальция, черной краски 1. Производство кислотоупорных сталей 2. Производство полупроводников 3. Для получения фотоэлементов 4. Для получения карборунда 5. В качестве выпрямителя переменного тока 124 Таблица 17. Азот и фосфор — неметаллы VA-группы Азот N Фосфор Р Размещение электронов по орбиталям ls2 2s2 2рЗ мШ шшш 3s2 ЗрЗ + 15 Р... II I I 1, Окислительные свойства: Характерные химические свойства 1. Окислительные свойства: о о f +2 -3 3Mg + N2 = Mg3N2 о Of +3-3 2А1 + N2 = 2A1N I——I * I 400-500 “С. 15-30 МПа о о катализатор N2 + ЗН2 < ---■ ^ -3+1 2NH, 2. Восстановительные свойства: о о 2000 °С +2-2 N2 + О2 2NO r&--j о 0+2-3 ЗСа + 2Р = СазР2 2. Восстановительные свойств а: f20e-;j, о о +5-2 4Р + 5О2 = 2Р2О5 о о f +3 -2 2Р + 3S = P2S3 рЗОе- -1 6Р + 5КС10з = 5КС1 + ЗР2О5 Применение соответствующих простых веществ 1. В основном для синтеза аммиака, а последний — для производства азотной кислоты и азотсодержащих минеральных удобрений 2. Для заполнения электрических ламп 1. Для получения фосфидов (GaP, InP), используемых в качестве полупроводников 2. Красный фосфор применяют при производстве спичек 125 Таблица 18. Кислород и сера — неметаллы VIA-группы Кислород О Сера S Размещение электронов по орбиталям Is^ 25^ Характерные химические свойства 1. Окислительные свойства: +2 -2 2Mg + О2 = 2MgO о t +4-2 С -1- О2 — СО2 0 0 +5 -2 4Р -1- 5О2 = 2Р20з 0 0 1 +1 -2 2Нг ■+■ ^2 = 2Н2О 2. Восстановительные свойства кислорода проявляются только в реакциях с фтором: Г-4в-—J О -2 -10 2Рз -ь 2Н2О = 4HF -ь О2 1. Окислительные свойств а: о о f +1 -2 2Na -f- S = Na2S о о ^ +3-2 2А1 -h 3S =А125з г 2^-1 о о . +1 -2 Н2 -н S = H2S 2. Восстановительные свойства: Г 4^" 0 0 +4-2 S + 02 = = S02 г 6е 0 0 +6-1 S + ЗР2 = SPfi Применение соответствующих простых веществ 1. Для ускорения химических реакций, в том числе в металлургии 2. Для резки и сварки металлов 3. В жидком виде в ракетных двигателях 4. В авиации и в подводных лодках для дыхания 5. В медицине 1. В производстве серной кислоты 2. Для вулканизации каучука 3. В борьбе с вредителями и болезнями растений 4. В производстве сероуглерода 5. В медицине 6. В производстве спичек 126 Таблица 19. Фтор и хлор — неметаллы VIIA-группы Фтор F Хлор С1 Размещение электронов по орбиталям +9^ 1^2 2«2 2р5 3s2 3d^ 11 11 11 11 I и _ 1. О к и с л и т е л ь н ы е свойства (сильнейший окислитель): ■Ае~ I +4-1 Характерные химические свойства 1, Окислительные свойства: о о 2F2 + Хе = Хер4 I О -2 +1-1 О , 2Рз + 2НзО =4НР + Ojt о о +1-1 Рз + Нз = 2НР 2. Восстановительными свойствами фтор не обладает о о ^ +1 -1 2Na + С1о = 2NaCl г®*’! +3 -1 2Ре + ЗС1г = 2РеС1з 2 + CI2 = 2НС1 + 1-1 +1 -1 2NaI + CI2 = 2NaCl +12 2. Восстановительные свойства проявляются только в реакциях, в которых участвуют вещества, содержащие кислород: +5 -2^-1 О 2KCIO3 = 2КС1 -н ЗОзТ Применение соответствующих простых веществ фторопластов 1. Для производства (тефлона) 2. Для производства различных фторсодержащих соединений, которые применяют в борьбе с вредителями сельского хозяйства 3. Для получения криолита ЫазА1Ре 4. Для получения фтороводородной (плавиковой) кислоты 5. Для получения дифтордихлорметана CP2CI2 (фреона), который пока используют в холодильных мшпинах 1. Для хлорирования органических соединений (получение пластмасс, красителей, медикаментов) 2. Для отбеливания тканей, бумаги 3. Для обеззараживания питьевой воды 4. Для синтеза хлороводорода 5. Окислитель в химических лабораториях 127 § 31. Оксиды неметаллов и кислородсодержащие кислоты Оксиды неметаллов. Как вам уже известно, в периодах слева направо свойства высших оксидов (т. е. оксидов, в состав которых входит элемент данной группы в высшей степени окисления) постепенно изменяются от основных к кислотным. В качестве примера рассмотрим изменение свойств оксидов элементов 3-го периода от натрия Na до хлора С1: Nsifi MgO AI2O3 SiO^ Р2О5 SO. CljO? Оксид натрия Nafi и оксид магния MgO — типичные основные оксиды, которым соответствуют основания (NaOH и Mg(OH)2). Оксид алюминия AI2O3 обладает амфотерными свойствами. Оксиду кремния(1У) Si02 соответствует очень слабая кислота, упрощенная формула которой Н2510з. У оксидов Р2О5, SO3 и CI2O7 кислотные свойства усиливаются. Оксиду се-ры(У1) SO3 соответствует серная кислота H2SO4, которая принадлежит к сильным кислотам. Оксиду хлора(УП) CI2O7 соответствует одна из самых сильных кислот — хлорная кислота НСЮ^. Почему в ряду Na20 —» MgO —► Al.O, —► SiO. —>> SO3 —»• CI2O7 кислотные свойства оксидов усиливаются? Чтобы ответить на этот вопрос, сравним диссоциацию соответствующих этим оксидам гидроксидов и кислот. При взаимодействии оксида натрия Na20 с водой образуется сильное основание — гидроксид натрия NaOH. В водном растворе и в расплавленном состоянии связь между ионами натрия и гидроксид-ионами разрывается и гидроксид натрия диссоциирует как сильное основание; NaOH = Na^-i-OH- Гидроксид магния Mg(OH)2 является более слабым основанием. Это объясняется тем, что ион магния по сравнению с ионом натрия обладает большим положительным зарядом ядра и меньшим радиусом, и поэтому связь между ионами магния и гидроксид-ионами упрочняется и диссоциация по типу оснований затрудняется. ЗНАЕТЕ т вы. ...еще в 1957 г. было установлено, что селен в ничтожно малых количествах необходим человеку и животным, иначе у них развиваются тяжелые заболевания печени и что... мускулатуры. ...кристалл кремния, очищенный от примесей, становится диэлектриком. 128 Оксиду CljOy соответствует очень сильная хлорная кислота НСЮ^, В рассматриваемом ряду хлор характеризуется самым большим положительным зарядом ядра и самым маленьким радиусом иона. Поэтому связь между кислородом и хлором в молекуле хлорной кислоты упрочняется, а связь между кислородом и водородом ослабевает. В результате это соединение в растворе диссоциирует как сильная кислота: НС104 = Н" + С10- Следовательно, возрастание кислотных свойств высших оксидов соот-ветствуюших элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ядра и уменьшением радиуса ионов. В группах сверху вниз кислотные свойства высших оксидов постепенно ослабевают. Об этом можно судить по свойствам кислот, соответствуюших этим оксидам. В качестве примеров рассмотрите постепенное изменение свойств кислотных оксидов и соответствуюших им кислот, образуемых элементами VA и VIA-rpynn (табл. 20 и 21). В главных подгруппах сверху вниз кислотные свойства высших оксидов неметаллов уменьшаются. Так, например, в VA-rpynne оксид азота(У) обладает более сильными кислотными свойствами (образует одну из сильнейших кислот — азотную кислоту HNO3), оксид фосфора(У) Р2О5. Это объясняется тем, что атом фосфора имеет больший атомный радиус по сравнению с атомом азота. Поэтому действие положительных ионов фосфора на ионы кислорода и водорода слабее, чем соответствующее действие положительных ионов азота, размер которых значительно меньше. Чтобы облегчить вашу самостоятельную учебную работу при повторении, химические свойства кислотных оксидов даны в таблице 22. Из несолеобразующих (безразличных) оксидов вам знакомы оксид азота(П) NO и оксид углерода(П) СО. Их нельзя отнести ни к кислотным, ни к основным оксидам. Их характерное химическое свойство — способность окисляться и превращаться в кислотные оксиды: Г4в—J +2 0+4 2NO -ь О2 = 2NO2 +2 +4 2СО + О2 — 2СО2 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...хлорная кислота HCIO4 — самая сильная из всех кислот. При воздействии на нее водоотнимающих веществ образуется оксид хлора(\/11) CI2O7: 2HCIO4 CI2O7 -ь Н2О S Химия. 11 кл 129 Кислородсодержащие кислоты. Сравнительная характеристика некоторых кислородсодержащих кислот дана в таблицах 20 и 21. Из кислот наибольшее значение имеют серная и азотная. Их окислительные свойства рассмотрим более подробно. Таблица 20. Сравнительная характеристика кислотных оксидов и соответствующих им кислот, образуемых элементами подгруппы кислорода S л Соединения с кислородом Н V S Физические i S S S " ч S п и свойства простого вещества Химическая формула Свойства О О2— бесцветный газ - S п S Кристаллическое ве- SO2 Бесцветный газ. При щество желтого цве- H2SO3 взаимодействии с водой С та. Электрический образуется сернистая н а ток не проводит кислота (средней силы) 2 го SO3 Бесцветная летучая жидкость. При взаимодейст- о &с о я« о d H2SO4 ВИИ с водой образуется серная кислота (сильная кислота) Se Кристаллическое ве- Se02 Кристаллическое вещест- ь щество серого цвета. во. При взаимодействии с о\ (Ь Электрический ток НгЗеОз водой образуется селени- а р проводит, но слабо стая кислота (сходная с 5 (полупроводник) сернистой кислотой, но слабее ее) 5еОз Кристаллическое вещество. При взаимодействии с H2Se04 водой образуется селеновая кислота (по силе и свойствам сходная с серной кислотой) Те Кристаллическое ве- ТеОз Кристаллическое вещест- щество серебристо- во. При взаимодействиис белого цвета с ме- НзТеОз водой образуется теллу- таллическим блес- ТеОз ристая кислота (значи- ком. Электрический тельно слабее НзЗеОз) ток проводит лучше, Н2Те04 • 2Н2О Кристаллическое вещест- чем селен (НбТеОб) во. Реагирует с водой при повышенной температуре, при этом образу- ется теллуровая кислота (очень слабая) 130 Таблица 21. Сравнительная характеристика высших оксидов и соответствующих им кислот, образуемых элементами подгруппы азота cd « н Кислородные соединения с высшей степенью окисления Физические свойства S А 1 » X я « простого вещества Химическая Свойства формула N N2 — бесцветный газ, ма- N2O5 Бесцветное кристалличе- лорастворим в воде. Тем- ское вещество. При взаи- пература кипения -196 °С HNO3 модействии с водой образуется азотгшя кислота Р Существует в виде не- Р2О5 Белое порошкообразное скольких аллотропных (Р4ОШ) гигроскопическое вещест- видоизменений. Важней- во. При взаимодействии с шие из них: водой при обычной темпе- 1) белый фосфор — бес- НРОз ратуре образуется мета- цветное твердое вещество, Н3РО4 фосфорная кислота, а при режется ножом (под во- нагревании — ортофосфор- дой); ноя (обе кислоты гораздо 2) красный фосфор — по- слабее азотной и относятся рошкообразное вещество; 3) черный фосфор — твердое вещество, напоминает графит к кислотам средней силы) As Хрупкое кристаллическое AS2O5 Белое стекловидное веще- вещество с металличе- ство, расплывающееся на ским блеском H3ASO4 воздухе. При взаимодействии с водой образуется мышьяковая кислота (она слабее Н3РО4) Sb Хрупкое кристаллическое ЗЬгОз Желтоватый порошок. Су- вещество с металличе- дя по составу солей, этому ским блеском Н(5Ь(ОН)б] оксиду соответствует слабая одноосновная сурьмяная кислота. Известны ее соли — KSb(OH)0 и др. Bi Хрупкое кристаллическое В120з В чистом виде не получен. вещество красновато-бе- Судя по составу солей лого цвета НВЮз (висмутат натрия КаВЮз и др.), этому оксиду соответствует неустойчивая и слабая висмутовая кислота 131 Таблица 22. Химические свойства кислотных оксидов Химические свойства кислотных оксидов Примеры Кислотные оксиды реагируют: 1) с основаниями Са(ОН)24- СО2 = СаСОз4 -г Н2О 2NaOH -н SO2 = + Пр 2) с основными оксидами СаО 4- Si02 = CaSiOg Li20-^N20g = 2LiN03 3) с водой (большинство кислотных оксидов) ЗН20-ьР20д = 2НзР04 Н20-гР20д = 2НР0з Н2О -г SO2 =5=^^ H2SO3 Н20-н80з = Н2504 4) с некоторыми солями (менее летучие кислотные оксиды вытесняют из солей более лет)шие) СаСОд -f Si02 = CaSiOg C02t Сад(РО^)2 -н SSiOg = SCaSiOg 4- PgO^ Серная кислота. О взаимодействии разбавленной серной кислоты с металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода, вам известно (9 класс). В этих реакциях окислителями являются ионы водорода, например: Zn + H2SO4 = ZnSO^ + Hjt Zn-н 2Н^-ь SO5- = Zn^^ + SQ2- -н НзТ о Zn + 2H* = Zn^+ + H,^t Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами протекает более сложно. В этих реакциях окислителем является сера со степенью окисления 4-6. При нагревании концентрированная серная кислота восстанавливается металлами обычно до SO2 (кроме Аи, Pt), в некоторых случаях (зависит от активности металла) до S и даже до H2S: Си -н 2H2SO4 = CUSO4 -h ВОг! -н 2Н2О о +2 Си - 2е~ —► Си 1 +6 +4 S-\-2e~—1 3Zn 4- 4H2S О4 = SZnSO^ 4- si 4- 4H2O 0 +2 Zn - 2e~ +6 S 4- 6e~ - Zn 132 Русский химик-технолог. Основные научные исследования посвящены прикладной химии и химической технологии. Разработал (1915) способ получения азотной кислоты окислением аммиака в присутствии платинового катализатора, построил опытную установку в Макеевке. По его проекту в Юзовке (Донецке) введен в эксплуатацию (1917) первый в России завод по производству азотной кислоты и нитрата аммония. Андреев Иван Иванович (1880-1919) Железо, алюминий и хром концентрированная серная кислота пассивирует, т. е. реакция не идет. Поэтому безводную серную кислоту можно хранить в железной или алюминиевой таре и перевозить в стальных цистернах. Приблизительно с 70%-ной горячей серной кислотой железо реагирует; 2Fe-H 6H2SO4 =Ре2(50,)з -ь 3S02t -ь 6Н2О о +3 Fe-3e~—>Fe 2 +6 +4 S + 2e~ —► S 3 Окислительно-восстановительные процессы проходят и в случае нагревания некоторых неметаллов с концентрированной серной кислотой: S -ь 2H2SO4 = 3502! -н 2Н2О С + 2H2SO4 = 2502! -к 002! -ь 2Н2О Азотная кислота. Специфические свойства азотной кислоты рассмотрены в курсе неорганической химии. Теперь ознакомимся с окислительными свойствами азотной кислоты более подробно. Может возникнуть вопрос: чем объясняется характер взаимодействия азотной кислоты с металлами, т. е. почему в этих реакциях вместо водорода преимущественно выделяются различные оксиды азота и даже азот и аммиак? (При действии наиболее активных металлов на разбавленные водные растворы азотной +3 44 ЗНАЕТЕ ДИ ВЫ, ЧТО... ...полифосфорная кислота является смесью ортофосфор-НОЙ Н3РО4, ДИфОСфОрНОЙ Н4Р2О7, ТрифОСфорНОЙ Н5Р3О10 и тетрафосфюрной Н6Р4О13 кислот. Полифосфорную кислоту применяют для производства концентрированных минеральных удобрений. Ее натриевые соли используют для производства синтетических моющих средств. 133 кислоты происходит и частичное выделение водорода.) Все это связано с исключительно сильными окислительными свойствами атома азота в степени окисления Ч-5, который, окисляя атомы металлов, изменяет свою степень окисления до +4, +2, -1-1 и даже до О и -3. Рассмотрим примеры. 1. Азотная кислота (концентрированная) взаимодействует с металлами (независимо от активности металла). При этом образуются соответствующие нитраты и выделяется оксид азота(1У): Mg + 4HNO3 = Mg(N03)2 + 2NO2 + Н2О (конц.) Mg - 2е~ +5 N-hle-- +2 Mg +4 N 1 +5 +2 Hg + 4HNO3 = Hg(N03)2 + 2N02t -b 2H2O (конц.) Hg-2e +5 N + e-- 3/2 +2 Hg +4 N 2. Азотная кислота (разбавленная) взаимодействует с металлами по-разному в зависимости от степени разбавления: +2 +2 3Mg-H8HN03 = 3Mg(N03)2-b2N0t -н4Н20 (если концентрация кислоты 30%) о Mg-2e +5 N + 3e~- +2 Mg +2 N AMg+ 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 4-N2OT +5H2O (если концентрация кислоты примерно 20%) Mg - 2е 2N + 8e- +2 Mg +1 2N 5Mg + I2HNO3 = 5Мв(НОз)2 -ь N3! + 6Н2О (если концентрация кислоты примерно 10%) Mg — 2e -2N-Hl0e- +2 Mg о >N2 134 ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ... в России первая запись о получении азотной кислоты из селитры принадлежит Петру I. Уже в это время азотная кислота применялась в текстильном и аптечном деле, а также для разделения золота и серебра. 4Mg + IOHNO3 = 4Mg(N03>2 + NH4NO3 + ЗН2О (если концентрация кислоты около 2—3%) о +2 Mg - 1е +5 N + 8^-- Mg -3 N Ответьте на вопросы и выполните упражнения 5—10, 13 (б, в). Решите задачу 2 (с. 138). § 32. Водородные соединения неметаллов Общие формулы водородных соединений приведены в таблице 23. Таблица 23. Общие формулы водородных соединений (гидридов) Общие )ормулы водородных соединений по группам IA НА IIIA 1VA VA VIA VIIA +2-1 RH +2-1 RH, +3-1 RH3 -4 +1 RH, 4 -3+1 RH3 +1 -2 H,R +1 -1 HR Нелетучие eodopodtiue соединения Летучие водородные соединения С металлами водород образует (за некоторым исключением) нелетучие соединения, которые являются твердыми веществами немолекулярного строения. Поэтому их температуры плавления сравнительно высоки. Эти вещества легко разлагаются водой: NaH-EH20 = Na0H-hH2t СаН2 -Е 2Н2О = Са(ОН>2 + 2H2t С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения. В обычных условиях это газы или летучие жидкости. Проследим, как изменяются свойства летучих водородных соединений неметаллов в периодах слева направо. Рассмотрим, например, свойства водных -4 -3 -2 -1 растворов водородных соединений элементов 2-го периода: СН^, NH3, Н2О, HF. Метан (СН^) в воде не растворяется. Аммиак (NH3) растворяется в воде, образуя ионы аммония и гидроксид-ионы: NH3 + НзО NHt +ОН- 4 135 Так как атом азота в молекуле аммиака имеет неподелейную электронную пару, а атом водорода в молекуле воды — свободную орбиталь, возникает дополнительная ковалентная связь (по донорно-акцепторному механизму). Этот процесс схематически можно показать так: I I Н:0:Н + H:N:H Н Н H:N:H Н + :0:Н Вода (HjO) очень слабый электролит: Н2О Н^-нОН- Из уравнения диссоциации воды видно, что концентрации ионов и ионов ОН" одинаковы ([Н"^] = [ОН"]). Воду можно рассматривать как амфотерное соединение. Фтороводород (HF) в воде растворяется неограниченно. Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) проявляет кислотные свойства. Плавиковая кислота в растворе существует в виде димеров — молекул H2F2, поэтому она образует как средние соли (фториды), так и кислые (гидрофториды): H*+HF, Следовательно, в периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов в водных растворах усиливаются. Теперь рассмотрим, почему водородное соединение фтора — фтороводород HF — в водном растворе является кислотой, но более слабой, чем хлороводородная. Это объясняется тем, что радиус ионов фтора значительно меньше, чем радиус ионов хлора. Поэтому ионы фтора гораздо сильнее притягивают к себе ионы водорода, чем ионы хлора. В связи с этим степень диссоциации фтороводородной кислоты значительно меньше, чем соляной кислоты, т. е. фтороводородная кислота слабее соляной кислоты. ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...атом азота в жидком аммиаке все время перемещается и попеременно оказывается то над плоскостью основания, то под ней. С таким явлением (инверсией) связано электромагнитное излучение строго определенной частоты. На основе этого Н. Г. Басов и А. М. Прохоров (1955) создали новый вид генераторов — так называемый мазер. Аммиачный мазер позволил определить, что продолжительность земных суток ежегодно возрастает в среднем на 0,00043 с. 136 Химик-органик, академик. Основные научные Кнунянц исследования посвятил соединениям фтора. Иван Изучал также фосфорорганические, гетеро- Людвигович циклические и некоторые другие соедине- (1906—1990) ния. Из приведенных примеров можно сделать следующие общие выводы: 1. В периодах слева направо у атомов элементов увеличивается заряд ядра и уменьщается радиус. В связи с этим кислотные свойства летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются. 2. В группах сверху вниз отрицательно заряженные анионы (например, ¥~, С1", Вг“, Г) все слабее притягивают положительно заряженные ионы водорода Н^. В связи с этим облегчается процесс отщепления ионов водорода и кислотные свойства водородных соединений увеличиваются. 3. Водородные соединения неметаллов, обладающие в водных растворах кислотными свойствами, реагируют со щелочами. Водородные же соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными свойствами, реагируют с кислотами. 4. Восстановительная активность водородных соединений неметаллов в группах сверху вниз увеличивается. Например, окислить фтор из водородного соединения HF химическим путем нельзя, окислить же хлор из водородного соединения НС1 можно различными окислителями. Это объясняется тем, что в группах сверху вниз резко возрастают атомные радиусы, в связи с чем отдача электронов облегчается. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 11—12 (с. 138). Решите задачу 3 (с. 138). ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ, ЧТО... ...фосфин РНз содержит примеси дифосфина Р2Н4, который воспламеняется на воздухе. Смесь фосфинов иногда выделяется из могил, где разлагаются трупы. Образующиеся огоньки над могилами обусловливаются самовоспламенением РН3. Такие вспышки раньше пугали суеверных людей. ...в 1771 г. шведский химик К. Шееле получил кислоту, которую назвал плавиковой. А. Лавуазье назвал ее флуориевой кислотой. В 1816 г. название «флуор» было заменено на «фтор» (греч. «фторос» — гибель). 137 1. Чем различается строение атомов и простых веществ у металлов и неметаллов? 2. Формула наружного электронного слоя химического элемента А^Ар^. Определите: а) какой это химический элемент; б) заряд ядра его атома, число протонов и нейтронов в ядре; в) относится ли он к s-, р-, d- или /-элементам. Составьте формулы его высшего оксида и летучего водородного соединения, если оно существует. 3. На основе периодической системы определите закономерности изменения окислительно-восстановительных свойств неметаллов. 4. Пользуясь таблицами 16—19, охарактеризуйте химические свойства важнейших неметаллов и их применение. 5. Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств кислотных оксидов в периодах и группах? 6. Даны формулы кислотных оксидов: а) N2O5, СО2, CI2O7 и SO3; б) Р2О5, AS2O5, N2O5 и ЗЬзОз. Расположите эти формулы в порядке возрастания кислотных свойств оксидов. 7. Пользуясь таблицей 22 (с. 132), в пунктах 1, 2 и 3 дополнительно напишите по два-три уравнения химических реакций, в которых участвуют другие кислотные оксиды. 8. Укажите сходные и отличительные химические свойства серной и азотной кислот. 9. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с железом степень окисления серы изменяется от -1-6 до +А. Составьте уравнение этой реакции. 10. В реакции магния с концентрированной азотной кислотой окислителем яв-ЛЯ стся 1) Mg2+ 2) Н+ 3) MgO 4) N05 и. Почему нелетучие водородные соединения так резко отличаются от летучих водородных соединений? 12. Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств летучих водородных соединений в периодах и группах? Охарактеризуйте их сущность. 13. Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: ,Са(С10)2 КСЮ. С1. НС1 -РеС1з CaCl2 —»■ ♦ Ре(ОН)з AgCl ,PeS2\^ б) ------ySO, SOo H2SO4 —»• Ре2(304)з —* BaSO^ в) Nj HNO, rNO ,NO NO, ‘NoO NH4NO3 —NH3 (Уравнения р>еакций, если это возможно, составьте в полном или сокращенном ионном виде. Выберите два урявнения окислительно-восстановительных реакций и уравняйте их методом электронного баланса.) • 1. На 12,8 г меди подействовали из- бытком концентрирюванной серной кислоты при нагревании. Вычислите массу, объем (н. у.) и количество выделившегося газа. 2. На 0,9 моль карбоната кальция подействовали 540 мл 8%-ной соляной кисло- ты (плотность 1,04 г/см^). Какой газ и сколько его по объему выделится? 3. Вычислите массу соли, образующейся в результате взаимодействия 11,2 г оксида кальция с раствором, содержащим 25,6 г азотной кислоты, если известно, что выход соли составил 80% от теор>етически возможного. 138 §33. Генетическая связь неорганических и органических веществ Вам уже известно, что до начала XIX столетия господствовало мнение, что между неорганическими и органическими веществами существует резкая грань. Но первые же синтезы органических веществ показали несостоятельность этих взглядов. Так, например, немецкий химик Ф. Вёлер в 1824г. доказал, что из неорганических веществ можно получить органическое, например щавелевую кислоту, которая содержится в некоторых растениях. Получить щавелевую кислоту из неорганических веществ в лаборатории можно следующим путем. В электрической дуге при взаимодействии азота с углеродом образуется дициан СзНз- 2C-HN. 2000 °С C=N C=N Дициан — бесцветный ядовитый газ со слабым своеобразным запахом. При его гидролизе образуется аммонийная соль щавелевой кислоты: C=N , COONH4 C=N + АН2О = COONH, При действии на эту соль минеральной кислотой получается щавелевая кислота: COONH, СООН COONH. + H2SO4 = СООН + (NH,)2S0, Другим историческим синтезом, доказывающим, что между неорганическими и органическими веществами нет резкой грани, является синтез мочевины в 1828 г., который тоже осуществил Ф. Вёлер. В то время было известно неорганическое вещество — цианат аммония NH^CNO. Его можно синтезировать по схеме: 2С C2N2 HCN NH3 NH^CN NH4CNO Дициан CjN, подобно галогенам реагирует с водородом: C2N2-hH2 = 2HCN синильная кислота Соли СИНИЛЬНОЙ кислоты — цианиды KCN, NaCN — способны окисляться кислородом воздуха и превращаться в цианаты KCNO, NaCNO, NH4CNO. Цианат аммония NH^CNO — это неорганическое вещество. Нагревая цианат аммония в водном растворе, Ф. Вёлер получил органическое 139 вещество — мочевину. А до этого считали, что мочевина может образовываться только в живых организмах. В дальнейшем выяснилось, что при нагревании цианата аммония происходит перегруппировка атомов: NH4-0-C=N цианат аммония н ЪЫ—с—N< О 'Н мочевина (карбамид) В результате этих синтезов ученые пришли к важному выводу: органические вещества могут образовываться из неорганических. Это были первые синтезы. За ними последовали многие дрзчт1е, которые подтвердили связь между неорганическими и органическими веществами. Ниже приводятся некоторые схемы известных вам превращений, отражающих генетическую связь между органическими и неорганическими веществами. а) С СН. СН2=СН—с=сн СНо=СН—с =сн. хлоропреновыи каучук С1 б) с С2Н4 ноос—соон щавелевая кислота НО—сн. -СНз—он в) СаСО, СаО СаС., С2Н2 СН3—СООН НзК—СНз—соон г) СаСО, д) С СаС, с,н. СбНб СО2 —C0(NH2>2 \ C6H5NH2 со сн,—он — н—с СНЗСООН о и СНз—cf^ о о—си. с—он —СН,—С^^С—СН2— НС к^сн сн Выполните упражнение (с. 143). 140 § 34. Бытовая химическая грамотность Итак, вы закончили изучение химии в школе. Предположим, вы не собираетесь быть химиком. Что же должно остаться в памяти? Конечно, эффектные опыты, которые проводили вы или демонстрировал учитель, не забудутся. Но самое важное — это уметь применять то, что вы узнали на уроках, в повседневной жизни. Каждый день вы умываетесь, готовите еду, стираете белье, убираетесь в квартире. Если вы болеете, то принимаете лекарства. Как правило, почти все необходимое для жизни городской житель покупает в магазине. На упаковке любого товара есть этикетка. Не забудьте внимательно прочитать то, что на ней написано! Как сознательные потребители вы должны знать, что вы покупаете и насколько это безопасно. Продукты питания. Если вы выбираете продукт питания, прежде всего обратите внимание на срок годности. На этикетке также обязательно должны быть указаны ингредиенты, из которых этот продукт приготовлен. Ознакомьтесь с ними: возможно, состояние здоровья не позволяет вам употреблять подобные продукты. Так, часто встречается аллергия на арахис или яичный белок, а больным диабетом рекомендуют использовать в пищу продукты, не содержащие сахара (его заменяют, например, фруктозой). Если вы сторонник здорового образа жизни, избегайте продуктов, содержащих гидрогенизиро-ванные жиры. Эти жиры изготавливают из растительных масел, в том числе подсолнечного или соевого, которые под действием высоких температур присоединяют водород (частично гидрогенизируются). Гидрогенизация способствует застыванию растительного масла, что необходимо для производства твердых жиров, таких, как маргарин, к тому же срок хранения жира увеличивается. Но гидрогенизированные жиры в отличие от своих природных аналогов представляют опасность для сердечно-сосудистой систе.мы. Бытовая химия. Безопасность — один из главных критериев при покупке товаров бытовой химии. Средства бытовой химии постоянно находятся в квартире, и очень важно, чтобы они не причиняли вреда ни детям, ни взрослым. Внимательно прочитайте, что написано на этикетке выбранного вами средства. Обязательно прочитайте его состав — вот где нужно вспомнить уроки химии. Обратите внимание, можно ли его использовать без перчаток. Есть чистящие средства, содержащие кислоты или щелочи в больших концентрациях, соединения хлора (гипохлорит натрия), аммиак (аммоний); они вызывают ожоги при попадании на кожу, на слизистые оболочки глаз, раздражают дыхательные пути. Это относится и к хлорсодержащим отбеливателям. На этикетках подобных средств есть специальный предупреждающий значок, напоминающий скрещенные кости (рис. 22). Эти средства опасны и для вашей одежды! Хранить средства бытовой химии нужно в хорошо закрытых емкостях и в помещениях, где обитатели дома бы- Рис. 22 X 141 вают реже всего; лучше использовать не порошки, а гели, жидкие или гранулированные средства (в этом случае меньше подвергаются опасности органы дыхания). Отделочные материалы. Многие вещества, используемые для ремонта квартир, также представляют опасность для кожных покровов и дыхательной системы. Это краски, клеи, лаки, герметики и т. д. Работать с такими веществами все равно что проводить химический эксперимент: требуется надевать перчатки, очки, респиратор, защитную одежду и соблюдать правила техники безопасности. На этикетках этих средств также есть инструкция по применению, которую нужно изучить. И конечно, можно использовать только те строительные и отделочные материалы, которые имеют гигиенический сертификат и разрешение для применения в жилых помещениях. В квартирах и офисных помещениях часто используют виниловые обои. Они получили свое название из-за верхнего слоя, покрытого поливинилхлоридной (ПВХ) пленкой. Качественные виниловые обои пожаробезопасные, износо- и водостойкие. На рулоне, помимо всех значков, должен обязательно стоять значок экологической безопасности этих обоев, для каждой страны этот значок выглядит по-разному. На все виниловые обои должен быть сертификат экологической безопасности. Если его нет, то эти обои, скорее всего, не прощли необходимые тесты на экологическую безопасность и при освещении солнечным светом или при повышении температуры могут выделять вредные вешества. В любом случае, если даже виниловые обои отвечают стандартам безопасности, лучше всего оклеивать ими хорошо проветриваемые помещения. Линолеум и синтетические ковровые покрытия могут быть источником токсичных ароматических углеводородов. Мебель. Чистота воздуха в помещениях во многом зависит и от качества мебели: так, мебель из древесно-стружечных плит (ДСП) выделяет фенолы и формальдегид (муравьиный альдегид, метаналь). Этот бесцветный газ с характерным запахом — важный компонент для производства древесного клея. Всемирная организация здравоохранения признала формальдегид канцерогеном (вызывающим злокачественные опухоли). Он также раздражает дыхательную систему, может вызывать аллергические реакции вплоть до астмы, головную боль, депрессию, боли в суставах, хроническую утомляемость. Формальдегид содержится в клеях, политуре, красках, косметике и средствах бытовой химии. Если в вашем доме есть мебель из ДСП, а при отделке квартиры использовались полимерные материалы и пластиковые покрытия, почаще проветривайте помещение\ Лекарственные препараты. На упаковках лекарств всегда указано, можно ли использовать их без рецепта врача, а внутри каждой упаковки есть инструкция, где указаны механизм действия препарата, его способ и дозы применения, а также противопоказания и побочные эффекты. Внимательно прочитайте инструкцию! 142 Образ жизни современного человека мало напоминает образ жизни его предков, живших в пещерах или хижинах и добывавших пищу охотой. Изменились и стандарты чистоты, и именно достижения химии позволяют человеку соответствовать этим новым стандартам. Он каждый день принимает душ и надевает чистую одежду, следовательно, каждый день пользуется зубной пастой, мылом, шампунем, гелем для душа и стиральным порошком. Далеко не все ингредиенты, входящие в состав этих веществ и других средств бытовой химии, подвергаются биоразложению или улавливаются фильтрами очистных сооружений. Например, фосфаты, входящие в состав стиральных порошков, попадая со сточными водами в водоемы, играют там роль удобрений и вызывают усиленное размножение цианобактерий (так называемое цветение воды). Это ведет к массовой гибели других обитателей водоемов, так как в воду попадают ядовитые продукты жизнедеятельности цианобактерий. Да, современный дом во многом напоминает химическую лабораторию. Соответственно и правила поведения в доме должны быть сходны с таковыми в лаборатории химика. Прежде всего вашей «лаборатории» необходима хорошая вентиляция. Все «реактивы» (лекарства и средства бытовой химии) должны храниться в оригинальных упаковках и в местах, недоступных детям. Использовать такие реактивы нужно только в минимально необходимых количествах и с соблюдением техники безопасности. А если вам требуется приобрести новые «реактивы» для вашей «лаборатории», призовите на помощь знание химии и здравый смысл. Составьте уравнения реакций по следующей схеме, отражающей генетическую связь между органическими и неорганическими веществами: а) Са —>■ СаО —► СаСОз—► СаС2 СН4—> > СН3—СНз—C^°^^(CH3COO)2Mg СН2=СН2 CgHg —» C6H5NO2 —> C6H5NH2 С2Н5ОН но—СН2—СН2—он ноос—соон НООС—COONa б)СНз—СН3—►Х .о С2Н5ОН—►СНз—СН2—^ ^—>Y—^С02—»'Са(ОН)2—^Са(НСОз)2 в) С СоН. с,н 2“6 с«н 6"14 циклогексан бензол 143 Практическая работа 3 Решение экспериментальных задач по неорганической химии При подготовке к практической работе используйте таблицу 24. 1. Дана смесь, состоящая из хлорида калия и сульфата железа(111). Проделайте опыты, при помощи которых можно определить хлорид-ионы СГ и ионы Fe^. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде. 2. Выданы вещества: кристаллогидрат сульфата меди(И), карбонат магния, гидроксид натрия, железо, соляная кислота, хлорид железа(111). Пользуясь этими веществами, получите: а) оксид железа(111); б) оксид магния; в) медь; г) хлорид магния. Составьте уравнения реакций проделанных вами опытов в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде. 3. В трех пробирках даны кристаллические вещества без надписей: а) сульфат аммония; б) нитрат меди(И); в) хлорид железа(III). Опытным путем определите, какие вещества находятся в каждой из пробирок. Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде. 4. В пробирках даны твердые вещества. Определите, в какой пробирке находится каждое из веществ: а) сульфат натрия, сульфид натрия, сульфит натрия; б) карбонат калия, сульфат калия, хлорид аммония; в) сульфат аммония, сульфат алюминия, нитрат калия. 5. Осуществите практически следующие превращения: а) Fe б) А1- в) Си FeCI, Fe(OH)2 —> Fe(OH)3 —- FegOg Al2(S04)3 ^ А1(ОН)з ► CUSO4 —> Cu(OH)2 NaAI02 Na[AI(OH)4] . CuO —» Cu Практическая работа 4 Решение экспериментальных задач по органической химии 1. В пяти пробирках даны следующие вещества без надписей: Первый вариант а) этанол: б) уксусная кислота; в) глюкоза; г) глицерин; д) этаналь. Второй вариант а) уксусная кислота; б) этаналь; в) глицерин; г) этанол; д) глюкоза. Опытным путем определите каждое из выданных вам веществ. Напишите уравнения соответствующих реакций. 2. Осуществите практически следующие превращения: Первый вариант С2Н2ВГ4 а) CaCg —*• С2Н2: СОс б) С2Н5ОН: СНо—С ■СОс О 144 Второй вариант а) С2Н5ОН б) С3Н7—ОН —> СН3—с С02 СНз—СНз I I ОН он о — 'О С3Н7 со, Практическая работа 5 Решение практических расчетных задач Первый вариант Дано 1,5 г порошка алюминия. Получите практически сульфат алюминия и вычислите процент его выхода по сравнению с теоретическим. Второй вариант Дано 5 мл раствора серной кислоты (плотность 1,143 г/см^). Получите практически сульфат натрия и вычислите процент его выхода по сравнению с теоретическим. Третий вариант 1. Дано 3,25 г цинка. Получите практически хлорид цинка и вычислите процент его выхода по сравнению с теоретическим. 2. Дано 5 мл раствора гидроксида натрия (плотность 1,225 г/см^). Получите практически сульфат натрия и вычислите его теоретический выход. Практическая работа б Получение, собирание и распознавание газов. При подготовке к практической работе повторите способы получения в лаборатории следующих газов: кислорода, водорода, углекислого газа, аммиака, метана, этилена. Газы собирают двумя способами: вытеснением воздуха (рис. 23, а—в) и вытеснением воды (рис. 23, г). Приборы для получения газов могут состоять не только из пробирок, но и из другой посуды: это могут быть круглодонные колбы с пробкой и отводной трубкой, колбы Вюрца, прибор для получения газов. Задание: Получите газообразное вещество и подтвердите химическими опытами его состав и свойства. Первый вариант 1. Получение водорода Повторите правила безопасности работы с горючими веществами. Соблюдайте эти правила в процессе проведения химического эксперимента. 1. Получите водород взаимодействием кислоты и металла. 145 Рис. 23. Приборы для получения и собирания газов: а, б — для получения газа прокалгшанием твердого вещества; в случе б при нагревании исходных веществ образуется вода; в — для получения газа при взаимодействии твердого вещества с жидкостью; г — для собирания газа над водой 2. Соберите водород в две пробирки либо вытеснением воздуха, либо над водой (по выбору). Проверьте газ на чистоту. 3. Перелейте водород из одной пробирки в другую и подтвердите, что газ находится во второй пробирке. 4. Закройте пробирку прибора пробкой с небольшой (3—5 см) отводной трубкой с оттянутым концом. Подожгите водород. 5. Оформите результаты практической части работы. 2. Получение углекислого газа Повторите правила безопасной работы со стеклянной химической посудой. Соблюдайте эти правила, работая с приборами, а также при приготовлении и нагревании растворов. 1. Получите оксид углерода(1\/) реакцией обмена между мрамором и соляной кислотой. 2. Соберите газ в химический стакан вытеснением воздуха и докажите, что газ собран. 3. Пропустите газ в раствор лакмуса и подтвердите опытным путем, какую среду (кислую, нейтральную или щелочную) образует водный раствор оксида углерода(1\/). 4. Пропустите сначала небольшое количество оксида углерода(1\/) в прозрачную свежеприготовленную известковую воду до появления признаков реакции. Затем от- 146 лейте пробу этого раствора и пропустите в него избыток оксида углерода(1\/). От вновь полученного раствора также отлейте пробу и прокипятите ее. 5. Оформите результаты практической части работы. 3. Получение этилена Повторите правила безопасной работы с концентрированными кислотами и легковоспламеняющимися веществами. 1. Исходные вещества для получения этилена — смесь этанола с концентрированной серной кислотой. Нагрейте 2 см^ смеси в пробирке, закрытой пробкой с газоотводной трубкой, на «легком» огне (держите пробирку над пламенем). Соберите этилен над водой в две пробирки. 2. Проверьте, как взаимодействует этилен с бромной водой. 3. Проверьте возможность окисления этилена раствором перманганата калия. 4. Проверьте горючесть этилена (собранного в пробирку). 5. Оформите результаты практической части работы. Второй вариант 1. Получение кислорода Повторите правила безопасной работы с нагревательными приборами для получения газов. Соблюдайте эти правила при проведении химического эксперимента. 1. Получите кислород разложением перманганата калия. 2. Соберите кислород в две пробирки над водой или вытеснением воздуха (по вашему выбору). 3. Докажите, что собран кислород. 4. Проверьте опытным путем, как горит сера (или уголек) на воздухе и в кислороде. 5. Оформите результаты практической работы. 2. Получение аммиака Повторите правила безопасной работы со щелочами. Соблюдайте эти правила в процессе проведения химического эксперимента. 1. Получите аммиак реакцией обмена из смеси твердых веществ — хлорида аммония и гидроксида кальция. 2. Опишите физические свойства аммиака, по которым можно определить, что собран именно этот газ. 3. Определите опытным путем, насколько хорошо аммиак растворяется в воде и какова среда (кислая, нейтральная или щелочная) его водного раствора. 4. Объясните, что такое возгонка, на примере вещества, используемого в этой практической работе, а также на примере возгонки иода. 5. Оформите результаты практической части работы. 3. Получение метана Повторите правила безопасной работы со взрывоопасными веществами и щелочами. Соблюдайте эти правила в процессе проведения химического эксперимента. 1. Получите метан, используя смесь твердых веществ — ацетата натрия и гидроксида натрия (смесь приготовлена лаборантом). 2. Соберите метан над водой в две пробирки. 3. Подтвердите химическими опытами, что собранный газ горюч. 4. Проверьте действие метана на бромную воду и розовый раствор перманганата калия. 5. Оформите результаты практической части работы. 147 Таблица 24. Определение катионов и анионов Определяемый ион Реактив Результат реакции Н+ Индикаторы Изменение окраски АГ Cl- Белый осадок Сц2+ OH- Синий осадок 52- Черный осадок Окрашивание пламени в сине-зеленый цвет Fe2^ OH- Белый хлопьевидный осадок, на воздухе зеленеет Fe^ OH- Осадок бурого цвета Zn2-^ OH- Белый осадок, при избытке ОН- растворяется 52- Белый осадок Al^ OH- Осадок серого цвета, при избытке ОН- растворяется nh; OH- Запах аммиака Ba2+ S05- Белый осадок Окрашивание пламени в желто-зеленый цвет Ca2+ CO|- Белый осадок Окрашивание пламени в кирпично-красный цвет Na+ Цвет пламени желтый (через кобальтовое стекло) K-^ Цвет пламени фиолетовый (через кобальтовое стекло) Cl- АГ Белый осадок H2S04 Выделение бесцветного газа, окрашивание синей (конц.) лакмусовой бумажки в красный цвет Br Ag^ Желтоватый осадок H2SO4 Выделение SO2 (резкий запах) и Вг2 (бурый цвет) Ag^ Желтый осадок I- H2SO4 Выделение H2S и I2 (фиолетовый цвет) so|- H+ Выделение SO2 — газа с резким запахом, обесцвечивающего раствор фуксина и фиолетовых чернил co|- H+ Выделение газа без запаха, вызывающего помутнение известковой воды CH3COO- H2SO4 Появление запаха уксусной кислоты no; H2SO4 (конц.) и Си Выделение бурого газа sq2- Ва2+ Белый осадок PO^ Ag+ Желтый осадок OH- Индикаторы Изменение окраски 148 УКАЗАТЕЛЬ* Аденин III, 164 Азот IV, 125 Азотистые основания III, 166 Активированный комплекс IV, 51 Активированный уголь III, 168 Актиноиды IV, 16 Алкадиены III, 44 Алкены III, 34, 35 Алкоголизм III, 86, 168 Аллотропия IV, 35 Аллотропные модификации IV, 35 Альдегидная группа III, 100 Альдегиды III, 100 Алюминий IV, 96 Аминогруппа III, 150 Аминокислоты III, 153 Аминопласты III, 104 Аминоуксусная кислота (глицин) III, 153 Амины III, 150 Амоксициллин III, 167 Андреев И. И. IV, 133 Анилин III, 151 Анионы IV, 80 Анод IV, 80 Аносов П. П. 112 Арены III, 57 Асимметрический атом углерода III, 132 Аспирин III, 167 Ацетальдегид III, 100 Ацетилен III, 50 Ацетилениды III, 54 Ацетилцеллюлоза III, 143 Ацетон III, 100 Аэрозоль IV, 41 Бакелит III, 104 Белки III, 158 Бензин III, 70 Бензол III, 57 Бериллий IV, 94 Бертпло М. III, 4, 125 Бертоллиды IV, 6 Биполярный ион III, 156 Бориды IV, 122 Бутлеров А. М. III, 4, 7 В Вазелин III, 70 Валентность IV, 17 Валентные возможности атомов IV, 20 Велер Ф. III, 4, IV, 139 Вещества — минеральные III, 4 — молекулярного строения III, 4 — немолекулярного строения III, 4 — органические III, 4 Винилбензол (стирол) III, 60 Водород IV, 15 Водородный показатель IV, 67 *В указателе цифрой III обозначен учебник для 10 класса (Рудзитпис Г. Е., Фельдман Ф. Г. Органическая химия. — М.: Просвещение, 2007), цифрой IV — учебник для И класса. 149 Восстановители IV, 77 Вторичный атом углерода III, 82 Вюрц А. III, 21 Газойль (дизельное топливо) III, 70 Газолин III, 70 Галогенопроизводные III, 24 Галогены III, 22 Гексахлорбензол III, 65 Гексозы III, 131 Гель (студень) IV, 40 Гербициды III, 65 Гетеролиз (ионный разрыв связи) III, 12 Гетероциклические соединения III, 162 Гибридизация орбиталей — 5р-гибридизация III, 50, IV, 29 — 5р^-гибридизация III, 35, IV, 31 -^^-гибридизация III, 18, IV, 31 Гидриды IV, 91, 135 Гидролиз — белков III, 161, IV, 71 — жиров IV, 71 — крахмала III, 141 — необратимый IV, 73 — сложных эфиров III, 123, IV, 70 — солей IV, 71 — углеводов IV, 71 — целлюлозы III, 142 Гликоген III, 141 Глицерин III, 91 Глюкоза III, 131, 141 Гомолиз (радикальный разрыв связи) III, 12 Гомологи III, 18, IV, 35 Гомологическая разность III, 18 Грубодисперсные системы IV, 36 150 Гуанин III, 164 Гудрон III, 71 д Дальтониды IV, 6 Данилевский А. Я. III, 158 Дезоксирибоза III, 136 Декстрины III, 141 Денатурация III, 160 Десорбция IV, 40 Дизельное топливо (газойль) III, 70 Динитроцеллюлоза (коллоксилин) III, 144 Дисахариды III, 131 Дисперсные системы IV, 36 Дисульфидный мостик III, 160 Дихлорметан III, 27 Ж Железо IV, 109 Жерар Ш. III, 7 Жиры III, 124 Закон — действующих масс IV, 52 — периодический IV, 8 — постоянства состава веществ IV, 6 — сохранения и превращения энергии IV, 6 — сохранения массы веществ IV, 5 Зелинский Н. Д. III, 60 Зинин Н. Н. III, 152 И Изомерия III, 9, IV, 35 — оптическая (зеркальная) III, 132 — постранственная (стереоизомерия) III, 38 Изомеры III, 8 — транс-изоиетры III, 38 — цмс-изомеры III, 38 Изопентиловый спирт III, 87 Изотопы IV, 4, 34 Ильменит IV, 104 Ингибирование IV, 52 Ингибитор IV, 53 Индикаторы IV, 67 Инсектициды III, 65 Инсулин III, 161 Интерметалл иды IV, 97 Интерферон III, 168 Ионное произведение воды IV, 67 Иономеры (рН-метры) IV, 67 Истинные растворы IV, 36 К Калий IV, 92 Кальций IV, 94 Капрон III, 179 Карбамидная смола III, 104 Карбиды IV, 122 Карбокатион III, 40 Карбоксильная группа III, 106 Карбонильная группа III, 100 Карбоновые кислоты III, 106 — непредельные III, 115 — одноосновные предельные III, 106 Катализ IV, 52 Катион нитрония III, 62 Катализатор IV, 53, 55 Катионы IV, 80 Катод IV, 80 Каучук III, 47 — синтетический III, 176 Качественные реакции — на альдегиды III, 103 — на белки III, 160 — на крахмал III, 141 — на многоатомные спирты III, 90 — на фенол III, 95 Кекуле Ф. III, 5, 7, 58 Керосин III, 70 Кетоны III, 100 Кинетическое уравнение реакции IV, 52 Кислород IV, 126 Кислородсодержащие органические соединения III, 80 Кислота — азотная IV, 130, 133—135 — висмутовая IV, 131 — метафосфорная IV, 131 — мышьяковая IV, 131 — ортофосфорная IV, 131 — серная IV, 130—133 — сурьмяная IV, 131 Кислоты IV, 64, 65 Коагуляция IV, 40 Коллоидные растворы IV, 36 Кольбе А. В. III, 4 Коррозия IV, 84 — химическая IV, 86 — электрохимическая IV, 87 Крахмал III, 139 Крекинг III, 71 Кремний IV, 124 Кристаллическая решетка IV, 34 Кумольный метод получения ацетона III, 103 Купер А. III, 7 Л Лавсан III, 180 Лавуазье А. Л. IV, 5 Лантаноиды IV, 16 151 Лебедев С. В. III, 45 Литий IV, 92 Ломоносов М. В. IV, 5 Лужение IV, 82 М Магний IV, 94 Мазут III, 70 Майер Р. IV, 5 Макромолекулы III, 170 Малахит IV, 100 Малликен Р. III, 12 Марковников В. В. III, 30 Медный блеск IV, 100 Медный колчедан IV, 100 Медь IV, 99 Менделеев Д. И. III, 73, IV, 8 Металлы IV, 77 — легкие IV, 79 — легкоплавкие IV, 79 — тугоплавкие IV, 79 — тяжелые IV, 79 Метаналь (муравьиный альдегид) III, 103 Метанол (метиловый спирт) III, 85 Метил циклогексан III, 31 Метод электронного баланса IV, 44 Молярная концентрация IV, 36 Мономеры III, 170 Моносахариды III, 131 Муравьиная кислота III, 109, ИЗ Мыло III, 114 Н Наркомания III, 168 Натрий IV, 92 Нафтены (циклоалканы) III, 30 Нефть III, 69 Никелирование IV, 82 Никель IV, 110 Нитроглицерин III, 91 Нобель А. Б. III, 91 Нуклеиновые кислоты III, 165 — дезоксирибонуклеиновые III, 165 — рибонуклеиновые III, 165 Нуклеотиды III, 165 Нуклеофилы III, 13 О Оксиды неметаллов IV, 128 Оксиды хрома IV, 117 Олеум IV, 62 Олефины III, 36 Омыление III, 123 Органическая химия III, 5 Основания IV, 64, 65 Охрана окружающей среды IV, 62 П Парафин III, 71 Парафины III, 16 Парацетамол III, 167 Патока III, 141 Пентозы III, 131 Пептидная (амидная) группа III, 156 Первичный атом углерода III, 82 Пиридин III, 163 Пиримидин III, 164 Пиролиз III, 72 Пиррол III, 163 Платина IV, 110 Полимеры III, 170 — термореактивные III, 176 Полинг Л. III, 12 Полипептиды III, 156 Полипропилен III, 171 Полисахариды III, 131 Политетрафторэтилен (тефлон) III, 173 152 Полиэтилен III, 171 Попутные нефтяные газы III, 68 Порядок химической реакции IV, 52 Правило Марковникова III, 30 Принцип — Ле Шателье IV, 57 — противотока IV, 60 Природный газ III, 68 Производство серной кислоты IV, 58 Протолитическая теория кислот и оснований IV, 64, 73 Протолиты IV, 65 Пурин III, 164 Радикал III, 12 Реакции — галогенирования III, 62 — гидрирования III, 30, 64 — дегидрирования III, 31, 38 — замещения IV, 45 — ионного обмена IV, 68 — каталитические IV, 53 — необратимые IV, 47 — нитрования III, 62, 96 — обмена IV, 45 — обратимые IV, 47 — окисления III, 53, 63 — окислительно-восстановительные IV, 44 — поликонденсации III, 140 — полимеризации III, 41, 53 — присоединения III, 46, 48, 52, 63 — разложения IV, 45 — свободнорадикальные III, 13 — соединения IV, 45 — цепные III, 24 — экзотермические IV, 46 — эндотермические IV, 46 — этерификации III, 122 Резина III, 48 Ректификационная колонна III, 71 Рибоза III, 136 Риформинг III, 73 Рутил IV, 104 Ряд стандартных электродных потенциалов металлов (электрохимический ряд напряжений) IV, 77 Сахароза III, 137 Семенов Н. Н. III, 25 Сера IV, 126 Силициды IV, 122 Синтетические волокна III, 179 Синтетические моющие средства III, 126 Скорость — гетерогенной реакции IV, 50 — гомогенной реакции IV, 50 — химических реакций IV, 49 Сложные эфиры III, 121 Смещение химического равновесия IV, 57 Соляровые масла III, 70 Сополимеризация III, 177 Сопряженные химические связи III, 44 Спирты — ароматические III, 93 — многоатомные III, 89 — одноатомные предельные III, 80 Сплавы IV, 111 Степень — полимеризации III, 170 — электролитической диссоциации IV, 66 153 Стирол (винилбензол) III, 60 Структура белковой молекулы — вторичр1ая III, 159 — первичная III, 159 — третичная III, 160 — четвертичная III, 160 Структура полимера — стереонерегулярная III, 171 — стереорегулярная III, 171 Структурная формула IV, 7 Структурное звено полимера III, 170 Суспензии IV, 35 Тепловой эффект реакции IV, 46 Теплообмен IV, 61 Теплота образования IV, 47 Теплота сгорания IV, 47 Термопластичность III, 172 Тетрахлорметан III, 27 Тефлон (политетрафторэтилен) III, 173 Тимин III, 164 Титан IV, 104 Титаномагнетиты IV, 104 Толуол III, 64 Третичный атом углерода III, 82 Тринитротолуол III, 64 Тринитрофенол III, 96 Тринитроцеллюлоза (пироксилин) III, 144 Трихлорметан III, 27 Триэтилалюминий III, 172 У Углеводороды III, 16 — ароматические (арены) III, 57 — ацетиленового ряда III, 34, 50 — диеновые (алкадиены) III, 34, 44 — этиленового ряда (алкены) III, 34 Углерод IV, 124 Уксусная кислота III, 114 Ф Фенолформальдегидные смолы III, 96, 104, 174 Фенолы III, 93 Фенопласты III, 104 Ферменты III, 84 Фишер Э. III, 158 Формалин III, 105 Формальдегид III, 100 Формулы структурные III, 6 Фосфор IV, 125 Франкланд Э. III, 7 Фруктоза III, 133 Фтор IV, 120, 127 Фунгициды III, 65 функциональная группа III, 14, 81 Химическая связь — водородная III, 84, 159, IV, 26 — двойная III, 35 — ионная IV, 24 — ковалентная неполярная IV, 25 — ковалентная полярная IV, 26 — металлическая IV, 26 — одинарная III, 35 — пептидная (амидная) III, 156 — тс -связь III, 11 — а-связь III, 11 — тройная III, 50 Химический синтез IV, 35 Химический элемент IV, 4 Химическое равновесие IV, 56 Химическое строение III, 7 Хлор IV, 127 154 Хлорид титана III, 172 Хлорметан III, 26 Хромирование IV, 82 Хромистый железняк IV, 107 ц Целлюлоза III, 143 Цементит IV, 112 Циклические соединения III, 6 Циклоалканы (нафтены) III, 29 Циклогексан III, 31 Циклопропан III, 31 Цинк IV, 102 Цинковая обманка IV, 102 Цинковый шпат IV, 102 Цитозин III, 164 Чернов Д. К. IV, 115 Чугун — белый IV, 112 — серый IV, 112 Эбонит III, 49 Эйнштейн А. IV, 5 Эластичность III, 48 Электролиз IV, 80 — водных растворов IV, 80 — расплавов IV, 81 Электролитическая диссоциация IV, 64 Электролитическое разложение воды IV, 84 Электролиты IV, 63 Электроотрицательность IV, 24 Электрофилы III, 13 Электрохимический ряд напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов) IV, 82 Эмульсии IV, 35 Энергия активации IV, 51 Этаналь (уксусный альдегид) III, 104 Этанол (этиловый спирт) III, 80 Этиленгликоль III, 90, 91 ОТВЕТЫ НА ЗАДАЧИ Глава I 1. 190,4 л COj. 2. Азотом (22,2 азота не вступит в реакцию). Глава II 1. НзЗ. 2. 14г NaHS; 0,25 моль. 3. 21,12 г. 4. 4,45%. Глава III 1. 0,08, или 8%. 2. 372,2 г. 3. 15,2 г NaNOg; 1,26 г HNO3. 4. 12,25 г Си(ОН)2; 0,125 моль. Глава IV § 11. 1. 279,2 кДж. 2. 761,6 кДж. § 14. 1. 0,005 моль/л • с, или 5 • 10"^ моль/л • с. Концентрация вещества В уменьшилась на 5* 10"^ моль/л. 2. В 243 раза. 3. 15,68 т. 4. 4 т. §16. 1. 9,5%. 2. 42,1%. 3. 11,2 л COj. §18. 1. 23,9% Н3РО4. 2. 25,8 мл ЩЗО,. 3. 71,5 г KNO3. 4. 4,82% СН3СООН. Глава V §20. 1. 66,97 т Fe. 2. 0,64 моль NaOH, или 25,6 г NaOH. 3. 8,875 г CI2; 2,8 л CI2. 4. 108 г. 5. 22,4 м^ Н2 и 22,4 м^ CI2. §21. 1. 25,6 г AICI3; 6,44 л Н2. 2. 710,6 кДж. 3. 24,3%. § 29. 1. 99, 4 г CuS. 2. 30% А1 и 70% AI2O3; 15,96 мл раствора NaOH. 3. 35,78 мл; 2,7 г. 4. 55,42 кг Fe. 5. 5,5 г Си; 13,03 г FeSO^. 6. 355,51 г РЬО и 215,71 г Sn02. Глава VI 1. 12,8 г; 4,48 л; 0,2 МОЛЬ SO2. 2. 13,79 л СО2. 3. 26,24 г Са(КОз>2. список ЛИТЕРАТУРЫ 1. Рудзитис Г. Е. Химия. Неорганическая химия. Учеб, для 8 кл. общеобразоват. учреждений / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. — М.: Просвещение, 2007. 2. Рудзитис Г. Е. Химия. Неорганическая химия. Органическая химия. Учеб, для 9 кл. общеобразоват. учреждений / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. — М.: Просвещение, 2008. 3. Рудзитис Г. Е. Химия. Органическая химия. Учеб, для 10 кл. общеобразоват. учреждений / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. — М.: Просвещение, 2007. 4. Единый государственный экзамен: контрольные измерительные материалы: химия / Под ред. А. А. Кавериной; М-во образования РФ. — М.; Просвещение, 2002, 2003, 2004, 2006. 5. Единый государственный экзамен. Химия. Контрольные измерительные материалы 2006—2007 / М.: Просвещение; СПб.: филиал изд-ва «Просвещение», 2007. 6. К а в е р и н а А. А. Единый государственный экзамен. Химия. Сб. заданий / А. А. Каверина, Д. Ю. Добротин, А. С. Корощенко, Ю. Н. Медведев. — М.: Просвещение, Эксмо, 2006. 7. Ор жековский П. А. Единый государственный экзамен 2005. Химия. Репетитор / П. А. Оржековский, Н. Н. Богданова, В. В. Загорский и др. — М.: Просвещение, Эксмо, 2005. 8. Оржековский П. А. Единый государственный экзамен. Химия. Сб. заданий / П. А. Оржековский, Н. Н. Богданова, В. В. Загорский и др. — М.: Просвещение, Эксмо, 2006. 9. Лидин Р. А. Тесты по химии для обучения и текущего контроля знаний : 10—11 кл. / Р. А. Лидин, Н. Н. Потапова. — М.: Просвещение, 2002. 10. Рад едкий А. М. Дидактический материал по химии: 10— И кл. / А. М. Радецкий, В. П. Горшкова, Л. Н. Кругликова. — М.: Просвещение, 2003. 11. Радецкий А. М. Проверочные работы по химии : 8—11 кл. / А. М. Радецкий. — М.: Просвещение, 2000. 12. Радецкий А. М. Химический тренажер: 8—9, 10—11 кл./ А. М. Радецкий. — М.: Просвещение, 2007. ОГЛАВЛЕНИЕ Как работать с учебником..............................................3 Глава I. Важнейшие химические понятия и законы § 1. Химический элемент. Изотопы ....................................4 § 2. Закон сохранения массы веществ, закон сохранения и превращения энергии при химических реакциях, закон постоянства состава.....5 Глава II. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева с точки зрения учения о строении атомов § 3. Особенности размещения электронов в атомах малых и больших периодов. S-, р-, d-, /-Электроны............................................8 § 4. Положение в периодической системе водорода, лантаноидов, актиноидов и искусственно полученных элементов ................................15 § 5. Валентность и валентные возможности атомов ......................17 Глава ill. Строение вещества § 6. Основные виды химической связи ..................................24 § 7. Пространственное строение молекул неорганических и органических веществ .................................................................29 § 8. Типы кристаллических рещеток и свойства веществ..................32 § 9, Причины многообразия веществ ....................................34 § 10. Дисперсные систе.мы .............................................35 Практическая работа 1 42 Глава IV. Химические реакции §11. Классификация химических реакций ................................43 § 12. Скорость хи.мических реакций. Катализ............................49 § 13. Химическое равновесие и условия его смещения.....................56 § 14. Производство серной кислоты контактным способом .................58 § 15. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация.......63 § 16. Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации .... 66 § 17. Реакции ионного обмена ..........................................68 § 18. Гидролиз органических и неорганических соединений................70 Лабораторные опыты ..............................................75 Практическая работа 2 .......................................... 76 158 Глава V. Металлы § 19. Общие способы получения металлов. Электролиз ...................79 § 20. Коррозия металлов и ее предупреждение...........................84 §21. Обзор металлических элементов А-групп ..........................89 § 22. Общий обзор металлических элементов Б-групп ....................98 § 23. Медь ...........................................................99 § 24. Цинк ..........................................................102 § 25. Титан..........................................................104 § 26. Хром ..........................................................106 § 27. Железо, никель, платина .......................................108 § 28. Сплавы металлов ...............................................111 §29. Оксиды и гидроксиды металлов ...................................115 Глава VI. Неметаллы §30. Обзор неметаллов ...............................................119 §31. Оксиды неметаллов и кислородсодержащие кислоты.................128 § 32. Водородные соединения неметаллов ..............................135 § 33. Генетическая связь неорганических и органических веществ.......139 §34. Бытовая химическая грамотность .................................141 Практические работы 3—6 .............................................144 Указатель ...........................................................149 Ответы на задачи ....................................................156 Учебное издание Рудзитис Гунтис Екабович Фельдман Фриц Генрихович ХИМИЯ Основы общей химии 11 класс Учебник для общеобразовательных учреждений с приложением на электронном носителе Базовый уровень ЦЕНТР ЕСТЕСТВОЗНАНИЯ Руководитель Центра В. И. Егудин Редактор Л. Н. Кузнецова Оператор Е. Н. Великанова Художник О. М. Шмелев Художественный редактор Е. А. Михайлова Внешнее оформление О. Г. Ивановой Компьютерная верстка и техническое редактирование Н. В. Лукиной Корректор Н. А. Юсупова Налоговая льгота — Общероссийский классификатор продукции ОК 005-93—953000. Изд. лиц. Серия ИД №05824 от 12.09.01. Подписано в печать 15.09.11. Формат 70x90Vl6- Бумага офсетная. Гарнитура Таймс. Печать офсетная. Уч.-изд. л. 9,75-ь 0,48 форз. Доп.тираж 15 000 экз. Заказ № 2040. ОАО «Издательство «Просвещение». 127521, Москва, 3-й проезд Марьиной рощи, 41. Отпечатано в полном соответствии с качеством предоставленных издательством материалов в ОАО «Тверской ордена Трудового Красного Знамени полиграфкомбинат детской литературы им. 50-летия СССР». 170040, г. Тверь, проспект 50 лет Октября, 46. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА ГРУППЫ о 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 VIA 17 18 ■ А II A III Б IV Б УБ VI Б VII Б VIII Б 1 Б II Б III A IV A VA VII A VIIIA 1 Н ' 1,008 1s' ВОДОРОД Атомный номер He 2 Is’ ГЕЛИЙ H 1 1,008 -Is' \ ■ВОДОРОД \ 1 / В * 10,81 2s’2p' БОД c « 2s’2p’ УГЛЕРОД N ’ 14,007 2s’2p’ АЗОТ 0 « , , 15,999 2s’2p' КИСЛОРОД Y 9 , . 18,998 2s’2p‘ ФТОР Ne '• , . 20,18 2s’2p‘ НЕОН 2 Li 3 6,94 2s' ЛИТИЙ Be ^ 9,01 2s’ БЕРИЛЛИЙ Электронная конфигурация Название 3 Na ’’ 22,99 3s' НАТРИЙ Mg '2 “4,31 35^ МАГНИЙ Относительная атомная масса V A1 26,98 3s’3/j' АЛЮМИНИЙ Si 28,086 3s’3p’ КРЕМНИЙ p 15 30,97 3s’3p’ ФОСФОР S 32,066 3s’3p' СЕРА Cl " 35,45 3s’3p’ ХЛОР Ar 3s^3p® АРГОН 4 К 39.10 4s' КАЛИЙ Ca 40,08 4s^ КАЛЬЦИЙ Sc 44,96 3rf’4s’ СКАНДИЙ й Ti 47.88 3tfAs' ТИТАН 23 V 50,94 3rfMs‘ ВАНАДИЙ Cr 51,996 3(7Ms' ХРОМ » Mn 54,94 3cy'4s' МАРГАНЕЦ !б Fe 55,85 3£/‘4s’ ЖЕЛЕЗО 58,93 28 Ni 58.69 3tf*4s' НИКЕЛЬ “ Cu 63,55 3rf”4s' МЕДЬ » Zn 65.39 3