Химия 9 класс Учебник Еремин Кузьменко

в. в. Еремин, Н. Е. Кузьменко, А. А. Дроздов, В. В. Лунин ХИМИЯ ВЕРТИКАЛЬ в. в. Еремин, Н. Е. Кузьменко, А. А. Дроздов, В. В. Лунин ХИМИЯ Учебник для общеобразовательных учреждений Рекомендовано Министерством образования и науки Российской Федерации ВЕРТИКАЛЬ Москва ■» орофа 2013 9 УДК 373.167.1:54 ББК 24.1я72 Е70 Еремин, В. В. Е70 Химия. 9 класс : учеб, для общеобразоват. учреждений / В. В. Еремин, Н. Е. Кузьменко, А. А. Дроздов, В. В. Лунин. — М. : Дрофа, 2013. — 256 с. : ил. ISBN 978-5-358-09236-5 Учебник написан преподавателями химического факультета МГУ им. М. В. Ломоносова. Отличительными особенностями книги являются простота и наглядность изложения материала, высокий научный уровень, большое количество иллюстраций, экспериментов и занимательных опытов, что позволяет использовать её в классах и школах с углублённым изучением естественно-научных предметов. Учебник соответствует Федеральному государственному образовательному стандарту основного обш;его образования и имеет гриф «Рекомендовано Министерством образования и науки Российской Федерации». УДК 373.167.1:54 ББК 24.1я72 Учебное издание Еремин Вадим Владимирович, Кузьменко Николай Егорович Дроздов Андрей Анатольевич, Лунин Вгшерий Васильевич ХИМИЯ. 9 класс Учебник для общеобразовательных учреждений Зав. редакцией Т.Д. Гамбурцева. Ответственный редактор Н. В. Губина Художественный редактор О. А. Новотоцких. Художественное оформление А. В. Копалин. Технический редактор И. В. Грибкова Компьютерная верстка А. В. Маркин. Корректор Е. Е. Никулина в соответствии с Федеральным законом от 29.12.2010 г. № 436-ФЗ знак информационной продукции на данное издание не ставится Сертификат соответствия № РОСС RU. АЕ51. Н 16238. ш Подписано к печати 22.10.12. Формат 60 х 90 Vie- Бумага офсетная. Гарнитура «Школьная*. Печать офсетная. Уел. печ. л. 16,0. Тираж 2000 экз. Заказ № 1491. ООО «Дрофа». 127018, Москва, Сущевский вал, 49. Предложения и замечания по содержанию и оформлению книги просим направлять в редакцию общего образования издательства «Дрофа»: 127018, Москва, а/я 79. Тел.: (495) 795-05-41. E-mail: [email protected] По вопросам приобретения продукции издательства «Дрофа» обращаться по адресу: 127018, Москва, Сущевский вал, 49. Тел.: (495) 795-05-50, 795-05-51. Факс: (495) 795-05-52. Сайт (КЮ «Дрофа»: www.drofa.ru Электронная почта: [email protected] Тел.: 8-800-200-05-50 (звонок по России бесплатный) Отпечатано в ОАО «Можайский полиграфический комбинат» 143200, г. Можайск, ул. Мира, 93 www.oaompk.ru, www.oAoмпк.pф тел.: (495) 745-84-28, (49638) 20-685 ISBN 978-5-358-09236-5 ©ООО «Дрофа», 2013 Дорогие девятиклассники! Вместе с первыми жёлтыми листьями незаметно отступило лето и настала осень, а с ней — и новый учебный год. Все мы стали на год взрослее, и это даёт нам повод оглянуться назад, подытожить знания, полученные ранее. В начале 8 класса мы поставили перед вами задачу освоить элементарные химические знания, ту азбуку, которой оперируют химики. Теперь вы уже не путаете понятия вещество и тело^ умеете отличать оксиды от оснований, а кислоты от солей. По свойствам твёрдого соединения вы без труда можете предсказать тип его кристаллической решётки. Вы познакомились со свойствами воды, а также некоторых газов — кислорода, водорода, изучили состав воздуха. В основе химии, как и других естественных наук, лежит атомистическая теория. Все вещества состоят из атомов, которые могут объединяться в молекулы. С точки зрения химии атомы вечны — они не возникают и не исчезают, а просто переходят из одного вещества в другое. Эти превращения могут затрагивать лишь электронные оболочки атомов, что приводит к изменению степени окисления. Атомы и молекулы взаимодействуют друг с другом в определённых количественных отношениях. Однако для проведения реакций на практике надо знать массы или объёмы реагируюЕцих веш;еств. Такие расчёты, называемые стехиометрическими, вы изучите в первой главе книги. Следуюш;ая глава учебника посвящена типам химических реакций и закономерностям их протекания. Она содержит теоретические сведения, необходимые для изучения неорганической химии — химии элементов и их соединений. С неорганической химией вы познакомитесь в следующих двух главах книги, а в заключительной главе рассматриваются закономерности изменения свойств веществ. Не забывайте заглядывать в конец книги, где приведены занимательные опыты, которые вы можете провести в кабинете химии под руководством учителя. В рубрике «В свободное время» вы, как и прежде, найдёте описания простейших химических экспериментов, легко осуществляемых и в домашних условиях. Параграфы, выделенные в учебнике синим цветом, включают в себя дополнительный материал, необязательный для изучения. Текст, отмеченный синей плашкой и чертой, также относится к дополнительному. Значком «*» в разделах «Вопросы и задания» отмечены задания повышенной сложности. И в заключение несколько слов об обложке. Она посвящена кварцу — оксиду кремния(1У). Это соединение широко распространено в природе. Крупные прозрачные кристаллы кварца называют горным хрусталём, а мелкий порошок — кварцевым песком. Чистый кварцевый песок не имеет окраски, а привычный жёлтый цвет ему придают частички глины или минералов железа. В природе встречается и окрашенный примесями оксид крем-ния(1У) — это фиолетовые аметисты, оранжево-красный сердолик, зелёная яшма. Внимательно сравните структуры кварца со структурой воды, которую вы помните по обложке учебника 8 класса. Они похожи. Природа не любит большого разнообразия кристаллических форм. Желаем вам успехов в изучении химии. Авторы ГЛАВА 1 Стехиометрия. Колич ественные отношения в химии Как вы помните, химия изучает вещества и их превращения. Состав веществ выражают химические формулы, а суть химических превращений — уравнения реакций. Химические формулы и уравнения содержат много информации; изучив эту главу, вы научитесь грамотно использовать эту информацию. Химическая информация бывает качественная и количественная. Когда вы узнаёте о том, из каких химических элементов состоит вещество или какие вещества могут реагировать друг с другом, вы получаете качественную информацию. Если же речь идёт о том, в каких соотношениях реагируют вещества, то эта информация — количественная. Количественными отношениями занимается специальный раздел химии — стехиометрия (от греч. стойхеион — элемент и метрео — измеряю). Этот термин ввёл немецкий учёный И. В. Рихтер (1762—1807). К изучению основных положений стехиометрии вы сейчас и приступаете. ОЛЬ — единица количества вещества Представьте себе продовольственный магазин, в который на машине привезли сахарный песок. Он состоит из очень маленьких кристаллов органического вещества сахарозы. Для того чтобы узнать количество песка, заведующий складом, конечно, не будет пересчитывать один за другим все кристаллики, а просто сосчитает привезённые мешки (рис. 1). Похожую процедуру применяют и в химии для определения количества того или иного вещества. Порцию вещества, содержащую определенное число его частиц, называют количеством вещества (v — «ню»). Оно показывает, сколько наименьших частиц (структурных единиц) данного вещества содержится в том или ином образце. Для веществ молекулярного строения та- Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ кими частицами являются молекулы, в остальных случаях структурная единица соответствует химической формуле, например для кварца — SiOg, поваренной соли — NaCl, железа — Fe. Атомы и молекулы, из которых состоит вещество, очень малы, поэтому неудивительно, что их число в окружающем нас мире огромно. Даже в самом маленьком кристалле сахара число молекул превышает миллиард миллиардов. Химики, не имея возможности пересчитать отдельные молекулы, для измерения количества вещества используют спе- 1 Рие. 1. Определение количества сахарного песка циальную единицу — моль" I Моль — это количество вещества, содержащее 6,02 • 10^® структурных единиц данного вещества. Таким образом, 1 моль воды содержит 6,02 • 10^® молекул HgO, 1 моль железа — столько же атомов Fe и т. д. Число 6,02 * 10^^ называют числом Авогадро в честь итальянского учёного Амедео Авогадро. Почему именно это число выбрано для определения моля? Дело в том, что столько атомов содержится в 12 г изотопа углерода который используют в качестве стандарта для определения атомной единицы массы. Один атом углерода имеет массу 12 а. е. м., а 6,02 • 10^^ (число Авогадро) атомов углерода весят 12 г. Следовательно, произведение атомной единицы массы и числа Авогадро равно 1 г. Значит, 1 а. е. м. =-----^ . 6,02-1023 Таким образом, определение моля тесно связано с оп-j ределением единицы массы атомов и молекул. ^ При написании слово «моль» склоняется, когда перед ним не стоит число, и не склоняется после числа или переменной. Например: два моля водорода реагируют с одним молем кислорода, но 2 моль водорода реагируют с 1 моль кислорода. Моль — единица количества вещества Числу Авогадро численно равна постоянная Авогад-ро, которую обозначают Ад. Эта постоянная, в отличие от числа Авогадро, выражается в единицах, делённых на моль (1/моль, т. е. моль~^). Таким образом. Ад = 6,02 • 10^^ моль~^. Для приближённых расчётов число Авогадро округляют до 6 • 10^^. 12 г углерода содержат около 600 000 000 000 000 000 000 000 атомов. Понятие «моль» можно применять не только к молекулам, но и к любым штучным объектам — атомам, ионам, электронам и т. д. Если мы попытаемся применить понятие моля к обычным явлениям нашей жизни, то сразу увидим, насколько велико число Авогадро. Так, если 1 моль рублей положить в Сбербанк под 16% годовых, то каждую секунду на одного жителя России будет приходиться доход 20 млн рублей. Другой пример: если одним молем однокопеечных монет покрыть всю поверхность Земли, включая моря и океаны, то получится слой толш;иной 1 км. Авогадро Амедео (1776 — 1 856) Итальянский физик и химик. Родился в Турине. Получил юридическое образование. Б 24 года начал самостоятельно изучать физику и математику. С 1809 г. преподавал в колледже г. Вер-челли, потом — в Туринском университете. Основные работы посвящены молекулярной физике. Ввёл понятия «молекула» и «молекулярный вес». В 1814 г. открыл важный для физики и химии закон, названный впоследствии его именем. На основе этого закона Авогадро разработал метод определения молекулярных и атомных масс. Он первым установил, что формула воды — HjO, а не НО, как считали ранее. Постоянная Авогадро была введена в науку спустя много лет после смерти учёного. Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ Зная постоянную Авогадро, можно любое количество вещества выразить в молях. Если вещество содержит N молекул (или структурных единиц), то количество вещества равно: v=-^; Ад = 6,02 • 10^^ моль"1. А. Наоборот, зная количество вещества в молях, можно найти число частиц: N = vN А* Задача 1. В воздухе классной комнаты находится 4,93 • 10^® молекул кислорода. Найдите количество вещества кислорода. Решение. Способ I V = V(02) = А . 4,93*1026 6,02 • 1026 моль ^ = 819 моль. Способ II Используем определение моля: в 1 моль Og содержится 6,02 • 10^^ молекул, в X моль Og содержится 4,93 • 10^® молекул; ^ 1 моль-4,93-lOfo ^ 6,02*1023 Ответ. v(Og) = 819 моль. Понятие «моль» играет важную роль в расчётах по формулам веществ и уравнениям химических реакций. Например, формула воды HgO может означать как одну молекулу воды, так и один моль этого вещества. Из формулы воды следует, что в состав молекулы HgO входят два атома водорода и один атом кислорода. А если мы возьмём не одну молекулу, а целый моль воды, т. е. 6 • 10^^ молекул? Тогда и атомов будет в 6 • 10^® раз боль- 8 Моль — единица количества вещества ше: один моль воды содержит два моля атомов Н и один моль атомов О. Задача 2. Определите количество атомов азота и кислорода (в молях) в 0,5 моль оксида азота(У). Дано. vCNgOg) =0,5 моль Решение. Формула оксида азота(У) NgOg. Согласно этой формуле: v(N) — ? v(0) — ? в 1 моль NgOg содержится 2 моль атомов N и 5 моль атомов О, в 0,5 моль NgOg содержится х моль атомов N и у моль атомов О: _ 0,5 моль • 2 моль __ 1 моль ,, 0,5 моль • 5 моль _о с у = —--;------- =2,5 моль. 1 моль Можно обойтись и без пропорции. Достаточно заметить, что атомов азота в NgOg всегда в 2 раза больше, чем молекул, поэтому v(N) = 2v(N20g) = 1 моль. Аналогично, v(0) = 5v(N20g) = 2,5 моль. Ответ. v(N) = 1 моль, v(0) = 2,5 моль. Вопросы и задания 1. Дайте определение понятия « моль ». 2. В стакане воды содержится 11 моль этого вещества. Рассчитайте число молекул воды в стакане. 3. Плёнка золота содержит 3,01 • 10^^ атомов золота. Рассчитайте количество вещества золота (в молях). 4. Сколько молей атомов кислорода содержится в углекислом газе, количество вещества которого: а) 1 моль; б) 4 моль; в) 0,37 моль? 5. Рассчитайте количество вещества оксида серы(У1) SOg, если известно, что количество атомов кислорода в нём составляет: а) 1 моль; б) 3 моль; в) 0,18 моль. *6, Сколько молей электронов содержится в одном моле: а) золота; б) хлорида натрия? *7. Подумайте, как ещё можно наглядно продемонстрировать, насколько велико число Авогадро. 9 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ олярная масса Мы определили моль как количество вещества, содержащее 6,02 • 10^^ молекул (структурных единиц). А как узнать, сколько молей воды содержится в стакане или сколько молекул в воздухе, которым вы дышите в классе? Непосредственно измерить число молекул или количество вещества нельзя, таких приборов ещё не изобрели. Измерить можно другие физические величины, например массу вещества т. Попробуем связать эту величину с количеством вещества v. Для этого определим массу одного моля вещества: - =М. I Эту величину называют молярной массой. Молярная масса — это физическая величина, равная отношению массы вещества к его количеству. Молярную массу выражают в граммах на моль (г/моль). Моль состоит из 6,02* 10^^ молекул, поэтому молярная масса равна массе одной молекулы (в граммах), умноженной на постоянную Авогадро: Массу молекулы можно рассчитать, зная относительную молекулярную массу вещества: = Mj. • 1 а. е. м. Значения молярных масс некоторых веществ, рассчитанные с помощью этих формул, приведены в таблице 1. Легко заметить, что во всех случаях молярная масса М численно равна относительной молекулярной массе М^.. Это утверждение справедливо для всех веществ. Молярная масса, выраженная в г/моль, численно равна относительной молекулярной массе вещества. 10 Молярная масса Сравнение молярной и относительной молекулярной масс некоторых веществ Таблица 1 Формула вещества Относител ьная молекулярная масса (безразмерна) Молярная масса М, г/моль ЩО 18 18 NaCl 58,5 58,5 H2SO4 98 98 С12Н22ОЦ (сахар) 342 342 Данное совпадение не случайно. Из формул, приведённых выше, можно найти связь между молярной и относительной молекулярной массами: М = (Mj. • 1 а. е. м.) • ЛГд = • (1 а. е. м. • N= = • 1 г/моль. I Численные значения М (в г/моль) и всегда совпадают! Хотя молярная масса М и относительная молекулярная масса Mj. имеют одинаковые численные значения, между ними есть два важных различия, которые надо понять и запомнить. Во-первых, молярная масса характеризует один моль вещества, тогда как относительная молекулярная масса — одну молекулу. Во-вторых, молярная масса не является безразмерной величиной и, в отличие от относительной молекулярной массы, выражается в г/моль. Взвесим вещества, перечисленные в таблице 1, в количестве 1 моль. Легко заметить, что они имеют разную массу и занимают разный объём (рис. 2). Так, один моль сахара весит 342 г и занимает около трети килограммового пакета, а один моль воды — 18 г — это две неполные столовые ложки. Таким образом, разные вещества, взятые в одинаковом количестве, например 1 моль, имеют различные массы. В чём же тогда сходство этих образцов веществ? В них содержится примерно равное число молекул или иных частиц, из которых они построены. В двух столовых ложках (18 г) воды содержится пример- 11 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ Рис. 2. Некоторые вещества количеством 1 моль: а — вода; б — серная кислота; в — медный купорос; г — сахар НО СТОЛЬКО же молекул, сколько в 342 г сахарного песка, а именно 6 • 10^^. Молекулы сахара очень тяжёлые по сравнению с молекулами воды, поэтому 1 моль сахара и весит значительно больше, чем 1 моль воды. Очевидно, что чем больше масса одной молекулы, тем больше молярная масса вепдества. Задача 1. Рассчитайте молярную массу серной кислоты H2SO4. Решение. Находим относительную молекулярную массу H2SO4: M,(H2S04) = 2А,(Н) -f- АД8) + 4АДО) = = 2-1 + 32-Ь4-16 = 98. Молярная масса численно равна относительной молекулярной: M(H2S04)= 98 г/моль. Ответ. M(H2S04) = 98 г/моль. Для того чтобы рассчитать количество вепдества, достаточно знать его массу т и молярную массу М\ V = т М Из этой формулы следует, что по количеству вепдества можно рассчитать его массу в граммах: /71 = V М. 12 Молярная масса Наконец, если известны и масса, и количество вещества, то можно определить его молярную массу: М= Все эти формулы используют для химических расчётов. Задача 2. Рассчитайте массу двух молей серной кислоты. Решение. Дано. v(H2S04) = 2 моль m(H2S04) — ? Найдём молярную массу серной кислоты (задача 1): M(H2S04)= 98 г/моль. Далее расчёт можно проводить по формуле или с помощью пропорции. Способ I т = vM; m{H2SO^)= 2 моль • 98 г/моль = 196 г. Способ II Составляем пропорцию: 1 моль H2SO4 имеет массу 98 г, 2 моль H2SO4 — л: г; 2 моль•98 г X = 1 моль Ответ. w(H2S04) = 196 г. = 196 г. Задача 3. Какое количество вещества содержится в 200 г воды? Дано. т(Н20) = 200 г v(H20) — ? Решение. Находим молярную массу воды: М(Н20) = 2*1-Ы6 = = 18 (г/моль). По формуле рассчитываем количество вещества: v=S; v(H,0) = 200 г 2 ^ 18 г/моль Ответ. v(H20)» 11,1 моль. «11,1 моль. 13 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ Задача 4. Сколько атомов содержится в куске железа массой 14 г? Дано. m(Fe) = 14 г N(Fe) — ? Решение. Как и в других задачах, здесь можно использовать два способа: расчёт по формуле или составление пропорции. Способ I Сначала найдём количество вепдества железа: = 0,25 моль. V = • v(Fe) =____ М' ^ ' 56г/моль Число атомов находим по формуле: N = vNд; N(Fe) = 0,25 моль • 6 • 10^^ моль"^ = 1,5 • Способ II Молярная масса железа 56 г/моль. В 56 г (одном моле) железа содержится 6 • 10^^ атомов, в 14 г железа содержится х атомов; ;.= 14г-6-10^^, 1,5.1023. 56 Г ’ Ответ. N(Fe)= 1,5* 1023. Вопросы и задания 1. Дайте определение молярной массы. В каких единицах она выражается? 2. Что общего и в чём различие между молярной массой и относительной молекулярной массой? 3. Какое вещество имеет наименьшую молярную массу? 4. Рассчитайте молярные массы следующих веществ по их формулам: а) H2S, NHg, F2, СО2, CaCOg; б) SOg, NaOH, KgSO^, Ng, Fe(NOg)g; B) KOH, HNOg, HgP04, BaS04, CUSO4 • бНдО. 5. Молярная масса соединения углерода с водородом равна 16 г/моль. Определите формулу этого соединения. 6. Рассчитайте количество вещества в: а) 16 г серы; б) 24 г кислорода; в) 49 г серной кислоты; г) 500 г карбоната кальция; д) 10 кг воды. 7. Где содержится больше молекул — в 100 г кислорода Од или в 100 г азота Ng? Дайте ответ, не прибегая к расчётам. 8. Где содержится больше атомов — в 100 г кислорода Од или в 100 г озона Од? Дайте ответ, не прибегая к расчётам. 9. Сколько молекул и атомов содержится в 160 г жидкого кислорода? 14 Вывод простейшей формулы вещества 10. Образец серной кислоты имеет массу 196 г. Рассчитайте количество вещества: а) серной кислоты; б) атомов серы; в) атомов водорода; г) атомов кислорода в этом образце. 11. В образце массой 2,8 г содержится 0,05 моль вещества. Найдите молярную массу. 12. Используя определения молярной массы, относительной молекулярной массы и атомной единицы массы, докажите, что молярная масса численно равна относительной молекулярной массе. ывод простейшей формулы вещества Формула вещества, например H2SO4, несёт в себе много важной информации. Она обозначает либо отдельную молекулу вещества, которую характеризует относительная молекулярная масса, либо один моль вещества, к которому применимо понятие молярной массы. Формула показывает качественный (в состав серной кислоты входят водород, сера и кислород) и количественный состав (молекула серной кислоты состоит из двух атомов водорода, атома серы и четырёх атомов кислорода). По ней можно найти отношение масс химических элементов: /п(Н): m(S): т(0) = 2 : 32 : 64 = 1 : 16 : 32. В 8 классе вы научились рассчитывать массовые доли химических элементов в соединении. На практике часто приходится решать обратную задачу — определять формулу вещества по известным массовым долям элементов. Для этого рассчитывают массы всех элементов в образце вещества массой 100 г и количества элементов в молях. Затем находят отношение этих величин и преобразуют его в отношение наименьших целых чисел. Это и есть индексы в формуле вещества. Задача 1. Найдите формулу оксида, содержащего 70% железа. Дано. n;(Fe)= 70% (0,7) Fe О — ? Решение. Так как оксид — соединение элемента с кислородом, найдём массовую долю кислорода: п;(0) = 100% - 70% = 30% . Пусть масса оксида равна 100 г. Тогда m(Fe) = 100 г • 0,7 = 70 г; т(0) = 30 г. 15 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ Определим количество вещества каждого элемента: v(Fe) = I?.!",,. = 1»25 моль; v(0) = 56 г/моль 30 г = 1,875 моль. 16 г/моль Найдём отношение этих величин: v(Fe):v(0)= 1,25: 1,875. Выразим теперь это отношение наименьшими целыми числами. Для этого меньшее из полученных чисел (количество вещества железа — 1,25) примем за единицу и найдём, во сколько раз количество вещества кислорода его превосходит: х:у = v(Fe): v(0) = 1,25 : 1,875 = 1 : 1,5 = 2 : 3. Таким образом, в данном соединении на два атома железа приходятся три атома кислорода, что соответствует формуле FegOg. Ответ. FegOg. Решим задачу математически. Пусть соединение состоит из элементов X, Y, Z. Известны массовые доли w и молярные массы М каждого из них. Обозначим искомую формулу соединения где x,y,z — неизвестные ин- дексы. Отношение этих индексов равно отношению количеств элементов: ;c:i/:2 = v(X): v(Y): v(Z). Количества вещества элементов выражают через массовые доли, которые пропорциональны массам элементов, и молярные массы: v(X) . v(Y) . v(Z) • M(Z) _ w(X) . w(Y) . w(Z) M(X) ' M(Y) * M(Z) * Из этих уравнений находят индексы х, у, z. Напомним, что они должны быть целыми числами. Задача 2. Даны массовые доли химических элементов в неизвестном соединении: 36,5% Na; 25,4% S; 38,1% О. Определите формулу соединения. Решение. Найдём отношение количеств элементов: X : у : z = v(Na): v(S): v(0) = _ 36,5 . 25,4.38,1 _ Дано. w;(Na) = 36,5% w(S) = 25,4% ш(0) = 38,1% Na^Sj,0^ 23 32 16 = 1,59 : 0,794 : 2,38. 16 Расчёты no уравианиям реакций Наименьшее из полученных чисел — 0,794 — примем за единицу и найдём, во сколько раз остальные числа больше его: v(Na): v(S) = 1,59 : 0,794 = 2, v(0): v(S) = 2,38 : 0,794 = 3. Отсюда следует: v(Na): v(S): v(0) = 2:1:3. Формула вегцества — Na<,SOc '3- Ответ. NagSOg. Формулу химического соединения, которую определяют по массовым долям элементов, называют простейшей, эмпирической или брутто-формулой. Она показывает лишь соотношение между числами атомов элементов в соединении, а не его молекулярную формулу. Молекулярная формула либо совпадает с простейшей, либо кратна ей. Например, простейшая формула глюкозы CgHjgOg имеет вид CHgO. Для большинства неорганических соединений молекулярного строения простейшая и молекулярная формулы совпадают. Вопросы и задания 1. Определите формулу оксида серы, который содержит 40% серы по массе. 2. Рассчитайте массовые доли водорода в соединениях по их формулам: СН4, NH3, HgO, HF. 3. Установите простейшую формулу оксида серы, в котором масса серы равна массе кислорода. 4. Установите простейшую формулу соединения водорода с кислородом, содержапдего 5,88% водорода по массе. Попробуйте определить молекулярную формулу этого вещества, основываясь на валентностях водорода и кислорода. 5. Найдите простейшие формулы соединений, имеющих следующий массовый состав: а) 80% Си, 20% О; б) 40% Си, 40% О, 20% S; в) 35% N, 5% Н, 60% О. I асчеты по уравнениям реакции Когда повар готовит какое-то блюдо, он смешивает исходные продукты в строго определённом соотношении, следуя рецепту. Точно так же, прежде чем провести 17 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ химическую реакцию, химик должен решить, в каком массовом соотношении смешать исходные вещества, и рассчитать массу продукта, который при этом получится. Такие расчёты основаны на уравнениях химических реакций и понятии «моль». Если известна масса одного из участников реакции, то можно определить массы всех остальных веществ. Химическое уравнение показывает, какие вещества и в каком количестве реагируют друг с другом, а также какие вещества при этом образуются, сколько каждого из них можно получить. Например, уравнение реакции 2Щ + О2 = 2Н2О показывает, что две молекулы водорода Н2 реагируют с одной молекулой кислорода О2 с образованием двух молекул воды Н2О. Умножим число частиц каждого вещества на число Авогадро. Тогда получится, что 2*6* 10^^ молекул, т. е. два моля водорода вступают в реакцию с 6 • 10^^ молекулами (одним молем) кислорода и при этом образуются два моля воды (рис. 3). Если для проведения реакции взять не два моля водорода, а любое другое количество (обозначим его 2х моль), то количество прореагировавшего кислорода будет в 2 раза меньше, чем количество водорода, т. е. v(02) = х моль: v(H2): v(02) = 2х : X = 2 : 1. Н > V + О i О н Рис. 3. Наглядное представление количественных соотношений веществ в реакции образования воды 18 Расчёты no уравнениям реакций На примере этой реакции вы видите, что вещества вступают в химические реакции в количествах, пропорциональных коэффициентам в уравнении. Иными словами, отношение количеств реагирующих веществ (в молях) равно отношению соответствующих коэффициентов в уравнении реакции. Записав уравнение реакции горения метана (рис. 4): СН4 + 1 моль 202 = 2 моль СОр -Ь 2НрО, ’2 1 МОЛЬ 2' 2 моль Рис. 4. Горение метана МЫ ВИДИМ, ЧТО один моль метана реагирует с двумя молями кислорода с образованием одного моля углекислого газа и двух молей воды. Если в реакцию вступает х моль СН^, то при этом расходуется 2х моль О2 и образуется х моль COg и 2х моль HgO: v(CH4): у(Оз): vCCOg): v(H20) = х : 2х : х \ 2х= I : 2 : 1 : 2. Задача 1. Какое количество вещества кислорода необходимо для сжигания 2,5 моль метана? Дано. v(CH4)= 2,5 моль vCOp) - ? Решение. Запишем уравнение реакции: СН4 + 2О2 = СО2 -ь 2Н2О. Составим и решим пропорцию. Согласно уравнению реакции: 1 моль СН4 реагирует с 2 моль О2, 2,5 моль СН4 реагируют с х моль О2; ^ _ 2,5 моль • 2 моль с-X------;------- = 5 моль. 1 моль Можно обойтись и без пропорции. В уравнении реакции коэффициент перед формулой Og в 2 раза больше, чем перед формулой СН4, поэтому количество вещества кислорода, участвующего в этой реакции, всегда в 2 раза больше количества вещества метана: v(02) = 2v(CH4) = 5 моль. Ответ. v(02) = 5 моль. 19 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ При проведении реакций часто требуется знать не только количества веществ, но и их массы. Как вы помните, эти две величины связаны соотношением т = vM. Таким образом, легко рассчитать, что 16 г метана вступают в реакцию с 64 г кислорода и при этом образуется 44 г углекислого газа и 36 г воды: са V М т = vM 1 моль 16 г/моль 1 моль X X16г/моль= = 16 г -ь 20, со. '2 1 моль 44 г/моль 1 моль X X 44 г/моль == = 44 г -1- 2Н2О. 2 моль 18 г/моль 2 моль X X18 г/моль — = 36 г '2 2 моль 32 г/моль 2 моль X X 32 г/.моль = = 64 г По уравнению реакции можно определить массовое соотношение реагентов: тССН^): miO^) = 16 : 64 = 1 : 4. Если в реакцию вступает не 16 г метана, а, скажем, X г, то массы остальных веществ можно рассчитать из пропорций: 64 г . -V JC г • 44 г . „ /тт /~v\ _ д: г • 36 г miO^) = X г 16 г 16 г т(Н20) = 16 г Задача 2. Сколько граммов воды образуется при сгорании 8 г метана? Дано. т{СЩ) = 8 г Решение. Способ I т(Н20) — ? Запишем уравнение реакции, про- ставив над формулами веществ массу СН4, данную в условии задачи (8 г), и неизвестную массу Н2О (х г). Под формулами метана и воды запишем количество вещества, молярную массу и массу каждого вещества: 8г СП 1 моль 16 г/моль 16 г 4 + 2О2 ~ СО2 “Ь 2Н2О. 2 моль 18 г/моль 36 г Составляем и решаем пропорцию: при сгорании 16 г СН4 образуется 36 г Н2О, при сгорании 8 г СН4 — л: г Н2О; 8 г•36 г X = 16 г = 18 г. 20 Расчёты no уравнениям реакций Способ II Найдём количество вещества метана: v=^; v(CH4)= = 0,5 моль. М’ ' 16 г/моль в уравнении реакции СН4 + 20з = СО2 + 2Н2О коэффициент перед формулой Н2О в 2 раза больше, чем перед формулой СН^, поэтому количество вещества воды, образующейся в этой реакции, в 2 раза больше количества вещества метана: v(H20) = 2v(CH4) = 1 моль. Найдём массу одного моля воды: т = vM; m(H20) = 1 моль • 18 г/моль = 18 г. Ответ. т(Н20) = 18 г. Вопросы и задания 1. Проанализируйте уравнение реакции 2H2S -I- SOg = 2Н2О + 2SO2 подобно тому, как это сделано на с. 19 для реакции горения метана. 2. В каком массовом соотношении необходимо смешать железо с серой для получения сульфида железа FeS? 3. Сколько молей оксида фосфора(У) Р2О5 образуется при сгорании 2 моль фосфора? Сколько молей кислорода расходуется при этом? 4. Определите количество вещества хлорида натрия, который образуется при взаимодействии соляной кислоты с 0,5 моль: а) гидроксида натрия; б) оксида натрия. 5. Составьте уравнение реакции сгорания аммиака NHg в кислороде с образованием азота и воды. Сколько молей кислорода необходимо для сжигания 24 моль аммиака? Сколько молей каждого из продуктов реакции при этом образуется? 6. Сколько граммов угля сгорело, если при этом образовалось 22 г углекислого газа? 7. Сколько граммов серной кислоты и хлорида бария требуется для получения 4,66 г сульфата бария? 8. Сколько граммов оксида кальция необходимо взять для получения 18,5 г гашёной извести (гидроксида кальция)? 9. Определите массу соды (карбоната натрия), необходимую для реакции с 4,9 г серной кислоты. Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ 10. Образцы магния массой по 36 г вступили в следующие реакции: а) 2Mg + 02 = 2MgO; б) Mg + 2НС1 = MgClg + H2I; в) Mg + H2SO4 = MgSO^ + Hgt. Рассчитайте массы образовавшихся соединений магния. 11. Составьте уравнение реакции магния с серой. В каком соотношении по массе надо взять эти вещества, чтобы они полностью прореагировали друг с другом? 12. Рассчитайте массу сульфата цинка, образующегося при растворении оксида цинка в 200 г 24,5% -й серной кислоты. 13. Сколько граммов карбоната натрия может быть получено при пропускании углекислого газа через 200 г 10% -го раствора гидроксида натрия? ОКОН Авогадро. Молярный объём газов Многие реакции, которые представляют интерес для химиков, протекают в газовой фазе. Исследуя реакцию водорода с кислородом, французский учёный Ж. Л. Гей-Люссак (1778—1850) обнаружил, что два объёма водорода всегда соединяются с одним объёмом кислорода, обра- а) 20 л Н2О 16 мл Рис. 5. Объёмы реагирующих газов относятся друг к другу как целые числа: а — два объёма водорода (20 л) реагируют с одним объёмом кислорода (10 л), образуя воду; б — три объёма водорода (30 л) реагируют с одним объёмом азота (10 л), образуя два объёма аммиака (20 л) 22 Закон Авогадро. Молярный объем газов зуя воду. Изучив ещё несколько реакций, Гей-Люссак установил, что, когда газы реагируют между собой, их объёмы всегда относятся друг к другу как небольшие целые числа (рис. 5). Это правило было опубликовано в 1808 г. и получило название закона объёмных отношений. Напишем уравнение реакции между водородом и кислородом: 2 объёма 1 объём 2Но -Ь 1 моль ■■2 2 моль «2 = 2ЩО. Согласно этому уравнению, два моля водорода реагируют с одним молем кислорода. Если учесть, что объём водорода также в два раза больше объёма кислорода, то получается, что 1 моль любого из этих газов занимает один и тот же объём. К такому же выводу можно прийти на основании закона, который в 1814 г. сформулировал Амедео Авогадро. Впоследствии это утверждение получило название закона Авогадро. I В равных объёмах любых газов, находящихся при одних и тех же условиях (температура и давление), содержится одинаковое число молекул. Зная, что один моль любого вещества содержит определённое число молекул, можно сделать вывод о том, что все газы в количестве 1 моль при одних и тех же условиях занимают одинаковый объём (рис. 6). По аналогии с молярной массой определяют молярный объём как отношение объёма V к количеству вещества v: V^ = -. m у 18 мл (18 г) ЩО сн. Рис. 6. Объёмы веществ количеством 1 моль 23 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ Молярный объём выражают в литрах на моль (л/моль). Значение молярного объёма газов зависит от температуры и давления. В химии принято относить его к атмосферному давлению и температуре О °С — такие условия называют нормальными (сокращённо н. у., рис. 7). Рис. 7. Молярный объём газа при нормальных условиях составляет 22,4 л. Для сравнения: баскетбольный мяч имеет объём 7,5 л, мяч для игры в регби — 6,0 л, футбольный мяч — 4,4 л I При нормальных условиях молярный объём любого газа равен 22,4 л/моль. При комнатной температуре (25 °С) и атмосферном давлении (такие условия называют стандартными) молярный объём газов несколько больше: = = 24,4 л/моль. ■ Молярный объём жидких и твёрдых веществ, в отличие от молярного объёма газов, практически не зависит от давления и температуры, но зато он разный у различных веществ. Например, при обычных условиях один моль воды занимает объём 18 мл, этанола — 58 мл, золота — 10 см^ (1 см^ = 1 мл). Молярный объём можно найти, если известны молярная масса М и плотность р: V =М. •'ш р • Закон Авогадро сыграл очень важную роль в развитии атомно-молекулярной теории. С его помощью Авогадро установил, что молекулы газообразных простых веществ (кислород, азот, водород, хлор) двухатомны. Известно, например, что при реакции водорода с хлором общий объём остаётся постоянным, следовательно, число молекул также не изменяется. Если предположить, что водород и хлор одноатомны, то в результате реакции соединения объём должен был бы уменьшиться в два раза: Н -Ь 2 объёма ^ = НС1. 1 объём 24 Закон Авогадро. Молярный объём газов Поскольку объём не изменяется, то это значит, что молекулы водорода и хлора содержат по два атома, и реакция идёт по уравнению: Нз + CI2 = 2НС1. 2 объёма 2 объёма Аналогично были установлены формулы воды, аммиака, углекислого газа и других газообразных веществ. Зная молярный объём газа, можно определить количество вещества v, содержащееся в объёме V при нормальных условиях: v=—; = 22,4 л/моль. Газ в количестве v молей занимает объём: V=vV . m* Задача 1. Какой объём при нормальных условиях занимает углекислый газ количеством 0,25 моль? Дано. v(C02) = 0,25 моль ПСОз) - ? Решение. Можно воспользоваться формулой или составить пропорцию. Способ I Используем формулу: F = V • V^; ^(СОз) = 0,25 моль • 22,4 л/моль = 5,6 л. Способ II Составим и решим пропорцию: 1 моль углекислого газа при н. у. занимает объём 22,4 л, 0,25 моль — jc л; ^ 0,25 моль • 22,4 л с а X = —---;------- = 5,0 л. 1 моль Ответ. К(СОз) = 5,6 л. 25 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ Задача 2. Сколько молекул содержится в 11,2 л углекислого газа при нормальных условиях? Дано. F(C02>= 11,2л iV(C02) - ? Решение. Способ I Число молекул N можно найти через количество вещества v по формуле: N = vN^. При нормальных условиях молярный объём всех газов равен 22,4 л/моль. Найдём количество вещества углекислого газа: V = ^ ; v(CO„) = „„ — = 0,5 моль. ^ 2^ 22,4л/моль Число молекул: N{C02) = 0,5 моль • 6,02 • 1023 моль"! = 3,01 • 1023. Способ II 22,4 л СО2 при н. у. содержат 6,02 • 1022 молекул, 11,2 л СО2 — X молекул; x = =3,01.1023. 22,4 л Ответ. iVCCOg) = 3,01 • 1023. Вопросы и задания 1. Сформулируйте закон Авогадро. 2. Какие условия называют нормальными? Чему равен молярный объём газа: а) при нормальных условиях; б) при 25 °С и 1 атм? 3. Какой объём занимают при н. у.: а) 2 моль азота; б) 0,5 моль кислорода; в) 0,25 моль фтора? 4. Сколько молекул находится внутри резинового шара объёмом 5,6 л (н. у.), заполненного водородом? Изменится ли ответ, если в условии задачи водород заменить на: а) азот; б) неизвестный газ; в) водопроводную воду? *5. Объясните, как с помощью закона Авогадро можно установить, что формула воды HgO, а не НО. 6. В каком объёме аммиака содержится в 3 раза больше молекул, чем в 100 л метана? Газы находятся при одинаковых температуре и давлении. *7. Имеются два газа, взятые при одинаковых условиях: 10 л метана СН4 и 20 л хлора Clg. В каком из них содержится больше молекул, а в каком — больше атомов и во сколько раз? 26 Относительная плотность газов 8. Где содержится больше молекул аммиака — в 100 г или в 100 л (н. у.)? Сколько молекул кислорода находится при нормальных условиях: а) в одном кубометре; б) в одном килограмме этого вещества? Какой объём занимают при нормальных условиях: а) 10 г водорода; б) 10 моль водорода? 11. При растворении 300 л хлороводорода (н. у.) в 1 л воды образуется раствор объёмом 1,28 л. Рассчитайте массовую долю хлороводорода в полученной соляной кислоте и плотность раствора. 9. 10 О тносительная плотность газов Формулируя свой закон, Авогадро писал: «Плотность различных газов служит мерой массы их молекул». Рассмотрим два газа — А и В — количеством вещества один моль, находящиеся при одинаковых условиях. Плотность газа можно найти как отношение молярной массы к молярному объёму: р=-. ^ V ^ m Молярные объёмы газов одинаковы, поэтому плотность газа при заданных условиях прямо пропорциональна его молярной массе. Отношение плотностей двух газов равно отношению их молярных масс: Р(В) _ М(В) р(А) М(А) • Рис. 8. Полёт на воздушном шаре. Каким газом может быть заполнен шар? Эту величину называют относительной плотностью газа В по газу А и обозначают Пд(В): ту /рч _ Р(В) — М(В) Относительная плотность показывает, во сколько раз один газ тяжелее другого при заданных условиях (рис. 8). 27 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ Задача 1. Какой из газов тяжелее — водород или азот — и во сколько раз? Дано. М(Н2) = 2 г/моль M(N2) = 28 г/моль £>H,(N2)-? Решение. Найдём относительную плотность азота по водороду: 2) мщ;у Djj (N )=28г^ ^14_ 2 г/моль Ответ. Азот тяжелее водорода в 14 раз. Если известна относительная плотность газа X по водороду, его молярную массу находят по формуле: М(Х) = Dh (X) • М(Щ) = Dh (X) • 2 г/моль. Задача 2. Относительная плотность газа по водороду равна 22. Чему равна молярная масса газа? Какой это может быть газ? Дано. Z)h,(X) = 22 М(Х) — ? Решение. Воспользуемся формулой: M(X)=Dh2(X)*M(H2); М(Х) = 22*2 г/моль = 44 г/моль. Такую молярную массу имеют, например, углекислый газ СО2 и оксид азота(1) N2O. Ответ. М(Х) = 44 г/моль; СО2 или N2O. Говоря о плотности газов, удобно сравнивать их с воздухом. Средняя молярная масса воздуха принята равной 29 г/моль. Если молярная масса газа меньше этого значения, то газ легче воздуха. Относительные плотности по воздуху некоторых газов представлены в таблице 2. Воздух состоит главным образом из кислорода (21% по объёму), азота (78% по объёму) и аргона (1% по объёму). Найдём его среднюю молярную массу: М(возд.) = 0,21М(02) -Ь 0,78M(N2) + 0,01М(Аг) = = 0,21 • 32 + 0,78 • 28 + 0,01 • 40 = 28,96 « 29 (г/моль). 28 Относительная плотность газов Относительные плотности некоторых газов по воздуху Таблица 2 Газ ■^ВОЗД Н2 0,069 N2 0,97 О2 1,10 F2 1,31 CI2 2,45 Brg (пары) 5,52 СН4 0,55 NH3 0,59 СО2 1,52 Вопросы и задания 1. Во сколько раз кислород тяжелее: а) водорода; б) воздуха? Газы находятся при одинаковых температуре и давлении. 2. Найдите относительную плотность гелия и неона: а) по водороду; б) по воздуху. 3. Объясните, почему относительные плотности всех газов по водороду больше 1. 4. Найдите относительную плотность по гелию следующих газов: Hg, СН4, N2, О2, SO2. 5. Из таблицы 2 выпишите газы, которые: а) легче воздуха; б) тяжелее воздуха. Какой газ из приведённых в ней самый лёгкий; самый тяжёлый? 6. Плотность некоторого газа по кислороду равна 2. Чему равна плотность этого газа по водороду? 7. Какой газ тяжелее азота, но легче кислорода? 8. Приведите формулы пяти газов, которые легче воздуха. *9. Оксид углерода и оксид азота имеют одинаковую плотность при одних и тех же условиях. Определите формулы оксидов. 29 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ I асчеты по уравнениям химических реакций с участием газов Из закона Авогадро следует, что объёмы газов прямо пропорциональны их количествам: = Z1 ИЛИ Vi = Xi ^1 ^2 ^2 V2 Дано. F(CH4) = 5,6 л Это позволяет существенно упростить расчёты по уравнениям реакций с участием газообразных веществ. Задача 1. Какой объём кислорода расходуется при сгорании 5,6 л метана? Решение. Запишем уравнение реакции: 5,6 л хл СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О. 1 моль 2 моль Оба вещества, по которым проводим расчёт, — газы, поэтому их объёмы соотносятся между собой как количества веществ: F(CH4) _ v(CH4) ^(02) - ? ViOo) v(Oo) или 5,6 л ^ 1 моль X л 2 моль’ Отсюда л: = М^12моль ^ ^ 2 л. 1 МОЛЬ Ответ. F(02) = 11,2 л. Если известна масса одного из участников реакции, то, зная молярный объём газов, можно рассчитать объёмы газообразных веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции. Задача 2. Какой объём водорода (н. у.) образовался при растворении 11,2 г железа в соляной кислоте? Дано. /n(Fe) = 11,2 г У{Щ) - ? Решение. Способ I Запишем уравнение реакции, над формулами веществ укажем массу Fe, данную в условии задачи 30 Расчёты по уравнениям химических реакций с участием газов (11,2 г), и неизвестный объём Hg (х л). Под формулой водорода запишем количество веш;ества, молярный объём и объём одного моля, а под формулой железа — количество веш;ества, молярную массу и массу одного моля: 11,2г Fe + 1 моль 56 г/моль 56 г 2НС1 = FeCL X л + Hg. 1 моль 22,4 л/моль 22,4 л Составляем и решаем пропорцию: при растворении 11,2 г Fe образуется л: л Hg, при растворении 56 г Fe — 22,4 л Hg; 11,2г-22,4 л ,4 48 л. 56 г Способ II Найдём количество веш;ества железа, содержаш;ееся в 11,2 г: v=-^; v(Fe) =-^-Ь££_ = 0,2 моль. М ' ' 56 г/моль В уравнении реакции коэффициенты перед формулами Fe и Hg одинаковы, поэтому количества этих вепдеств тоже равны: v(H2) = v(Fe) = 0,2 моль. Объём водорода находим по формуле: V =v = 0,2 моль • 22,4 л/моль = 4,48 л. Ответ. ^(Hg) = 4,48 л. Если известен объём одного из участников реакции, то можно найти количество веш;ества по формуле: V = а затем по уравнению реакции рассчитать количества остальных веш;еств и их массы: m = v М. Рассмотрим это на примере. 31 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ Задача 3. В результате реакции между водородом и хлором образовалось 89,6 л хлороводорода (н. у.). Рассчитайте массы веществ, вступивших в реакцию. Дано. F(HC1) = 89,6 л т{Щ) — ? т{С\^) - ? Решение. Запишем уравнение реакции: Hg + Clg = 2НС1. Оно показывает отношение количеств веществ, участвующих в реакции: v(Hg): vCClg): v(HCl) =1:1:2. В условии дан объём хлороводорода, можно найти количество этого вещества: V = i ; v(HCl) = = 4 моль. 22,4 л/моль Количества вещества водорода и хлора в два раза меньше количества вещества хлороводорода: v(H2> = v(Cl2) = = 2 моль. По количеству вещества находим массы исходных веществ: /тг = V • М; /^(Hg) = 2 моль • 2 г/моль = 4 г; m(Clg) = 2 моль • 71 г/моль = 142 г. Ответ. m(Hg) = 4 г; m(Clg) = 142 г. В общем случае, для уравнения реакции вида аА + ЬВ сС + dD, где строчные буквы обозначают коэффициенты, а прописные — химические формулы веществ, количества реагирующих веществ связаны соотношением: v(A): v(B): v(C): v(D) = a:b:c:d. Использование стехиометрических соотношений для химических расчётов можно представить в виде схемы 1, которая показывает, как связаны между собой массы и объёмы веществ, участвующих в реакции. 32 Расчёты no уравнениям химических реакций с участием газов Схема 1 Расчёты по уравнению химической реакции 1. При разложении воды электрическим током получили 30 л водорода. Какой объём кислорода образовался при этом? 2. При реакции аммиака с кислородом в присутствии катализатора образуются оксид азота(П) и вода. Рассчитайте, какой объём кислорода необходим для окисления 100 м^ аммиака. Какой объём оксида азота(П) при этом образуется? 3. Сгорело 6 кг углерода. Рассчитайте массу и объём (при н. у.) образовавшегося углекислого газа. 4. Сколько граммов угля сгорело, если при этом образовалось 67,2 л (н. у.) углекислого газа? 5. Определите массу оксида кальция и объём оксида углерода(1У) (н. у.), которые образуются при прокаливании 1000 г карбоната кальция. 6. Определите массу хлора, прореагировавшего с 10 г водорода. Какой объём хлороводорода (н. у.) при этом образовался? 7. Какой объём углекислого газа (н. у.) требуется для получения 10,6 г карбоната натрия? 8. При взаимодействии натрия с водой образовалось 560 мл (н. у.) водорода. Рассчитайте массу натрия. 9. Какой объём кислорода (н. у.) образуется при полном разложении 120 г пероксида водорода? 33 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ 10. Водород получают действием металлов на кислоты. Определите массы магния и цинка, которые надо взять, чтобы при взаимодействии с соляной кислотой получить 5,6 л водорода (н. у.). 11. Кислород можно получить разными способами. Определите массы бертолетовой соли, пероксида водорода и перманганата калия, необходимые для получения 6,72 л (н. у.) кислорода. 12.Определите массу соли, образующейся при нейтрализации 8 г гидроксида натрия азотной кислотой. 13. Сколько граммов осадка карбоната кальция образуется при добавлении раствора карбоната натрия к 250 г 11,1%-го раствора хлорида кальция? олее сложные расчеты по уравнениям реакций Одно из исходных веществ взято в избытке Если даны массы нескольких веществ, вступающих в реакцию, то количество продукта реакции следует определять только по одному из них, а именно по тому, которое израсходуется полностью. При этом другие вещества останутся в избытке. Для того чтобы узнать, какое из веществ прореагирует полностью, сравнивают количества веществ, делённые на соответствующие коэффициенты в уравнении реакции. Вещество, для которого это отношение наименьшее, целиком израсходуется. Задача 1. Рассчитайте массу воды, которая образуется из смеси, содержащей 5 г водорода и 48 г кислорода. Дано. т{Щ) = 5 г ^(Og) = 48 г Решение. Напишем уравнение реакции: 2^ 2Щ + 02 = 2НоО. т{ЩО) - ? Определим количество каждого вещества в смеси: т . V(H2) = у(Оз) = 5 г 2 г/моль 48 г 32 г/моль = 2,5 моль; = 1,5 моль. 34 Более сложные расчёты по уравнениям реакций Количество водорода больше, чем количество кислорода, однако в уравнении реакции коэффициент перед формулой водорода 2, а перед формулой кислорода — 1: ^ = 1,25 < = 1,5. Следовательно, кислород взят в избытке, а водород прореагирует полностью. К такому же выводу можно прийти и по-другому. Согласно уравнению реакции, 2 моль Hg взаимодействуют с 1 моль Og, следовательно, для того чтобы сжечь 2,5 моль Hg, необходимо взять моль ^ 1,25 моль Og. А в смеси содержится 1,5 моль этого газа, значит, кислород взят в избытке, а водород прореагирует полностью. Расчёт массы воды ведём по водороду: v(HgO) = v(Hg) = 2,5 моль; т = vM; m(HgO) = 2,5 моль • 18 г/моль = 45 г. Ответ. m(HgO) = 45 г. Задача 2. К 100 г 20% -го раствора гидроксида натрия добавили 100 г 25,2%-й азотной кислоты. Определите массу образовавшейся соли. Дано. т(р-ра NaOH) = 100 г w(NaOH) = 20% (0,2) /тг(р-ра HNOg) = 100 г w(HNO^) = 25,2% (0,252) т(соли) — ? Решение. При смешивании этих растворов происходит реакция нейтрализации: NaOH -Ь HNOo = NaNOo -Ь 1 моль 40 г/моль 40 г HgO. 1 моль 63 г/моль 63 г 1 моль 85 г/моль 85 г Рассчитаем массы чистых вепдеств в исходных растворах: т(в-ва) = ш(в-ва) • т(р-ра); m(NaOH) = 0,2 • 100 г = 20 г; яг(НМОд) = 0,252 • 100 г = 25,2 г. Найдём, какая масса азотной кислоты необходима для нейтрализации 20 г гидроксида натрия: 35 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ 40 г NaOH реагирует с 63 г HNOg, 20 г NaOH — схг HNOg; X = 20 г«63 г 40 г = 31,5 г. Для реакции необходимо 31,5 г азотной кислоты, а в исходном растворе её только 25,2 г. Следовательно, азотной кислоты недостаточно, чтобы нейтрализовать весь гидроксид натрия. Значит, щёлочь взята в избытке, а кислота прореагирует полностью. Массу нитрата натрия рассчитываем по азотной кислоте: из 63 г HNOg образуется 85 г NaNOg, из 25,2 г HNOg — у г NaNOg; У ^ 25,2 г «85 г ^ 63 г Ответ. /Ti(NaNOg) = 34 г. Выход продукта химической реакции На практике в результате любой химической реакции получают меньше продуктов, чем можно ожидать согласно уравнению реакции. В частности, это объясняется протеканием побочных реакций. Эффективность химической реакции характеризует величина «выход продукта» (обозначается греческой буквой г\ — «эта»). Выход продукта — это отношение практически полученной массы (объёма, количества) вещества к массе (объёму, количеству), которая должна получиться в соответствии с теоретическим расчётом по уравнению реакции: п = • 100% = ^ • 100% = • 100%, ' т V V "‘'теор теор '^теор где величины /п^р, и v^p показывают, сколько практически получено вещества, а величины т^^^, Т^^еор ^ ^теор рассчитаны по уравнению реакции. Практическая масса продукта не может превышать теоретическую, следовательно, ц < 100%. Полное превращение исходных веществ в продукты реакции соответствует 100% -му выходу. Химические реакции, характеризующиеся высоким выходом продуктов, особенно важны в химической про- 36 Более сложные расчёты по уравнениям реакций мышленности — ведь чем больше выход продукта, тем ниже его себестоимость. Выход меньше 50% считают низким, и в промышленности реакции с таким выходом обычно не используют. Задача 3. Какой объём кислорода образуется при нагревании 25,3 г перманганата калия, если выход кислорода составляет 86% от теоретически возможного? Дано. w(KMn04) = 25,3 г л(02) = 86% '^ор(02> -- ? Решение. Запишем уравнение реакции разложения перманганата калия: 25,3 г 2КМПО4 2 моль 158 г/моль 316г = К2МПО4 X л “Ь МПО2 + 02! • 1 моль 22,4 л/моль 22,4 л Рассчитаем по уравнению теоретический объём кислорода, который можно получить из данной массы перманганата калия. Способ I Согласно уравнению реакции: из 316 г КМПО4 образуется 22,4 л О2, из 25,3 г КМПО4 — л: л О2; V теор (О2) = X = = 1,79 л. Способ II v=-S; v(KMnOJ= =0,16 моль. м 158 г/моль в уравнении реакции коэффициент перед формулой О2 в 2 раза меньше, чем перед КМПО4, поэтому количество веш;ества кислорода также в 2 раза меньше: v(KMn04> v(02) =---2—~ ^ 0,08 моль. Найдём теоретически возможный объём кислорода: V =v ^теор(^2) ^ 0,08 моль* 22,4 л/моль = 1,79 л. 37 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ Б ХИМИИ Теперь используем определение выхода продукта реакции. Теоретический объём соответствует выходу 100% , а реальный (практический) — 86% : у ^ ^теор • П . у fQ \= 1,79 л • 86% = 54 JJ 100% ’ 100% Ответ. Fjjp (Og) = 1,54 л. Выход продуктов реакций, которые используются в промышленности, зависит от условий — температуры, давления, концентрации растворов. Одна из главных задач химической технологии — науки о промышленных процессах — состоит в предсказании таких условий химических реакций, которые обеспечивают максимальный выход продуктов. Задача 4. При разложении 60 г карбоната кальция образовалось 25,2 г оксида кальция. Определите выход продукта реакции. Дано. /n(CaCOg) = 60 г т_(СаО) = 25,2г пр' Л(СаО) — ? Решение. Запишем уравнение реакции и рассчитаем теоретическую массу (jc) оксида кальция: 60 г X г СаСОд = СаО -Н COg. 1 моль 1 моль 100 г/моль 56 г/моль 100 г 56 г При разложении 100 г СаСОд образуется 56 г СаО, при разложении 60 г СаСОд — л: г СаО; 60г-56г _ «о « р Рассчитаем выход продукта реакции. Способ I Ч = • 100; ч(СаО) = • 100% = 75% ^теор ^ 38 Более сложные расчеты по ураенениям реакций Способ II 33,6гСаО — 100%, 25,2 г СаО — у%; °75%. ^ 33,6 г Ответ. г|(СаО) = 75%. Вопросы и задания 1. Определите массу воды, которая образуется при взрыве смеси, состоящей из 2,8 л водорода и 1,5 л кислорода (н. у.). 2. Определите массу сульфида железа, образующегося при сплавлении 6,4 г серы и 11,8 г порошка железа. 3. К раствору, содержащему 8,32 г хлорида бария, прибавили раствор, в котором содержалось 4,9 г серной кислоты. Рассчитайте массу полученного осадка. 4. К раствору, содержащему 22,4 г гидроксида калия, прибавили раствор, содержащий 21,9 г хлороводорода. Сколько граммов соли образовалось? 5. Кусочек цинка массой 3,9 г растворили в 75 г 7,3% -й соляной кислоты. Найдите массу образовавшегося хлорида цинка и объём выделившегося водорода (н. у.). 6. Какой объём газа (н. у.) выделится при смешении 20 г 10,6%-го раствора карбоната натрия и 80 г 4,9%-го раствора серной кислоты? 7. Сколько граммов 10% -й соляной кислоты можно получить из 5,6 л хлора и 11,2 л водорода (н. у.)? 8. При прокаливании 29 г гидроксида магния получили 7,2 г воды. Какая часть гидроксида разложилась? 9. При нагревании 80 г брома с избытком водорода образовалось 56,7 г бромоводорода. Найдите выход продукта этой реакции. 10. При разложении 4,9 г бертолетовой соли KClOg было получено 1,28 л кислорода (н. у.). Определите выход продукта. 11. При сжигании 100 кг серы образовалось 160 кг оксида серы(1У). Рассчитайте выход продукта. 12. Определите массу железа, которое можно получить восстановлением 480 г оксида железа(Ш), если выход продукта равен 75%. 13. Определите массу карбоната бария, который вступил в реакцию с избытком соляной кислоты, если при этом выделилось 20 л углекислого газа (н. у.), а выход прюдукта составил 90%. 14. При взаимодействии раствора сульфата меди(П) с железными опилками выделилось 7,68 г меди, что составляет 60% от теоретически возможной массы. Сколько граммов 10%-го раствора сульфата меди(П) было использовано? 39 Глава 1. СТЕХИОМЕТРИЯ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ В ХИМИИ Самое важное в главе Т Количество вещества выражают в специальных единицах — молях. Моль — это количество вещества, содержащее 6,02 • 10^3 (число Авогадро) частиц (структурных единиц) данного вещества. Для веществ молекулярного строения структурной единицей является молекула, для остальных веществ состав структурной единицы описывается химической формулой. Число частиц N, постоянная Авогадро Ад и количество вещества v связаны формулами; v=-^; N = vN Ад А» Ад = 6,02 • 10^^ моль“^. Отношение массы вещества к количеству вещества называют молярной массой этого вещества. Её выражают в г/моль. Молярная масса М численно равна относительной молекулярной массе М^.. Отличие между ними состоит в том, что молярная масса имеет размерность, а относительная молекулярная масса безразмерна. Масса т, молярная масса М и количество вещества v связаны формулами: м м = -. Отношение объёма вещества к количеству вещества называют молярным объёмом. Его выражают в моль/л. Молярный объём газов зависит от температуры и давления. При нормальных условиях (температура 0 °С и давление 1 атм) молярный объём любого газа равен 22,4 л/моль. Объём газа V, молярный объём и количество вещества V связаны формулами: v=^; V = vV^; = 22,4 л/моль. Закон Авогадро: в равных объёмах любых газов, находящихся при одних и тех же условиях (температура и давление), содержится одинаковое число молекул. Средняя молярная масса воздуха равна 29 г/моль. Если известны количество вещества, масса или объём одного из участников реакции, то по уравнению реакции можно рассчитать количества веществ, массы или объёмы всех остальных веществ. Эти расчёты основаны на использовании величин «молярная масса» и «молярный объём». 40 ГЛАВА 2 Химическая реакция Э Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация При растворении в воде кристаллические вещества распадаются на отдельные частицы. Процесс растворения сопровождается разрушением кристаллической решётки — кристаллики вещества, например поваренной соли или сахара, при попадании в воду постепенно уменьшаются в размерах, пока не исчезнут полностью, перейдя в раствор. В каком виде вещества находятся в растворе? Почему одни из них хорошо растворимы в воде, а другие практически нерастворимы? Чтобы ответить на эти вопросы, необходимо изучить свойства растворов и явления, сопровождающие растворение. Изучая свойства растворов различных веществ, учёные заметили, что растворы большинства неорганических соединений, например поваренной соли, соды, калийной селитры, хорошо проводят электрический ток, а чистая вода и растворы многих органических веществ — сахара, этилового спирта — не обладают этим свойством (рис. 9). Многие соли, даже нерастворимые в воде, например сульфат бария, проводят электрический ток в расплавленном виде. Электролит Неэлектролит Рис. 9. Электролиты и неэлектролиты. Водный раствор соли проводит электрический ток, а раствор спирта — нет 41 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ I Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называют электролитами, а вещества, не проводящие ток ни в растворе, ни в расплаве, — неэлектролитами. Термин «электролит» происходит от греческого литое — «растворённый». Принадлежность вещества к электролитам или неэлектролитам определяется видом химической связи. К электролитам относятся соединения с ионными или сильнополярными ковалентными связями — соли, кислоты, основания, к неэлектролитам — вещества с неполярными или слабополярными связями, например кислород, спирт. Ток — это направленное движение заряженных частиц. Какие же частицы содержатся в растворах и расплавах электролитов? Ответ на этот вопрос дал шведский учёный Сванте Аррениус. Он обнаружил, что растворы, проводящие электрический ток, содержат больше частиц, чем можно было бы ожидать исходя из количества растворённого вещества. Например, если в воде растворить 1 моль поваренной соли NaCl, то общее число частиц в растворе будет в 2 раза больше — 2 моль. Зная строение поваренной соли, мы можем объяснить это явление. Хлорид натрия — ионное соединение, в узлах его кристаллической решётки находятся ионы. В 1 моль хлорида натрия содержится 2 моль ионов — 1 моль ионов Na+ и 1 моль ионов С1“. В воде эти ионы переходят в раствор. I Процесс распада вещества на ионы при растворении в воде или плавлении называют электролитической диссоциацией. Таким образом, главное отличие электролитов от неэлектролитов состоит в том, что в водном растворе электролиты распадаются {диссоциируют) на положительные и отрицательные ионы. Этот вывод, сделанный Аррениусом, лёг в основу сформулированной им теории электролитической диссоциации. Проводя многочисленные эксперименты, Аррениус доказал, что под действием электрического поля положительно заряженные ионы {катионы) движутся к отрицательному электроду (катоду), а отрицательно за- 42 Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация Аррениус Сванте (1859 —1927) Шведский химик, один из основоположников физической химии. Родился в имении Бейк близ Упсолы. Окончил Упсольский университет (1878). Его научные работы посвящены изучению растворов и скоростей химических реакций. В 1 884 г. в диссертации сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации. Аррениус считал, что водный раствор электролита представляет собой механическую смесь ионов и воды. Такая точка зрения была встречена очень холодно, и диссертацию едва не отклонили. Одним из самых непримиримых противников теории Аррениуса был Д. И. Менделеев. Однако у других крупных учёных такие представления о растворах вызвали интерес, и Аррениус продолжил свои исследования. Б 1903 г. он был удостоен Нобелевской премии «в признание особого значения теории электролитической диссоциации для развития химии». Б течение многих лет Аррениус занимал посты ректора Стокгольмского университета и директора Нобелевского института в Стокгольме. ряженные ионы {анионы) — к положительному электроду (аноду) (рис. 10). Направленное движение ионов обеспечивает электрическую проводимость раствора. Процесс электролитической диссоциации обычно записывают в форме уравнения, где вместо знака равенства используют стрелку. Например, уравнение диссоциации поваренной соли^: NaCl---> Na+ -f- Cl". Аналогичным образом диссоциируют хлорид кальция и нитрат калия: CaClg KNO, ^ Са2+ + 2С1-; К+ + NOo. Рис. 10. Движение ионов в растворе под действием электрического поля 1 Записывая заряд иона, сначала ставят число, а затем знак заряда: Са^^, SO|~. У однозарядных ионов указывают только знак заряда: С1". 43 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ При попадании в воду ионного кристалла, например хлорида натрия, его окружают со всех сторон молекулы воды. Они притягиваются отрицательными концами к ионам натрия, а положительными — к ионам хлора. Такие ионы постепенно теряют связь с другими ионами кристаллической решётки и переходят в раствор, окружённые молекулами воды, т. е. гидратированные. Постепенно весь кристалл слой за слоем растворяется с образованием гидратированных ионов (рис. 11). Н Некоторые соли, как вы знаете, осаждаются из вод-ТВ ных растворов в виде кристаллогидратов. В их решётке содержатся гидратированные ионы, как правило катионы. Примером могут служить алюмокалиевые квасцы KA1(S04)2 • I2H2O, содержаш;ие гидратированные ионы калия и алюминия: [К(Н20)б]^ и [А1(Н20)б]3+. Для того чтобы разрушить кристаллическую решётку до отдельных катионов и анионов, требуется большое количество энергии (её называют энергией кристаллической решётки). Эти энергетические затраты полностью или отчасти компенсируются энергией, выделя-юш;ейся при химическом взаимодействии ионов с молекулами воды {энергией гидратации). Если энергия гидратации больше энергии решётки, то при растворении вещества теплота выделяется, в противном случае — поглощается. Именно поэтому растворение гидроксида калия сопровождается сильным нагреванием, а нитрата аммония — значительным охлаждением. Проверьте это на опыте. Анион V. V +1 26- <4 Катион Рис. 11. Растворение хлорида натрия в воде 44 Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация сд ^ + Рис. 12. Электролитическая диссоциация полярной молекулы НС1 При диссоциации солей и оснований в раствор переходят содержащиеся в них ионы. А как происходит диссоциация веществ с полярными ковалентными связями, например хлороводорода? Хлороводород — газ, состоящий из полярных молекул НС1. Каждую попавшую в раствор молекулу тотчас окружают диполи воды, притягиваясь к ней противоположно заряженными концами. В результате такого взаимодействия полярная связь в молекуле НС1 превращается в ионную, а образующиеся ионы переходят в раствор (рис. 12). В растворах некоторых соединений с полярными ковалентными связями наряду с ионами присутствуют и недиссоциированные молекулы. Именно они обусловливают резкий запах растворов уксусной кислоты, сероводорода и некоторых других веществ. Электролитическая диссоциация веществ может протекать не только в воде, но и в других полярных растворителях: метиловом и этиловом спиртах, жидком аммиаке. Лабораторный опыт 1. Изучение электропроводности растворов и движения ионов в электрическом поле 1. В гнёзда выданной вам керамической пластинки поместите по одной ложечке хлорида натрия, нитрата калия и сахара. Прибор для испытания электропроводности включите в сеть и прикоснитесь на несколько секунд электродами поочерёдно к каждому веществу. Что вы наблюдаете? 2. Аккуратно прилейте в каждое гнездо дистиллированную воду и вновь исследуйте электропроводность. Запишите наблюдения. 3. Положите на стеклянную пластинку полоску фильтровальной бумаги и смочите её раствором сульфата меди(11). Голубая окраска раствора обусловлена ионами меди Cu^'^. Прикоснитесь к бумаге электродами и включите ток. Наблюдайте, в сторону какого электрода смещается цветное пятно. Запишите наблюдения. Выключите прибор из сети, промойте электроды и оботрите их тряпкой или фильтровальной бумагой. 45 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ 1. Какие вещества называют электролитами; неэлектролитами? Приведите примеры. 2. Что такое электролитическая диссоциация? Могут ли при растворении электролита в воде образоваться только катионы или только анионы? Почему? 3. Выпишите из текста параграфа основные положения теории электролитической диссоциации; 1) о распаде электролитов на ионы; 2) о движении ионов в электрическом поле. 4. Из приведённых формул выберите формулы веществ, которые, на ваш взгляд, являются: а) электролитами; б) неэлектролитами. Nal, НВг, Og, СН4, CaClg, КОН, H2SO4, С12Н22О41 (сахар). 5. Сколько молей частиц образуется при растворении в воде одного моля: а) хлороводорода; б) хлорида калия; в) хлорида кальция; г) нитрата кальция? Напишите уравнения электролитической диссоциации этих веществ. 6. Опишите механизм электролитической диссоциации хлорида натрия. Какую роль играет вода в этом процессе? 7. Какие ионы называют гидратированными? §10 Диссоциация кислот, оснований и солей При растворении в воде кислоты, соли и основания диссоциируют на положительные и отрицательные ионы. Свойства водных растворов электролитов определяются в первую очередь свойствами ионов. Постараемся найти общее в характере диссоциации электролитов, принадлежащих к одному и тому же классу соединений. Кислоты, как вы помните, состоят из атомов водорода, соединённых с кислотным остатком ковалентной полярной связью. В предыдущем параграфе на примере растворения хлороводорода было показано, как под действием молекул воды полярная связь становится ионной и кислота диссоциирует на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Аналогичным образом ведут себя и другие кислоты, например азотная: HNO. ^ Н+ + N0; 46 Диссоциация кислот, оснований и солей Заряд иона водорода равен +1, заряд аниона определяется числом ионов водорода, образовавшихся при диссоциации молекул кислоты. В данном случае он равен -1. При диссоциации серной кислоты число катионов водорода в два раза превышает число анионов кислотного остатка — сульфат-ионов. Заряд аниона равен -2: ^ 2Н+ -Ь SO|-. Названия анионов, образуюпдихся при диссоциации кислот, совпадают с названиями кислотных остатков (табл. 3). Формулы наиболее распространённых ионов кислотных остатков приведены в таблице растворимости кислот, солей и оснований, которая находится на втором форзаце учебника. Названия и заряды ионов кислотных остатков Таблица 3 Форму- Название иона кислотного Название кислоты Формула кислоты ла иона кислот- Пример ного ос- остатка татка Соляная НС1 С1- Хлорид NaCl Серная H2SO, so|- Сульфат Na2S04 HSO4 Гидросульфат NaHS04 Сернистая H2SO3 SO|- Сульфит Na2S03 HS03 Гидросульфит МаНЗОз Сероводо- H2S S2- Сульфид Na2S родная HS- Гидросульфид NaHS Азотная HNO3 N03 Нитрат NaN03 Азотистая HNO2 N02 Нитрит NaN02 Фосфорная Н3РО4 PO|- Фосфат КазРО^ (ортофос- форная) HPOf- Гидрофосфат Na2HP04 H2P04- Дигидрофосфат NaH2P04 Метафос- форная НРОз POj Метафосфат NaPOg Угольная Н2СО3 cof- Карбонат Ка2СОз HC03 Гидрокарбонат МаНСОз Кремниевая Н2810з SiOf- Силикат Na^SiO, Уксусная СН3СООН* CH3COO- Ацетат СНзСООКа * В молекуле уксусной кислоты атом водорода, отмеченный значком, на металл замещается только 47 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ Легко заметить, что при диссоциации различных кислот образуются катионы только одного типа — катионы водорода Н^. I Кислота — это электролит, при диссоциации которого образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка. Именно катионы водорода и обусловливают общие свойства кислот — кислый вкус, изменение окраски индикаторов, реакции с активными металлами, основными оксидами, основаниями и солями. ■ Утверждение, что при диссоциации кислот образуются ионы водорода Н'^, не совсем точно. Имея очень маленький радиус, ионы водорода гораздо сильнее, чем другие ионы, взаимодействуют с молекулами воды. Это взаимодействие протекает по донорно-акцепторному механизму: ион водорода является акцептором, т. е. имеет свободную орбиталь, а молекула воды выступает в качестве донора электронной пары. В результате образуется ион гидроксония НдО^: Н+ -Ь :0-Н I Н н- -0-Н I н с учётом этого диссоциацию кислоты можно представить как переход ионов водорода от кислоты к воде с образованием катиона гидроксония и аниона кислотного остатка (рис. 13). Многооснбвные кислоты диссоциируют ступенчато, отщепляя ионы водорода последовательно, один за другим. Если образовавшийся при этом кислотный остаток содержит атомы водорода, способные замещаться на металл, он может диссоциировать дальше. Например, в растворе фосфорной кисло- О + А —О + ^ НС1 н^о сг Рис. 13. Образование иона гидроксония при взаимодействии хлороводорода с водой ты протекают процессы Н3РО4 -^Н+ + Н2Р04; HgPOj <- ^ Н+ -Ь НРО|-; НРО|-<- Н+ -f- РО| . ^ Две стрелки означают, что одновременно протекают два процесса — прямой и обратный. 48 Диссоциация кислот, оснований и солей Названия образующихся при этом ионов приведены в таблице 3. Таким образом, каждой многоосновной кислоте соответствует несколько анионов. ■ Диссоциация кислоты по первой ступени протекает наиболее легко, так как ион водорода отщепляется от нейтральной молекулы кислоты. В последующих процессах диссоциация значительно осложнена тем, что ион Н'^ отщепляется от отрицательно заряженного иона. Так, в растворе фосфорной кислоты, концентрация которой равна 0,1 моль/л, по первой ступени диссоциирует 24% молекул, по второй — 2,6 • 10“^% ионов HgPOj, а по третьей — всего 1,8 • 10"^% ионов НРО|“. Суммарное уравнение диссоциации фосфорной кислоты имеет вид: Н3РО4 ^ ЗН+ + РО|-. Поскольку диссоциация по третьей ступени идёт в очень незначительной степени, в растворе практически нет фосфат-ионов. Теперь рассмотрим электролитическую диссоциацию оснований и солей. В твёрдом виде растворимые в воде основания состоят из катионов металла и гидроксид-анионов. При диссоциации оснований эти ионы переходят в раствор: Na+ -h ОН-; ^ Ва2+ + 20Н-. NaOH Ва(ОН)2 Число гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации, равно заряду иона металла. I Основание — это электролит, диссоциирующий на катионы металла и гидроксид-анионы. Именно гидроксид-ионы определяют все характерные свойства растворов щелочей — способность изменять окраску индикаторов, реагировать с кислотами, кислотными оксидами и солями. Соли образованы катионами метгьлла и анионами кислотного остатка. При растворении в воде эти ионы переходят в раствор: K2SO4 Са(КОз>2 ^ 2К+ + SO|-; Са2+ + 2NOg . 49 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ I Соль — это электролит, диссоциирующий на катионы металла и анионы кислотного остатка. В уравнении диссоциации соли суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю, так как любое вещество электронейтрально. Заряды ионов по абсолютной величине равны валентностям металла и кислотного остатка. Например, сульфат меди(П) диссоциирует на ионы и SO|" (рис. 14): Рис. 14. Окраска водного раствора перманганата калия обусловлена анионами перманганата, а сульфата меди(П) — катионами меди CuSO. Cu2+ -Ь SO|-; а нитрат железа(1П) — на ионы Fe^^ и NO3 : Ге(ЫОз)з —> Fe3+ -Ь 3NOg . Заряд катиона металла во многих случаях можно определить по Периодической системе химических элементов. Заряды ионов металлов главных подгрупп, как правило, равны номеру группы, в которой находится элемент (табл. 4). Металлы побочных подгрупп обычно образуют несколько ионов, например Fe^"^, Fe^'*^. Заряды катионов металлов I—III групп Таблица 4 Металлы Номер группы Ионы металлов Li, Na, К I Li+, Na+, К+ Mg, Са, Ва II Mg2+, Са2+, Ва2+ А1 III AF+ Теперь вы можете составлять формулы солей, исходя не из валентностей металла и кислотного остатка, а из зарядов ионов, которые указаны в таблице растворимости. 50 Диссоциация кислот, оснований и солей Задание. Составьте формулу сульфата железа(1П) и напишите уравнение его диссоциации. Для выполнения этого задания необходимо сделать следующие расчёты. Таблица 5 Последовательность действий Составление формулы Записываем формулы ионов металла и кислотного остатка (ион металла на первом месте) и указываем их заряды Fe3+, SO 2- Находим наименьшее обш;ее кратное двух зарядов Зи2=>6 Находим число ионов, поделив наименьшее общее кратное на абсолютную величину заряда 6:3 = 2 (Fe3+) 6:2 = 3 (SO|-) Составляем формулу соли Fe2(S04)3 Записываем уравнение диссоциации соли Fe2(S04)3 > 2Fe»+ + 3SO|- ■ Некоторые кислотные остатки могут содержать атомы водорода. Соли, в состав которых входят такие остатки, называют кислыми. Если кислотный остаток не содержит атомов водорода, способных к диссоциации, соль называют средней. Например, при диссоциации фосфорной кислоты образуются три вида анионов. Это означает, что фосфорная кислота образует три типа солей. Средние соли — фосфаты — содержат ионы РО|~: К3РО4, Сад(Р04)2. В состав гидрофосфатов входят ионы НРО| ствуют ионы кислых солей включают часть слова «гидро». В растворах кислые соли полностью распадаются на катион металла и анион кислотного остатка, который в незначительной степени также диссоциирует: К2НРО4, СаНР04, а в дигидрофосфатах присут- Н2РО4-: КН2РО4, Са(Н2Р04)2. Названия КН2РО4 -Ь Н2РО4, Н2РО4 ^ Н+ + НРО|-. Малорастворимые в воде кислоты, соли и основания также могут диссоциировать на ионы, но число этих ионов очень незначительно, и мы не будем рассматривать диссоциацию плохо растворимых веществ. 51 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ Подводя итог, представим состав неорганических соединений с позиции теории электролитической диссоциации (схема 2). Схема 2 Состав неорганических соединений 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. Дайте определения кислот, оснований и солей с позиций теории электролитической диссоциации. Вспомните понятие электроотрицательности (8 класс, § 48). Объясните, почему ион водорода, образующийся при диссоциации кислот, имеет положительный заряд. При диссоциации молекулы кислоты образовался ион, который имеет заряд -3. Сколько ионов водорода при этом образовалось? Напишите уравнения электролитической диссоциации кислот: а) азотной, серной; б) бромоводородной НВг, азотистой HNOg. Назовите образующиеся анионы. Составьте формулы следующих солей: нитрата бария, хлорида алюминия, карбоната натрия, фосфата калия. Напишите уравнения диссоциации этих солей. Приведите по одному примеру солей, при диссоциации одного моля которых образуются: а) два; б) три; в) четыре; г) пять молей ионов. Напишите уравнения диссоциации. Расставьте заряды ионов в формулах следующих веществ: а) NagS, МагЗО^, MgSO^, NagPO^, AlPO^; б) NaHS04, Mg(HS04)2, СаНР04, NaOH, Ва(ОН>2. Назовите эти вещества. При диссоциации нитрата металла образовался 1 моль катионов, которые имеют заряд +2. Сколько молей нитрат-ионов при этом образовалось? Составьте формулы и напишите уравнения диссоциации сульфата железа(П) и сульфата железа(1П). Чем отличаются эти соли? 52 Сильные и слабые электролиты 10. Пусть М обозначает металл, X — кислотный остаток. Ниже приведены четыре типа уравнений диссоциации солей: а) MX----> М2+ + Х2-; в) МдХ----> ЗМ+ + Х^"; б) МХд---> МЗ+ + ЗХ-; г) MgXg---> 2МЗ+ + ЗХ2-. Приведите по одному примеру соли каждого типа. 11. Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих веществ: гидроксида натрия, серной кислоты, нитрата калия, хлорида магния, сульфата алюминия. 12. Напишите формулу вещества, при диссоциации которого образуются ионы кальция и гидроксид-ионы. * 13. Определите валентность и степень окисления кислорода в ионе гидроксония НдО"^. 14. Напишите уравнения электролитической диссоциации, в результате которой образуются следующие пары ионов: а)Н*иКОд; б)А13+и80|-; в) Са2^ и HgPOj. 15. Даны правые части уравнений диссоциации: а) ... -►H^ + SOf-; г)...---> Сп2+-Ь 01"; б) ... ->Na^-bSO|-; д)... -->Fe2+-fNOg; в) ...--> Са2+-ь NOg; е)...---> Ва2+-ь ОН". Расставьте коэффициенты и завершите эти уравнения. Назовите исходные вещества. 16. В растворе присутствуют ионы К^, Mg2'^, NOg, SO|“. Какие вещества были растворены? Предложите два варианта ответа. §11 ильные и слабые электролиты Кислоты, основания и соли в водных растворах диссоциируют — распадаются на ионы. Вещества, которые практически полностью распадаются в водном растворе на ионы, называют сильными электролитами. К ним относят все хорошо растворимые соли, некоторые кислоты и все растворимые в воде основания (гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов). В растворе сильный электролит находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы отсутствуют. Процесс диссоциации сильного электролита протекает практически необратимо. Кислоты и основания, легко диссоциирующие на ионы, называют сильными. Из тех кислот, с которыми вы уже знакомы, сильными являются серная H2SO4, соляная НС1 и азотная HNO3 кислоты. В растворах этих кислот содержится большое число ионов водорода Н'*’ 53 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ а) НС1 Н++СГ Исходные молекулы НС1 б) СН3СООН ^ СН3СОО + Н+ ХД______tJ. Ионы СН3СОО Ионы Молекулы Н СНдСОга Исходные молекулы СН3СООН в растворе в растворе Рис. 15. Диссоциация кислот: а — сильной; б — слабой. Высота столбика пропорциональна числу частиц в растворе (рис. 15, а). Сильные основания, как вы знаете, называют щелочами. Вещества, которые при растворении в воде распадаются на ионы лишь частично, называют слабыми электролитами. В их число входят вода и многие кислоты, например сероводородная HgS, фтороводородная HF, уксусная СН3СООН. В растворах слабых электролитов наряду с ионами присутствуют и недиссоциированные молекулы, т. е. по сравнению с растворами сильных электролитов в них содержится меньше заряженных частиц (рис. 15, б). Нерастворимые основания также считают слабыми (табл. 6). Сильные и слабые электролиты Таблица 6 Класс Электролиты соединений сильные слабые Кислоты Серная H2SO4. Соляная НС1. Азотная HNO3 Сероводородная H2S. Угольная Н2СО3. Фтороводородная HF. Азотистая HNO2. Уксусная СН3СООН Основания Гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов: NaOH, КОН, Са(ОН>2, Ва(ОН)2 и др. Водный раствор аммиака NHg. Нераствори м ые в воде основания Соли Большинство солей Хлорная ртуть (сулема) HgCl2 54 Сильные и слабые электролиты В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо — наряду с распадом вещества на ионы (диссоциацией) происходит и объединение ионов в молекулы вещества (ассоциация). Для обозначения этого в уравнении ставят знак обратимости — две противоположно направленные стрелки: СНХООН ± СНдСОО Сравним электропроводность растворов сильной и слабой кислот, содержащих по одному молю вещества в литре раствора. Для измерения электропроводности воспользуемся прибором, состоящим из двух электродов, соединённых с амперметром (рис. 16). В соляной кислоте стрелка прибора отклоняется значительно сильнее: соляная кислота проводит ток почти в 100 раз лучше, чем уксусная. Это говорит о том, что в соляной кислоте число ионов во много раз больше, чем в уксусной, т. е. соляная кислота хорошо диссоциирует на ионы, а уксусная — плохо. Сравнить число частиц в растворах можно и по-другому. Вы знаете, что свойства растворов отличаются от свойств чистых веществ, в частности растворы замерзают при более низкой температуре. Чем больше число частиц в растворе, тем ниже температура его замерзания. Соляная кислота замерзает при более низкой температуре, чем раствор уксусной кислоты той же концентрации, следовательно, в соляной кислоте содержится больше частиц, т. е. НС1 лучше диссоциирует на ионы, чем уксусная кислота. ■ Силу электролитов количественно характеризует степень электролитической диссоциации а, которая показывает долю вещества, распавшегося в растворе на ионы. Рис. 16. Измерение электропро-Степень диссоциации водности соляной и уксусной кис-равна отношению коли- лот 55 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ чества вещества, распавшегося на ионы v, к общему количеству растворённого вещества Vq: а = Степень диссоциации можно выражать не только в долях единицы, но и в процентах: а = • 100%. Vo Она может изменяться от 0 (диссоциации нет) до 1, или 100% (полная диссоциация). Чем лучше диссоциирует электролит, тем больше степень диссоциации. У сильных электролитов степень диссоциации больше 0,5 (50%), слабые электролиты характеризуются степенью диссоциации меньше 0,1 (10%). Электролиты с промежуточными значениями степени диссоциации иногда называют средними. Задача. В одном литре воды растворили 5 моль фторо-водорода. Полученный раствор содержит 0,06 моль ионов водорода. Определите степень диссоциации фто-роводорода в процентах. Какой это электролит — сильный или слабый? Дано. Vq(HF) = 5 моль v(H^) = 0,06 моль а — ? Решение. Запишем уравнение диссоциации фтороводорода в водном растворе: HF Н+ + F-. Найдём, какое количество фтороводорода v(HF) распалось на ионы. Из уравнения диссоциации следует, что v(HF) = v(H^) = 0,06 моль. Степень диссоциации рассчитываем по формуле: а=-^1-100%; а = -100% = 1,2%. Vo 5 Степень диссоциации меньше 10%, поэтому фторово-дород — слабый электролит. Ответ. а=1,2%, слабый электролит. Степень диссоциации — величина переменная. Она зависит не только от природы электролита, но и от его 56 Кислотность среды. Водородный показатель концентрации в растворе. При разбавлении раствора водой, а также при повышении температуры степень диссоциации увеличивается. Вопросы и задания 1. Какие электролиты называют сильными; слабыми? Приведите примеры. 2. Из приведённого ниже списка выпишите отдельно формулы: а) сильных электролитов; б) слабых электролитов. NaCl, НС1, NaOH, NaNOj, HNO3, HNOg, H2SO4, Ва(ОН)2, H2S, K2S, РЬ(КОз)2. 3. Напишите уравнения диссоциации сульфата натрия, соляной кислоты, карбоната калия, гидроксида калия, сероводородной кислоты. В каких случаях диссоциация протекает обратимо? 4. Какую величину используют для количественной характеристики силы электролита? От каких факторов она зависит? 5. В растворе синильной кислоты концентрацией 1,5 моль/л из каждого миллиона молекул HCN только 20 диссоциируют на ионы. Рассчитайте степень диссоциации синильной кислоты в этом растворе. Какая это кислота — сильная или слабая? Чему равна концентрация ионов водорода в растворе? 6. В водном растворе сульфата натрия содержится 0,3 моль ионов. Сколько граммов соли использовали для приготовления раствора? •7. В одном литре воды растворили 10 моль бромоводорода. Полученный раствор содержит 8,7 моль ионов водорода. Определите степень диссоциации бромоводорода (в процентах). Какой это электролит — сильный или слабый? *8. В одном литре воды растворили 7 моль фтороводорода HF. Полученный раствор содержит 0,07 моль ионов водорода. Определите степень диссоциации фтороводорода (в процентах). Какой это электролит — сильный или слабый? Сравните полученный ответ с ответом задачи из текста параграфа. Подумайте, почему при увеличении концентрации электролита степень диссоциации уменьшается. §12 К ислотность среды. Водородный показатель Растворы кислот имеют кислый вкус — в этом легко убедиться, надкусив лимон или неспелое яблоко, содержащие органические кислоты. Теория электролитической диссоциации объясняет кислый вкус кислот наличием ионов водорода, образующихся в их растворах. Растворы, содержащие ионы водорода, называют кислотными. Принято говорить, что они имеют кислот- 57 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ ную среду. Чем больше ионов содержится в растворе, тем выше кислотность среды. Слабые растворы щелочей, в отличие от кислот, не вызывают каких-то особенных вкусовых ощущений, они едки и мылки на ощупь. В этих растворах содержатся гидроксид-ионы. Такие растворы имеют щелочную среду. Чем выше концентрация ионов ОН", тем более щелочную среду имеет раствор. Щёлочь и кислота не могут находиться в растворе одновременно, так как они нейтрализуют друг друга. Растворы, в которых нет ни ионов Н^, ни ионов ОН", имеют нейтральную среду. Практически это означает, что данный раствор не содержит ни кислоты, ни щёлочи. Нейтральная среда характерна для растворов многих солей, органических веществ. Чистая вода также имеет нейтральную среду. Строго говоря, во всех без исключения водных растворах присутствуют как ионы Н^, так и ионы ОН", которые образуются при диссоциации воды. Вода — очень слабый электролит. Степень её диссоциации при комнатной температуре равна примерно 2 • 10"^. Это означает, что из каждого миллиарда молекул воды только две распадаются на ионы: Н2О ^ Н+ -Ь ОН". Уравнение диссоциации воды свидетельствует о том, что вода одновременно является и кислотой (очень слабой), и основанием (также слабым), т. е. проявляет амфотерные свойства. В одном литре воды содержится всего по одной десятимиллионной (10"^) моля ионов Н"^ и ОН". В кислотных растворах больше ионов Н^, а в щелочных — ионов ОН". В нейтральных растворах количество ионов Н*^ и ОН" одинаково (схема 3). Схема 3 Соотношение количества ионов в различных средах 1 1 кислотная нейтральная I щелочная у(Щ) > v(OH") ! v(H^) = v(OH') v(H^) < v(OH") 58 Кислотность среды. Водородный показатель Рис. 17, Значения pH в различных средах Кислотность среды количественно характеризуют водородным показателем pH («пэ-аш»), который связан с концентрацией ионов водорода. В нейтральных водных растворах pH = 7,0, в кислотных растворах pH < 7,0, в щелочных pH > 7,0. Чем больше в растворе ионов водорода, тем меньше pH и тем более кислотную среду имеет раствор. Сильнокислотные растворы характеризуются значениями pH от 0 до 3, сильнощелочные — от 11 до 14 (рис. 17). Можно заметить, что растворы сильных кислот одинаковой концентрации имеют одинаковое значение pH. Это связано с тем, что все сильные кислоты почти полностью диссоциированы в водном растворе и поэтому имеют одинаковую степень диссоциации: 1, или 100%. Слабые кислоты отличаются друг от друга степенью диссоциации, и поэтому их растворы имеют разные значения pH: чем ближе pH к 7, тем слабее кислота. Рис. 18. Окраска лакмуса в различных средах 59 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ pH = 7 pH >7 Рис. 19. Окраска метилоранжа в различных средах Для определения кислотности среды используют кислотно-основные индикаторы, которые в различных средах имеют разную окраску. С наиболее распространёнными индикаторами — лакмусом (рис. 18), метилоранжем (рис. 19) и фенолфталеином — вы уже знакомы. Вспомните, какую окраску они имеют в кислотной, нейтральной и щелочной средах. Существуют и десятки других индикаторов. В научных лабораториях часто используют универсальный индикатор, представляющий собой смесь нескольких веществ. По его окраске можно определить не только кислотность среды, но и значение pH раствора с точностью примерно 0,2. Для более точного измерения pH применяют приборы — рН-метры, которые измеряют напряжение, создаваемое химическим источником тока (рис. 20). Эти приборы позволяют определить pH раствора с точностью 0,001—0,01. Если фильтровальную бумагу пропитать раствором индикатора и высушить, то получится индикаторная бумага, которую широко используют при проведении лабораторных опытов. Для определения кислотности среды каплю исследуемого раствора наносят на полоску индикаторной бумаги. Сравнивая цвет бумаги со шкалой, находят значение pH раствора. С помощью индикаторов можно следить за протеканием химических реакций. Например, если к раствору гидроксида натрия прилить соляную кислоту, то произойдёт реакция нейтрализации: NaOH + НС1 = NaCl 4- HgO. 60 Кислотность среды. Водородный показатель Рис. 20. Определение кислотности анализируемого раствора с помощью рН-метра Растворы исходных веществ и продукта реакции бесцветны, поэтому реакция не сопровождается видимыми признаками, и обнаружить, что она произошла, можно только по незначительному выделению теплоты. Если же к исходному раствору щёлочи добавить фенолфталеин, то раствор сначала станет малиновым, а после добавления кислоты — опять бесцветным. Теперь о протекании реакции нейтрализации можно судить по изменению цвета раствора. Знание кислотности среды необходимо во многих областях науки и техники. Экологи постоянно замеряют pH дождевой воды, воды рек и озёр. Резкое повышение кислотности природных вод может являться следствием загрязнения атмосферы выхлопными газами автомобилей или выбросами промышленных предприятий. Водородный показатель — важнейшая характеристика процессов, протекающих в организме. Каждое растение произрастает на почвах с определённой кислотностью, поэтому перед посадкой агрономы проводят анализ почвы, определяя её pH. Если кислотность почвы слишком высока для данной культуры, её известкуют — вносят мел или известь. В пищевой промышленности при помощи кислотно-основных индикаторов осуществляют контроль за производством напитков. 61 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ Лабораторный опыт 2. Сравнение окраски индикаторов в разных средах. Определение кислотности среды 1. В три пробирки налейте примерно по 1 мл раствора лакмуса. В первую пробирку добавьте каплю соляной кислоты, вторую оставьте для сравнения, а в третью добавьте каплю раствора гидроксида натрия. Отметьте изменение окраски раствора. Аналогичный опыт проделайте с метилоранжем и фенолфталеином. Результаты наблюдений перенесите в таблицу 7. Изменение окраски индикаторов в различных средах Таблица 7 Индикатор Среда кислотная нейтральная щелочная Лакмус Метилоранж Фенолфталеин 2. Запишите в тетрадь состав выданных вам растворов и пронумеруйте их. В первый раствор опустите стеклянную палочку, затем прикоснитесь ею к полоске индикаторной бумаги и сравните полученную окраску со шкалой. Значение pH запишите в тетрадь. Промойте палочку водой и проведите исследование остальных растворов. Какие из них являются нейтральными, кислотными, щелочными? Вопросы и задания 1. 3. 4. Водный раствор имеет щелочную среду. О присутствии каких ионов это свидетельствует? Из приведённого ниже списка выпишите формулы веществ, растворы которых имеют среду: а) кислотную; б) щелочную. NaCl, НС1, NaOH, HNOg, Н3РО4, H2SO4, Ва(ОН)2, H2S, KNO3. Дождевая вода имеет pH = 5,6. Что это значит? Какое вещество, содержащееся в воздухе, при растворении в воде создаёт эту среду? В состав каменного угля, используемого на теплоэлектростанциях, входят соединения азота и серы. Выброс в атмосферу продуктов его сжигания приводит к выпадению кислотных дождей, содержащих небольшие количества азотной или серной кислот. Какие значения pH имеет кислотная дождевая вода — больше 7,0 или меньше 7,0? 62 Кислотность среды. Водородный показатель 5. Зависит ли pH раствора сильной кислоты от её концентрации? Ответ обоснуйте. 6. Какую окраску имеет лакмус в растворах: а) NaOH; б) НС1; в) NaCl? 7. Напишите уравнение диссоциации гидроксида бария. Какой цвет имеют лакмус, фенолфталеин и метилоранж в растворе этого вещества? 8. В двух пробирках находятся растворы азотной кислоты и нитрата калия. Какой индикатор нужно использовать, чтобы определить, где находится раствор соли? 9. В трёх пробирках находятся растворы гидроксида бария, азотной кислоты и нитрата кальция. Как с помощью одного реактива можно распознать эти растворы? 10. К раствору, содержащему 1 моль гидроксида калия, прилили фенолфталеин. Изменится ли окраска раствора, если к нему затем добавить соляную кислоту, содержащую: а) 0,5 моль; б) 1 моль; в) 1,5 моль НС1? В СВОБОДНОЕ ВРЕМЯ ------------------------------------- 1. Многие красители, содержащиеся в цветках и плодах растений, изменяют свою окраску в зависимости от кислотности среды, т. е. являются индикаторами. Растворы этих веществ вы можете приготовить в домашних условиях. Можно использовать молодую свёклу, листья красной капусты, ярко окрашенные лепестки цветов тёмных сортов ириса, тюльпана, анютиных глазок. Для приготовления раствора индикатора положите собранные вами части растений в горячую воду и нагревайте на слабом огне в течение нескольких минут, пока не получится окрашенный раствор. Если он мутный, профильтруйте его через сложенную в несколько слоёв марлю или вату. Добавьте полученный вами индикатор в кислотный и щелочной растворы. В качестве кислотного раствора возьмите столовый уксус или раствор лимонной кислоты, а щёлочь вам заменит раствор кальцинированной (стиральной) соды. Что вы наблюдаете? Чтобы сохранить полученный индикатор, добавьте в него немного водки или медицинского спирта, а затем перелейте в пузырёк с плотно закрывающейся пробкой. Изучите возможность использования в качестве индикаторов сок красного винограда, граната, вишни, чёрной смородины. Полученные результаты запишите в таблицу 8. 2. Воспользовавшись тонкой кисточкой, смоченной в растворе лимонной или соляной кислоты, попробуйте сделать надписи на крупных лепестках срезанных растений. Подберите такие концентрации кислоты и такую окраску цветка, при которых надпись видна наиболее эффектно. 63 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ Природные индикаторы Таблица 8 Индикатор Цвет раствора исходного кислотного щелочного Виноградный Тёмно-крас- Ярко-крас- Бледно- сок ный ный зелёный Отвар синих лепестков ириса Синий Красный Зелёно-голубой §13 Г еакции ионного обмена и условия их протекания Реакции обмена между солями, кислотами и основаниями в растворах происходят, если один из продуктов — вода, осадок или газ. Объясним протекание этих реакций с позиций теории электролитической диссоциации. Сначала рассмотрим реакцию обмена, в результате которой образуется вода, например нейтрализацию соляной кислоты гидроксидом натрия: НС1 + NaOH = NaCl + Н2О. Исходные вещества и один из продуктов реакции — растворимая соль — это сильные электролиты. В водном растворе они находятся исключительно в виде ионов. Вода — слабый электролит и на ионы практически не распадается. С учётом этого мы можем переписать уравнение реакции в ином виде: Н+ -Ь С1- -Ь Na+ + ОН- = Na+ -Ь С1" -Ь ЩО. Такую запись называют полным ионным уравнением реакции. В нём представлены все частицы, реально существующие в растворе. Из этого уравнения видно, что ионы С1“ и Na“^ в реакции не участвуют — они записаны и в левой, и в правой частях уравнения, поэтому их можно исключить: Н+ + он- = Н20. 64 Реакции ионного обмена и условия их протекания Мы получили сокращённое ионное уравнение реакции нейтрализации. Оно показывает сущность данной реакции: если в растворе одновременно присутствуют ионы и ОН“, они взаимодействуют друг с другом, образуя слабый электролит — воду. На основании сокращённого ионного уравнения нельзя определить, при растворении каких веществ появились в растворе эти ионы. Точно такое же сокращённое ионное уравнение мы получим для всех реакций нейтрализации, в которых исходные вещества — сильные электролиты, а образующаяся соль растворима в воде. Действительно, если мы заменим соляную кислоту серной, а гидроксид натрия гидроксидом калия, то полное ионное уравнение будет другим, а сокращённое ионное — таким же, как и в предыдущем случае: H2SO4 -Н 2КОН = K2SO4 -Ь 2Н2О; 2Н+ -Ь SO|- -Н 2К+ -h 20Н- = 2К+ -Ь SO|- -f 2Н2О; 2Н"^ + 20Н- = 2Н2О, или Н+ -Н ОН- = Н2О. Таким образом, сущность реакций нейтрализации заключается в связывании ионов и ОН" в молекулу слабого электролита — воды. При составлении ионных уравнений реакций сильные электролиты записывают в виде ионов, а остальные вещества (осадки, газы, слабые электролиты, оксиды) — в молекулярном виде. Приведём примеры. Реакция между серной кислотой и нерастворимым основанием — гидроксидом меди(П): H2SO4 4- Си(ОН)2 = CUSO4 -Ь 2Н2О; 2Н+ -Ь Си(ОН)2 = Сц2+ -Ь 2Н2О. Взаимодействие между слабой сероводородной кислотой и гидроксидом калия: H2S -Н 2КОН = K2S -Ь 2Н2О; H2S + 20Н- = S2- -Ь 2Н2О. Рассмотрим теперь реакцию обмена, сопровождающуюся образованием осадка, например взаимодействие между растворимыми солями: BaCl2 4- Na2S04 = BaS04| -Ь 2NaCl. 65 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ Оба исходных вещества и хлорид натрия — сильные электролиты, при растворении в воде они полностью распадаются на ионы; сульфат бария нерастворим: Ва2+ -h 2С1- -Ь 2Na+ + SO|- = BaS04l -Ь 2Na+ 2С1-. Сокращённое ионное уравнение получаем из полного путём исключения одинаковых ионов из левой и правой части: Ba2+ + S0|- = BaS04i. Таким образом, суть происходящего процесса заключается во взаимодействии ионов бария и сульфат-ионов с образованием осадка сульфата бария. Вследствие этого общее число ионов в растворе уменьшается. Ещё один пример подобной реакции — образование жёлтого осадка иодида свинца при взаимодействии водных растворов нитрата свинца(П) и иодида калия приведён на рисунке 21. Образование осадка в результате реакции обмена может служить признаком, позволяющим обнаружить определённые ионы в растворе. Например, если при добавлении сульфата натрия к раствору неизвестной соли образуется белый осадок, то можно предположить, что о о в о ООО N0' РЬ^ РЫЛ Pb(N03)j + 2KI = РЫг* + 2KNOs РЬ*^ + 21^3 2Г = РЫз! + + 2^3 РЫ- +2Г- PblJ Рмс. 21. При взаимодействии ионов свинца и иодид-ионов образуется осадок иодида свинца 66 Реакции ионного обмена и условия их протекания неизвестная соль содержала ионы бария, так как именно они реагируют с сульфат-ионами с образованием нерастворимого вещества белого цвета — сульфата бария. Подобные реакции (их называют качественными) вы будете изучать в дальнейшем. Если при смешивании растворов двух солей осадок не образуется, то реакция не идёт. Например, при сливании растворов хлорида калия и сульфата магния никаких видимых изменений не происходит. Запишем уравнение предполагаемой реакции обмена: 2КС1 + MgS04 = MgClg -Ь K2SO4. Все её участники — сильные электролиты: 2К+ + 2С1- -Н Mg2+ + SO|- = Mg2+ + 2С1- -h 2K+ -h SO|-. Очевидно, что в данном случае никакие ионы друг с другом не связываются, изменений в растворе не происходит. Это и означает, что реакция просто не идёт: КС1 -Ь MgS04 Третье условие протекания реакций обмена — выделение газа, например при взаимодействии некоторых солей слабых кислот с сильными кислотами. Рассмотрим реакцию сульфида натрия с соляной кислотой: NagS + 2НС1 = 2NaCl + HgSj. Полное ионное уравнение этой реакции: 2Na+ -Ь S2- + 2Н+ + 2С1- = 2Na+ -Ь 2С1" -h HgSt. Сокращённое ионное уравнение показывает, что сульфид-ионы связываются с ионами водорода с образованием газа — сероводорода: 82--Ь2Н"^ = Н28|. В данном случае сильная кислота (соляная) вытеснила слабую (сероводородную) из её соли (рис. 22). Реакции обмена могут происходить даже с участием нерастворимых в воде солей, если они образованы слабыми кислотами: карбонатов, сульфитов и некоторых сульфидов. Это возможно потому, что сильная кислота вытесняет слабую из её солей, даже из осадков. Например, растворение карбоната кальция в кислотах описывается сокращённым ионным уравнением: СаСОо -Ь 2Н+ = Са2+ + CO^t + НоО. 67 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ о I ^ I о О 'Ц? ^ J О .... о i о о ^ 1 1 i о о —ш Na" Н" сг H^st Na^S + 2НС1 = HjSf + 2NaCl 21^* + + 2H* + 2pt = HjSt + 2pfi^ + 2pt s" + 2H' = H,s: Рис. 22. Реакция обмена в водных растворах с выделением газа Оно показывает, что ионы водорода связывают карбонат-ионы в слабую неустойчивую угольную кислоту, которая распадается на углекислый газ и воду. Во всех рассмотренных случаях в результате реакции обмена некоторые ионы связываются между собой, при этом образуются неэлектролиты (газы), слабые электролиты (вода) или осадки. Это приводит к тому, что общее число ионов в растворе уменьшается. Связывание ионов между собой — главная движущая сила реакции обмена в растворах. I Реакции ионного обмена в растворах происходят, если в результате образуются вода, осадок или газ. Лабораторный опыт 3. Реакции обмена в растворах электролитов 1. Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида кальция и 1 мл раствора карбоната натрия. Что наблюдаете? Составьте уравнение реакции, напишите полное и сокращённое ионные уравнения. 2. Налейте в пробирку 1 мл раствора карбоната натрия и аккуратно прилейте к нему несколько капель соляной кислоты. Что происходит? Составьте уравнение реакции, напишите полное и сокращённое ионные уравнения. 68 Реакции ионного обмена и условия их протекания 3. Налейте в пробирку 1 мл раствора гидроксида натрия, добавьте несколько капель фенолфталеина. Какова окраска раствора? Добавляйте соляную кислоту до полного исчезновения окраски. Составьте уравнение реакции, напишите полное и сокращённое ионные уравнения. 4. К раствору хлорида натрия прилейте раствор нитрата калия. Наблюдаются ли какие-либо изменения? Составьте полное ионное уравнение. Почему в данном случае реакция невозможна? Какие ионы находятся в растворе? Вопросы и задания 1. При каких условиях протекают реакции ионного обмена в растворе? Приведите по одному примеру для каждого случая. 2. Допишите уравнения возможных реакций: а) Ва(ОН)2 + НС1--> ...; д) AgNOg ч- АЮЦ----> ...; б) KgS -к H2SO4---> е) СаСОз -ь НС1--> в) BaClg -К MgSO^-> ...; ж) Си(ОН)2 -Ь H2SO4--> ...; г) NaNOg -t- MgClg 3) FeClg + NaOH 3. Напишите полные и сокращённые ионные уравнения этих реакций. В каждом случае назовите признак реакции, по которому можно судить о её протекании. Приведите по два уравнения реакций, соответствующих следующим сокращённым ионным уравнениям: а) + ОН- = НдО; г) Fe3+ + ЗОН“ = Fe(OH)gl; б) 2Н+ -ь СО|- = СО2Т + НдО; д) РЬ2+ -»- S2- = PbS|; в) СО|- -h Са2+ = CaCOgl; е) Ва2+ -ь SO|- = BaS04l. *4. Приведите по одному уравнению, соответствующему каждой схеме реакции: а) соль + соль = соль| -I- соль; б) сильная кислота -I- сильное основание = соль -I- вода; в) слабая кислота -I- сильное основание = соль -I- вода; г) сильная кислота -f слабое основание = соль -f вода; д) сильная кислота + сильное основание = соль| + вода; е) соль + сильная кислота = соль -ь слабая кислота. Напишите сокращённое ионное уравнение каждой реакции. Допишите уравнения возможных реакций: а) AgNOg -f HCl--> ...; д) Mg(NOg>2 + КОН----> ...; б) BaS04 -Ь NaCl-> ...; е) Al(OH)g -Ь КС1-> ...; в) FeClg Ч- Cu(NOg>2-> ...; ж) KgCOg -К HNOg-----> ...; 5. г) Al(NOg)g -Н НС1 3) NaCl -ь H2S 6. Объясните, почему остальные реакции не протекают. Приведите пример растворимой в воде соли, при обработке которой как сульфатом калия, так и нитратом серебра образуются осадки. 69 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ Напишите уравнения этих реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионном виде. 7. Назовите две растворимые в воде соли разных кислот, при обработке которых сильной кислотой выделяются газообразные продукты. 8. Допишите уравнения реакций: а) MgS04 + ... = ...i -f KgSO^; в) FeS -i-... = FeCl2 -I- ...t; б) ... + HCl = ...1 -I- HNO3; r)... -b ... = Fe(OH)2i -H BaS04i. Напишите уравнения этих реакций в полном и сокращённом ионном виде. 9. Выпишите формулы вешеств, с которыми реагирует гидроксид калия в водном растворе: НС1, NaNOg, Са(ОН)2, MgC^. Напишите уравнения реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионном виде. 10. Выпишите формулы солей, которые реагируют с соляной кислотой: КВг, AgNOg, CaCOg, MgS04. Напишите уравнения реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионном виде. 11. Используя таблицу растворимости, предложите реактивы для обнаружения следующих ионов: а) SO|“; б) С1"; в) S^"; г) Ag^. 12. Как отличить друг от друга следующие вещества: а) NaCl и BaClg; г) H2SO4 и CUSO4; б) AgNOg и KNOg; д) NagCOg и СаСОд; в) MgClg и MgS04; е) KNOg и KgCOg? Опишите экспериментальные процедуры, которые вы придумали. §14 идролиз солеи в растворах кислот среда всегда кислотная, в растворах щелочей — всегда щелочная. Некоторые соли реагируют с водой, потому в растворах солей среда может быть и кислотной, и щелочной, и нейтральной. Проверим это на опыте. В три пробирки нальём дистиллированную воду и добавим по несколько капель лакмуса: фиолетовый цвет индикатора указывает на нейтральную среду. Затем в первую пробирку добавим хлорид натрия, во вторую — соду (карбонат натрия), а в третью — хлорид алюминия. При добавлении хлорида натрия окраска лакмуса не изменилась, во второй пробирке лакмус стал синим, а в третьей — красным. Изменение цвета — признак химической реакции. Значит, хлорид алюминия и сода реагируют с водой, а хлорид натрия — нет. I 70 Взаимодействие солей с водой называют гидролизом. Гидролиз солей Гидролизу подвергаются не все соли, а только те, которые образованы слабыми кислотами или слабыми основаниями. Это связано с тем, что анионы, соответствующие слабым кислотам (СО|~, S^“ и др.), и катионы, соответствующие слабым основаниям (Си^"^, Fe^"^ и т. д.), взаимодействуют с водой, стремясь превратиться в слабый электролит. Как объяснить, что раствор соды NagCOg имеет щелочную среду? Эта соль образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой HgCOg. В растворе карбонат натрия полностью диссоциирует: NagCOg -► 2Na^ 4- COf-. Карбонат-анионы СО|~ реагируют с молекулами воды, отрывая от них ионы водорода. При этом они превращаются в гидрокарбонат-ионы НСОд, а молекулы воды, лишившись ионов водорода, — в гидроксид-ионы, которые и создают щелочную среду: н Г----1 СО|- -f НОН ^ НСОд -h он-. Этот процесс обратим. Из всех карбонат-ионов, находящихся в растворе соли концентрацией 0,1 моль/л, в реакцию с водой вступают всего 4%, однако даже этого небольшого количества достаточно, чтобы среда раствора стала щелочной. Катионы Na^ с водой не реагируют, так как NaOH — сильное основание. Уравнение гидролиза, записанное в молекулярном виде, показывает, что в растворе карбоната натрия вследствие гидролиза образуется небольшое количество гидроксида натрия: NagCOg -Ь НдО ^ КяНСОд -Ь NaOH. Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор вследствие гидролиза становится щелочным. Гидролиз в этих случаях обратим. Чем слабее кислота, тем сильнее гидролизуются её соли. Гидрокарбонат-ион тоже может обратимо реагировать с водой: f---1 НСОд -h НОН ^ HgCOg + ОН" . Это гидролиз по второй ступени. Он протекает в гораздо меньшей степени, чем гидролиз по первой ступени: 71 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ В угольную кислоту превращается значительно меньше 1% ионов HCOg. Рассмотрим процессы, которые происходят при растворении в воде хлорида алюминия. Его раствор окрашивает лакмус в красный цвет, т. е. имеет кислотную среду. Хлорид алюминия образован сильной кислотой НС1 и слабым основанием А1(ОН)д. В растворе соль полностью диссоциирует: AICI3---> А13+ + ЗС1-. Анионы С1“, соответствующие сильной кислоте, с водой не реагируют. Поскольку А1(ОН)д — слабое основание, ионы алюминия А1^"^ отрывают от молекул воды гидроксид-ионы ОН~: ОН- А13+ + НОН ^ А10Н2+ -Н Н+. В результате этого освобождаются ионы водорода, которые и накапливаются в растворе, создавая кислотную среду. Как и в случае карбоната натрия, гидролиз протекает обратимо: с водой реагирует лишь около 1% ионов алюминия. Уравнение в молекулярной форме показывает, что в растворе хлорида алюминия вследствие гидролиза содержится небольшое количество соляной кислоты, которая и создаёт кислотную среду: AlClg -Ь НдО ^ ± AlOHClg + НС1. Таким образом, в результате гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты среда раствора становится кислотной. Гидролиз обратим, т. е. протекает не до конца. Чем слабее основание, тем сильнее гидролизуются образованные им соли. Гидролиз хлорида алюминия по второй и третьей ступеням описывают ионные уравнения: А10Н2^ + НОН ^ А1(ОН)J + НОН ^ ± А1(ОН)^ -ь Н+; ± Al(OH)gi +Н+. Обе эти реакции протекают значительно слабее, чем гидролиз по первой ступени. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, в водном растворе не существуют, потому что 72 Гидролиз солей ОНИ или выпадают в осадок (например, сульфид желе-за(П) FeS) или необратимо разлагаются водой, превращаясь в слабую кислоту и слабое основание: AlgSg -Ь еНдО = 2А1(ОН)з1 + SHgSr. Если попытаться получить сульфид алюминия реакцией обмена, смешивая растворы солей алюминия и сероводородной кислоты, то образующийся продукт (его формула заключена в квадратные скобки) полностью гидролизуется: 2AICI3 + SNagS = [AI2S3] 4- 6NaCl; [AI2S3] + 6Н2О = 2А1(ОН)з| 4- 3H2St. Суммарное уравнение: 2AICI3 4- 3Na2S + 6Н2О = 2А1(ОН)з1 -Ь 3H2St + 6NaCl. Сульфид алюминия можно получить только из простых веществ: 2А14-38 = А128з. Соли сильного основания и сильной кислоты (например, хлорид натрия NaCl) не гидролизуются совсем, так как входящие в их состав ионы с водой не реагируют. Растворы этих солей имеют нейтральную среду. Многие процессы в живых организмах могут протекать только при определённой кислотности среды. В поддержании кислотно-основного баланса важную роль играет гидролиз растворённых в воде солей: карбонатов и фосфатов. В некоторых случаях гидролиз можно рассматривать как процесс, противоположный реакции нейтрализации. Простейший пример — гидролиз раствора цианида калия KCN — соли, образованной сильным основанием КОН и слабой циановодородной (синильной) кислотой HCN. Раствор цианида калия имеет щелочную среду, а при хранении приобретает запах горького миндаля, характерный для синильной кислоты. Всё это свидетельствует о протекании реакции: KCN -Ь Н2О ^ КОН -Ь HCN. Прямая реакция — это гидролиз, а обратная — нейтрализация синильной кислоты гидроксидом калия. Сокращённое ионное уравнение: CN- + Н20^ ± он- + HCN. 73 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ В растворе с концентрацией цианида калия 0,5 моль/л всего лишь 0,5% ионов CN" преврахцается в молекулы HCN. Это говорит о том, что нейтрализация кислоты основанием преобладает над гидролизом соли. Лабораторный опыт 4. Гидролиз солей 1. К 1 мл раствора нитрата калия прилейте фиолетовый раствор лакмуса. Изменяется ли окраска? Испытайте раствор нитрата калия другими выданными вам индикаторами и запишите в тетради их окраску. 2. Проделайте аналогичный опыт с растворами карбоната калия и хлорида цинка. Какую среду имеют растворы этих солей? Напишите уравнения реакций. 3. К раствору хлорида алюминия прилейте раствор карбоната натрия. Что наблюдается? Какое вещество выделяется в виде газа, а какое выпадает в осадок? Объясните наблюдаемые явления. Вопросы и задания 1. Что называют гидролизом солей? 2. Приведите по два примера солей, растворы которых имеют среду: а) нейтральную; б) кислотную; в) щелочную. В какой цвет окрашен лакмус в этих растворах? 3. Назовите соль калия, раствор которой имеет щелочную среду, и соль азотной кислоты, раствор которой имеет кислотную среду. Напишите уравнения реакций, которые происходят в растворах этих солей. Какая среда в растворе нитрата калия? 4. Почему раствор стиральной соды NagCOg имеет сильнощелочную среду, а раствор питьевой соды NaHCOg — слабощелочную? 5. Напишите уравнения гидролиза фосфата калия и хлорида меди(П). 6. В трёх пробирках находятся растворы сульфата алюминия, фосфата калия и хлорида натрия. Можно ли их различить при помощи лакмуса? Назовите окраску индикатора в каждом из растворов и объясните причину этого. 7. Какую среду имеют водные растворы солей: а) сульфата калия, карбоната калия, сульфида калия; б) хлорида меди(П), нитрата ме-ди(П), сульфата алюминия? Напишите уравнения гидролиза. §15 О кисление и восстановление Первую в своей истории химическую реакцию человек осуш;ествил, научившись добывать огонь. С той поры и до настояш;его времени процессы горения играют первостепенную роль в нашей жизни. Они приносят в дома 74 Окисление и восстановление Восстановление N2O до N2 N2O Окисление Н2 до Н2О + Hg = N, + Н2О Рис. 23. Схема окислительно-восстановительной реакции Рис. 24. Горение — пример окислительно-восстановительной реакции тепло, приводят в движение автомобили, самолёты и ракеты, помогают получать ценные вещества из природных соединений. В предыдущей главе вы узнали, что движущей силой реакций обмена является объединение ионов в нерастворимые или плохо диссоциирующие соединения. Что же лежит в основе процессов горения? При изучении химии в 8 классе вы узнали, что многие простые и сложные вещества сгорают в кислороде или на воздухе, превращаясь в оксиды. Оксиды — соединения элементов с кислородом, поэтому вместо слова «горение» можно использовать термин «окисление», который означает добавление атомов кислорода. Если бы на Земле происходили только реакции окисления, то все горючие вещества давно превратились бы в оксиды и жизнь на Земле прекратилась. Не менее важную роль играют процессы, противоположные окислению; их называют восстановлением. Восстановление сопровождается потерей веществом атомов кислорода. Вещество, отнимающее кислород от других веществ, называют восстановителем. Один из наиболее распространённых восстановителей — водород. Он восстанавливает некоторые металлы из оксидов: 3[0] I 1 Ее£Од -1- ЗНд ~ 2Fe -Ь ЗНдО. Другим важным восстановителем является углерод. Именно с его помощью в промышленности получают железо, свинец, медь и другие металлы: б[0] I----1 ЗЕедОд -f* ЗС = 4Fe ЗСОд. Сопоставим уравнения этих реакций. В обоих случаях восстановитель (в первой реакции — водород, во второй — углерод) отнимает атомы кислорода от оксида же- 75 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ леза, восстанавливая его до металла. При этом сам восстановитель присоединяет кислород, т. е. окисляется. Иными словами, восстановление всегда сопровождается окислением, и наоборот (рис. 23). Реакции, в которых происходят процессы окисления и восстановления, называют окислительно-восстановительными (рис. 24). Окислитель отдаёт атомы кислорода и восстанавливается, а восстановитель принимает атомы кислорода и окисляется. ■ По мере развития химии представления об окислении и восстановлении претерпевали изменения. Учёным стали известны реакции, аналогичные описанным выше, но протекаюш;ие без участия кислорода. Например, хлорид серебра при нагревании восстанавливается водородом до металла, подобно оксиду: AggO + Hg = 2Ag -I- HgO; 2AgCl + Hg = 2Ag + 2HC1. В этом случае можно рассматривать окисление и восстановление как процессы приобретения и потери атомов хлора. Выяснить истинную природу окислительно-восстановительных реакций удалось лишь с развитием представлений о строении атома и химической связи. В России электронную теорию окислительно-восстановительных процессов первым предложил Л. В. Писаржевский (1874— 1938). Он связал процессы окисления и восстановления с изменением степеней окисления элементов, которое вызвано переходом электронов от одних атомов к другим. I Реакции, в которых изменяются степени окисления некоторых элементов, называют окислительно-восстановительными. Любую окислительно-восстановительную реакцию можно представить как совокупность двух взаимосвязанных процессов (полуреакций): окисления и восстановления. Рассмотрим, как изменяются степени окисления элементов при окислении и восстановлении. Как вы помните, кислород — один из самых электроотрицательных химических элементов. Когда какой-либо атом окисляется, т. е. присоединяет кислород, он отдаёт кислороду свои электроны. Следовательно, при окисле- 76 Окисление и восстановление НИИ атом теряет электроны, а так как они заряжены отрицательно, то его заряд (степень окисления) увеличивается. I Окисление — процесс потери электронов, сопровождающийся увеличением степени окисления. Элемент, который теряет электроны и тем самым повышает свою степень окисления, называют восстановителем. Вещество, которое содержит элемент-восстановитель, также называют восстановителем. Восстановитель в ходе реакции окисляется. В уравнениях полуреакций окисления и восстановления обязательно указывают степени окисления элементов и число отданных или принятых электронов. Приведём уравнения некоторых полуреакций окисления: о +3-2 О +2 +3 А1 - Зё--> А1; S - 2ё-->8; Fe - ё--> Fe. Противоположный окислению процесс называют восстановлением. I Восстановление — процесс присоединения электронов, сопровождающийся уменьшением степени окисления. Так как электроны несут отрицательный заряд, их присоединение атомом сопровождается понижением его степени окисления: О 4- 2ё -2 ^О; +7 Мп 5ё ■*■2 ^ Мп; +5 К + 8ё -3 ->N. Элемент, который принимает электроны, а также вещество, в состав которого он входит, называют окислителем. Окислитель в ходе реакции восстанавливается (рис. 25). Окислитель принимает электроны, понижает степень окисления и восстанавливается, а восстановитель отдаёт электроны, повышает степень окисления и окисляется. С использованием введённых понятий проанализируем реакцию восстановления оксида железа(1П) водородом: Fc20g + ЗНд ~ 2Fe + ЗНдО. В ней окислителем являются атомы железа в степени окисления +3, входящие в состав оксида, а восстановителем — атомы водорода в составе простого вещества: +3 Fe -Ь Зё о Fe; о Н-ё +1 ^Н. 77 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ Восстано- Окисли- витель (1) тель(1) пе Окисли- Восстано- тель(2) витель(2) ■®осстанов ^ • Отдаёт электроны • Повышает степень окисления • Окисляется Принимает электроны • Понижает степень окисления • Восстанавливается 6ё 1 +2 +3 ЗСО -Ь Восстано- Окисли- витель тель 2ё 1 0 +2 я, + CuO Восстано- Окисли- витель тель ЗСО2 + 2Fe HgO + Си Рис. 25. Окислительно-восстановительные реакции В ходе реакции окислитель восстанавливается, восстановитель окисляется, а электроны переходят от восстановителя к окислителю — от атомов водорода к атомам железа. Пример 1. Определите окислитель и восстановитель в реакции цинка с соляной кислотой. Напишите уравнения полуреакций окисления и восстановления. Найдём степени окисления элементов в исходных веществах и продуктах реакции: 78 Окисление и восстановление О +1-1 Zn + 2НС1 +2 -1 ^ZnCl 2 Щ- Мы видим, что степени окисления изменились у цинка и водорода. Степень окисления цинка увеличивается от О до +2, т. е. атом цинка отдаёт два электрона: о +2 Zn - 2ё---> Zn окисление. Восста- новитель Степень окисления водорода уменьшается, т. е. он принимает электроны. Каждый атом водорода принимает один электрон, значит, в образовании двухатомной молекулы водорода принимают участие два атома водорода и два электрона: +1 2Н + 2ё Окис- литель восстановление. Обш;ее число электронов в результате реакции не изменяется, поэтому число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. Следовательно, в данной реакции на каждый атом цинка должно приходиться два атома водорода. Окислительно-восстановительная реакция сводится к переносу электронов от восстановителя (Zn) к окислителю (атомам Н в молекуле кислоты): о +1 Zn -h 2НС1 +2 ZnCl 2 ■*“ ^^2* Атомы хлора в данной реакции не изменяют степень окисления и в полуреакциях окисления и восстановления не участвуют. Итак, при растворении цинка в соляной кислоте цинк является восстановителем, а соляная кислота (точнее, атом водорода в составе хлоро-водорода) — окислителем. Пример 2. Определите окислитель и восстановитель в реакции между сероводородом и бромом: HgS + Вгз---> 2НВг + S. Напишите уравнения полуреакций окисления и восстановления. 79 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ Определим степени окисления всех элементов: + 1-2 О HgS + ВГ2 + 1 -1 о ^ 2НВг + S. Степень окисления атома серы увеличивается от -2 до О, а атома брома — уменьшается от О до -1, степень окисления водорода не изменяется: -2 8-2ё Восста- новитель -> S окисление; о Вг, -1 2 Окис- литель -ь 2ё--> 2Вг восстановление. В этой реакции сера в составе сероводорода — восстановитель, она окисляется; бром — окислитель, он восстанавливается. Два электрона переходят от атома серы к двум атомам брома: -20 -10 HgS -Ь ВГ2 —> 2НВг -Ь S. Для того чтобы правильно определять окислитель и восстановитель в более сложных реакциях, надо уметь находить степени окисления атомов в соединениях, со-держаш;их три и более элемента, например H2SO4, NaOH, KNO3. Практически во всех таких соединениях отрицательную степень окисления имеет лишь один из атомов — наиболее электроотрицательный. В приведённых выше примерах это кислород, его степень окисления равна -2. Остальные элементы проявляют положительные степени окисления. Например, в серной кислоте H2SO4 на атомы кислорода приходится весь отрицательный заряд: -2*4 = -8. Молекула в целом электронейтральна, значит, на два атома водорода и один атом серы приходится общий заряд +8. Зная, что степень окисления каждого атома водорода равна -Ы, нетрудно рассчитать степень окисления серы: 8-2-1 = 6. fi +6-2 f 1 • 2 H2SO4 в-+8 -2-4 -8 80 Окисление и восстановление Легко заметить, что такую же степень окисления сера имеет и во всех солях серной кислоты (Na2S04, CaS04, Al2(S04)g и др.)» а также в её ангидриде — оксиде се-ры(У1) SOg. Взаимные переходы между кислотой, её ангидридом и солями не являются окислительно-восстановительными, поэтому для определения степени окисления неметалла в соли, например фосфора в фосфате кальция Сад(Р04)2, нет необходимости проводить сложный расчёт. Достаточно вспомнить, что это соль фосфорной кислоты НдР04, которой соответствует фосфорный ангидрид РдОб* Определить степень окисления фосфора (-1-5) в оксиде уже не составляет труда. Вопросы и задания 1. Какие реакции называют окислительно-восстановительными? Дайте определения понятий «окислитель», «восстановитель», «окисление», «восстановление» с позиций электронной теории. 2. Какую величину называют степенью окисления? Основываясь на положении элементов в Периодической системе, обоснуйте расстановку степеней окисления в формулах веществ, приведённых ниже: о +1-2 0 +2-2 +1-2 о +1-1 +1-1 +3-1 +1-2 +1-2 +2-2 Щ, HgO, О2, СаО, NagO, Clg, HCl, NaCl, AICI3, CI2O, H2S, MgS, 0 +3-3 Al, AlP. 3. По формулам веществ определите степени окисления: а) водорода; б) кислорода; в) хлора; г) азота; д) серы; е) железа; ж) марганца. а) Н2, Н2О, НС1, NaOH, NaH; б) Н2О, NO2, Н202,0з; в) НС1, CI2, CUCI2, KCIO3; г) N2, NH3, NO2, HNO3; д) S02,S, H2SO4, H2S; е) FeO, Ге20з, Fe(OH)2, Fe2(S04)3; ж) КМПО4, К2МПО4, МПО2, MnS04. 4. Определите степени окисления всех элементов по формулам веществ: НВг, К2О, Na2S, FeCl3, Р2О5, СВзРз, F2, СО2, SO3, SFg. 5. Ниже приведены уравнения реакций с участием соляной кислоты: а) NaOH -Ь НС1 = NaCl -Н Н2О; б) Fe + 2НС1 = FeCl2 -Ь H2t; в) CuO -ь 2НС1 = CUCI2 + Н2О; г) МПО2 -Ь 4НС1 = MnCl2 -Н CI2T -Ь 2Н2О. Какие из этих реакций относятся к окислительно-восстановительным? 81 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ 6. Из приведённого ниже списка выпишите полуреакции: а) окисления; б) восстановления. Дополните схемы этих полуреакций, указав число электронов: +2 а) Fe +3 —> Fe; 0 Г) Ng +2 2N; +2 0 0 -2 6)Fe - —> Fe; Д) Og 20; +5 +2 +7 +2 b)N — -^N; e) Mn —> Mn; +7 ж) Мп з) 2N - -3 и) К — +4 —> Мп; о N 2» +2 N. 7. а) N2 -Ь Og = 2NO; б) 3Mg -t- N2 = MggNg; в) Clg 4- 2KBr = 2KC1 + Brg; г) Fe -I- CUSO4 = FeSO^ + Cu; 8. 9. Определите окислители и восстановители в следующих реакциях: д) 2Na -t- 2Н2О = 2NaOH -К Hgl; е) 2Pb(NOa)2 = 2PbO + 4NO2 Og; ж) Fe 4- H2SO4 = FeSO^ 4- HgT; з) SClg 4- 2P = 2PCI5. В каких реакциях: a) все элементы изменяют степень окисления; б) есть элементы, которые не изменяют степень окисления? Определите окислитель и восстановитель в реакции восстановления оксида меди(П) водородом. Напишите уравнения полуреакций окисления и восстановления. Определите окислитель и восстановитель в реакции магния с кислородом. Напишите уравнения полуреакций окисления и восстановления. § 16 ш^оставление уравнении окислительно-восстановительных реакций в отличие от реакций ионного обмена, в растворах электролитов любая окислительно-восстановительная реакция сопровождается переносом электронов от восстановителя к окислителю. В результате химических реакций электроны не возникают и не исчезают, а лишь переходят от одного атома к другому, поэтому число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, приобретённых окислителем. На этом правиле основан удобный способ расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, называемый методом электронного баланса. Рассмотрим использование этого метода на примере уравнения реакции горения алюминия в хлоре (табл. 9). 82 Состакление уравнений окислительно-восстановительных реакций Таблица 9 Последовательность действий Определим степени окисления всех химических элементов, входящих в состав исходных веществ и продуктов реакции. Найдём элементы, изменяющие степени окисления: это алюминий и хлор Запишем уравнения полуреакций окисления и восстановления одно под другим. Справа и внизу отчеркнём их вертикальной и горизонтальной линиями. За вертикальной линией напротив каждого уравнения укажем число электронов, участвующих в полуреакции Для того чтобы уравнять число отданных (3) и принятых (2) электронов (т. е. составить электронный баланс), найдём наименьшее общее кратное этих чисел Определим дополнительные множители к уравнению каждой полуреакции, разделив наименьшее общее кратное на число отданных (принятых) электронов. Эти множители запишем во второй колонке справа Сложим левые и правые части уравнений полуреакций, умножив их на дополнительные множители. При этом количество отданных и принятых электронов должно совпасть, и тогда электроны можно будет сократить Перенесём коэффициенты, полученные при сложении уравнений полуреакций, в суммарное уравнение реакции. Исходя из них, расставим недостающие коэффициенты Укажем процессы окисления и восстановления, элемент-окислитель и элемент-восстановитель, а в суммарном уравнении — вещества, в состав которых они входят Расстановка коэффициентов уравнений о о А1 + CL +3 -1 A1CL 0 А1-Зё - +3 —^ А1 3 0 -1 CI2 "Ь 2ё — 2С1 2 3 и 2 => 6 +3 А1 Зё —> А1 3 2 0 -1 CI2 -1- 2е -^2С1 2 3 о 2А1 6ё + ЗС1 о о 2А1 -Ь 3CL f 6ё----> +3 -1 2А1 -Ь 6С1; +3 -1 2А1 -Ь 6С1 2А1 -Ь 3CL о А1- Зё Восстановитель о CI2 Окислитель + 2ё -> 2A1CL +3 А1 окисление -1 -> 2С1 восстановление 2А1 + 3CI2 = 2AICI3 Восстано- витель Окис- литель 83 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ Пример. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции восстановления оксида железа(1П) угарным газом: РсгОз -1" СО —> Fe + СОз- Укажите процессы окисления и восстановления. Определите окислитель и восстановитель. Перепишем схему реакции, расставив степени окисления: +3 -2 -^2-2 О +4-2 ^ Fe -I- СО. РезОз + СО Степени окисления изменяются у железа и углерода. В ходе реакции железо понижает степень окисления, а углерод повышает, т. е. железо (оксид железа(П1)) — окислитель, а углерод (угарный газ) — восстановитель. Напишем уравнения полуреакций, составим электронный баланс и сложим уравнения полуреакций с учётом дополнительных множителей: +3 Fe + Зе Окис- литель +2 С - 2ё Восста- новитель О Fe +4 ^ С 2 восстановление 3 окисление +3 +2 2Fe -I- 6е -I- ЗС - 6е о +4 2Fe -1- ЗС, +3 +2 2Fe -Ь ЗС о +4 ^ 2Fe + ЗС. Имея в виду, что в формуле РезОз уже указаны два атома железа, расставим коэффициенты в уравнении реакции: РезОз + ЗСО = 2Fe + ЗСО2. Окис- Восстано- литель витель Рассмотрим реакцию разложения пероксида водорода, которая протекает в присутствии катализатора, например Pt (рис. 26): -1 -1 Н2О2 Pt +1 -2 о > Н20 + 02. 84 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций -2 -1 О Степень Восста- Окис- окисления новление ление кислорода Рме. 26. Разложение пероксида водорода на платине. В ходе реакции кислород и повышает, и понижает свою степень окисления Степень окисления изменяется только у кислорода — часть атомов кислорода окисляется, а часть — восстанавливается: -1 -2 ---► о 2 восстановление О + ё - Окислите лгъ 20 - 2ё Восста- новитель О О, окисление -1 -1 -2 о 20 + 2ё + 20- 2ё--► 20 + Og; -1 -2 О 40----^ 20 + О2. Переносим коэффициенты в уравнение реакции: 2Н2О2 = 2Н2О -Ь О2. К числу окислительно-восстановительных реакций принадлежат все процессы горения. Проанализируйте некоторые из них самостоятельно, используя рисунок 27. Лабораторный опыт 5. Окислительно-восстановительные реакции 1. В пробирку с раствором сульфата меди(И) опустите гранулу цинка. Что вы наблюдаете? Напишите уравнение реакции, назовите окислитель и восстановитель. 85 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ 2. К порошку цинка прилейте бромную воду и перемешайте раствор. Если окраска не исчезла, добавьте ещё немного цинка и слегка подогрейте пробирку. Напишите уравнение реакции, назовите окислитель и восстановитель. 12ё I } о о 4А1 + ЗО2 Восстано- Окисли витель тель +8 -2 = 2ALO, •?еане о Al-Зс Восстано- витель о Оз + 4с -Окислитель о 4А1 +3 А1 -2 20 4 окисление 3 восстановление + о 30. +3 -2 2AL0, I----------} о о 2Na + CI2 Восстано- Окисли- 2NaCl витель тель *^ев11в о Na - с Восстановитель о CL + 2е Окисли- тель 2Na +1 Na 2С1 о CL 2 окисление 1 восстановление 2Na + 2с1 Рис. 27. Горение — окислительно-восстановительная реакция 86 Состааленив уравнений окислительно-восстановительных реакций Вопросы и задания 1. Напишите уравнение горения кальция в кислороде. Какое вещество теряет, а какое принимает электроны? Назовите окислитель и восстановитель. 2. Напишите уравнения реакций восстановления водородом оксида свинца(П), оксида меди(1), оксида азота(1У) до простых веществ. Расставьте в них коэффициенты, пользуясь методом электронного баланса. Назовите окислители и восстановители. 3. В бромиде алюминия алюминий находится в высшей степени окисления, а бром — в низшей. Могут ли выступать в роли окислителя входящие в состав этого соединения атомы: а) алюминия; б) брома? А в роли восстановителя? Ответ поясните, используя уравнения реакций: А1Вгз + 3Na = 3NaBr -I- Al; 2А1Вгз -h 3CI2 = 2AICI3 + ЗВГ2. 4. Составьте уравнения полуреакций окисления и восстановления, назовите атом-окислитель и атом-восстановитель. Используя метод электронного баланса, найдите коэффициенты в схемах следующих реакций: а) Na -ь CI2-> NaCl; Р -I- О2 ^ ^2^5* HgO---->Hg-b02; б) NO -ь О2 — Cu(NOo)2 -Н2О2 + HI H2S -t- O2 NH, -b O, -> SO2 -H H2O; -^N2-HH20; S + Н2804(^дцц) >N02; CuO + NO2 -H О > I2 -f- H2O; ■> SO, -h H,0. 2» 5. 6. 7. 8. 9. Ha хлорирование алюминия было затрачено 11,2л хлора (в пересчёте на н. у.). Рассчитайте массу алюминия, вступившего в реакцию. Иногда элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав одного и того же соединения. В этом случае окислительно-восстановительную реакцию называют внутримолекулярной. Примером может служить разложение воды на простые вещества под действием электрического тока. Составьте уравнение реакции, назовите окислитель и восстановитель. Напишите уравнения реакций горения в кислороде следующих веществ: железа, водорода, фосфора, аммиака NH3, оксида углеро-да(П), метана СН4. В каждой реакции определите элемент-восстановитель. Напишите уравнения реакций восстановления водородом следующих веществ: оксида вольфрама(У1), оксида хрома(1П), оксида ти-тана(1У). В каждой реакции определите элемент-окислитель. Железо может быть получено восстановлением оксида железа(Ш) углеродом, водородом, алюминием. Напишите уравнения реакций. 87 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ Расставьте коэффициенты методом электрюнного баланса. Назовите окислитель и восстановитель в каждой реакции. 10. При освещении фтор реагирует с инертным газом ксеноном с образованием фторида ксенона(П) XeFg. Напишите уравнение реакции. Сколько граммов фторида ксенона(П) можно получить из 11,2л (н. у.) ксенона Хе, если выход продукта реакции составляет 20% от теоретически возможного? 11. Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в следующих схемах реакций: а) BaS04 -I- С “ А1 + H2SO4 КСЮо Ч- Р - BaS + СО; -^Al2(S04)g + H2; ^ КС1 -ь РоО^: б) КСЮд Na2COg + С KCIO4 -ь КС1; -> Na ч- СО; S -h КОН ^ K2SO3 -ь K2S -ь Н2О. §17 Химические источники тока. Электрохимический ряд напряжений металлов Батарейки и аккумуляторы знакомы каждому. В этих источниках энергии протекают химические реакции, в результате которых и возникает электрический ток. Ток — это направленное движение заряженных частиц, например электронов или ионов. При протекании окислительно-восстановительных реакций происходит перенос электронов от восстановителя к окислителю, поэтому их можно использовать для создания электрического тока. Для этого надо разделить в пространстве процессы окисления и восстановления. Проведём простой опыт. Опустим железную пластинку в голубой раствор медного купороса. Через некоторое время она покроется красноватым налётом, а цвет раствора станет желтовато-зелёным, характерным для солей железа (рис. 28). Произошла окислительно-восстановительная реакция — железо вытеснило медь: + 2 42 Fe -t- CUSO4 = FeS04 + Си. В этой реакции атомы а ионы меди их принимают: железа отдают электроны. Fe - 2е +2 Fe; +2 Си 2ё о -> Си. 88 Химические источники тока. Электрохимический ряд напряжений металлов I Рис. 28. Взаимодействие железа с раствором медного купороса Этот ОПЫТ можно изменить, разделив полуреакции окисления и восстановления в пространстве. В один стакан нальём раствор сульфата железа(П) и опустим в него железный стержень, а в другой стакан с раствором сульфата меди(П) опустим медный стержень. Стержни соединим проводом, а растворы — трубкой, заполненной раствором соли (солевым мостиком), чтобы замкнуть цепь. В результате электроны будут двигаться от железа к меди, и в цепи появится электрический ток (рис. 29). Мы получили простейший химический источник тока — устройство, в котором химическая энергия превра- IFe - 2ё Fe2+ Окисление Рис. 29. Простейший железно-медный химический источник тока 89 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ щается в электрическую. Эти устройства иначе называют гальваническими элементами в честь итальянского учёного Л. Гальвани (1737—1798), которому принадлежит идея их создания. Любой гальванический элемент состоит из двух частей (полуэлементов), в одной из которых происходит по-луреакция окисления, в другой — восстановления. В нашем опыте полуэлементы — это стаканы с растворами солей и металлическими стержнями. На железном стержне, опущенном в раствор сульфата железа(Н), происходит окисление железа до ионов железа: Fe — 2ё--> Fe^^ окисление, поэтому он постепенно растворяется. На медном стержне, который находится в стакане с раствором сульфата меди(П), ионы меди восстанавливаются до металла: Си^'*' -h 2ё —> Си восстановление. Металлические стержни в полуэлементах называют электродами. Электрод, на котором происходит восстановление, называют катодом, а электрод, на котором происходит окисление, — анодом. В нашем гальваническом элементе катодом является медный стержень, а анодом — железный. Металлы отличаются друг от друга по способности отдавать электроны. Активные металлы (например, щелочные), которые считаются сильными восстановителями, отдают электроны и окисляются до ионов легко, в отличие от неактивных металлов, таких как медь или серебро. Вы помните, что по способности металлов вытеснять водород из кислот их можно расположить в ряд, который раньше мы называли рядом активности. Однако взаимодействие с кислотой — всего лишь частный случай окислительно-восстановительных реакций металлов. Строго говоря, этот ряд характеризует восстановительную способность металлов по отношению ко всем веществам в водных растворах и называется электрохимическим рядом напряжений металлов. Название связано с тем, что гальванические элементы, в которых электродами служат различные металлы, могут создавать разное электрическое напряжение. В этом ряду металлы расположены по уменьшению их восстановительной активности в водном растворе (схема 4). 90_ Химические источники тока. Электрохимический ряд напряжений металлов Схема 4 Сила восстановителей возрастает Li К Са Na Mg А1 Мп Zn Fe Sn Pb H2 Си Hg Ag Au Li"^ Ca2+ Na+ Mg^+ Al^^ Zn2+ H+ Cu2+ Hg2+ Ag+ Au^^ -------------------------------------------------^ Сила окислителей возрастает В ряду напряжений слева направо уменьшаются восстановительные свойства металлов и одновременно усиливаются окислительные свойства их катионов. В левой части ряда находятся самые сильные восстановители — щ;елочные и щ;ёлочноземельные металлы. Они настолько активны, что окисляются даже водой. В то же время ионы этих металлов — очень слабые окислители. Ряд завершают благородные металлы — золото и серебро, яв-ляюпдиеся очень слабыми восстановителями. Например, для того чтобы окислить золото, недостаточно серной или азотной кислоты, нужны ещё более сильные окислители вроде «царской водки» — смеси концентрированных азотной и соляной кислот. А катионы этих металлов — довольно сильные окислители. В электрохимический ряд напряжений металлов включён единственный неметалл — водород, по отношению к которому оценивают восстановительную способность металлов. Зная положение металла в электрохимическом ряду напряжений, можно предсказать некоторые его химические свойства. Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений правее него. Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот, а наиболее активные металлы, которые стоят левее марганца, могут вытеснять водород из воды. Вопросы и задания 1. Укажите уравнения реакций, которые можно использовать в химических источниках тока: а) NaOH + НС1 = NaCl -ь Н2О; б) Fe 2НС1 = FeClg + HgT; в) CuClg + 2NaOH = Cu(OH)2l + 2NaCl; r) CuClg -I- Zn = Cu + ZnClg. 91 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ 2. В ОДНОМ из простейших гальванических элементов протекает реакция: Zn -1- CUSO4 = ZnS04 + Си. Опишите устройство этого элемента и составьте уравнения полуре-акций, которые в нём происходят. Назовите катод и анод. 3. Напишите два уравнения реакций, соответствующих сокращённому ионному уравнению: Zn + Fe^^ = Zn^"*^ -f- Fe. 4. Назовите два металла, которые можно использовать для вытеснения железа из раствора сульфата железа(П). 5. Напишите уравнения реакций соляной кислоты с магнием, алюминием, цинком и железом. 6. Некоторый металл вступает в реакцию с раствором нитрата серебра, но не реагирует с разбавленной серной кислотой. Какой это металл? *7. Как можно доказать, что ионы Ag^ являются более сильными окислителями, чем ионы Na+? §18 лектролиз Изучая действие постоянного тока на различные вещества, учёные обнаружили, что он вызывает окислительно-восстановительные реакции в растворах и расплавах электролитов. I Окислительно-восстановительный процесс, вызванный действием постоянного тока, называют электролизом. Слово «электролиз» означает «разложение под действием электричества». Например, под действием электрического тока вода разлагается на простые вещества — водород и кислород. Рассмотрим процессы, протекающие при электролизе хлорида натрия. При сильном нагревании твёрдый хлорид натрия плавится. Полученный расплав содержит подвижные ионы натрия и хлора, образовавшиеся при разрушении кристаллической решётки, и поэтому проводит электрический ток. Если в расплав опустить электроды, присоединённые к источнику тока, ионы начинают двигаться направленно: катионы Na^ перемещаются к отрицательно заряженному электроду — катоду, анионы С1“ — к положительно заряженному электроду — аноду (рис. 30). На катоде ионы Na^ присоединяют электроны и восстанавливаются до металла, а на аноде ионы С1" отдают 92 Рие. 30. Схема электролиза расплава хлорида натрия электроны и окисляются до свободного хлора. Таким образом, при электролизе расплавленный хлорид натрия разлагается на простые вещества. Катод (-): Na^ + е — ->Na 2 восстановление Анод (-Ь): 2СГ - 2ё - -^Clg 1 окисление 2Na+ -Ь 2С1- = 2Na -Ь Clg, 2NaCl 2Na -Ь Clgt. При электролизе полуреакции разделены в пространстве: восстановление происходит только на катоде, а окисление — на аноде (рис. 31). Окислительное и восстановительное действие электрического тока намного сильнее, чем у химических окислителей и восстановителей, поэтому с помощью тока удалось получить наиболее активные простые вещества — натрий, калий и фтор. Впервые использовал электрический ток в химии английский учёный Гемфри Дэви. Подвергая электролизу расплавы различных соединений, он открыл шесть неизвестных до него элементов. Это стало одним из самых выдающихся событий в истории открытия новых химических элементов. Электролиз широко используется в разных отраслях промышленности. С его помощью получают многие ценные вещества: алюминий, натрий, калий, хлор, фтор, водород, щёлочи. Важная область применения электролиза — нанесение металлических покрытий на различные поверхности. Часы с позолотой, хромированные детали 93 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ CuBr„ Анод(+) *- Анод (+): 2Вг — 2е Окисление Вг„ Си + Вг, г I Катод (-) Катод (-): + 2е —; Восстановление Си Рис. 31. Электролиз раствора бромида меди машин, серебряная посуда — на все эти изделия поверхностный слой металла наносят посредством электролиза. Многие ложки и вилки, которые мы называем серебряными, на самом деле изготовлены из дешёвого никеля. Серебряное покрытие наносится на никель при электролизе раствора, содержаш;его растворимые соли серебра и калия. Никелевая деталь служит катодом, а анод изготавливают из серебра. Ионы серебра из раствора восстанавливаются на катоде: Ag + e---> Ag, а на серебряном аноде происходит обратный процесс: Ag - ё —> Ag+. 94 Электролиз Дэви Гемфри (1778-1829) Английский физик и химик. Родился в маленьком городке Пензансе на юго-западе Англии. Наибольших успехов учёный достиг в электрохимии. Он открыл, что электрический ток вызывает разложение кислот и солей. В 1 807 г. электролизом расплавов щелочей он впервые получил калий и натрий, а годом позже ещё четыре металла: барий, кальций, стронций и магний. Опыты Дэви с активными металлами были весьма опасными. Однажды расплавленный калий попал в воду, произошёл взрыв, в результате которого учёный сильно пострадал. Неосторожность обернулась для него потерей правого глаза и глубокими шрамами на лице. Дэви пытался разложить электрическим током многие природные соединения, в том числе и глинозём (оксид алюминия). Он был уверен, что и в этом веществе содержится неизвестный металл. Учёный писал: «Если бы мне посчастливилось получить металлическое вещество, которое я ищу, я бы предложил для него название — алюминий». Ему удалось получить сплав алюминия с железом, а чистый металл был выделен лишь в 1825 г., когда Дэви уже прекратил свои эксперименты. В 1820 г. Дэви стал президентом Лондонского королевского общества — английской академии наук. Умер Дэви в 1 829 г. в Женеве. Его похоронили в Вестминстерском аббатстве в Лондоне, где покоится прах самых выдающихся людей Англии. В результате электролиза общее число ионов серебра в растворе не изменяется, а на изделии образуется серебряная плёнка. Следует отметить, что сам электролиз и связанные с ним процессы (например, плавление) требуют большой затраты энергии. Интересно, что такая маленькая страна, как Норвегия, занимает первое место в Западной Европе по производству алюминия, не обладая при этом значительными запасами алюминиевых руд. Это связано с тем, что Норвегия получает относительно дешёвую электроэнергию на приливных электростанциях, использующих энергию приливов и отливов. Вопросы и задания 1. Через раствор хлорида меди(П) пропустили электрический ток. Какой процесс произошёл на катоде, а какой — на аноде? Напишите суммарное уравнение электролиза. Назовите окислитель и восстановитель. 95 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ 2. Натрий впервые был получен электролизом расплава гидроксида натрия. Составьте молекулярное уравнение электролиза, если известно, что гидроксид-ион окисляется на аноде по уравнению: 40Н" - 4ё----> Ogt -ь 2Н2О. Определите элемент-окислитель и эле- мент-восстановитель. 3. Составьте уравнения электролиза: а) расплава хлорида калия; б) раствора хлорида калия. Укажите общие черты и найдите принципиальные различия этих процессов. 4. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в схемах электролиза расплавов: а) AI2O3---> А1 + 02!; в) КОН-----> К + Н20Г + Ogt; б) КВг К -Ь Вг, г) Nal---> Na -Ь L §19 I епловые эффекты химических реакций Все химические реакции протекают с выделением или поглощением теплоты. Это происходит потому, что исходные вещества и продукты реакции обладают разным запасом энергии. Если энергия продуктов меньше энергии исходных веществ, то теплота выделяется в окружающую среду, в противоположном случае теплота поглощается. Тепловой эффект, или просто теплота реакции, — это количество теплоты, выделившееся или поглощённое при протекании химической реакции. Тепловой эффект обозначают символом Q, его выражают в килоджоулях (кДж). Реакции, протекающие с выделением теплоты (Q > 0), называют экзотермическими^ например: 2Н2 (г) + Og (г) = 2Н2О (ж) + 572 кДж. Большое количество теплоты выделяется в ходе реакций горения и реакций с участием активных веществ — галогенов, щелочных металлов. Реакции, в результате которых происходит поглощение теплоты (Q < 0), называют эндотермическими, например: СаСОз (тв) = СаО (тв) 4- СО2 (г) - 170 кДж. К эндотермическим относятся многие реакции разложения. Тепловые эффекты реакций изучает специальный раздел химии — термохимия. Уравнения химических реакций, в которых приводится тепловой эффект, называют термохимическими уравнениями. В этих уравне- 96 Тепловые эффекты химических реакций ниях, в отличие от обычных химических, обязательно указывают агрегатные состояния веществ (жидкое, твёрдое или газообразное); это связано с тем, что одно и то же вещество в разных агрегатных состояниях имеет разную энергию. Тепловой эффект химической реакции относится к тем количествам веществ, которые соответствуют коэффициентам в уравнении. Например: 2Н2 (г) -Ь О2 (г) = 2Н2О (г) -Ь 484 кДж. Это термохимическое уравнение означает, что 484 кДж теплоты выделяется при сгорании двух молей водорода в одном моле кислорода с образованием газообразной воды. Теплота реакции прямо пропорциональна количеству вещества. Если в реакцию вступит в 10 раз больше водорода, чем указано в термохимическом уравнении, т. е. 20 моль, то и теплоты выделится в 10 раз больше — 4840 кДж. Задача 1. Дано термохимическое уравнение сгорания метана: СН4 (г) -Ь 2О2 (г) = СО2 (г) + 2Н2О (г) -f- 802 кДж. Рассчитайте количество теплоты, которая выделится при сгорании: а) 2 моль; б) 2 г; в) 2 л (н. у.) метана. Какой объём метана (н. у.) нужно сжечь, чтобы вскипятить 1 л воды (для этого необходимо затратить 335 кДж)? Решение. Количество теплоты прямо пропорционально количеству вещества, вступившего в реакцию. а) При сгорании 1 моль СН^ выделяется 802 кДж теплоты, при сгорании 2 моль СН4 выделяется х кДж теплоты; д: = 2»°Дь-802кДж ^ 1 МОЛЬ б) При сгорании 1 моль (16 г), СН4 выделяется 802 кДж, при сгорании 2 г СН4 выделяется I/ кДж; = 2г-802кДж ^ jgg 3 1о г в) При сгорании 1 моль (22,4 л), СН4 выделяется 802 кДж, при сгорании 2 л СН4 выделяется 2 кДж; 2 = = 71,6 кДж. 97 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ Теперь ответим на второй вопрос задачи. При сгорании 1 моль (22,4 л) СН4 выделяется 802 кДж, при сгорании а л СН^ выделяется 335 кДж; ^ 22,4 л-335 кДж ^ q д „ 802 кДж ’ Ответ, а) 1604 кДж; б) 100,3 кДж; в) 71,6 кДж; К(СН4) = 9,4л. Задача 2. Теплота сгорания ацетилена CgHg равна 1260 кДж/моль. Напишите термохимическое уравнение и определите количество теплоты, которая выделяется при сгорании 1 м® ацетилена (н. у.). Решение. Составим термохимическое уравнение горения ацетилена. Для этого сначала укажем в уравнении реакции агрегатные состояния вепдеств (вода при нормальных условиях — жидкость): 2С2Н2 (г) + 5О2 (г) = 4СО2 (г) + 2Н2О (ж). в термохимическом уравнении должна быть указана теплота, которая соответствует количествам вегцеств, равным коэффициентам в уравнении реакции: при сгорании 1 моль С2Н2 выделяется 1260 кДж, при сгорании 2 моль С2Н2 выделяется х кДж; ^ _ 2 моль-1260 кДж ^ 2520 кДж. 1 МОЛЬ Эту величину — тепловой эффект химической реакции — и запишем в термохимическом уравнении: 2С2Н2 (г) + 5О2 (г) = 4СО2 (г) -Ь 2Н2О (ж) -Ь 2520 кДж. Согласно этому уравнению: при сгорании 2 моль, т. е. (2 • 22,4) л, С2Н2 выделяется 2520 кДж, при сгорании 1 м®, т. е. 1000 л, С2Н2 выделяется у кДж; У ^ 1000 л- 2520 кДж _ gg gSO кДж = 56,25 МДж (буква 2 * 22^4 л «М» обозначает приставку «мега», т. е. «миллион»). Ответ. 56,25 МДж. Теплота реакции зависит от природы реагируюш;их вевцеств и продуктов реакции, температуры и давления. С увеличением температуры теплота одних реакций увеличивается, а других — уменьшается. В химических 98 Тепловые эффекты химических реакций справочниках приведены тепловые эс})фекты реакций для температуры 25 °С (298 К) и давления 1 атм (стандартных условий). Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. 6. Приведите по два примера экзотермических и эндотермических реакций. Даны термохимические уравнения нескольких реакций: а) 4Р (тв) + SOg (г) = 2Р2О5 (тв) + 2984 кДж; б) 2А1 (тв) + FeoO, (тв) = ALOo (тв) + 2Fe (тв) + 850 кДж; в) N2 (г) + О2 (г) = 2NO (г) - 180 кДж; г) CgHj20g (тв) + 6О2 (г) = 6СО2 (г) + 6Н2О (ж) + 2800 кДж. Какие из них являются экзотермическими; эндотермическими? При кристаллизации свинца из расплава происходит выделение теплоты. Какой это процесс — экзо- или эндотермический? Пользуясь данными, приведёнными в параграфе, составьте термохимическое уравнение разложения жидкой воды на водород и кислород. Дано термохимическое уравнение синтеза аммиака: N2 (г) -Ь ЗН2 (г) = 2NH3 (г) -Ь 92 кДж. Рассчитайте, сколько теплоты выделится при образовании: а) 10 моль; б) 10 г; в) 10 л (н. у.) аммиака. Теплота сгорания угля равна 393,5 кДж/моль. Напишите термохимическое уравнение реакции. Рассчитайте количество теплоты, которая выделится при сгорании 1 кг угля. Какой объём углекислого газа (н. у.) образовался, если при сгорании угля выделилось 157,4 кДж теплоты? На разложение 19,7 г карбоната бария на оксид бария и углекислый газ затратили 27,2 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции. Рассчитайте количество теплоты, которая выделится при сгорании 1 м^ (н. у.) природного газа, содержащего 90% метана СН^, 8% этана C2Hg и 2% пропана CgHg (по объёму). Теплоты сгорания метана, этана и пропана равны соответственно 802, 1428 и 2045 кДж/моль. 9. Термохимическое уравнение реакции разложения воды на простые вещества: 2НзО (г) = 2Н2 (г) + О2 (г) - 484 кДж. Сколько теплоты надо затратить для разложения 90 г газообразной воды? 10. Теплоты сгорания метана и ацетилена равны соответственно 802 и 1260 кДж/моль. Какой из двух газов даёт больше теплоты при сгорании: а) 1 кг; б) 1 м^ (н. у.) вещества? 11. Используя данные задачи 2, определите тепловой эффект реакции фотосинтеза: 6СО2 (г) -f 6Н2О (ж) = CgHj20g (тв) -f 6О2 (г). Откуда берётся энергия, необходимая для этой реакции? 7. 8. 99 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ §20 корость химических реакции Вы, конечно, замечали, что различные реакции протекают с разной скоростью. Так, для образования ржавчины на железе требуются месяцы или годы, горение древесины занимает от силы несколько часов, а взрыв гремучего газа происходит практически мгновенно — за миллионные доли секунды. Все эти реакции отличаются друг от друга тем, что протекают с разными скоростями. В химии понятие о скорости реакции введено по аналогии с физикой. Скорость движения тела в механике равна пути, пройденному в единицу времени. Скорость химической реакции и определяют как массу или количество вещества, образовавшегося или израсходованного в единицу времени в единице объёма: ml V 1 V = — • — или и = - • — , t V t V* где т и V — масса и количество вещества, t — время реакции, V— объём реакционной смеси. Чем больше масса или количество вещества и чем меньше время, тем выше скорость реакции. Для управления химическими процессами важно знать, от каких факторов зависит скорость реакции. Это позволит создавать условия для того, чтобы полезные реакции протекали быстрее, а нежелательные — медленнее. Вспомните химические свойства кислорода. Многие простые вещества сгорают в нём. Так, например, при попадании в кислород калий воспламеняется, кальций тускнеет, окисляясь лишь с поверхности, магний взаимодействует лишь при нагревании, а золото и серебро с кислородом вообще не реагируют. Таким образом, скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, в данном случае от активности металла. Как вы знаете, горение веществ в кислороде протекает быстрее, чем на воздухе (рис. 32). Это связано с тем, что в воздухе доля кислорода составляет 21%, т. е. примерно одну пятую по сравнению с чистым кислородом. Чем выше концентрация кислорода в сосуде, тем быстрее заканчивается горение. Скорость реакции, таким образом, зависит от концентрации реагентов — она увеличивается с ростом концентрации. 100 Скорость химических реакций Рис. 32. Горение серы на воздухе и в кислороде Всем известно, что предметы, сделанные из алюминия, на воздухе не горят. Однако тонкий порошок алюминия при внесении в пламя воспламеняется, разбрасывая целый сноп искр. А если его вдувать в огонь при помош;и форсунки, может произойти взрыв. Чем мельче частицы алюминия, тем интенсивнее они реагируют с кислородом. Аналогично ведут себя и другие вещества. Скорость большинства реакций с участием твёрдых веществ увеличивается при их измельчении. Это объясняется тем, что такие реакции происходят на поверхности, а чем мельче вещество, тем больше площадь его поверхности. Ещё один важнейший фактор, определяющий скорость реакции, — температура. Если приготовить смесь водорода и кислорода, то реакция между ними при комнатной температуре не протекает. При постепенном повышении температуры реакция начинается: сначала она происходит медленно, а затем скорость её увеличивается настолько, что происходит взрыв. Наш повседневный опыт тоже говорит о том, что скорость большинства химических реакций заметно увеличивается с ростом температуры. Так, мясо при комнатной температуре портится гораздо быстрее, чем в холодильнике. В странах с тропическим климатом фрукты созревают раньше, а машины ржавеют быстрее, чем в северных странах. Во многих случаях скорость реакции можно увеличить или уменьшить при помощи специальных веществ — катализаторов и ингибиторов. Такие реакции называют каталитическими. Если в раствор пероксида водорода поместить платиновую фольгу или добавить несколько крупинок оксида марганца(1У), жидкость мгновенно «закипает» — начинает бурно выделяться кислород (см. рис. 26): 2Н2О2 = 2Н2О Ч- О2. 101 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ Для данной реакции платина и оксид марганца(1У) служат катализаторами. Так называют вещества, увеличивающие скорость реакции, но остающиеся неизменными после того, как химическая реакция заканчивается. Хотя катализатор не расходуется в процессе реакции, он принимает в ней участие, связываясь с исходными веществами и направляя процесс по другому, более быстрому пути. В уравнении химической реакции катализатор указывают над знаком равенства. Подобрать катализатор — очень нелёгкая задача для исследователя. Часто на её решение уходят многие годы. I Катализатор — вещество, участвующее в реакции и изменяющее её скорость, но остающееся неизменным после того, как химическая реакция закончилась. Вещество, замедляющее реакцию, называют ингибитором. Оно необходимо для предотвращения нежелательных реакций. Так, скорость коррозии железа уменьшается в присутствии солей фосфорной кислоты. Добавка в соляную кислоту некоторых органических соединений настолько сильно тормозит реакцию с металлами, что такую кислоту можно использовать для удаления ржавчины, не опасаясь растворения железа. С другими примерами каталитических процессов вы познакомитесь, изучая химию. Вопросы и задания 1. Что называют скоростью реакции; катализатором; ингибитором? 2. От каких факторов зависит скорость реакции? Продолжите заполнение таблицы 10. Постарайтесь привести в ней примеры, отличные от описанных в тексте параграфа. (Работа в малых группах.) Таблица 10 Факторы, влияющие на скорость реакции 1. Природа реагирующих веществ 2. Температура 3. Присутствие катализатора (ингибитора) 4. Площадь поверхности* Примеры Металлы реагируют с соляной кислотой с различными скоростями Объяснение Металлы обладают различной химической активностью, т. е. способностью отдавать электроны Для реакций, протекающих с участием твёрдых веществ. 102 Обратимые реакции. Химическое равновесие 3. В вашем распоряжении находятся склянки с кусочками железа, порошком железа, порошком олова, 10%-й и 2%-й соляной кислотой. При взаимодействии веществ из каких склянок водород будет выделяться с наибольшей скоростью? *4. Проведены два опыта по получению кислорода нагреванием перманганата калия. В первом опыте получено 0,3 моль кислорода за 3 минуты, а во втором — 0,75 моль за 5 минут. В каком случае скорость реакции выше, если сосуды, в которых проводили опыты, имеют одинаковые объёмы? *5. За месяц до начала занятий лаборант приготовил водный раствор пероксида водорода, в 1 л которого содержалось 0,3 моль Н2О2. Первого сентября учитель химии при проведении опыта обнаружил, что количество Н2О2 в колбе уменьшилось вдвое. Рассчитайте скорость разложения пероксида водорода, считая, что в месяце 30 дней. Какой объём кислорода (н. у.) выделился из 5 мл раствора за это время? §21 ^^братимые реакции. Химическое равновесие Некоторые реакции при одних и тех же условиях способны протекать в обе стороны — как слева направо, так и справа налево. При записи уравнений обратимых реакций знак равенства заменяют стрелками, направленными в разные стороны. Если в сосуд, заполненный водородом, поместить кристаллы иода, закрыть его и осторожно нагреть до 200 °С, то в нём будет происходить реакция образования иодоводорода HI: Щ + h <г 2HI. Однако, даже если очень долго выдерживать реакционную смесь при данной температуре, реакция не пройдёт до конца — в реакционной смеси будут присутствовать как исходные вещества, так и продукт реакции. Со временем концентрации всех веществ перестанут изменяться — это значит, что реакции образования иодоводорода и его разложения протекают с одинаковой скоростью. Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций одинаковы, а концентрации всех веществ не изменяются, называют состоянием равновесия (рис. 33). Химическое равновесие не означает, что реакция закончилась и молекулы перестали реагировать. Просто в единицу времени число образующихся молекул иодово- 103 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ t = О С t = 10 С t = 100 с t = 1000 с Рис. 33. Взаимодействие паров иода и водорода приводит к установлению равновесия. Укажите время наступления равновесия дорода равно числу распадающихся. Если взять тот же самый сосуд, заполнить его иодоводородом и нагреть до 200 °С, то мы получим ту же самую реакционную смесь, что и в предыдущем опыте. Таким образом, к состоянию равновесия можно подойти со стороны как реагентов, так и продуктов. I Химическое равновесие — состояние, при котором количества всех участвующих в обратимой реакции веществ не меняются во времени. Многие промышленно важные реакции обратимы. Чтобы добиваться высоких выходов продуктов, нужно научиться управлять равновесием, смещая его в ту или иную сторону. Поскольку положение равновесия определяется скоростями прямой и обратной реакций, то оно зависит от тех же факторов, что и скорость, т. е. от концентрации реагирующих веществ и температуры. На положение равновесия в реакциях с участием газов может влиять и давление. Французский химик А. Л. Ле Шателье (1850—1936) сформулировал принцип: I если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывать внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону ослабления этого воздействия. Обратимся к уже рассмотренной реакции между водородом и иодом. Если в равновесную смесь добавить водород, то скорость прямой реакции увеличится, равновесие нарушится и сместится вправо. При этом будет образовываться дополнительное количество иодоводорода до тех пор, пока скорость его разложения не станет равной скорости его образования и не будет достигнуто новое состояние равновесия. Иными словами, добавление исход- 104 Обратимые реакции. Химическое равновесие ного вещества к равновесной смеси сдвигает равновесие вправо — в сторону продуктов реакции. Аналогично добавление продукта ускоряет обратную реакцию и смещает химическое равновесие влево. Верно и обратное утверждение — отвод одного из продуктов из сферы реакции смещает равновесие вправо, что делает процесс необратимым. Именно поэтому выделение вещества из водного раствора в виде осадка или газа является признаком необратимости реакции обмена в водных растворах. Кроме добавления реагентов или продуктов, химическое равновесие может быть смещено в ту или другую сторону за счёт изменения температуры и давления. Согласно принципу Ле Шателье, увеличение температуры смещает равновесие в сторону охлаждения, т. е. усиливает ту реакцию, при которой теплота поглощается. Если прямая реакция — экзотермическая (Q > 0), то равновесие при нагревании смещается влево (в сторону исходных веществ), а если прямая реакция — эндотермическая (Q < 0), то вправо (в сторону продуктов). Уменьшение температуры смещает равновесие в сторону нагревания и усиливает экзотермическую реакцию. Например, рассмотренная реакция между водородом и иодом при высокой температуре протекает с выделением теплоты — она экзотермическая: ± 2HI + Q. Hg -Ыз <- Следовательно, при нагревании равновесие сместится влево — в сторону исходных веществ. Иными словами, иодоводород термически неустойчив и при увеличении температуры распадается на исходные простые вещества. Давление влияет только на реакции, в которых происходит изменение общего числа молекул газообразных веществ. Увеличение давления смещает равновесие в сторону уменьшения числа молекул газов, а уменьшение давления — в сторону увеличения. Слова «смещение равновесия в сторону той или иной реакции» означают, что концентрация продуктов этой реакции увеличивается по сравнению с предыдущим состоянием равновесия. В качестве примера рассмотрим, как влияет увеличение температуры и давления на выход продукта в реакции: СОз (г) 4- С (тв) ^ 2СО (г) - Q. 105 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ Прямая реакция идёт с поглощением тепла, поэтому при нагревании равновесие смещается вправо и выход угарного газа СО увеличивается. В ходе прямой реакции число молекул газов увеличивается (углерод находится в твёрдом состоянии и поэтому не учитывается), следовательно, увеличение давления способствует обратной реакции. Вопросы и задания 1. Что называют состоянием равновесия? 2. Предскажите, в какую сторону сместится равновесие реакции Щ (r) + S(r)^H2S (r) + Q а) при нагревании; б) при уменьшении давления; в) при увеличении концентрации водорода. 3. Приведите пример необратимой экзотермической окислительновосстановительной реакции соединения. 4. Воспользовавшись схемой 5, охарактеризуйте по всем признакам сравнения реакции (а) разложения карбоната кальция, (б) взаимодействия натрия с водой, (в) нейтрализации гидроксида натрия соляной кислотой. Схема 5 Классификация химических реакций Соединения Разложения Ж Замещения Обмена ] Окислительно- восстанови- тельные 1 По числу и составу исходных и образующихся веществ По изменению степени окисления I I Экзо- термические ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ I т По тепловому эффекту Обратимые I Без изменения По признаку Эндо- степени обратимости термические окисления 1 Необратимые 106 Самое важное в главе 2 Самое важное в главе 2 в водном растворе или расплаве некоторые вещества (электролиты) распадаются на положительные и отрицательные ионы. Этот процесс называют электролитической диссоциацией. Электролиты — это вещества с ионными или ковалентными полярными связями, например соли, кислоты, основания. Кислота — электролит, при диссоциации которого в водном растворе образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка. Основание — электролит, при диссоциации которого в водном растворе образуются катионы металла и гидроксид-анионы. Соль — электролит, при диссоциации которого в водном растворе образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Электролиты, которые полностью распадаются на ионы, называют сильными. К ним относят все растворимые соли, гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов, некоторые кислоты — соляную НС1, серную HgSO^, азотную HNOg. Электролиты, которые лишь частично распадаются на ионы, называют слабыми. Это вода, слабые кислоты, например сероводородная HgS и уксусная СНдСООН, нерастворимые основания. Водные растворы бывают кислотными, нейтральными и щелочными. В кислотных растворах содержатся ионы Н^, в щелочных — ионы ОН“, в нейтральных растворах этих ионов практически нет. Растворы кислот имеют кислотную среду, растворы оснований — щелочную. Для количественной характеристики кислотности среды используют водородный показатель pH, который связан с концентрацией ионов водорода. В нейтральных водных растворах pH = 7,0, в кислотных — pH < 7,0, в щелочных — pH > 7,0. В водных растворах между электролитами могут происходить реакции ионного обмена. Они протекают, если в результате образуется вода, осадок или газ. Главная движущая сила этих реакций — уменьшение числа ионов в растворе за счёт их связывания между собой. Реакции, в которых изменяются степени окисления некоторых элементов, называют окислительно-восстановительными. Любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух процессов 107 Глава 2. ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ (полуреакций): окисления и восстановления. Окисление — это потеря электронов и увеличение степени окисления; элемент, который окисляется, называют восстановителем. Восстановление — это приобретение электронов и уменьшение степени окисления; элемент, который восстанавливается, называют окислителем. Электролиз — это окислительно-восстановительный процесс, вызванный действием постоянного тока. При электролизе расплава соли на катоде образуется металл, на аноде — неметалл. Все химические превраш;ения протекают с выделением или поглощением теплоты Q. Реакции, протекающие с выделением теплоты (Q > 0), называют экзотермическими, а те, в которых теплота поглощается (Q < 0), — эндотермическими. Теплота, выделившаяся или поглотившаяся при химическом превращении, прямо пропорциональна количеству вещества, вступившего в реакцию. Скорость химической реакции — это изменение количества вещества реагента в единицу времени в единице объёма. На скорость реакции влияют природа реагирующих веществ, их концентрация, температура, наличие катализатора, т. е. вещества, не расходующегося в реакции, но ускоряющего её. Единой классификации химических реакций не существует. Она будет различной в зависимости от того признака, по которому проводится сравнение (см. схему 5). ГЛАВА 3 Неметаллы §22 ^^бщая характеристика неметаллов Химические элементы, а также соответствующие им простые вещества разделяют на две группы — металлы и неметаллы. Знакомство с ними традиционно начинают с неметаллов. В 8 классе вы уже познакомились с двумя элементами-неметаллами — кислородом и водородом. Теперь нам предстоит продолжить изучение этой темы, пользуясь знаниями о строении атома и химической связи. Элементы-неметаллы расположены в конце периодов и имеют электронную конфигурацию внешнего слоя, близкую к конфигурации ближайшего благородного газа или равную ей. Таким образом, до достижения этой конфигурации атомам элементов-неметаллов не хватает от нуля до четырёх электронов, поэтому в химических реакциях они обычно являются окислителями. В Периодической системе элементы-неметаллы расположены выше диагонали, проведённой от бора к астату. Все они входят в состав главных подгрупп. В качестве примера рассмотрим атом кислорода. В атоме этого элемента восемь электронов распределены по двум энергетическим уровням. Внутренний электронный слой полностью заполнен, находящиеся на нём электроны не принимают участия в химических реакциях. На внешнем энергетическом уровне находится шесть электронов. Эти электроны являются валентными, т. е. участвуют в химических реак- 109 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ циях. Число валентных электронов для неметаллов всегда равно номеру группы, в которой находится элемент. Однако кислород не способен в химической реакции отдать все шесть электронов, т. е. для него недостижима степень окисления +6 (высшая для элементов VI группы). Это одно из немногих исключений. Принимая электроны, атомы элементов-неметаллов приобретают устойчивую восьмиэлектронную оболочку по типу благородного газа. Так, атому кислорода для приобретения электронной конфигурации ближайшего благородного газа неона не хватает двух электронов. Принимая их, атом кислорода превраш;ается в отрицательно заряженный ион и приобретает степень окисления -2. Именно она и характерна для кислорода. Как внешне выглядят металлы, без труда ответит каждый, даже незнакомый с химией. А есть ли обш;ие свойства у неметаллов (рис. 34)? Внешнего сходства между этими веш;ествами намного меньше, чем различий. Так, угольная сажа — это жирный на ощупь порошок чёрного цвета, алмаз — твёрдый, прозрачный, с характерным блеском кристалл, бром — подвижная тёмно-красная жидкость, кислород и водород — бесцветные газы. Можно лишь отметить, что простые вещества-неметаллы, как правило, не обладают металлическим блеском, не проводят электрический ток, являются плохими проводниками тепла. Химическая связь в простых веществах — ковалентная неполярная, они имеют либо молекулярную, либо атомную кристаллическую решётку. Именно поэтому так сильно различаются физические свойства кислорода и алмаза, который представляет собой не что иное, как кристаллический углерод. А вот химические свойства неметаллов сходны. Все эти вещества чаще выступают в роли окислителей. Осо- в) Рис, 34. Неметаллы: а — уголь; б — сера; в — фосфор 110 Хлор бенно характерны для неметаллов реакции с металлами, например с кальцием: Са + Clg = CaClg; 2Са + Og = 2СаО. Многие неметаллы вступают в реакцию с водородом: S + Hg = HgS; Fg + Hg = 2HF. Вопросы и задания 1. Перечислите общие физические и химические свойства неметаллов. 2. Как объяснить, что среди неметаллов есть и газы, и тугоплавкие твёрдые тела? 3. Напишите уравнения реакций взаимодействия кальция с серой, фосфором, водородом и углеродом, зная, что в соединениях с металлами эти элементы проявляют низшие степени окисления. 4. Вспомните, как изменяются неметаллические свойства элементов при движении по периоду, по группе (главной подгруппе). 5. В 100 г какого из веществ — сероводорода HgS или аммиака NHj — содержится большее число молекул и во сколько раз? 6. Выведите формулу соединения меди с серой, в котором массовая доля меди составляет 0,8. §23 X ^лор Хлор Clg представляет собой зеленовато-жёлтый газ с едким запахом, он примерно в два с половиной раза тяжелее воздуха (рис. 35). При работе с хлором нужно помнить о том, что этот газ ядовит! В Первую мировую войну его даже использовали в качестве боевого отравляющего вещества. Хлор легко сгущается в жидкость при охлаждении или повышении давления. В 100 объёмах воды при о °С растворяется 150 объёмов хлора. Подобно кислороду, хлор вступает в реакцию со многими простыми веществами. Он взаимодействует даже с Рис. 35. Хлор 111 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Рис. 36. Горение веществ в хлоре: а — натрия; б — золота; в — фосфора ЗОЛОТОМ, на которое кислород не действует. Многие вещества горят в хлоре, т. е. энергично взаимодействуют с ним с выделением тепла и света (рис. 36). Тонкий листок золотой фольги в сосуде с хлором вспыхивает и превращается в хлорид золота(1П), оседающий на стенках сосуда в виде золотисто-коричневых кристаллов: 2Ап -I- SClg = 2AuClg. Разогреем в маленькой фарфоровой ложечке небольшой кусочек натрия и внесём его в сосуд с хлором. Реакция идёт бурно. По окончании её на внутренних стенках склянки оседает белый порошок хлорида натрия. Это — обыкновенная поваренная соль: 2Na -Ь Clg = 2NaCl. С хлором легко вступают в реакцию и многие другие металлы, а также некоторые неметаллы — водород, сера, фосфор. Для проведения реакции водорода с хлором водород, получаемый в аппарате Киппа, зажигают на воздухе у конца газоотводной трубки, а затем вводят её в цилиндр, заполненный хлором. Горение водорода продолжается, однако пламя изменяет цвет. В ходе этой реакции образуется газ хлороводород: Нз + СЦ = 2НС1. Во всех этих реакциях хлор является окислителем. Атомы хлора присоединяют по одному электрону, при- 112 Хлор обретая степень окисления -1. Хлор, наряду с кислородом, — один из важнейших окислителей. Хлор находит широкое применение (рис. 37). Он используется для производства хлороводорода и соляной кислоты, отбеливателей, дезинфицирующих средств, лекарств, красителей. С отбеливающим действием хлора можно познакомиться на опыте. Внесём в склянку с хлором кусочки ткани или цветы, предварительно смочив их водой. Вскоре они совершенно обесцветятся. Будучи окислителем, хлор разрушает красящие вещества, отнимая от них водород. Даже в небольших количествах хлор способен убивать болезнетворные бактерии. Поэтому воду, поступающую в водопроводную сеть, предварительно хлорируют — обрабатывают хлором. Достигая потребителя, хлорированная вода полностью теряет запах хлора и не содержит бактерий. В бассейнах, а также в хирургии для дезинфекции воды используют хлорамин — белый порошок, хорошо растворимый в воде. Он представляет собой органическое вещество, содержащее хлор. Для дезинфекции помещений часто используют хлорную известь (хлорку), которая образуется при пропускании хлора через охлаждённый раствор гидроксида кальция. Производство соляной кислоты Хлорирование органических веществ Краски щ ш PiHPil 1|№! Пластмассы Растворители Лекарства Средства защиты растений Рис. 37. Применение хлора 113 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ В промышленности хлор получают электролизом раствора поваренной соли, а в лаборатории — действием оксида мар-ганца(1У) на соляную кислоту: MnOg + 4НС1 = = MnClg + Clgt + SHgO. Тёмно-коричневый порошок оксида марганца(1У) легко реагирует с соляной кислотой. В колбу кладут мелкие кусочки оксида марганца(1У), а из капельной воронки прикапывают соляную кислоту. Реакция лучше идёт при нагревании. Хлор растворим в воде, поэтому его нельзя собирать в сосуд методом вытеснения воды. Удобнее всего наполнять им сухие склянки, вытесняя из них воздух. Газоотводная трубка, из которой в сосуд поступает хлор, должна быть опуш,ена до дна. Благодаря окраске хлора хорошо видно, как газ постепенно заполняет сосуд, поднимаясь снизу вверх (рис. 38). Рис. 38. Получение хлора в лаборатории Вопросы и задания 1. 3. 4. 6. 7. 8. Найдите элемент хлор в Периодической системе. Изобразите электронное строение атома хлора. Сколько протонов и электронов содержат атом хлора, молекула хлора, хлорид-ион? Опишите физические и химические свойства хлора. Хлор реагирует с железом с образованием хлорида железа(Ш), а с медью — с образованием хлорида меди(П). Напишите уравнения реакций, укажите окислитель и восстановитель. В пробирку с оксидом марганца(1У) прилили соляную кислоту. К отверстию пробирки поднесли бумажку, смоченную раствором лакмуса. Она обесцветилась. Объясните это явление. Определите массовую долю хлора в хлориде алюминия. Какая масса хлора соединяется с 6 г водорода и какая масса хлоро-водорода при этом получается? Найдите массу оксида марганца(1У), которую требуется взять для получения 14,2 г хлора из соляной кислоты. 114 Хлороводород и соляная кислота §24 X лороводород и соляная кислота Газ хлороводород НС1 образуется при соединении равных объёмов хлора и водорода. Если заранее приготовленную смесь хлора и водорода выставить на прямой солнечный свет, то реакция между этими газами протекает настолько энергично, что происходит взрыв. При рассеянном свете газы реагируют медленно. Удобнее получать хлороводород, сжигая водород в хлоре или хлор в водороде. Именно так и поступают в промышленности. В лаборатории обыкновенно получают хлороводород, действуя концентрированной серной кислотой на кристаллы поваренной соли. При этом происходит реакция обмена. Она протекает до конца, так как в отсутствие воды хлороводород, не имея возможности раствориться, выделяется в виде газа, а в сосуде остаётся соль — сульфат натрия: 2NaCl 4- Н2804(конц.) = Na2S04 -Ь 2НС1|. Для проведения реакции в колбу, снабжённую воронкой и газоотводной трубкой, помепдают поваренную соль, наливают серную кислоту и подогревают эту смесь (рис. 39). Выделяющийся газ бесцветен, он тяжелее воздуха, обладает резким запахом. В сосуде с хлороводоро-дом зажжённая лучинка гаснет. Следовательно, этот газ негорюч. Хлороводород очень хорошо растворим в воде — в одном объёме воды при комнатной температуре растворяется примерно 400 объёмов этого газа. Если цилиндр, заполненный хлороводородом, опрокинуть в сосуд с водой, то вода быстро его заполнит. Растворяя хлороводород, находящийся в цилиндре, вода устремляется в него под действием давления атмосферы. Водный раствор хлороводо-рода называют соляной кислотой. Концентрированная со- Рис. 39. Прибор для получе-ляная кислота «дымит» на воз- ния хлороводорода HoSO. 115 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Рис. 40. Качественная реакция на хлорид-ион духе. Это явление объясняется тем, что газообразный хлорово-дород, выделяясь из раствора, соединяется с влагой воздуха, создавая туман, состоящий из мельчайших капель соляной кислоты. Самый простой способ получения хлороводорода в лаборатории как раз и основан на способности соляной кислоты при нагревании выделять хло-роводород. Соляная кислота — сильная: в водных растворах она полностью распадается на ионы. Именно ионы водорода обусловливают способность соляной кислоты изменять окраску индикаторов, реагировать с активными металлами, основными оксидами, основаниями. Соляная кислота способна легко очистить железный гвоздь от ржавчины, формулу которой условно можно представить как Ге(ОН)з. Fe(OH)g + ЗНС1 = FeClg + ЗНдО. Чтобы одновременно не происходило растворение железа, в соляную кислоту, предназначенную для этих целей, вводят специальную добавку, подавляющую её взаимодействие с металлами. Соли соляной кислоты называют хлоридами. Большинство из них растворимо в воде, однако есть и исключения. При действии раствора нитрата серебра на соляную кислоту или раствор её соли образуется белый творожистый осадок хлорида серебра (рис. 40): AgNOg -Ь НС1 = AgCli -Н HNOg; AgNOg + NaCl = AgCli + NaNOg. Выделившийся осадок нерастворим в кислотах, что отличает его от сходных по цвету других нерастворимых солей серебра. Этим можно пользоваться для обнаружения хлоридов в растворах: если при добавлении нитрата серебра к неизвестному раствору выпадает белый творожистый осадок, нерастворимый в кислотах, значит, в анализируемом растворе содержались хлорид-ионы. 116 Хлороводород и соляная кислота Иными словами, катионы серебра являются реагентом на хлорид-ионы — они позволяют обнаружить их в растворе. Лабораторный опыт 6. Качественные реакции на соляную кислоту 1. Напишите уравнение диссоциации соляной кислоты. Ознакомьтесь с внешним видом раствора, проверьте, имеет ли он запах. Отметьте в тетради его окраску. Вспомните, сильный или слабый это электролит. 2. Докажите, что в соляной кислоте присутствуют ионы водорода. Для этого налейте в пробирку примерно 1 мл соляной кислоты и добавьте раствор лакмуса. Как изменилась окраска индикатора? 3. Докажите, что в соляной кислоте присутствуют хлорид-ионы. Для этого налейте в пробирку примерно 1 мл соляной кислоты и добавьте одну каплю раствора нитрата серебра. Что наблюдается? Отметьте цвет и характер (кристаллический, творожистый) выпавшего осадка. Соляная кислота находит широкое применение (рис. 41). Много соляной кислоты расходуется на травление стали — очистку её поверхности от ржавчины. Эту операцию необходимо выполнять при пайке или перед нанесением на металл защитного покрытия — тонкого слоя хрома, никеля, олова. Однако соляная кислота может серьёзно повредить изделие, так как она реагирует с металлами. Чтобы избежать этого, в раствор вносят ингибиторы — специальные добавки, замедляющие протекание реакции. Такую кислоту можно хранить и перевозить в стальных цистернах. Получение солей Очистка стали от ржавчины и окалины В медицине Анализ минералов Рис. 41. Применение соляной кислоты 117 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Часть соляной кислоты расходуется на получение её солей. В технике часто используют травленую кислоту, представляющую собой смесь соляной кислоты и хлорида цинка. Её получают взаимодействием соляной кислоты с цинком. Геологи используют соляную кислоту для обнаружения карбонатных пород и минералов, например мрамора (см. рис. 41). Слабый (0,2—0,5 % -й) раствор соляной кислоты содержится в желудке человека. Он играет большую роль в пищеварении. Под действием соляной кислоты фермент пепсин, вырабатываемый слизистой оболочкой желудка, переходит в активную форму и начинает расщеплять белки. Благодаря соляной кислоте желудочный сок убивает многие болезнетворные бактерии. При недостаточной кислотности желудочного сока врачи прописывают пациентам 0,1% -й раствор соляной кислоты. Глаубер, открывший соляную кислоту, рекомендовал использовать её в кулинарии как превосходную замену уксуса. «Чтобы приготовить цыплёнка, голубя или телятину на остром соусе, мясо кладут в воду с маслом и пряностями, потом добавляют туда по вкусу соляную кислоту. Можно таким способом смягчить и сделать превосходно съедобным жёсткое мясо коровы или старой курицы», — писал он. Однако эти идеи учёного так и остались невоплощёнными. Рис. 42. Кристаллы поваренной соли (а) и чаша, выточенная из кристалла соли (б) 118 Хлороводород и соляная кислота Рис. 43. Герб города Соликамска (а); выпаривание соли в XVI в. (б); добыча каменной соли (в) ■ Важнейшей солью соляной кислоты является хлорид натрия — поваренная соль (рис. 42). Она в растворённом виде содержится в водах соляных озёр, морей и океанов. В недрах Земли сохранились огромные пласты каменной соли, оставшиеся на месте пересохших морей. Её выделяют либо выпариванием природных рассолов (выварочная соль), либо добычей из земных недр (каменная соль). Пласты каменной соли достигают иногда в толш;ину более 1,5 км. Главная часть пласта состоит из хлорида натрия, однако в нём содержатся также и другие соли — хлориды калия, кальция и магния. Подземные воды, просачиваясь сквозь пласты каменной соли, постепенно размывают их. Выходя на поверхность, они образуют соляные источники. В незначительном количестве поваренная соль находится практически в каждой горной породе, во всякой почве. Из почвы поваренная соль попадает в растения, однако для их развития она не требуется. Напротив, для многих животных и человека поваренная соль необходима. Недаром в древности соль ценилась наравне с золотом. В Древнем Риме её добывали в соляных озёрах в устье Тибра, а на Руси — выпариванием рассолов в специальных постройках — солеварнях. Особенно развит был соляной промысел на Севере и на Урале, о нём нам напоминают названия городов — Соликамск, Сольвычегодск, Усолье (рис. 43). Морскую воду с целью выделения из неё соли замораживали, многократно отделяя лёд — замёрзшую воду — 119 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ ОТ рассола, содержание соли в котором с каждым разом непрерывно возрастало. Полученная таким методом соль содержала большое число примесей. Вопросы и задания 1. Как получают соляную кислоту в промышленности? 2. Пользуясь рисунком 41, перечислите основные области применения соляной кислоты. 3. Чем отличается действие на ржавый гвоздь чистой соляной кислоты и соляной кислоты, содержащей ингибитор? 4. Как доказать, что в состав соляной кислоты входят водород и хлор? 5. На чём основано использование соляной кислоты при травлении? 6. Сколько килограммов 36,5%-й соляной кислоты можно получить из 44,8 м^ хлора (н. у.)? 7. В четырёх пробирках без этикеток находятся соляная кислота, хлорид натрия, карбонат натрия, гидроксид натрия. Как опытным путём установить содержание каждой пробирки? Напишите уравнения реакций. 8. Даны: цинк, медь, оксид цинка, оксид углерода(1У), карбонат натрия, нитрат натрия, нитрат свинца(П), гидроксид магния. С какими из этих вешеств реагирует соляная кислота? Напишите уравнения реакций. §25 алогены Хлору родственны фтор, бром^ иод и астат (найдите их в Периодической системе). Все эти элементы, расположенные в главной подгруппе VII группы Периодической системы, называют галогенами. Галогены — типичные неметаллы. Их атомы на внешнем уровне имеют всего семь валентных электронов, т. е. до достижения электронной конфигурации ближайшего благородного газа им недостаёт всего одного электрона. Отдавая валентные электроны, атомы галогенов приобретают положительные степени окисления. Высшая степень окисления +7 соответствует потере атомом всех семи электронов внешнего энергетического уровня. Она реализуется в соединениях хлора, брома, иода с кислородом, например в высшем оксиде хлора ClgO^ и соответствуюпдей ему кислоте HCIO4. Фтор, будучи самым электроотрицательным элементом, не способен проявлять положительные степени окисления. Взаимодействуя с водородом и металлами, атомы галогенов присоединяют один электрон, тем самым приобретая степень окисления -1. 120 Галогены Атомы галогенов имеют сходное электронное строение — они являются полными электронными аналогами. Поэтому неудивительно, что для галогенов характерны общие свойства. Так, все они легко взаимодействуют с металлами. При движении вниз по группе окислительные свойства галогенов ослабевают. В виде простых веществ галогены образуют двухатомные молекулы. В них атомы соединены между собой одинарной ковалентной связью, образованной путём обобществления валентных электронов: Рис. 44. бром, иод Галогены: хлор, :С1* 4- xQx —> :СЦС1^ (С1—С1). При комнатной температуре фтор и хлор находятся в газообразном состоянии, бром — в жидком, а иод — в твёрдом (рис. 44). Окислительные свойства галогенов возрастают при движении вверх по подгруппе. Таким образом, наиболее ярко они выражены у первого элемента подгруппы — фтора. Каждый вышестоящий в подгруппе галоген способен вытеснять нижестоящие из растворов их солей (рис. 45). Например, хлор вытесняет иод из раствора иодида натрия: 2NaI 4- Clg = 2NaCl 4- Ig, но бром не может вытеснить хлор из раствора хлорида натрия. Рис. 45. Взаимодействие хлорной воды с иодидом натрия 121 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ В виде простого вещества фтор, подобно хлору, представляет собой газ. Он способен окислить даже такие устойчивые вещества, как вода, кварцевый песок, поваренная соль. Фтор ядовит. Окраску его очень трудно наблюдать, так как он разрушает стекло и другие прозрачные материалы. Многие реакции с участием фтора сопровождаются образованием пламени. Например, вода горит в атмосфере фтора. Одним из продуктов этой реакции является фтороводород HF. Его водный раствор называют плавиковой кислотой. Плавиковая кислота слабее соляной. От других минеральных кислот её легко отличить по способности растворять стекло. Поэтому плавиковую кислоту хранят в сосудах, сделанных из свинца или пластмасс. Если на изделие из цветного многослойного стекла нанести узор, а затем обработать его плавиковой кислотой, то в местах травления будет виден предыдущий слой стекла, имеющий другую окраску. Работая в этой технике, удаётся получить вазы и другие сосуды, украшенные рисунком с самым изысканным сочетанием цветов (рис. 46). Плавиковая кислота и её соли (фториды) ядовиты. Однако в небольших количествах фториды необходимы организму человека. Они служат для укрепления зубной эмали, поэтому различные фториды или фторофосфаты добавляют в некоторые виды зубных паст. Рис. 46. Ваза из цветного многослойного стекла. Рисунок получен травлением Рис. 47. Кристаллы иода и йодная настойка 122 Галогены Бром в виде простого вещества представляет собой тёмно-красную жидкость. По химическим свойствам он близок хлору. Бром ядовит, однако его соединения, например бромид натрия или бромкамфора, используют в медицине. Иод — это кристаллическое вещество серого цвета с металлическим блеском (рис. 47). Его водно-спиртовой раствор применяют в медицине в качестве дезинфицирующего средства. Реагентом на иод служит крахмал, дающий с иодом фиолетовое окрашивание. Нанося йодную настойку на различные продукты питания, можно сделать вывод о содержании в них крахмала. Лабораторный опыт 7. Вытеснение галогенами друг друга из растворов солей В две пробирки налейте по 1 мл раствора иодида натрия. В одну из пробирок осторожно добавьте несколько капель хлорной воды, а в другую — бромной воды. Что наблюдается? Проделайте аналогичный опыт с бромидом натрия, добавляя в него хлорную и йодную воду, и с хлоридом натрия, добавляя в него йодную и бромную воду. В каких случаях реакции протекают? Запишите уравнения реакций. Выпишите формулы простых веществ-галогенов в порядке уменьшения их химической активности. Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 6. 7. 8. Какие вещества называют галогенами? Как изменяется химическая активность галогенов при движении вниз по подгруппе? Какой из галогенов наиболее энергично реагирует с водородом? Напишите уравнение реакции. Какой из галогенов реагирует с твёрдым хлоридом натрия? Напишите уравнение реакции. Даны следующие вещества: оксид марганца(1У), хлорид калия, бромид калия, магний, серная кислота. Требуется получить соляную кислоту, хлор, бром, хлорид магния, бромид магния. Напишите уравнения реакций. Фторид серебра хорошо растворим в воде. Напишите уравнения реакций его взаимодействия с раствором: а) хлорида магния; б) бромида алюминия; в) иодида калия. Как обнаружить в растворе свободный иод? Одну чайную ложку мёда, купленного на рынке, растворили в воде, в которую добавили одну каплю йодной настойки. Раствор окрасился в фиолетовый цвет. О чём это свидетельствует? Сколько граммов 10%-го раствора плавиковой кислоты можно получить, растворив в воде фтороводород, полученный взаимодействием 117 г фторида кальция с серной кислотой? 123 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ В СВОБОДНОЕ ВРЕМЯ --------------------------------------- Несколько капель йодной настойки нанесите на часовое стекло или фарфоровую тарелку. Остался ли после испарения настойки какой-либо твёрдый остаток? Какой цвет он имеет? Внесите несколько капель йодной настойки в раствор перманганата калия и нагрейте. Как изменяется окраска раствора? Образующийся бурый осадок представляет собой оксид марганца(1У), а в растворе присутствует йодат калия КЮд. Сделайте вывод, какое из веществ — перманганат калия или иод — является более сильным окислителем. §26 lepa и ее соединения Химический элемент сера S расположен в 3-м периоде, главной подгруппе VI группы. Атом серы содержит на внешнем уровне шесть электронов. Отдавая их, сера приобретает высшую степень окисления +6. Принимая два электрона, атом серы получает завершённую восьми-электронную оболочку благородного газа аргона. Степень окисления серы в этом случае становится равной -2. Сера встречается в природе как в соединении с другими элементами, так и в самородном виде — в форме простого вепцества. Самородная сера — хрупкое, светло-жёлтое вещество, нерастворимое в воде (рис. 48). Часто кристаллы серы имеют вид правильных октаэдров. При Рмс. 48, Ромбическая сера состоит из молекул Sg 124 Рис. 49. Кристаллы моноклинной серы Сера и её соединения 119 °С сера плавится, а при 445 °С — кипит. Если осторожно расплавить в тигле серу, а затем, когда масса частично застынет, слить незастывшую часть, то на стенках сосуда образуются кристаллы другой формы — в виде длинных тонких призм (рис. 49). Октаэдрическая (её называют ромбической) и призматическая (моноклинная) сера — это две разные аллотропные модификации серы. Обе они состоят из молекул Sg, но отличаются цветом, плотностью, формой кристаллов. При хранении моноклинная сера рассыпается в порошок, состоягций из очень мелких кристаллов серы ромбической. С примером аллотропии, т. е. явления существования элемента в виде нескольких простых веществ, мы уже встречались при изучении кислорода. Самородную серу добывают из земли и очищают перегонкой, переводя её при нагревании в пар и конденсируя его. В промышленности сера служит сырьём для производства серной кислоты, её используют при получении резины, для борьбы с вредителями растений, в медицине. При нагревании сера способна соединяться со многими простыми веществами — металлами и неметаллами. Если пропускать над расплавленной серой водород, начинает чувствоваться резкий, отвратительный запах Рис. 50. Взаимодействие железа с серой 125 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ тухлых яиц. Так пахнет газ сероводород, образующийся по реакции: H2 + S = H2S|. При взаимодействии серы с металлами образуются сульфиды — соединения элементов с серой. Так, нагреванием смеси железа с серой получают сульфид желе-за(П) (рис. 50): Fe 4- S = FeS. Ярко-красный сульфид ртути(П) HgS, встречающийся в природе в виде минерала киновари, образуется при растирании ртути с серой уже при комнатной температуре. Многие сульфиды реагируют с кислотами с выделением сероводорода. Поместим в колбу куски сульфида железа(П) и прильём к ним соляную кислоту. Наблюдается выделение газа. Мы узнаем его по характерному запаху — это сероводород: FeS + 2НС1 = FeCl2 4 H2ST. Сероводород — бесцветный газ, тяжелее воздуха, хорошо растворимый в воде: в одном объёме воды при о °С растворяется 4,4 объёма сероводорода. Водный раствор сероводорода окрашивает лакмус в красный цвет, т. е. проявляет свойства кислоты. Сероводородная кислота H2S — слабая и не полностью распадается на ионы. Именно поэтому она сильно пахнет сероводородом. Пропуская сероводород через растворы щелочей, получают соли сероводородной кислоты — сульфиды: H2S 4 2NaOH = Na2S 4 2Н2О. Сульфиды меди(П), свинца(П) и некоторых других металлов могут быть получены действием сероводорода на растворимые соли этих металлов. Серебряные изделия на воздухе постепенно чернеют, покрываясь тонким слоем сульфида серебра (рис. 51). Рис. 51. Тонкий слой сульфида серебра на серебряных изделиях легко счищается зубной пастой 126 Сера и её соединения Сероводород горюч, при поджигании на воздухе он горит синим пламенем, превращаясь в сернистый газ — оксид cepbi(IV): 2H2S -I- ЗО2 = 2SO2 -Ь 2Н2О. Это вещество образуется также и при сжигании серы на воздухе или в кислороде: S -h О2 ~ SO2. Оксид cepbi(IV) — тяжёлый газ с характерным резким запахом. При охлаждении до -10 °С он сгущается в подвижную бесцветную жидкость. В одном объёме воды при о °С растворяется 80 объёмов сернистого газа. Оксид cepbi(IV) — кислотный оксид: его водный раствор проявляет свойства кислоты. Часть растворённых в воде молекул SO2 взаимодействуют с водой, превращаясь в сернистую кислоту H2SO3. Сама сернистая кислота в чистом виде не получена. Во всех реакциях, где возможно ожидать её образования, происходит выделение сернистого газа и воды, на которые она распадается. Например, при действии соляной кислоты на сульфит натрия (соль сернистой кислоты) происходит выделение сернистого газа: КазЗОз + 2НС1 = 2NaCl -Ь -f Н2О. Это и есть один из способов получения сернистого газа в лаборатории. Соли сернистой кислоты способны присоединять кислород и окисляться до солей серной кислоты. Так, сульфит натрия при хранении на воздухе постепенно переходит в сульфат: 2Ма280з -Ь О2 = 2Na2S04. Это показывает, что сульфиты, а также и сернистый газ являются восстановителями. Многие красящие вещества при контакте с сернистым газом обесцвечиваются. Однако отбеливающее действие сернистого газа отличается от отбеливания хлором тем, что оно часто происходит обратимо и прежняя окраска со временем восстанавливается. Сернистый газ и сульфиты используют для отбеливания бумаги, шерстяных и шёлковых тканей. В промышленности сернистый газ является важнейшим промежуточным продуктом при производстве серной кислоты. 127 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. Охарактеризуйте физические и химические свойства серы. Что называют аллотропией? Приведите примеры. Приведите три уравнения реакций, в результате которых образуется сернистый газ. Раствор сернистого газа в воде сохраняет запах сернистого газа. Какой вывод о силе сернистой кислоты вы можете сделать? Обоснуйте свой ответ. При обжиге сульфида свинца(П) на воздухе образуется оксид свин-ца(П) и сернистый газ. Какой объём сернистого газа, измеренный при н. у., можно получить из 23,9 г сульфида свинца(П)? Напишите уравнения реакций, отвечающие следующей схеме превращений: S -> HoS Сернистый газ, подобно углекислому газу, вызывает помутнение известковой воды (раствора гидроксида кальция). Напишите уравнение реакции. Если через йодную настойку пропустить ток сероводорода, бурая окраска исчезает, а раствор становится мутным. Объясните это явление. FeS H,S -> SO. -> BaSO, 7. 8. §27 ерная кислота Чистая серная кислота представляет собой густую тяжёлую жидкость, неограниченно растворимую в воде. На воздухе такая кислота сильно «дымит», выделяя серный ангидрид, поэтому обычно химики используют не чистую кислоту, а её водные растворы. В продажу серная кислота поступает в виде 98%-го раствора. Такую кислоту называют концентрированной. При смешивании концентрированной серной кислоты с водой происходит сильное разогревание. Это указывает на химическое взаимодействие молекул серной кислоты с молекулами воды. Такая кислота жадно по-Рис. 52. Промывные склян- глощает воду, поэтому её иски Дрекселя пользуют В качестве осушите- ^.4 Щ 1, > . t 128 Серная кислота Рме. 53. Взаимодействие оксида меди(П) с серной кислотой ля. Например, с целью освобождения газа (кислорода, водорода, хлора) от влаги его пропускают через специальную промывную склянку (промывалку), заполненную концентрированной серной кислотой (рис. 52). При разбавлении концентрированной серной кислоты нужно обязательно приливать кислоту к воде, но ни в коем случае НЕЛЬЗЯ ЛИТЬ ВОДУ в КИСЛОТУ, в противном случае верхний слой жидкости настолько сильно разогревается, что раствор закипает и его брызги могут сильно поранить экспериментатора. Концентрированная серная кислота способна не только поглощать водяной пар, но и отнимать кислород и водород в виде воды от некоторых органических веществ. Дерево, сахар, крахмал и многие другие органические вещества состоят из углерода, водорода и кислорода. Серная кислота легко отнимает от них водород и кислород в виде воды, обугливая их, т. е. превращая в уголь — простое вещество, которому соответствует химический элемент углерод. Если капля концентрированной серной кислоты попадёт на бумагу, вскоре в этом месте образуется чёрное пятно, а затем и дырка. Аналогично серная кислота действует и на хлопчатобумажную ткань. Если 129 Главд 3. НЕМЕТАЛЛЫ конец лучинки опустить в концентрированную серную кислоту, он сначала почернеет, затем размягчится и превратится в густую чёрную массу. Взболтав её с водой и отфильтровав, легко выделить чёрный порошок древесного угля. Разбавленный раствор серной кислоты сразу не оказывает на органические вещества такого разрушительного действия, но со временем, когда вода испарится, концентрация кислоты возрастает и обугливание всё равно происходит. Поэтому испортить одежду можно, работая даже с сильно разбавленной серной кислотой. Если кислота всё же попала на одежду, её нужно немедленно снять и опустить в раствор соды или засыпать порошком соды. При попадании серной кислоты на кожу необходимо промыть поражённое место водой, а затем обработать слабым раствором питьевой соды. Особенно опасно попадание серной кислоты в глаза. Если это случилось, нужно немедленно промыть глаза под струёй воды, а затем наложить тампон со слабым раствором питьевой соды и обратиться к врачу. В водных растворах серная кислота полностью распадается на ионы, которые обладают лишь слабыми окислительными свойствами. С основными оксидами и основаниями серная кислота образует соли — сульфаты. Если нагреть чёрный порошок оксида меди(П) с раствором серной кислоты, вскоре жидкость приобретёт красивый голубой цвет, а чёрный порошок оксида меди исчезнет (рис. 53). СиО -Ь H2SO4 = CUSO4 -Ь HgO. Яркий цвет раствора объясняется наличием в нём ионов меди. При охлаждении из раствора могут быть получены синие кристаллы медного купороса CUSO4 • 5Н2О — пятиводного сульфата меди(П) (рис. 54). Активные металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, вытесняют водород из разбавленных растворов серной кислоты. Этим способом обычно и получают в лаборатории водород: Zn + H2SO4 = ZnS04 -t- H2t • Металлы, стоящие в ря-Рис. 54. Кристаллы медного ду напряжений правее во- купороса дорода, например медь или 130 Серная кислота ртуть, с разбавленными растворами серной кислоты не взаимодействуют. В концентрированном растворе серная кислота присутствует в основном в виде молекул. Молекулы серной кислоты, в отличие от сульфат-ионов, — сильные окислители. Именно поэтому концентрированная серная кислота реагирует с металлами иначе, чем разбавленная. Водород в ходе этих реакций не выделяется. Вместо него образуется сернистый газ. Интересно, что концентрированная серная кислота способна окислить даже такие малоактивные металлы, как медь или ртуть, например уравнение реакции меди с концентрированной серной кислотой: Си + 2Н2804(конц.) = CUSO4 + SOgt -Ь 2Н2О. В этой реакции серная кислота является окислителем, а медь — восстановителем: СиО - 2ё----> Си+2 2 1 окисление, Си® — восстановитель 2 1 восстановление, — окислитель S+6 + 2ё ---> S+4 СиО + S+6--> Си+2 + S+4. При расстановке коэффициентов следует учитывать, что часть молекул кислоты расходуется на восстановление (они учтены в электронном балансе), а другая часть — на образование соли (они не учтены в электронном балансе). В нашем примере восстановлению подверглась одна молекула H2SO4, ещё одна молекула кислоты расходуется на образование соли. Складывая их, получаем коэффициент перед формулой кислоты: 14-1 = 2. Аналогично протекает реакция серной кислоты и с некоторыми неметаллами — фосфором, серой, углём: С + 2Н2804(конц.) = С02Т + 2802? -Н 2Н2О. СО - 4ё - С+4 4 1 окисление. С® — восстановитель S+e + 2ё - -^8+4 2 2 восстановление, S+® — окисл^1тель СО + 28+6---> С+4 -Ь 28+4. Как определить, содержится ли в растворе серная кислота или её соль? Для этого используют раство]^ы солей бария. Ионы бария образуют с сульфат-ионам'ц белый кристаллический осадок сульфата бария, который легко оседает на дно: Ва2+ + SOf- ■^Ba804|. 131 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Чтобы отличить осадок сульфата бария от других его солей, нерастворимых в воде (карбоната, сульфита), в раствор добавляют азотную или соляную кислоту. В кислотной среде в осадок выпадает лишь сульфат. Данная реакция является качественной на серную кислоту и её соли (рис. 55). Серную кислоту получают присоединением воды к оксиду cepbi(VI) — серному ангидриду'. SOg -Ь НдО = H2SO4. Эта реакция протекает настолько энергично, что часть воды при этом переходит в пар. Серный ангидрид получают на сернокислотных заводах из сернистого газа, образуюпдегося при сжигании серы или сульфидов металлов. При пропускании смеси сернистого газа и кислорода над катализатором газы соединяются, образуя серный ангидрид: Рис. 55. Качественная реакция на сульфат-ион 450 “С 2SO2 + О2 > 2SO 3* Лабораторный опыт 8. Изучение свойств серной кислоты 1. Налейте в пробирку 1 мл разбавленной серной кислоты и добавьте в неё лакмус. Как изменился цвет индикатора? 2. Положите в пробирку кусок цинка и добавьте к нему разбавленную серную кислоту. Что наблюдается? Проведите аналогичные опыты с алюминиевой и медной проволокой. 3. Получите осадок гидроксида меди(И) и прилейте к нему разбавленную серную кислоту. Что наблюдается? 4. На кусок фильтровальной бумаги нанесите несколько капель раствора серной кислоты и осторожно нагрейте его, держа над плиткой. Что происходит? Объясните наблюдения, зная, что при нагревании вода, содержащаяся в растворе кислоты, испаряется и концентрация раствора возрастает. 5. К раствору серной кислоты добавьте одну-две капли раствора хлорида бария. Запишите цвет выпавшего осадка. Проделайте аналогичный опыт с растворами сульфата, карбоната и хлорида натрия, подкисленными серной кислотой. Опишите качественную реакцию на серную кислоту и её соли. 132 Серная 02 SO,. Рис. 56. Прибор для окисления сернистого газа в серный ангидрид Н в промышленных установках катализатором служит Н оксид ванадия(У), а в лаборатории для этих целей бо-|лее подходит платинированный асбест. Асбест — это во-I локнистый материал, волокна которого напоминают ва-I ту. Смочив комок волокон асбеста раствором соли пла-I тины и прокалив его, мы разложим соль до платины. Производство удобрений Очистка нефтепродуктов Удаление ржавчины и окалины Получение моющих средств Получение пластмасс и химических волокон Синтез взрывчатых веществ Производство лекарств Производство красителей Рис. 57, Применение серной кислоты 133 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ которая тонким слоем равномерно покроет волокна. Опыт по окислению сернистого газа в серный ангидрид можно провести в установке, состоящей из колбы для получения сернистого газа, газометра с кислородом, промывалки и стеклянной трубки, в которой находится платинированный асбест. Сернистый газ и кислород для освобождения от водяного пара пропускают через промывную склянку с серной кислотой, выступающей в роли осушителя. Смесь газов попадает в трубку, где находится асбест. Нагреем центральную часть трубки при помощи газовой горелки. Вскоре на выходе из прибора появятся густые белые клубы. Это серный ангидрид, соединяющийся с влагой воздуха и образующий туман, состоящий из мельчайших капель серной кислоты. Если оттянутый конец трубки поместить в сосуд, охлаждаемый льдом, то на его стенках вскоре образуются бесцветные кристаллы серного ангидрида (рис. 56). С промышленным способом производства серной кислоты вы познакомитесь в старших классах. Нет почти ни одного производства, где бы не применялась серная кислота. Её используют для производства удобрений, пластмасс, искусственных волокон, очистки нефтепродуктов (бензина, керосина, смазочных масел) от вредных примесей, получения красителей, лекарств, взрывчатых веществ. Перед никелированием и хромированием металлические изделия обрабатывают раствором серной кислоты для удаления оксидов и обезжиривания (рис. 57). При использовании недоброкачественного топлива, содержащего органические соединения серы, образуется сернистый газ, который попадает в атмосферу. Взаимодействуя с кислородом и водяным паром, он превращается в серную кислоту, слабый раствор которой выпадает в виде осадков. Такой дождь называется кислотным. Кислотные дожди наносят непо- Рис. 58. Химеры на крыше собора Нотр-Дам в Париже пострадали от кислотных дождей 134 Азот правимый вред здоровью человека, природе, а также значительный ущерб произведениям искусства, выполненным из мрамора (рис. 58). Вопросы и задания 1. 2. в двух закрытых склянках одинакового объёма находятся вода и концентрированная серная кислота. Как определить содержимое каждой склянки, не открывая их? Неизвестная жидкость смешивается с водой. Её водный раствор окрашивает лакмус в красный цвет и даёт белый осадок с нитратом бария. Назовите неизвестную жидкость. Для производства сульфата свинца(П) используются нитрат свин-ца(П) и серная кислота. Напишите уравнение реакции производства сульфата свинца и объясните, почему она идёт до конца. Какова массовая доля воды в медном купоросе? Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка с разбавленной и концентрированной серной кислотой. Сернистый газ можно получить взаимодействием концентрированной серной кислоты с ртутью. Напишите уравнение реакции, зная, что ртуть в образующейся соли двухвалентна. Почему серную кислоту иногда называют «хлебом» химической промышленности? Какой элемент является окислителем при взаимодействии металла с разбавленной серной кислотой; с концентрированной серной кислотой? Приведите уравнения реакций, соответствующие сокращённым ионным уравнениям: Сц2+ + S2- = CuS, SOg + 20Н- = SO|- -Ь HgO, FeS -Ь 2Н^ = Fe2+ -h HgS, Pb2+ + SOf" = PbSO^. 9. Сколько граммов твёрдого гидроксида натрия потребуется для полной нейтрализации 200 г 9,8%-го раствора серной кислоты? 10, Определите массовую долю меди в медно-цинковом сплаве, если известно, что 1 г сплава реагирует с разбавленной серной кислотой с выделением 112 мл газа (н. у.). 4. 5. 6. 7. 8. §28 .зот Во второй половине XVIII в. внимание сразу нескольких учёных привлёк газ, остающийся при сжигании в воздухе угля и поглощении образующегося углекислого газа щёлочью. Этот газ не поддерживал горения и дыхания, зажжённая лучинка в нём гасла, а помещённые в него мыши погибали. Его так и назвали — азотп, что в переводе с греческого означает «безжизненный». 135 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Азот бесцветен и не обладает запахом, он немного легче воздуха. Подобно кислороду и водороду, он превращается в жидкость при очень низкой температуре. Азот малорастворим в воде: при комнатной температуре в 100 объёмах воды растворяется только два объёма азота. Заметим для сравнения, что растворимость кислорода в воде вдвое больше, поэтому воздух, растворённый в воде, более богат кислородом, чем атмосферный. Азот не ядовит, но животные в нём гибнут, так как не получают необходимого для дыхания кислорода. Азот — главная составная часть воздуха, на его долю приходится 78% по объёму. В промышленности азот получают именно из воздуха. Для этого воздух охлаждают до очень низкой температуры, при которой он сжижается. Азот кипит при более низкой температуре, чем кислород, поэтому, частично испаряя жидкий воздух, из него выделяют азот в газообразном состоянии. В одном школьном учебнике химии, изданном более ста лет назад, читаем: «В противоположность кислороду, сере, галогенам — элементам энергичным, легко вступающим в реакции, азот представляется элементом недеятельным, мало способным к прямым соединениям с другими элементами». Действительно, при комнатной температуре азот взаимодействует только с литием, причём эта реакция протекает очень медленно. Реакция с кислородом становится возможной в электрическом разряде, а с водородом — при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора. Для того чтобы разобраться в причинах этого, рассмотрим строение атома азота. Элемент азот расположен во 2-м периоде и главной подгруппе V группы Периодической системы. Следовательно, на внешнем уровне он содержит пять электронов. Два из них образуют общую электронную пару, а три не спарены. Неспаренные электроны двух атомов азота легко взаимодействуют между собой, образуя химические связи. Так, в молекуле азота возникает тройная химическая связь: IN- -Ь xN^-► :Ni xN:: (N=N). Для сравнения скажем, что в молекулах галогенов связь одинарная, в молекуле кислорода — двойная. Тройная связь очень прочна: молекула азота настолько устойчива, что начинает распадаться на атомы лишь при температуре 4000 °С. Именно этим и объясняется тот 136 Азот факт, что азот с трудом вступает в химические реакции. Поэтому неудивительно, что в природе он встречается в основном в виде простого вещества. Многие соединения азота, наоборот, непрочны и легко разлагаются. Азот — неотъемлемая составная часть всех живых организмов. Он входит в состав аминокислот, белков, нуклеиновых кислот. В сутки человек потребляет около 100 г белков, в которых содержится около 15 г атомов азота. Растения способны усваивать азот, всасывая растворы его соединений корнями из почвы. Однако в почве часто ощущается недостаток этих соединений, что приводит к замедлению роста растений, увяданию листвы. Содержащийся в воздухе азот растения потреблять не могут. Это по силам лишь азотфиксирующим бактериям, колонии которых живут на специальных клубеньках бобовых культур — фасоли, гороха (рис. 59). Человек научился превращать азот воздуха в химические соединения. Эти вещества, называемые минеральными удобрениями, вносят в почву для увеличения урожая. К числу азотных удобрений относят селитры — некоторые соли азотной кислоты. Рис. 59. Клубеньки на корнях бобовых Вопросы и задания 1. Опишите физические свойства азота. 2. При взаимодействии азота с кислородом образуется оксид азо-та(П), при взаимодействии азота с водородом — аммиак NHg, а при взаимодействии азота с литием — нитрид лития LigN. Напишите уравнения реакций, укажите условия их протекания. В каких случаях азот выступает как окислитель, а в каком — как восстановитель? 3. Объясните, почему галогены не встречаются в природе в виде простых веществ, а азот, наоборот, более распространён в форме простого вещества. 4. Найдите массовую долю азота в калийной селитре — нитрате калия. 5. Объясните, почему фтор и кислород поддерживают горение, а азот — нет. 137 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ §29 Am миак Азот образует с водородом несколько химических соединений. Простейшее из них — аммиак NHg. Это бесцветный газ с очень резким характерным запахом, знакомым каждому по нашатырному спирту, представляю-ш;ему собой раствор аммиака в воде. Получить аммиак проще всего из нашатырного спирта. В колбу, снабжённую газоотводной трубкой, нальём нашатырный спирт. Другой конец трубки соединим с осушительной колонкой — особой склянкой с двумя отверстиями, заполненной твёрдой щёлочью (рис. 60). Для сбора аммиака будем использовать сухой стакан. Аммиак легче воздуха, поэтому сосуд для сбора газа должен быть обращён отверстием вниз, подобно тому как собирали водород. Аммиак начинает выделяться из нашатырного спирта при нагревании — ведь растворимость газов в воде резко уменьшается с ростом температуры. Аммиак принадлежит к числу газов, сравнительно легко превращающихся в жидкость. Для перевода его в жидкое состояние при 0 °С достаточно давления 4,2 атм. Аммиак прекрасно растворим в воде: если цилиндр, наполненный аммиаком, опустить отверстием вниз в во- Водный раствор NH, Рис. 61. Растворение аммиака в воде Рис. 60. Прибор для получения аммиака 138 Аммиак ду, ТО вода быстро заполнит цилиндр (рис. 61). В одном объёме воды при комнатной температуре может быть растворено до 700 объёмов аммиака! Изучим химические свойства аммиака. На воздухе аммиак горит с трудом, но в кислороде (рис. 62) сгорает легко с образованием азота и водяного пара: 4NHg + ЗО2 = 2Ng -Ь 6Н2О. Если смесь аммиака с кислородом пропускать над платинированным асбестом, то реакция протекает по другому пути: О, 4NHg + 5О2 t, pt > 4NO + 6Н2О. INH3 Рис. 62. Горение аммиака в кислороде Так аммиак превращают в оксид азота(П) — важный промежуточный продукт в производстве азотной кислоты. В реакциях с кислородом аммиак демонстрирует свойства восстановителя. Водный раствор аммиака окрашивает лакмус в синий цвет, а фенолфталеин — в малиновый. Это объясняется тем, что растворённый аммиак частично реагирует с молекулами воды, присоединяя водород и оставляя гидроксид-анионы: NHg -f HgO ^ NH^ -Ь ОН-. Такое взаимодействие становится возможным благодаря неподелённой электронной паре, которая находится на атоме азота. Под действием этой пары одна из связей О—Н в молекуле воды разрывается таким образом, что образующийся катион Н"^ присоединяется к молекуле аммиака, а анионы гидроксида остаются в растворе. Лишь незначительная часть молекул аммиака вступает в реакцию с водой. Большая часть аммиака присутствует в растворе в виде молекул NHg. Рис. 63. Нашатырь 139 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Аммиак легко реагирует с кислотами, образуя соли. Так, прибавляя к раствору аммиака соляную кислоту и выпаривая раствор, получаем соль. При образовании солей аммиак не замещает водород в кислоте, а присоединяется к ней: NHg + НС1 ^ NH4CI. Полученное вещество в быту называют нашатырём (рис. 63). Его часто используют при паянии для очистки поверхности металлов. Сравнивая формулу нашатыря с формулой поваренной соли NaCl, замечаем, что в нашатыре группа NH^ соответствует одновалентному металлу. Частица NH^ называется ионом аммония^ а вещества, в состав которых она входит, — солями аммония. Так, нашатырь — это хлорид аммония. Если вместо соляной кислоты в реакцию с аммиаком ввести серную кислоту, может быть получен сульфат аммония: 2NHg + H2SO4 = (NH4)2S04. ЧВ свободном виде вещество аммоний NH^, в отличие от щелочных металлов, не существует. Рассмотрим, как образуется ион аммония из аммиака и катиона водорода. В молекуле аммиака у атома азота есть неподе-лённая электронная пара, а в катионе водорода — вакантная орбиталь. Ковалентная связь может возникать и в том случае, если один из атомов предоставляет два электрона (электронную пару), а другой — вакантную орбиталь. Аммиак выступает донором электронной пары, а катион водорода — её акцептором. Поэтому такой механизм образования ковалентной связи называют донорно-акцепторным. Н Шк: +DH- X • н Донор Н ■ HiN:H X • Н Акцептор Соли аммония, подобно солям щелочных металлов, представляют собой твёрдые вещества, хорошо растворимые в воде. Однако, в отличие от солей щелочных металлов, при нагревании все они легко разлагаются. Так, нашатырь распадается на аммиак и хлороводород, которые частично вновь соединяются друг с другом на холодных стенках сосуда. Разложение карбоната аммония приводит к образованию аммиака, углекислого газа и воды: (КН4)2СОз = 2КНз1 + COjf + Н2О. 140 Аммиак Соли аммония, образованные кислотами-окислителями, например азотной (нитрат аммония, аммиачная селитра NH4NO3), при нагревании разлагаются до азота или его оксидов. Щёлочи при контакте с солями аммония выделяют из них аммиак. Сухая смесь нашатыря с гашёной известью (гидроксидом кальция) издаёт сильный запах аммиака уже при растирании в ступке. При слабом нагревании реакция протекает лучше: Са(ОН)2 + 2NH4CI = СаСЦ + + 2Н2О. Этим часто пользуются при получении аммиака в лаборатории. Выделение аммиака при действии ш;ёлочью служит качественной реакцией на соли аммония. Аммиак — один из важнейших продуктов химической промышленности. Его используют для производства азотной кислоты и её солей, азотных удобрений, взрывчатых веш;еств, красителей, лекарств. На заводах аммиак получают из азотоводородной смеси, пропуская её при давлении 200 атм и температуре 450 °С над катализатором на основе железа: р, t, кат. > 2NH, N2 -ь ЗН2 « За один цикл прохождения над катализатором азот и водород реагируют неполностью, поэтому смесь после отделения аммиака вновь поступает в реактор. Такой технологический процесс, при котором непрореагировавшие вещества отделяются от продуктов реакции и вновь возвращаются в реакционный аппарат, называют циркуляционным. Лабораторный опыт 9. Изучение свойств водного раствора аммиака 1. Откройте склянку с водным раствором аммиака и определите его запах. 2. Налейте в пробирку 1 мл раствора аммиака и добавьте каплю фенолфталеина. Что наблюдается? Сделайте вывод о кислотно-основных свойствах раствора аммиака. 3. Прилейте к приготовленному вами раствору аммиака, содержащему фенолфталеин, серную кислоту до исчезновения окраски индикатора. Напишите уравнение реакции. 4. Добавьте к раствору аммиака одну каплю раствора перманганата калия и нагрейте раствор. Что происходит? Бурый осадок — это оксид марганца(1У), а выделяющийся газ — азот. Б какой роли выступает аммиак в этом опыте? 141 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. Опишите физические и химические свойства аммиака. Изобразите строение молекулы аммиака и иона аммония. Напишите формулы нитрата, хлорида, сульфата, карбоната, фосфата аммония. Предложите способ очистки воздуха от примеси аммиака. Сколько граммов нитрата аммония образуется при взаимодействии 6,8 г аммиака с азотной кислотой? Сравните по химическим свойствам аммиак, хлороводород и сероводород. Что общего в свойствах гидроксида натрия и водного раствора аммиака? Напишите уравнения реакций взаимодействия этих веществ с серной кислотой, сульфатом алюминия. Напишите уравнения реакций, соответствующих схеме превраще- ний; No ^ NHo .2 ^NH^NOg Неизвестная соль при нагревании разлагается, с раствором нитрата серебра даёт белый творожистый осадок, а с гидроксидом натрия реагирует с выделением газа. Назовите соль и напишите уравнения регпсций. NH, N0. §30 зотная кислота Чистая азотная кислота HNOg — бесцветная жидкость, летучая, т. е. легко переходящая в пар. Она сме- _____ шивается с водой в любых соотношениях. Крепкие растворы азотной кислоты «дымят» на воздухе (рис. 64), подобно соляной кислоте. При хранении на свету или нагревании азотная кислота разлагается, а образующиеся при этом оксиды азота окрашивают её в красно-бурый цвет: 4HNO3 = = 4N02t +03! + 2Н2О. Азотная кислота, как и всякое вещество, разлагающееся с выделением кисло- Рнс. 64. Чистая, не содержащая Р^Д^, ЯВЛЯется СИЛЬНЫМ воды азотная кислота на воздухе окислителем. Многие веще-«ДЫМИТ» например уголь, горят 142 Азотная кислота Рис. 65. Взаимодействие скипидара с «дымящей» азотной кислотой В азотной кислоте, как в кислороде. Если в стакан с чистой, не содержащей воды азотной кислотой щипцами внести разогретый в пламени уголёк, то происходит бурная реакция: уголь разгорается, а стакан заполняется бурыми парами оксидов азота: С -Ь 4HNO3 = COgt + 4N02t -Ь 2Н2О. Скипидар, получаемый из сосновой смолы, при взаимодействии с азотной кислотой воспламеняется с образованием бурых паров (рис. 65). Азотная кислота легко окисляет и металлы, причём даже такие малоактивные, как медь, серебро и ртуть. Водород при этом не выделяется, так как в роли окислителя выступает азот, входящий в состав азотной кислоты. Поместим в колбу немного медных стружек и добавим азотной кислоты, смешанной пополам с водой. С поверхности меди начнут подниматься пузырьки газа — жидкость как бы закипает, над ней появляются бурые пары. Если выделяющийся газ пропустить через промывную склянку с раствором щёлочи и собрать в цилиндр методом вытеснения воды (рис. 66), то можно обнаружить, что на самом деле он бесцветный. Это оксид азота(П) NO. Он легко окисляется кислородом воздуха. Если цилиндр с этим газом, предварительно закрытый крышкой под слоем воды, открыть на воздухе, из него начнут выделяться бурые пары оксида азота(1У), образующегося по реакции: 2NO + 02 = 2NO2. 143 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Поэтому выделяющийся газ и показался нам бурым. Когда реакция меди с азотной кислотой прекратится, получится синий раствор. Он содержит образовавшуюся соль меди и азотной кислоты. Уравнение реакции имеет вид: ЗСи -Ь 8HNO3 = 3Cu(NOg)2 + 2N01 + 4Н2О. N+5 + Зё СцО - 2ё ->N+2 ^ Си+2 2 восстановление, — окислитель 3 окисление, Си® — восстановитель ЗСпО -Ь 2N+5-> ЗСи+2 + 2N+2. Формально можно считать, что азотная кислота окисляет медь до оксида, который, реагируя с избытком кислоты, превращается в соль — нитрат меди(П). Если в реакцию с медью ввести концентрированный раствор азотной кислоты, то реакция протекает очень бурно, с выделением оксида азота(1У): Си -ь 4HNOg = Cu(NOg)2 + 2N02t + 2Н2О. N+5 + ё -CuO - 2ё -^Cu+2 2 восстановление, — окислитель 1 окисление, Си® — восстановитель CuO + 2N+5---> Cu+2 + 2N+4. Мы видим, что направление протекания реакции металла с азотной кислотой зависит от концентрации кислоты. Некоторые металлы, например золото и платина, с азотной кислотой не реагируют. Азотная кислота, как и любой сильный электролит, в водных растворах полностью распадается на ионы. С ос- HNO 30% N0 Рис. 66. Прибор для получения оксида азота(П) 144 Азотная кистюта нбвными оксидами и основаниями она образует соли — нитраты: КОН + HNO3 = К:^Оз + HgO. Все они хорошо растворимы в воде. Нитраты натрия, калия, кальция и аммония называют селитрами и используют в качестве азотных удобрений. Нитрат калия, или калийная селитра, незаменим в производстве чёрного пороха. Порох представляет собой смесь калийной селитры с восстановителями — углём и серой. При горении пороха происходит реакция, в результате которой образуется большое количество газов: 2KNO3 + S + SC = ЗСОз! -f N3! + K2S. Именно газы и выталкивают пулю из ствола. Сульфид калия образует нагар, который регулярно удаляют шомполом. Подобно азотной кислоте, её соли при нагревании легко разлагаются. Нитраты ш;елочных металлов при этом превраш;аются в нитриты — соли азотистой кислоты HNOg, нитраты большинства других металлов переходят в оксиды: 2KNO3 = 2KNO2 -Ь О2, 2Pb(N03>2 = 2РЬО -Ь 4NO2 -Ь О2. Лишь соли ртути и серебра, оксиды которых неустойчивы к нагреванию, разлагаются с образованием металлов: 2AgN03 = 2Ag -f 2NO2 -Ь О2. Нитрат серебра, называемый также ляпис, еш;ё недавно использовали в медицине для прижигания, так как он уничтожает бактерии, тем самым прекраш;ая воспалительный процесс. В лаборатории азотную кислоту получают из калийной селитры, действуя на неё концентрированной серной кислотой: KNO3 + H2SO4 (конц.) = KHSO4 -Ь HN03T. Для этого собирают прибор, состояпдий из реторты, на шейку которой надета колба, служащая приёмником. В реторту помещают селитру, а затем приливают к ней серную кислоту. При слабом нагревании колба наполняется парами азотной кислоты, которые оседают в колбе-приёмнике, охлаждаемой водой (рис. 67). 145 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Азотная кислота находит широкое применение в народном хозяйстве. Из неё получают азотные удобрения, в первую очередь нитраты калия и аммония. Часто азотную кислоту и удобрения выпускают на одном и том же предприятии. Азотная кислота незаменима также в производстве взрывчатых веш;еств, красителей, лекарств, искусственных волокон. На заводах азотную кислоту получают из оксида азота(П) — продукта каталитического окисления аммиака. Под действием кислорода воздуха и воды оксид азо-та(П) превращается в азотную кислоту. Суммарно процесс можно выразить уравнением: 4NO -Ь ЗОз + 2НзО = 4HNOg. Рис, 67. Получение азотной кислоты в лаборатории. Гравюра XIX в. Вопросы и задания 1. Какую степень окисления имеет азот в азотной кислоте и её солях? О каких свойствах этих соединений это свидетельствует? 2. При действии аммиака на азотную кислоту образуется нитрат аммония, используемый в качестве удобрения. Напишите уравнение реакции. 3. В трёх склянках без этикеток находятся соляная, серная и азотная кислоты. Как химическим путём определить содержимое каждой склянки? Напишите уравнения реакций. 4. Объясните, почему реакция между разбавленным раствором серной кислоты и нитратом калия не протекает до конца, а при действии на твёрдую соль концентрированной серной кислоты образуется азотная кислота. 5. Как можно получить азотную кислоту в лаборатории? 6. Какую массу меди требуется взять для получения 5,6 л (н. у.) оксида азота(1У)? 7. Сколько килограммов нитрата натрия требуется для приготовления 2 кг 63% -го раствора азотной кислоты? 8. На каком свойстве селитры основано использование пороха? 9. Сульфат аммония наряду с аммиачной селитрой является важным азотным удобрением. Предложите метод его получения из азота. 10. Как реагирует разбавленная азотная кислота с медью, оксидом меди(П), карбонатом натрия, аммиаком? Напишите уравнения реакций. 146 Фосфор §31 ф осфор Химический элемент фосфор Р является полным электронным аналогом азота — оба они находятся в главной подгруппе V группы Периодической системы. Оба элемента в соединениях проявляют высшую степень окисления +5 и образуют оксиды OgOg. Однако если для азота это соединение неустойчиво, то высший оксид фос-фора(У) может быть легко получен даже в школьной лаборатории. Как и азот, фосфор — неметалл. В природе он встречается исключительно в виде соединений, входит в состав жизненно необходимых веществ. Если в почве ощущается недостаток соединений фосфора, растения утрачивают способность успешно развиваться и плодоносить. Поэтому в сельском хозяйстве важную роль играют фосфорные удобрения. Важен фосфор и для здоровья человека — его соединения, главным образом фосфат кальция, формируют кости и зубную эмаль. Много фосфора в рыбе и молочных продуктах. Элемент фосфор образует несколько простых веществ. Одно из них, белый фосфор^ по внешнему виду напоминает воск. Белый фосфор легко режется ножом, при небольшом нагревании плавится. Он нерастворим в воде, но легко растворяется в сероуглероде, из которого выделяется в виде кристаллов при выпаривании раствора. Формулу белого фосфора обычно записывают в виде Р4, так как он образует молекулы, состоящие из четырёх атомов фосфора и имеющие форму тетраэдра — триго-нальной пирамиды (рис. 68). Белый фосфор энергично вступает в реакции с активными неметаллами. На воздухе он загорается от трения уже при комнатной температуре, поэтому его хранят под слоем воды (см. рис. 68). Сам фосфор и вода, в которой он хранится, светятся в темноте вследствие медленного окисления фосфора (рис. 69). Белый фосфор чрезвычайно адовит! Работать с ним нужно с большой осторожностью. Горящий фосфор образует на коже долго не заживающие раны. Американцы во время войны в Ираке сбрасывали бомбы с этим веществом на Багдад. При нагревании без доступа воздуха белый фосфор переходит в другую аллотропную модификацию. Он представляет собой красно-бурый порошок, нерастворимый как в воде, так и в сероуглероде. Красный фосфор 147 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Рис. 68. Белый фосфор и строение молекулы имеет полимерное строение. Он воспламеняется на воздухе только при нагревании. В результате этой реакции образуется фосфорный ангидрид — оксид фосфора(У): 4Р + 50з = 2Р2О5. Он представляет собой белый порошок, при взаимодействии с горячей водой пре-врапдающийся в фосфорную кислоту Н3РО4. Эта реакция с водой протекает настолько энергично, что при попадании частичек фосфорного ангидрида в воду раствор закипает — вода переходит в пар. Это вегцество часто используют в лабораториях в качестве осушителя. В промышленности фосфор получают восстановлением кальциевой соли фосфорной кислоты углём в присутствии кремнезёма — оксида кремния(1У). При этом образуется белый фосфор, из которого уже получают красный. Открытие фосфора сильно облегчило процесс добывания огня. Мы пользуемся для этого спичками. Сначала для производства спичек использовали белый фосфор. Но такие спички огнеопасны и ядовиты, поэтому от них быстро отказались. Действие современных спичек основано на чувствительной к трению смеси красного фосфора с бертолетовой солью KCIO3 (рис. 70). Головка спички состоит из смеси бертолетовой соли с горючим, например сульфидом сурьмы, а боковые поверхности коробка обмазаны смесью красного фосфора с тонко измельчённым стеклом. От соприкосновения с бертолетовой солью при трении головки спички о поверхность коробка фосфор воспламеняется, поджигая головку спички. Проис-ходяпцую при этом реакцию можно выразить уравнением: Рме. 69. Свечение белого фосфора в темноте бКСЮз -Ь бР = ЗР2О5 + 5КС1. 148 Фосфорная кислота Рис. 70. В состав спичечной головки (а) входит бертолетова соль, а в состав смеси, нанесённой на коробок, — красный фосфор (б) Бертолетова соль служит окислителем, фосфор — восстановителем, а измельчённое стекло вводится для усиления трения. Вопросы и задания 1 . Сопоставьте свойства белого и красного фосфора. 2. Как вы думаете, какую кристаллическую решётку имеет белый фосфор? Мотивируйте свой ответ. 3. Какое применение находит фосфор в повседневной жизни? 4. Какие вещества нанесены на головку спички и на торцевые стороны спичечного коробка? *5. Почему белый фосфор светится в темноте? 6. Какую массу фосфорного ангидрида можно получить сжиганием 9,1 г фосфора? 7. Сколько молекул содержится в 24,8 г белого фосфора? §32 Ф осфорная кислота Взаимодействием фосфорного ангидрида с водой получают фосфорную кислоту Н3РО4: Р2О5 -Ь ЗН2О = 2Н3РО4. Чтобы реакция прошла успешно, полученный раствор необходимо нагреть до кипения и охладить. Фосфорная кислота проявляет все свойства кислот — она реагирует с основными оксидами и щелочами с образованием солей. Соли фосфорной кислоты называют фосфа- 149 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ тами. Фосфорная кислота трёхосновна, т. е. в её молекуле могут замещаться на металл один, два или три атома водорода. Поэтому с одним и тем же металлом она может образовать три соли, например: NagP04, Na2HP04, NaH2P04. Фосфат натрия. Гидрофосфат натрия, Дигидрюфосфат натрия, средняя соль кислая соль кислая соль Первая соль, в которой все атомы водорода замещены на металл, называется средней^ а две другие, содержащие водород, — кислыми. Фосфорная кислота образует два ряда кислых солей — гидрофосфаты и дигидрофосфаты (приставка ди- означает два атома водорода в кислотном остатке). Все эти вещества в водном растворе полностью распадаются на катионы металла и анионы кислотного остатка, например: NaH2P04 Na' + Н2РО: Среди средних фосфатов в воде растворимы лишь соли щелочных металлов и аммония. В воде растворимы также все дигидрофосфаты. Кальциевые и аммонийные соли фосфорной кислоты входят в состав фосфорных удобрений. Важнейшие фосфорные удобрения (рис. 71) — это суперфосфат, двойной суперфосфат и преципитат. Простой суперфосфат представляет собой смесь гипса CaS04 • 2Н2О с дигидрофосфатом кальция Са(Н2Р04)2, образующуюся при обработке мелко размолотого фосфорита серной кислотой. Серная кислота сравнительно быстро вытесняет из фосфорита фосфорную кислоту: Сад(Р04)2 + 3H2SO4 = = 3CaS04i + 2Н3РО4, которая затем взаимодействует с дополнительным количеством фосфорита, постепенно превращаясь в растворимую кислую соль: Саз(РО,)г + 4Н3РО, = = ЗСа(Н2Р04)г. Рис. 71. Фосфорные удобрения 150 Фосфорная кислота Простой суперфосфат — удобрение со сравнительно невысоким содержанием фосфора, так как значительную его часть составляет гипс, не представляющий питательной ценности для растений. Его образования удаётся избежать, заменив серную кислоту на фосфорную. Удобрение, полученное таким образом, называют двойным суперфосфатом. Преципитат представляет собой фосфорное удобрение на основе гидрофосфата кальция СаНР04 • 2Н2О. Он нерастворим в воде, но, в отличие от фосфорита, усваивается растениями на кислых почвах. Для приготовления преципитата к раствору фосфорной кислоты прибавляют известковое молоко: Н3РО4 + Са(0Н)2 = CaHP04i + 2Н2О. Взаимодействием фосфорной кислоты с аммиаком получают аммофос, состоящий из кислых фосфатов аммония NH4H2PO4 и (NH4)2HP04. Ценным удобрением является нитрофоска, содержащая азот, фосфор и калий. Её получают сплавлением гидрофосфата аммония, аммиачной селитры и хлорида калия. Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. Напишите формулы всех солей магния и фосфорной кислоты и назовите их. Какие вещества могут быть получены при пропускании аммиака через раствор фосфорной кислоты? Напишите формулы этих веществ и уравнения реакций их получения. Эффективность фосфорных удобрений принято оценивать, рассчитывая долю Р2О5 в каждом из них. Рассчитайте долю Р2О5 в простом и двойном суперфосфате. Обработка фосфорита Сад(Р04)2 горячей концентрированной азотной кислотой вместо серной приводит к образованию раствора, действуя на который аммиаком получают комплексное удобрение. Напишите уравнения реакций. Какое количество гидроксида натрия необходимо добавить к 4,8 моль фосфорной кислоты для получения: а) дигидрофосфата натрия; б) гидрофосфата натрия; в) эквимолярной (т. е. содержащей равные количества вещества) смеси гидрофосфата натрия и среднего фосфата натрия? Какие фосфорные удобрения вы знаете? Опишите их свойства. Как из белого фосфора получить гидрофосфат натрия? Напишите уравнения реакций. 151 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ §33 глерод Химический элемент углерод С расположен во 2-м периоде и главной подгруппе IV группы Периодической системы. В атоме углерода на внешнем уровне находится четы ре валентных электрона. В природе углерод встречается как в свободном состоянии, так и в составе углекислого газа, солей угольной кислоты, других соединений. Он — неотъемлемая часть всех органических ве-ш;еств, составляющих нефть, торф, каменный уголь, растительные и животные организмы. Простое вещество углерод существует в виде нескольких аллотропных модификаций, из которых важнейшие — алмаз и графит. Алмаз образует красивые прозрачные кристаллы, обладающие особенной способностью преломлять свет. Со времён начала промышленной добычи алмазов основную массу составляют технические камни и лишь доли процента пригодны для ювелирной обработки. Гранёные кристаллы алмаза ювелиры называют бриллиантами (рис. 72). Встречаются и окрашенные камни — розовые, оранжевые, голубые, зелёные и даже чёрные. Вес бриллиантов измеряют в особых единицах — каратах. Один карат равен 0,2 г. Алмазы массой более 15 каратов встречаются очень редко, а алмазы массой в сотни каратов — это величайшая редкость. Камням весом более 50 каратов присваиваются названия. Алмаз не проводит электрический ток. Он обладает очень высокой твёрдостью, оставляет след на любом природном минерале. В то же время алмаз хрупкий — его можно расколоть ножом. Благодаря высокой твёрдости алмазы используют для резки стекла, бурения горных пород, обработки наиболее твёрдых материалов. При высокой температуре в отсутствие воздуха алмаз превращается в графит. Графит знаком каждому школьнику — из него делают грифели карандашей. Это тёмно-серое, непрозрачное кристаллическое вещество, жирное на ощупь. Графит в противо-Рис. 72. Бриллиант положность алмазу — один 152 Углерод I; / “ ,.■*^ -.^'г ■• ■■ Н-^- ■* C^iA ' . ■'1 Рис. 73. Алмазы (а); структура алмаза (б) ИЗ самых мягких материалов: его можно процарапать даже ногтем. В отличие от алмаза, он хорошо проводит электрический ток. Из графита изготавливают не только грифели карандашей, но и электроды, тигли — сосуды, в которых плавят или спекают тугоплавкие веш;ества. Смешивая графит с минеральным маслом, готовят смазки, используемые для уменьшения трения деталей, работаю-ш;их при повышенных температурах. Различие свойств алмаза и графита определяется их различным строением. Алмаз имеет атомную кристаллическую решётку, в узлах которой находятся атомы углерода, соединённые в трёхмерный каркас. Каждый атом имеет четыре ближайших соседа, расположенных по углам тетраэдра и равноудалённых друг от друга (рис. 73, б). В графите же атомы расположены слоями. Каждый атом имеет внутри слоя лишь три ближайших соседа. Связи между отдельными слоями слабые, поэтому графит легко расслаивается на отдельные чешуйки, оставляя след на бумаге (рис. 74, б). Сравнивая алмаз и графит, создаётся впечатление, что наиболее устойчива кристаллическая структура алмаза. Но это не так. Все алмазы при комнатной температуре должны рано или поздно перейти в более устойчивый графит. Однако скорость такого преврап1;ения настолько низка, что этого практически не происходит. Химические свойства углерода исследуем, воспользовавшись куском графита, например обломком грифеля карандаша. При комнатной температуре углерод не вступает в химические реакции с большинством веш;еств. 153 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Рме. 74. Графитовые карандаши (а); структура графита (б) При нагревании он сгорает в кислороде, превращаясь в углекислый газ: С + О2 ~ СО2. Аналогичный опыт может быть проведён и с алмазом. Один такой эксперимент по сжиганию алмаза, поставленный весной 1772 г. великим французским химиком Антуаном Лораном Лавуазье, произвёл сенсацию. Воспользовавшись огромным увеличительным стеклом диаметром 84 см, Лавуазье сжёг алмаз в запаянной реторте, доказав, что при его сгорании образуется углекислый газ. А несколькими годами позже английский химик С. Теннант сжёг алмаз в расплавленной селитре, доказав, что при его сжигании выделяется такое же количество углекислого газа, как и при сжигании равного количества угля. Реакция углерода с водородом также требует нагревания. Продуктом её является газ метан — главная составная часть природного газа: С + 2Н2 = СН4. Углерод устойчив к действию растворов кислот, но окисляется до углекислого газа горячими концентрированными растворами серной и азотной кислот. С металлами углерод образует солеобразные вещества — карбиды. Углерод — хороший восстановитель, подобно водороду, используемый для получения металлов из оксидов. Этим широко пользуются в химической и металлургической промышленности при выплавке металлов из руд, представляющих собой оксиды. Возьмём тугоплавкую 154 Углерод пробирку и внесём в неё порошкообразную смесь оксида меди(П) с углём. При сильном нагревании оксид меди восстанавливается, превраш;аясь в металлическую медь. Повторим опыт, предварительно закрыв пробирку пробкой с вставленной в неё газоотводной трубкой, конец которой опуш,ен в известковую воду. При протекании восстановления легко обнаружить помутнение известковой воды. Это свидетельствует об образовании углекислого газа. Таким образом, уравнение реакции восстановления оксида меди углеродом имеет вид: 2СиО -Ь С = 2Си -Ь СОо. Вопросы и задания 1. Сопоставьте строение и свойства алмаза и графита, заполняя таблицу 11. Таблица 11 Строение и свойства Алмаз Графит 1. Строение Каркасная Слоистая структура структура 2. Цвет 3. Блеск 4. Растворимость 5. Твёрдость 6. Хрупкость 7. Электропроводность 2. Римский учёный I в. Плиний Старший писал об алмазе; «Когда удаётся успешно разбить алмаз, он раскалывается на такие мелкие крупинки, что их с трудом можно увидеть. Они нужны резчикам, и, заключённые в железо, с лёгкостью делают вырезы на каком бы то ни было твёрдом материале*. Какие свойства алмаза он упоминает? 3. Алмаз «Орлов», подаренный императрице Екатерине II её фаворитом, весит 185 каратов. Сколько граммов это составляет? Сколько атомов углерода он содержит? 4. Воспользовавшись рисунком 75, расскажите о применении графита и алмаза. В каждом случае отметьте, на каком свойстве вещества основано его использование (например, благодаря электропроводности графит используют как материал для электродов и т. д.). 155 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ щ ш Смазка Стержни атомных реакторов Литейные формы Рие. 75. Применение алмаза и графита 5. 6. 7. Охарактеризуйте химические свойства углерода. Напишите уравнения реакций восстановления углём свинца из оксида свинца(П), железа — из оксида железа(1П), меди — из оксида меди(1). В каждом случае назовите окислитель и восстановитель. Какой объём углекислого газа, измеренный при н. у., образуется при окислении 6 г угля концентрированной серной кислотой, концентрированной азотной кислотой, при сжигании такого же количества угля? Решите задачу устно и мотивируйте свой ответ. §34 ГОЛЬ При неполном сгорании или разложении многих органических веществ образуется уголь — аморфный углерод, по структуре напоминающий графит. Проведём опыт (рис. 76). Сухую реторту — сосуд грушевидной формы с длинным изогнутым горлом — наполовину заполним древесной стружкой или лучинками. К выходу из реторты присоединим плоскодонную склянку, за- 156 Уголь Рис. 76. Сухая перегонка древесины Рис. 77. Древесный уголь сохраняет строение древесины крытую пробкой С двумя отверстиями, в которые вставлены стеклянные трубки. Погрузим склянку в кристаллизатор с водой. Нагреем реторту на пламени горелки. Древесина постепенно чернеет, а в склянке собирается жидкость. Как только из газоотводной трубки начнёт выделяться белый дым, подожжём его при помощи горящей лучинки. После того как выделение газа прекратится и пламя потухнет, прекратим нагревание и изучим содержимое склянки. Собравшаяся в ней жидкость образует два слоя — бесцветный, состоящий главным образом из метилового, или древесного, спирта СНдОН, уксусной кислоты СНдСООН и воды, и тёмно-коричневый, с характерным запахом, состоящий из дёгтя. В реторте остаётся твёрдая пористая масса, повторяющая структуру исходной древесины. Это и есть древесный уголь (рис. 77). Поры и каналы в нём частично заполнены аморфным углеродом и золой, содержащей поташ — карбонат калия. При обработке водяным паром поры и каналы угля очищаются, благодаря чему сильно возрастает площадь его поверхности. Такой уголь называют активированным. Подобно графиту, уголь является мягким, он не только оставляет след на бумаге, но и пачкает руки. Если бросить в стакан с водой кусочек угля, он плавает на её поверхности благодаря своей пористости. Если воду с углём прокипятить, воздух выйдет из пор и уголь утонет. Древесный уголь, особенно активированный, за счёт пор имеет очень большую площадь поверхности — 800— 157 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ 1000 на 1 г угля. Именно поэтому уголь обладает способностью поглощать газы, пары и некоторые растворённые вещества. Это явление называют адсорбцией. Если в колбу с окрашенным газом, например оксидом азота(1У), внести порошок угля, то окраска исчезает, так как газ поглощается углём. Установлено, что кусок активированного угля объёмом 1 см^ способен поглотить более 150 мл аммиака и около 500 мл хлора, но всего 35 мл кислорода! При этом соблюдается правило — чем легче сжижается газ, тем он сильнее поглощается углём. На этом свойстве основано использование угля в за-У щитных масках и противогазах. Простейший противогаз, созданный русским химиком Н. Д. Зелинским в 1915 г., состоит из резиновой маски и жестяной коробки, наполненной активированным углём. Вдыхаемый воздух проходит через слой активированного угля, который очищает его от примеси вредных газов и паров (рис. 78). Уголь способен поглощать не только газы, но и некоторые растворённые вещества. Докажем это на опыте. Прокипятим раствор лакмуса с порошком древесного угля. После того как уголь осядет на дно, станет заметно, что раствор обесцветился — уголь адсорбировал лакмус. Этим свойством угля пользуются в технике для обесцвечивания сахарного сиропа, окрашенного в жёлтый цвет за счёт примесей. Сироп фильтруют через слой активированного угля, который поглощает примеси. Таблетки активированного угля принимают при отравлениях тяжёлыми металлами, при вздутии живота и др. Однако длительное лечение активированным углём приводит к обеднению организма витаминами, белками, жирами. Рис. 78. Устройство противогаза: 1 — маска; 2 — стёкла (очки); 3 — гофрированная трубка; 4 — клапан для выдыхания; 5 — клапан для вдыхания; 6 — коробка с поглотителем; 7 — слой поглотителя внутри коробки 158 Уголь Сливное отверстие Очищенная вода В быту для очистки а) Водопроводная питьевой воды от при- | меси нежелательных органических веществ, придающих ей цвет или запах, для удаления следов хлора и ржавчины используют угольные фильтры. Фильтр представляет собой колонку, изготовленную из стали или стеклопластика и заполненную активированным углём, который получают из скорлупы кокосовых орехов специальных твёрдых пород (рис. 79, а). Угольные фильтры иной конструкции находят применение в очистителях воздуха (рис. 79, б). Они способны задерживать даже очень мелкие частицы пыли, по размеру чуть больше вирусов. Адсорбция — процесс обратимый. Если через уголь, поглотивший газ, пропустить перегретый водяной пар, он регенерируется, отдавая поглощённое вещество. В технике этим пользуются для улавливания и возвращения в производство паров летучих веществ, например органических растворителей. Древесный уголь находит также применение в металлургии, при изготовлении чёрного пороха. При неполном сгорании многих органических веществ образуется сажа — чёрный, жирный на ощупь порошок. Она скапливается в печных трубах, образует нагар в двигателях внутреннего сгорания. Сажа, подобно древесному углю, представляет собой аморфный углерод, по структуре напоминающий графит, но состоящий из мелких сферических частичек, диаметром до десятой доли миллиметра. Большое количество сажи использу- Рис. 79. Угольные фильтры: а — для очистки воды (схема); б — для очистки воздуха 159 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ ется при изготовлении шин — именно она окрашивает резину в чёрный цвет. Добавление сажи увеличивает прочность резиновых изделий и продлевает срок их службы. Сажа входит в состав чёрной типографской краски, которой, например, напечатан этот текст. Художники и оформители часто используют тушь — мелкую взвесь сажи в растворе клея. Каменный и бурый угли являются продуктами разложения без доступа воздуха древней растительности. Они в значительной степени состоят из углерода. В их структуре содержатся фрагменты слоёв из атомов углерода, подобных слоям графита, однако атомы углерода на концах слоёв содержат фрагменты органических молекул. При нагревании без доступа воздуха каменный уголь превращается в кокс — чёрную массу из аморфного углерода, похожую на сажу. Каменный уголь используется как топливо и источник кокса, используемого в металлургии в качестве восстановителя. Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. Что представляют собой древесный уголь; сажа; каменный уголь; кокс? Какой уголь называют активированным? Где он используется? Что такое адсорбция? Приведите пример. Сажа, наряду с водородом, образуется при пиролизе метана СН^ — нагревании его без доступа воздуха. Напишите уравнение реакции. Рассчитайте массу сажи, образующейся при пиролизе 56 м^ метана, если выход реакции составляет 95%. Пользуясь рисунком 78, опишите устройство противогаза. В СВОБОДНОЕ ВРЕМЯ ------------------------------------ Приобретите в аптеке таблетки активированного угля и проведите с ними опыты. Приготовьте раствор чернил и бросьте в него таблетку активированного угля. Встряхивайте раствор. Как изменяется окраска? Нагрейте раствор до кипения. Что наблюдается? Проделайте аналогичные опыты, добавив в воду несколько капель йодной настойки, спиртового раствора красителей (бриллиантового зелёного — «зелёнки», используемой для обработки ран, или метиленового синего — «синьки», добавляемой в воду при стирке). 160 Угарный и углекислый газы §35 гарный и углекислым газы При горении угля и органических веществ, разложении солей угольной кислоты, при дыхании, гниении, брожении образуется углекислый газ COg — оксид углеро-да(1У). Это бесцветный газ с кисловатым запахом и вкусом, он почти в полтора раза тяжелее воздуха. При О °С и давлении 38 атм углекислый газ превращается в легкоподвижную жидкость, которая, испаряясь, частично застывает в белую массу, похожую на снег, — «сухой лёд». Его используют для охлаждения мороженого. Кусочки «сухого льда», попадая в воду, издают шипение и испускают белый дым, состоящий из мелких кристалликов льда. Углекислый газ по растворимости в воде превосходит кислород, но значительно уступает аммиаку. В одном объёме воды при комнатной температуре и атмосферном давлении растворяется равный объём углекислого газа. Однако растворимость углекислого газа в воде можно существенно увеличить, повысив давление. Именно так и поступают, приготавливая газированные напитки. В закупоренной пластиковой бутыли напиток находится под высоким давлением углекислого газа. При открытии крышки, когда давление становится равным атмосферному, растворимость углекислого газа резко понижается, и он выделяется из раствора — жидкость закипает. В лаборатории для получения углекислого газа используют реакцию мрамора с соляной кислотой: СаСОд -Ь 2НС1 = CaClg + COgt -Ь ЩО. Для этих целей удобно воспользоваться аппаратом Киппа, с которым мы уже имели дело при получении водорода. В средний шар аппарата поместим кусочки мрамора, а в воронку прильём 20% -ю соляную кислоту. Откроем кран. Как только кислота придёт в соприкосновение с мрамором, жидкость как бы закипает от выделяющихся из мрамора пузырьков газа (рис. 80). Углекислый газ собирают в открытый сосуд, опуская газоотводную трубку до самого дна. Углекислый газ тяжелее воздуха, поэтому его можно переливать из одного сосуда в другой, подобно невидимой жидкости. Это наглядно показывает опыт. В большой стакан поместим каркас, сделанный из металлической проволоки в форме лесенки, на каждой ступеньке которой укрепим тонкие свечки. Зажжём их при помощи лучинки и аккуратно пе- 161 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ <Г> НС1 20% СаСО, Рис. 80. Получение углекислого газа в лаборатории Рис. 81. Переливание углекислого газа в сосуд с горящими свечами рельём в стакан собранный ранее углекислый газ (рис. 81). Свечи будут гаснуть одна за другой, начиная с нижней. Углекислый газ не горит, т. е. не может присоединять к себе дополнительное количество кислорода. Он не поддерживает горения и дыхания и поэтому используется в огнетушителях для тушения пламени, например при горении бензина, керосина и других нефтепродуктов, так как они легче воды. Если их тушить водой, то они оказываются на её поверхности, продолжая гореть. Углекислый газ тяжелее воздуха и, опускаясь на поверхность бензина, предохраняет его от контакта с воздухом. Большие количества углекислого газа используются в производстве соды, мочевины, в пиш;евой промышленности — при приготовлении газированных напитков. Для промышленных нужд оксид углерода(1У) получают разложением известняка: СаСОс 1000 °с >CaO-bC02t. '3 ' ' '^^2 Углекислый газ является кислотным оксидом. О его присутствии можно судить по помутнению известковой воды вследствие образования нерастворимого в воде карбоната кальция: Са(ОН)2 -Ь СО2 = СаСОз! -Ь Н2О. 162 Угарный и углекислый газы С ростом промышленного производства и уничтожением лесов количество оксида углерода(1У) в атмосфере год от года возрастает. Молекулы COg обладают способностью задерживать тепловое излучение Земли, это явление называют парниковым эффектом. По прогнозам учёных, парниковый эффект может привести к росту среднегодовой температуры на планете на несколько градусов, таянию льдов и повышению температуры Мирового океана. Ч Скапливаясь в подвалах и погребах, угольных шахтах и карстовых пещерах, овощехранилищах и силосных ямах, углекислый газ представляет опасность для человека. В воздухе, выдыхаемом человеком, содержание СО2 составляет около 4%, поэтому закрытые помещения, в которых находится много людей, например классные комнаты, необходимо регулярно проветривать. В воздухе, содержащем 3% COg, зажжённая свеча гаснет. При содержании углекислого газа в воздухе более 4% возникает головная боль, учащается пульс, повышается кровяное давление. Гораздо более ядовит оксид углерода(П) СО — угарный газ, вызывающий тяжёлое отравление, часто со смертельным исходом. Об отравлении угарным газом свидетельствует внезапно возникшее головокружение, головная боль, тошнота, иногда потеря сознания. При отравлении угарным газом пострадавшего надо как можно быстрее вынести на свежий воздух, а при необходимости прибегнуть к искусственному дыханию. Оксид уг-лерода(П) образуется и при работе двигателей внутреннего сгорания, его содержание в выхлопных газах может достигать 10% (об.). Известны случаи отравления выхлопными газами в плохо проветриваемых гаражах. Большое количество угарного газа выделяется при пожарах. Содержится угарный газ и в табачном дыме. Познакомимся со свойствами этого ядовитого газа. Это бесцветный газ, без вкуса и запаха, почти нерастворимый в воде. Он образуется при неполном сгорании угля: 2С + О2 = 2СО| или при взаимодействии угля с углекислым газом. Обладая низкой температурой плавления, угарный газ плохо поглощается активированным углём. Поэтому противогазы, которыми пользуются пожарные, содержат гопкалит — катализатор на основе оксидов переходных метал- 163 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ ЛОВ, в присутствии которого угарный газ окисляется до углекислого газа уже при комнатной температуре. Горение оксида углеро-да(П) легко наблюдать и в домашних условиях — для этого достаточно зажечь спичку. Синяя кайма в нижней части пламени — это и есть пламя угарного газа, образующегося при неполном сгорании древесины (рис. 82). Он всегда образуется наряду с углекислым газом, если горение угля или другого углеродного топлива осуществляется при недостаточном доступе воздуха. Понаблюдайте за горением дров в печи или камине (рис. 83). Над раскалёнными добела углями хорошо заметны голубые огоньки — это пламя угарного газа, превращающегося в углекислый газ. Если у хорошо растопленной печи закрыть дверцу, через которую поступает воздух, и заслонку в трубе, то образовавшийся в ней углекислый газ восстановится углём до угарного газа: С02-ЬС = 2С01. Эта реакция протекает лишь при высокой температуре. Запомните, печь можно закрывать, лишь когда угли в Рис. 82. Горение спичек Труба Топк , COg Заслонка а) Поддувало б) Рис. 83. Правильная (а) и неправильная (б) топка печи 164 С -Н Og - COg COg + С = 2СО Угарный и углекислый газы ней несколько остынут и на них исчезнут голубые огоньки. Это означает, что образование угарного газа прекратилось. Подобно углю, угарный газ способен восстанавливать металлы из их оксидов. Во многих металлургических процессах получения металлов важнейшую роль играет именно угарный газ. Так, в доменной печи наряду с другими происходит реакция: FeO + СО = Fe -Н СО. Лабораторный опыт ТО. '2* Изучение свойств раствора карбоната натрия Насыпьте в пробирку несколько кристалликов кальцинированной соды — среднего карбоната натрия. Добавьте в пробирку 3—4 мл воды и встряхните, ударяя по той части, где находится раствор, указательным пальцем. Сделайте вывод о растворимости соды в воде. Полученный раствор разделите на две части. К одной из них прилейте соляную кислоту, а к другой — раствор хлорида кальция. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионном виде. Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. Опишите физические свойства углекислого газа. На чём основано использование углекислого газа при тушении пожаров, при приготовлении газированных напитков? Если на кусок мрамора подействовать серной кислотой вместо соляной, выделение углекислого газа быстро прекращается. Чем это можно объяснить? Известны случаи смертельных отравлений углекислым газом, скопившимся на дне погребов, в которых хранятся овощи. Как следует убедиться в безопасности нахождения в погребе? Что такое парниковый эффект и каковы его возможные последствия? Расскажите об использовании углекислого газа (рис. 84). Почему при топке печи опасно преждевременно закрывать заслонку? Свойства угарного газа были подробно изучены в 1776 г. химиком Ларссоном. «Из смеси цинковой окалины (оксида цинка) и большого количества угольного порошка, заключённой в пистолетное дуло, я извлёк в жару кузнечного горна 96 л газа», — записал он в дневнике. Приведите уравнение реакции. Какую массу цинковой окалины взял учёный? 165 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Средства В пищевой пожаротушения промышленности Производство солей угольной кислоты > 2в kg (leguj Li \ L MMOWkS' 28 kg Ь; degusML Поташ Кальцинированная (стиральная) сода Рис. 84. Применение углекислого газа 9. Сколько литров угарного газа (н. у.) необходимо для получения 1000 кДж теплоты, если известно, что при сгорании 1 г этого вещества выделяется 10,1 кДж? 10. Какие первые признаки отравления угарным газом? Что нужно делать при отравлении? §36 гольная кислота и ее соли Водный раствор углекислого газа окрашивает лакмус в красный цвет, т. е. проявляет свойства кислоты. Однако, в отличие от большинства других кислот, угольная кислота в водных растворах неустойчива и легко распадается на воду и углекислый газ. Угольная кислота образует два ряда солей — карбонаты и гидрокарбонаты, например: NaHCO,. NagCOg; Карбонат натрия, средняя соль Гидрокарбонат натрия, кислая соль 166 Угольная кислота и её соли В воде растворимы карбонаты только щелочных металлов и аммония. Угольная кислота — слабая, поэтому сильные кислоты вытесняют её из солей. При этом угольная кислота распадается на воду и углекислый газ. Подействуем на кусок мела соляной кислотой. Мел тут же покрывается белой пеной — это выделяется углекислый газ: СаСОд -Ь 2НС1 = CaClg + COgt -f HgO. Выделение углекислого газа при действии кислоты на исследуемую соль служит качественной реакцией на соли угольной кислоты. Любая хозяйка знает, что питьевая (пищевая) сода — гидрокарбонат натрия NaHCOg — легко гасится уксусом (раствором уксусной кислоты СНдСООН): NaHCOg -Н СНдСООН = CHgCOONa -f COgt + HgO. Соду, гашённую уксусом, используют при замесе теста: выделяющийся углекислый газ делает тесто более рыхлым, воздушным. NaHCOg — гидрокарбонат натрия (кислая соль) используется также для приготовления напитков, полоскания горла и т. д. При слабом нагревании питьевая сода разлагается, выделяя углекислый газ и превращаясь в кальцинированную соду: 2NaHCOg = NagCOg -f- COgt -Ь HgO. Эта реакция происходит в растворе, ещё не достигшем температуры кипения. По мере того как углекислый газ уходит из сферы реакции, pH раствора заметно возрастает. Средний карбонат натрия NagCOg называют кальцинированной содой. Раствор этого вещества имеет сильно щелочную реакцию среды, поэтому он мылкий на ощупь. В таком растворе замачивают бельё. Сода убивает микроорганизмы, способствует удалению загрязнений. Многие нерастворимые в воде карбонаты встречаются в природе в виде минералов. Наиболее распространён карбонат кальция, образующий богатые залежи мела, известняков и мрамора. Эти горные породы отличаются по внешнему виду и плотности, но имеют один и тот же химический состав, отвечающий формуле СаСОд (рис. 85). Из них наиболее красив мрамор, состоящий из сросшихся между собой мелких кристалликов кальцита — кристаллического карбоната кальция. Примеси 167 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ часто придают мрамору разнообразные цветовые оттенки — от чисто-белого до жёлто-коричневого, красного и даже зелёного (рис. 86). Из мрамора выстроены такие выдающиеся памятники, как Парфенон в Афинах, римский амфитеатр Колизей, им были облицованы египетские пирамиды. В настоящее время мрамор широко используется для внешней и внутренней отделки зданий. Многие скульпторы древности высекали свои творения из цельной глыбы белого мрамора. Его добывали на острове Парос в Средиземном море, местечке Пентели-кон близ Афин или на севере Тосканы — в Карраре. Известняк имеет более мягкую и рыхлую структуру, в которой часто встречаются окаменевшие раковины древних моллюсков. Поэтому его редко используют как строительный и отделочный ма- Рис. 85, Мел под сканирующим электронным микроскопом (увеличение в 6,5 тыс. раз) Рис. 86. Мрамор различных оттенков 168 Угольная кислота и её соли териал. В промышленности известняк обжигают, т. е. нагревают до высокой температуры, примерно 900 °С. В результате реакции выделяется углекислый газ и образуется негашёная известь — оксид кальция. Другие нерастворимые в воде карбонаты, подобно известняку, также разлагаются при нагревании. в СВОБОДНОЕ ВРЕМЯ --------------------------------------- Приготовьте в домашних условиях газированный напиток, воспользовавшись одним из рецептов. Попробуйте объяснить, почему жидкость становится газированной в каждом случае. 1. Возьмите пол стакана холодной кипячёной воды, добавьте в него четверть чайной ложки пищевой соды и одну чайную ложку сахарного песка, а затем немного (на кончике ножа) твёрдой лимонной кислоты или лимонного сока. Перемешайте. Напиток готов к употреблению. 2. Мелко нарежьте 120 г сушёных абрикосов без косточек, залейте стаканом воды, сварите до мягкости. Вылейте в кастрюлю, добавьте 5 стаканов кипятка, перемешайте. Накройте марлей и поставьте на сутки на солнце. Затем процедите, прибавьте 120 г сахара, размешайте, накройте, поставьте на солнце. Когда шипучка начнёт бродить, процедите, перелейте в пластиковые бутылки, положив в каждую по 2—3 изюминки. Плотно закупорьте и держите бутылки на холоде в горизонтальном положении. Вопросы и задания 1. 3. 4. 5. 6. 7. Напишите формулы карбонатов и гидрокарбонатов калия и кальция. При кипячении раствор гидрокарбоната кальция разлагается, подобно гидрокарбонату натрия. Напишите уравнение реакции. Как распознать, есть ли: а) в питьевой соде примесь поваренной соли, б) в поваренной соли примесь кальцинированной соды. Получите из угля карбонат бария в минимальное число стадий. Почему при кипячении раствора питьевой соды его щёлочность возрастает? При обработке 21,2 г смеси карбоната и сульфата натрия соляной кислотой выделилось 2,24 л газа (н. у.). Определите состав смеси в массовых процентах. Неизвестная соль при нагревании разлагается, не оставляя твёрдого остатка, а с растворами кислот и щелочей реагирует с образованием газа. О какой соли идёт речь? Предложите два варианта ответа. 169 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ §37 К руговорот углерода в природе Все виды атомов, образующих земную кору, находятся в постоянном движении, переходя из одних химических соединений в другие. Такие переходы часто приобретают циклический характер. Их называют круговоротами. В качестве примера рассмотрим круговорот углерода в природе (рис. 87). Содержащийся в атмосфере углекислый газ поглощается растениями в результате фотосинтеза, превращаясь в глюкозу и другие органические вещества. Атомы углерода в составе органических веществ последовательно переходят из одного живого организма в другой, от растений к животным, употребляющим их в пищу, и т. д., пока не попадают в землю в форме органических остатков. Под действием микроорганизмов они разлагаются, а углерод в форме углекислого газа возвращается в атмосферу. Процессы дыхания и горения, например сжигание нефтепродуктов и каменного угля, образовавшихся при разложении древних растений, увеличивают количество углекислого газа в атмосфере. Помимо рассмотренного цикла превращений углерода, иногда называемого био- Рис. 87. Круговорот углерода в природе 170 Кремний и его соединения химическим, в природе действует еще один цикл — минеральный. Углекислый газ, содержащийся в атмосфере, участвует в процессах выветривания горных пород, превращаясь при этом в карбонаты кальция — гидрокарбонат Са(НСОд)2, а из него — ив средний карбонат СаСОд. В результате вулканической деятельности карбонатные породы разлагаются, а образующийся при этом углекислый газ возвращается в атмосферу. В природе процессы образования и расходования углекислого газа должны быть строго сбалансированы — сколько поступило в течение какого-то времени в атмосферу, примерно такое количество и расходуется за то же время. Развитие промышленности и уничтожение лесов может привести к нарушению этого равновесия, что повлечёт за собой возрастание концентрации углекислого газа в атмосфере. Вопросы и задания 1. 2. 4. Опишите круговорот углерода в живой и неживой природе. В виде каких минеральных и органических соединений углерод содержится в земной коре; Мировом океане? В одной из двух склянок имеется раствор гидроксида натрия, в другой — карбоната натрия. Как распознать содержимое каждой склянки? Приведите уравнения реакций. Напишите уравнения реакций, соответствующие схеме: ^ СО, -> NaoCO, СаСО, ^ СО, §38 К, ремнии и его соединения Химический элемент кремний Si является электронным аналогом углерода — он также расположен в главной подгруппе IV группы Периодической системы. Если углерод играет важнейшую роль в живых организмах, образуя множество органических веществ, то кремний — наиболее важный элемент неживой природы. Образованные им минералы слагают верхнюю оболочку Земли — земную кору. В природе кремний встречается исключительно в виде соединений. Из них наиболее важен кварц — оксид кремния SiOg. Чистый кристаллический кварц образует бесцветные прозрачные кристаллы. Кварцевый песок состоит из множества таких мелких кристаллов. Разглядеть их можно лишь в микроскоп. Крупные кристаллы кварца редко встречаются в природе. Гре- 171 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ Рис. 88. Кремнёвые орудия труда ки считали их особой разновидностью льда, которую невозможно расплавить. Современное название этого минерала — горный хрусталь — и происходит от греческого слова « кристаллос », означающего «лёд». Кстати, от этого корня происходит и слово «кристалл». Учёные подсчитали, что на кремний приходится примерно 30% всей массы земной коры. Известно свыше двухсот природных разновидностей оксида кремния, отличающихся друг от друга степенью кристалличности, наличием примесей, которые часто придают им окраску. Возьмём для примера кремень. Именно этот минерал почему-то чаще всего ассоциируется с кремнием. Кремень — это тот же кварц, только образовавшийся не в виде отдельных кристаллов, а сплавленный в единую сплошную массу. Примесь железа придаёт ему жёлтый или коричневый цвет. Кремень твёрдый, при ударе от куска кремня откалываются отдельные пластинки с острыми краями. Это знали древние люди, для которых кремень был важнейшим природным материалом для изготовления рубил, наконечников стрел и др. (рис. 88). При ударе о сталь кремень даёт искру. Поэтому позднее его использовали в кремнёвых ружьях для зажигания пороха. Пёстрые агаты, разноцветные яшмы, нежносиреневые аметисты, красно-коричневый камень сердолик — всё это разновидности оксида кремния(1У) (рис. 89). Это соединение имеет атомную кристаллическую решётку, в которой чередуются атомы кремния и кислорода. Каждый атом кремния находится в окружении четырёх атомов кислорода, расположенных в вершинах тригональной пирамиды — тетраэдра. О высокой прочности кристаллической решётки свидетельствует тот факт, что оксид кремния, в отличие от других кислотных оксидов, не взаимодействует с водой. Уже миллионы лет бьются морские волны о берег, усыпанный кварцевым песком, но никаких признаков протекания реакции не обнаруживается. Подобно другим кислотным оксидам, кварц реагирует с растворами щелочей. Чем мельче размер кристаллов кварца, тем легче протекает реакция. Обычный кварцевый песок медленно растворяется в щёлочи при кипяче- 172 Кремний и его соединения Рис. 89. Природные разновидности оксида кремния: а — агаты; б — аметисты; в — яшма; г — сердолик НИИ, быстрее реакция протекает при сплавлении. Продуктами реакции являются вода и силикат натрия — натриевая соль кремниевой кислоты: SiOg + 2NaOH = NagSiOg -Ь HgO. Это вещество хорошо растворимо в воде. Его водный раствор используется в виде канцелярского клея. Клеящее действие этого вещества основано на том, что под действием углекислого газа воздуха силикат натрия постепенно превращается в кремниевую кислоту: NagSiOg -t- COg + HgO = NagCOg -f HgSiOgi. Кремниевая кислота, в отличие от других минеральных кислот, нерастворима в воде и выделяется в виде белого аморфного осадка, который прочно соединяет склеиваемые поверхности, заполняя все пустоты между ними. Как видно из приведённой реакции, кремниевая кислота — очень слабая: её способна вытеснить из раствора соли даже угольная кислота! В природе широко распространены соединения кремния с кислородом и металлами, которые можно условно считать солями кремниевой кислоты. Именно эти 173 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ соединения, называемые силикатами^ и слагают земную кору. Для удобства их формулы записывают в виде комбинации оксидов. Например, состав полевого шпата выражает формула KgO • АЦОд • SiOg, а глины — AlgOg • SiOg • 2Н2О. Из глины готовят различные виды керамики — фаянс, фарфор. Обжигом неочищенной глины, окрашенной соединениями железа в жёлтый или бурый цвет, получают кирпичи и черепицу. Широкое применение в технике и быту находят силикатные стёкла. Наибольшее распространение получило натриевое стекло. Его готовят сплавлением кварцевого песка с содой (карбонатом натрия) и известняком. В печи известняк разлагается, выделяя углекислый газ, а образующийся оксид кальция превращается в силикат. Другая часть кварца вступает в реакцию обмена с содой: NagCOg + SiOg = NagSiOg -t- COg|. Эта реакция протекает до конца, так как один из её продуктов выделяется в виде газа. Образующиеся силикаты натрия и кальция и представляют собой стекло, состав которого условно выражают формулой NagO • СаО • 6SiOg. Стекло, в отличие от большинства других веществ, не имеет определённой кристаллической структуры, а напоминает застывшую жидкость. Атомы в нём расположены нерегулярно. Такие вещества называют аморфными. Аморфным является также и кварцевое стекло, которое получают из расплавленного кварца. Подавляющее большинство твёрдых тел при нагревании расширяется, а при охлаждении сжимается. Если нагретый до высокой температуры стеклянный предмет резко охладить, например под струёй холодной воды, то он треснет. Причина — неравномерное сжатие различных частей предмета при резком охлаждении. Изделия из кварца в этом смысле уникальны. Кварц практически не расширяется при нагревании, и поэтому его можно охладить, опустив в холодную воду. Кварцевое стекло не даёт трещин даже при стекла таком резком перепаде тем- Рие. 90. Посуда из кварцевого 174 Самое важное в главе 3 ператур. Именно поэтому посуду из кварцевого стекла часто используют в химических лабораториях (рис. 90). Вопросы и задания 1. Какова химическая формула кварца; горного хрусталя; яшмы? 2. Как можно из оксида кремния получить кремниевую кислоту? Напишите уравнения реакций. 3. Какие продукты получают из глины? Где они применяются? 4. Какие вещества называют аморфными? Приведите примеры. 5. Чем кварцевое стекло отличается от оконного? *6. Объясните, почему в водном растворе углекислый газ вытесняет из силиката натрия кремниевую кислоту, а при сплавлении кварца с содой реакция фактически протекает в обратном направлении. 7. Внутренняя поверхность стеклянных склянок, в которых длительное время хранились крепкие растворы щелочей, становится неровной. Чем это можно объяснить? 8. Какую массу оксида кремния(1У) можно получить из 250 г 1,22% -го раствора силиката натрия? Самое важное в главе 3 В атомах элементов-неметаллов на внешнем уровне присутствует много валентных электронов, поэтому многие неметаллы — окислители. Элементы-неметаллы расположены в правом верхнем углу Периодической таблицы. Наиболее ярко свойства неметаллов проявляют галогены. Так называют элементы главной подгруппы VII группы Периодической системы — фтор, хлор, бром, иод, астат. В форме простых веицеств они состоят из двухатомных молекул. При обычных условиях фтор и хлор — газы, бром — жидкость, иод — твёрдое вещество. Все галогены — прекрасные окислители. Они активно взаимодействуют с металлами. Окислительная способность галогенов уменьшается вниз по подгруппе. Наиболее сильный окислитель — фтор. В его атмосфере горят даже вода и кварц. Галоген с меньшим порядковым номером вытесняет галогены с большим порядковым номером из растворов их солей. Из галогенов наибольшее практическое значение имеет хлор. Он находит широкое применение в промышленности как сырьё для производства хлороводорода и соляной кис- 175 Глава 3. НЕМЕТАЛЛЫ ЛОТЫ, отбеливающих средств, полимеров, красителей. Хлор используется для обеззараживания воды, отбеливания тканей. Среди неметаллов VI группы наиболее важны кислород и сера. Для серы характерна аллотропия. Наиболее устойчива ромбическая сера, состоящая из молекул Sg. Важнейшими соединениями серы являются сероводород, сернистый газ и серная кислота. В присутствии катализатора сернистый газ окисляется кислородом до оксида серы(У1) — ангидрида серной кислоты. Серная кислота H2SO4 (соли — сульфаты) — важнейшая из минеральных кислот. Это тяжёлая маслянистая жидкость, смешиваемая с водой. Она обладает всеми свойствами кислот. Концентрированные растворы серной кислоты (например, 98%-й) — сильные окислители. При реакции такой кислоты с металлами водород не выделяется, а происходит образование сернистого газа. Разбавленная (20%-я) серная кислота реагирует с активными металлами с выделением водорода. Основное количество серной кислоты расходуется на производство удобрений. В природе основное количество азота сосредоточено в воздухе (78%), где он находится в виде простого вещества. Молекула азота Ng очень прочная, поэтому азот с трудом вступает в химические реакции. Растения и животные не способны поглощать азот из воздуха и превращать его в химические соединения. Связывание атмосферного азота проводят, переводя его в соединение с водородом — аммиак. Аммиак NHg — бесцветный газ с характерным резким запахом, легче воздуха, прекрасно растворим в воде. Водный раствор аммиака в быту называют нашатырным спиртом. Аммиак проявляет свойства основания и является восстановителем. С кислотами он образует соли аммония NH4 за счёт образования четвёртой связи N—Н по донорно-акцепторному механизму. В промышленности аммиак получают из азота и водорода, а в лаборатории — действием щёлочи на соль аммония. Азотная кислота HNO3 проявляет все свойства минеральных кислот, но, в отличие от остальных кислот, даже в разбавленных растворах является сильным окислителем. При её взаимодействии с металлами водород не выделяется, а происходит восстановление нитрат-иона. Основное количество азотной кислоты идёт на производство удобрений. 176 Самое важное в главе 3 Фосфор образует несколько аллотропных модификаций, из которых наиболее активен белый фосфор — он воспламеняется на воздухе. Образующийся при сгорании фосфора оксид Р2О5 бурно реагирует с водой, превращаясь в фосфорную кислоту Н3РО4 (соли — фосфаты). Фосфаты кальция и аммония используются в качестве удобрений. Углерод играет важнейшую роль в живой природе — он входит в состав всех органических веществ, в том числе белков. В атмосфере углерод содержится в форме углекислого газа, а в земной коре — в виде карбонатов. Элемент углерод образует несколько простых веществ. Среди них наиболее известны алмаз и графит. Оксид угле-рода(1У), или углекислый газ, образуется при сжигании угля, разложении карбонатов, сгорании органических веществ. Это бесцветный газ с характерным кисловатым запахом, растворимый в воде. Его водный раствор проявляет свойства слабой угольной кислоты. Среди солей этой кислоты — карбонатов наиболее известны питьевая сода — гидрокарбонат натрия NaHCOg и кальцинированная сода NagCOg. Кремний широко распространён в земной коре — он является основой многих минералов и горных пород — кварца, силикатов, алюмосиликатов. Оксид кремния(ХУ) широко распространён в природе в виде кварцевого песка. При нагревании его с щелочами образуются силикаты — соли слабой кремниевой кислоты. Нерастворимые в воде силикаты и алюмосиликаты формируют земную кору. К ним принадлежат глина, полевой шпат. Кварцевый песок и глина служат сырьём для силикатной промышленности, производящей стекло, керамику, строительные материалы — цемент и бетон. ГЛАВА 4 Металлы §39 ^^бщие свойства элементов-металлов в предыдущей главе вы познакомились с химией неметаллов. В наибольшей степени свойства неметаллов проявляют галогены — элементы главной подгруппы VII группы. В атомах галогенов и других неметаллов внешний уровень близок к завершению, поэтому в химических реакциях неметаллы выступают в роли окислителей — они присоединяют электроны, отнимая их от атомов других элементов. В этой главе речь пойдёт о металлах, особенностях их строения, свойствах и областях применения. Из 118 известных химических элементов 92 являются металлами. В Периодической системе элементы-металлы расположены в начале периодов, а также в побочных подгруппах. Условной границей, отделяющей металлы от неметаллов, служит прямая, проведённая от бора до астата в длинном варианте Периодической таблицы. Металлы оказываются левее и ниже этой прямой, неметаллы — правее и выше, а элементы, находящиеся вблизи прямой, имеют двойственную природу, иногда их называют металлоидами. В древности людям были известны семь металлов — золото, серебро, ртуть, медь, олово, железо, свинец, — которые либо Рис. 91. Средневековый рисунок из сочинения «Preciosa margarita novella» («Рассказ о великолепной жемчужине»). Шесть металлов, изображённых в виде детей, умоляют золото (короля), чтобы оно передало им своё совершенство 178 Общие свойства элементов-метоллов встречаются в природе в свободном виде, либо образуются из соединений, например при попадании их в огонь. Каждый из этих металлов алхимики связывали с одной из семи известных планет и обозначали определённым символом: золото означало Солнце, серебро — Луну, ртуть — Меркурий, медь — Венеру, олово — Юпитер, железо — Марс, свинец — Сатурн. Считалось, что каждая планета находится под влиянием соответствующего ей металла. Символом совершенства алхимики считали золото. Они верили, что существует философский камень — магическое вещество, способное превратить все металлы в золото (рис. 91). В перечне простых веществ, составленном великим французским химиком А. Лавуазье в 1789 г., присутствует 17 металлов, в первом варианте Периодической системы Д. И. Менделеева (1869) их уже 47. Название последнего из открытых элементов-металлов — рентгения (элемент 111) было утверждено в 2004 г. Атомы металлов на внешнем уровне содержат не более четырёх электронов, как правило, от одного до трёх. Отдавая эти электроны, они приобретают устойчивую оболочку ближайшего благородного газа. -2е Таким образом, металлы в химических реакциях являются восстановителями — они приобретают положи- 179 Глава 4. МЕТАЛЛЫ Рис. 92. Железная руда (а) и выход железной руды на поверхность (б) тельную степень окисления. В этом заключается их принципиальное отличие от элементов-неметаллов. Способность атома элемента смещать на себя электроны химической связи, как вы знаете, называют электроотрицательностью. Элементы-металлы легче отдают электроны, чем притягивают их, иными словами, они имеют низкую электроотрицательность — меньше 1,8. В наибольшей степени металлические свойства выражены у элементов главной подгруппы I группы Периодической системы — щелочных металлов. Их атомы настолько легко отдают валентный электрон, что в природе эти элементы встречаются исключительно в виде соединений. Слово «металл» восходит к греческому корню «метал-лон», означающему «рудник». Действительно, многие металлы встречаются в природе в виде руд^ содержащих один или несколько минералов (рис. 92). Минералы, содержащие металлы, называют рудными, а все остальные — пустой породой. Железные руды содержат магнитный железняк — магнетит Feg04 или красный железняк — гематит FegOg, алюминиевые — корунд AlgOg или боксит АЮОН, медные — медный блеск CugS или медный колчедан CuFeSg. Извлечением металлов из руд занимается особая наука — металлургия. По распространённости в земной коре среди всех металлов лидирует алюминий (7%) — он уступает лишь двум неметаллам — кислороду и кремнию. На втором месте среди металлов расположено железо (4%), на третьем — кальций (3%), затем натрий, калий и маг- 150 Общие свойства элементов-металлов Рис. 93. Распространённость некоторых металлов в земной коре (в массовых процентах) ний (около 2%), титан (0,6%). Гораздо меньше в земной коре хрома (0,01%), меди (0,005%), урана и олова (по 0,0002%), серебра (0,000007%), ртути (0,000005%), золота (0,0000001%). Все радиоактивные металлы, за исключением урана и тория, в природе встречаются лишь в следовых количествах либо вообш;е не обнаружены (рис. 93). Вопросы и задания 1. Какими общими свойствами характеризуются элементы-металлы? 2. Напишите электронные конфигурации атомов бериллия и магния. 3. Сопоставьте строение атома и свойства химических элементов — металлов (натрий, алюминий) и неметаллов (фтор, сера). 4. Почему щелочные металлы и галогены в природе не встречаются в форме простых веществ? 5. Сурьма Sb по некоторым свойствам (металлический блеск) близка металлам. Согласуется ли это с её положением в Периодической системе? 6. Рассчитайте массовые доли металлов в медном блеске и боксите. 181 Глава 4. МЕТАЛЛЫ §40 П ростые вещества — металлы Трудно найти человека, который бы не знал, как выглядят металлы. От большинства других вегцеств их легко отличить по характерному металлическому блеску (рис. 94). В отличие от неметаллов, они хорошо проводят тепло — достаточно вспомнить, чем может закончиться прикосновение к горячей кастрюле или сковороде. Все металлы, кроме ртути, при комнатной температуре находятся в твёрдом состоянии. Они имеют металлическую кристаллическую решётку, в узлах которой расположены отдельные атомы. Они слабо удерживают валентные электроны, которые по этой причине свободно перемеш;аются по всему куску металла и в равной степени притягиваются всеми атомами. Вы уже знаете, что такая связь называется металлической. Среди металлов немногие обладают характерной окраской. «Золото через свой изрядно жёлтый цвет и бле-щуидую светлость от прочих металлов отлично», — писал Михаил Васильевич Ломоносов. Медь имеет розовокрасный цвет, серебро и платина — белый, ш;елочной металл цезий — бледно-жёлтый (рис. 95). Для описания цвета других металлов трудно подобрать слова. Все они кажутся нам серыми с тем или иным едва заметным оттенком. Температуры плавления металлов меняются в очень широких пределах (рис. 96). Самый легкоплавкий из металлов — ртуть при комнатной температуре является жидкостью. Металл галлий плавится от теплоты человеческого тела. Из металлов, широко применяемых в технике, наиболее легкоплавкие — олово и свинец. Наибольшую температуру плавления имеет вольфрам, из которого изготавливают нити накаливания электролампочек. Металлы с температурой плавления выше 1000 °С принято называть тугоплавкими. Металлы сильно различаются по плотности (рис. 97). Наиболее лёгкими являются щелочные металлы литий, натрий и калий. Литий плавает даже на поверхности Рис. 94. Фольга радиоактивного металла технеция 182 Простые вещества —металлы -Л'NV ' ' 'и, Рис. 95. Металлы: а — алюминий; б — золото; в — цинк; г — серебро; д — ртуть; е — свинец; ж — медь; з — натрий; и — олово 183 Глава 4. МЕТАЛЛЫ Рис. 97. Плотность некоторых металлов керосина — жидкости, которая легче воды. Металлы с плотностью ниже 5 г/см^ называют лёгкими. К ним, помимо щелочных и щёлочноземельных металлов, принадлежат магний, алюминий и др. В число наиболее тяжёлых входят переходные металлы, расположенные в 6-м периоде, а также актиноиды. Ртуть, например, имеет плотность 13,6 г/см^, т. е. литровая банка, заполненная ртутью, весит 13,6 кг! Твёрдость вещества оценивают по его способности оставлять царапину на другом веществе. Самым твёрдым веществом является алмаз — он оставляет след на любых поверхностях. Из металлов по твёрдости к алмазу приближается хром — он царапает стекло (рис. 98). Наиболее мягкие металлы — щелочные. Они легко режутся ножом. Мягкими являются также свинец, олово, цинк, серебро. 184 Простыв вещества — металлы Рис. 99. Относительная электропроводность металлов Все без исключения металлы хорошо проводят электрический ток. Наибольшей электропроводностью обладает серебро, немного уступают ему медь и золото (рис. 99). Серебро используют в электротехнике при изготовлении высокоточных дорогостояш;их приборов. Самые хорошие провода, применяемые в быту, медные. Они во много раз превосходят по своим характеристикам провода, изготовленные из алюминия. При прохождении через металл электрического тока часть электрической энергии __ ___ преобразуется в тепловую — металл нагревается. Использование алюминиевых проводов при больших нагрузках на электрическую сеть может привести к их плавлению. Особенно опасны места стыка алюминиевых и медных проводов — они нагреваются намного быстрее. Неисправная электропроводка является причиной многих пожаров. Многие металлы пластичны, т. е. обладают способностью изменять форму, на- Рис. 100. Деталь иконостаса, пример расплюпдиваться при вырезанная из дерева липы ударе молотком. Наиболь- и покрытая сусальным золотом 185 Глава 4. МЕТАЛЛЫ шей пластичностью обладают золото, серебро, медь, олово. Их можно раскатывать в фольгу. Прокаткой можно получить слои золота толщиной всего в несколько десятков атомов. По внешнему виду они не похожи на золотой слиток, а напоминают полупрозрачную зеленоватую плёнку, пропускающую свет. На Руси тончайшую золотую фольгу (сусальное золото) использовали для золочения изделий из дерева, гипса и фарфора (рис. 100). Ею украшали рукописные книги и иконы. Из кусочка золота массой всего 1 г можно вытянуть проволоку длиной 2 км. Лабораторный опыт 11. Физические свойства металлов 1. Рассмотрите выданные вам металлы и научитесь узнавать их по внешнему виду. Опишите их цвет. Попробуйте царапать одним металлом другой, оценивая их относительную твёрдость и сравнивая её с диаграммой. 2. Воспользовавшись диаграммами, определите, какие из выданных вам металлов являются лёгкими, тяжёлыми, легкоплавкими, тугоплавкими. 3. Поместите кусочки олова, свинца, цинка и алюминия по краям стальной пластинки, положите её на кольцо штатива и сильно нагрейте в центре пламенем спиртовки. В какой последовательности плавятся металлы? Выпишите из учебника температуры их плавления. Общие свойства металлов — пластичность, способность отражать свет, тепло- и электропроводность — объясняются особенностями их строения. Атомы, находящиеся в узлах кристаллической решётки, предоставляют свои валентные электроны в общее пользование. Эти свободные электроны находятся в непрерывном беспорядочном движении и принадлежат не какому-то конкретному атому, а всему кристаллу. Связь между положительно заряженными ионами металла и электронами, свободно движущимися по всему кристаллу, называют металлической. При сильном надавливании кусок металла изменяет форму — часть атомов смещается, но не рассыпается: общее электронное облако прочно удерживает все атомы вместе. В электрическом поле свободные электроны начинают двигаться в определённом направлении, такое упорядоченное движение электронов называют электрическим током. Чем больше в металле свободных электронов и чем сильнее колебания атомов, находящихся в узлах решётки, тем быстрее происходит выравнивание температуры 186 Простые вещества —металлы ВО всём куске металла, тем больше его теплопроводность. Поэтому относительные значения тепло- и электропроводности для многих металлов близки. В химических реакциях металлы выступают в роли восстановителей. Многие металлы вступают в реакцию с типичными неметаллами — галогенами, кислородом, серой с образованием соответственно хлоридов, оксидов, сульфидов: Си -Ь Clg = CuClg; 2Mg + Og = 2MgO; Fe -f S = FeS. Наибольшей химической активностью обладают щелочные металлы, расположенные в главной подгруппе I группы Периодической системы. По химической активности в водных растворах металлы расположены в ряд активности металлов (см. второй форзац книги). В этот ряд, составленный русским химиком Н. Н. Бекетовым, включён также неметалл водород. Активность металлов убывает слева направо. Металлы, расположенные в начале ряда (до цинка), вытесняют водород из воды. В результате этой реакции образуются гидроксиды металлов и выделяется водород: 2К Ч- 2Н2О = 2КОН + Щ]. Все металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют его из разбавленных кислот, а металлы, расположенные справа от водорода, с растворами кислот не реагируют (азотная кислота — исключение): Mg + 2НС1 = MgClg + Hgt. Металл вытесняет из солей менее активные металлы, стоящие правее его в ряду активности. Для протекания реакции требуется, чтобы соли, как вступающие в реакцию, так и образующиеся в ходе неё, были растворимы в воде. Например, для вытеснения меди из водного раствора сульфата меди подходит железо CUSO4 -Ь Fe = FeSO^ -f- Cu|, но не подходят свинец (так как он образует нерастворимый сульфат) и натрий (реагирует с водой). Если опустить кусочек свинца в раствор сульфата меди, то поверхность металла покроется тонким слоем сульфата, и реакция прекратится: CUSO4 -Ь РЬ = PbS04i -Ь Си. Другой пример: цинк легко вытесняет серебро из раствора нитрата серебра, однако реакция цинка со взвесью 187 Глава 4. МЕТАЛЛЫ сульфида серебра, нерастворимого в воде, практически не протекает. Активные металлы способны вытеснять менее активные и из других соединений, например оксидов. Вопросы и задания 1. Перечислите общие свойства металлов. С чем они связаны? 2. Приведите примеры металлов с высокими и низкими значениями тепло- и электропроводности. 3. Какие металлы называют тугоплавкими; легкоплавкими; лёгкими; тяжёлыми? Приведите примеры. 4. Воспользовавшись рисунками 97, 98, приведите по одному примеру: а) твёрдого тугоплавкого металла; б) мягкого тугоплавкого металла; в) мягкого легкоплавкого металла. 5. Воспользовавшись рисунком 101, объясните, почему многие металлы пластичны, а ионные кристаллы — хрупки. - + — + _ * + —+“ + — ± + + + ± + +' + + + -ь + + + + + + + Рис. 101. Смещение слоёв при надавливании на ионные кристаллы (а), кристалл металла (б) 188 Получение металлов. Применение металлов в технике 6. Охарактеризуйте общие химические свойства металлов, заполнив последнюю графу таблицы 12. Таблица 12 Реакция Условия протекания реакции Пример 1. Взаимодействие с водой В реакцию вступают лишь наиболее активные металлы 2. Взаимодействие с кислотами Металл должен быть расположен в ряду активности левее водорода 3. Взаимодействие с солями Более активный металл вытесняет менее активный 4. Взаимодействие с неметаллами Чем активнее металл и неметалл, тем энергичнее протекает реакция 5. Взаимодействие с оксидами Более активный металл вытесняет менее активный Какая масса 10%-го раствора сульфата меди(П) потребуется для полного растворения железного гвоздя массой 1,12 г? Олово выше 13 °С существует в р-модификации (белое олово), имеющей металлическую решётку, а при более низкой температуре — в виде а-олова (серое олово) со структурой алмаза. Какая из двух модификаций: а) пластична и обладает высокой электропроводностью; б) является хрупкой и проявляет свойства полупроводника? §41 П олучение металлов. Применение металлов в технике Большинство метЕшлов обладают высокой химической активностью и поэтому на Земле встречаются в виде соединений. Лишь немногие металлы — золото, серебро, платина, ртуть — могут быть найдены в природе в свободном состоянии. Их называют самородными. Золото в виде мелких кристаллов встречается в некоторых рудах. Из них в процессе выветривания оно постепенно попадает в речной песок, лежащий на дне рек. Очень редко в природе встречаются золотые самородки — круп- 189 Глава 4. МЕТАЛЛЫ ные куски золота, часто слипшиеся с породой. Найти такой самородок — большая удача! В некоторых районах Сибири и Дальнего Востока суш;ествуют предприятия, занимающиеся добычей золота как со дна рек, так и непосредственно из руд. Самые активные металлы — щелочные и щёлочноземельные — в природе существуют в виде солей. Так, например, для натрия — это хлорид NaCl (поваренная соль, галит) и сульфат NagSO^ • lOHgO (глауберова соль, мирабилит), для кальция — карбонат СаСОд (кальцит) и сульфат CaS04 • 2Н2О (гипс). Менее активные металлы часто встречаются в виде соединений с серой и кислородом. Так, важнейшими минералами алюминия, железа, олова являются оксиды (корунд AlgOg, красный железняк, или гематит, FegOg, касситерит SnOg), свинца, меди, цинка, ртути — сульфиды (рис. 102). Минералы и горные породы, содержащие соединения металлов и пригодные для получения металлов промышленным способом, называют рудами. От- Рие. 102. Минералы: а — халькопирит СиГеЗз; б — гематит FegOg; в — флюорит CaFg; г — киноварь HgS 190 Получение металлов. Применение металлов в технике ^ ■'Vv. ' Ж'J • S Рис. 103. Изделия из стали (а), алюминия (б), серебра (в), золота (г) расль химической промышленности, занятая получением металлов, носит название металлургии. Способ получения данного металла выбирают исходя из его химической активности, а также из типа соединений, в виде которых он встречается в природе. Из оксидов металлы выделяют восстановлением. В качестве восстановителя используют уголь, угарный газ, водород. В промышленности предпочтение отдают первым двум веществам, так как они более дешёвые. Водород используют для получения дорогих металлов, например вольфрама, из которого делают нити накаливания электроламп. В некоторых случаях в качестве восстановителя используют другой, более активный металл, например магний, алюминий: Fe20g -Ь 2А1 = AlgOg + 2Fe. 191 Глава 4. МЕТАЛЛЫ ■ Если металл встречается в природе в виде соединений с серой, то первоначально их переводят в оксиды путём обжига — нагревания на воздухе или в кислороде: 2PbS + ЗО2 = 2РЬО + 2S021. Карбонатные породы переводят в оксиды нагреванием: РеСОз = ГеО + С02Т. Другим распространённым способом производства металлов является электролиз. Натрий и другие активные металлы получают электролизом расплавленных солей или оксидов: СаСЬ -> Са + CL 2 - . v^x2- Для выделения менее активных металлов используют электролиз водных растворов. Без металлов невозможно представить существование современного общества. Среди них важнейшая роль отведена железу и его сплавам — чугуну и стали. Из них изготовляют корпуса машин и детали двигателей, станки, трубы, болты, гвозди, столярный и слесарный инструмент, пружины, арматуру для бетонных конструкций (рис. 103, а). Алюминий и его сплавы идут на производство корпусов самолётов, судов, некоторых автомобилей, кухонной посуды, фольги для хранения пищевых продуктов, серебряной краски (рис. 103, б). Олово используют в производстве жестяных консервных банок, а также при пайке, хром и никель — для создания антикоррозионных покрытий. С медью вы наверняка знакомы (медная проволока), а также с изделиями из мельхиора, бронзы, латуни. Ртуть содержится в термометрах. Платина и палладий известны в первую очередь как катализаторы. Немногие знают, что значительная часть производимого золота и серебра идёт не на производство ювелирных ук- Рис. 104. Обычная электролампа содержит семь металлов 192 Щелочные металлы рашений (рис. 103, в, е), а используется в электротехнике, приборостроении, медицине. Свинец содержится в кислотных аккумуляторах, а цинк — в некоторых типах гальванических элементов. Из него же выполняют и цоколи электроламп (рис. 104). С каждым годом возрастает потребность в редких металлах — ванадии, цирконии, рении и многих других. Добавление их к различным сплавам позволяет существенно улучшить характеристики этих материалов — твёрдость, жаропрочность, стойкость к износу, тепло- и электропроводность. Вопросы и задания 1. в виде каких веществ встречаются металлы в природе? Что называют рудами; самородными металлами? 2. Можно ли использовать щелочные металлы для вытеснения менее активных металлов из водных растворов их солей? Почему? 3. Какие восстановители используют в металлургии? Приведите примеры. 4. Подготовьте рассказ об использовании металлов. Предложите несколько источников информации на эту тему и обменяйтесь списками с одноклассниками. 5. Железо получают восстановлением красного железняка FegOg коксом (С) и угарным газом. Напишите уравнения реакций. Почему в промышленности выгоднее использовать кокс? 6. Цинк получают в прюмышленности восстановлением углём оксида, полученного при прокаливании на воздухе сфалерита ZnS. Какую массу цинка можно получить из 106,7 кг сфалерита, содержащего 10% пустой породы? 7. Напишите уравнение электролиза расплавов солей: хлорида калия, бромида кальция. 8. Производство натрия основано на электролизе расплава его хлорида. Напишите уравнение реакции. Какой объём хлора (в пересчёте на н. у.) выделился на аноде, если известно, что масса образовавшегося металла равна 69 кг? §42 щ елочные металлы Металлические свойства наиболее характерны для щелочных металлов. Так называют элементы литий, натрий, калий, рубидий и франций, расположенные в глав- 193 Глава 4. МЕТАЛЛЫ НОЙ подгруппе I группы Периодической системы. Имея на внешнем уровне один валентный электрон, они легко отдают его, превращаясь в положительно заряженные ионы. В природе щелочные металлы встречаются только в соединениях, где проявляют степень окисления +1. Все щелочные металлы легко вступают в химические реакции. Они легко окисляются на воздухе, взаимодействуют с водой уже при комнатной температуре с выделением водорода. Поэтому в лаборатории щелочные металлы хранят под слоем керосина. Активность щелочных металлов возрастает вниз по подгруппе, от лития к францию. Так, например, литий реагирует с водой спокойно, натрий — более энергично, а остальные щелочные металлы — бурно, часто со взрывом. Во всех случаях в растворе образуется щёлочь — гидроксид щелочного металла: 2Na -Ь 2Н2О = 2NaOH + Щ]. Среди щелочных металлов наибольшее значение имеет натрий, поэтому на его свойствах мы остановимся подробнее. В природе натрий встречается в виде соединений. Важнейшие из минералов натрия — это галит NaCl (поваренная соль) и мирабилит Na2S04 • IOH2O (глауберова соль). Натрий входит в состав слюд, полевых шпатов и многих других силикатных минералов, содержится в некоторых глинах. В виде соединений натрий присутствует и в почве, откуда попадает в растения, а через них — в организм человека. Дополнительное количество натрия человек получает с поваренной солью. Соединения натрия окрашивают пламя в жёлтый цвет (рис. 105). Это используют для определения содержания натрия в различных веществах. В виде простого вещества натрий представляет собой металл серебристо-белого цвета, настолько мягкий, что он легко режется ножом. Воспользовавшись пробиркой, кусок натрия можно легко раскатать в тонкую фольгу. При 60 °С натрий I Рис. 105. Окрашивание пламени солями натрия 194 Щелочные металлы Рис. 106. Кристаллы натрия в запаянной ампуле Рис. 107. Взаимодействие натрия с водой становится мягким, а при 98 °С плавится. Если расплавленный натрий охладить, пробить застывшую корку ножом и выпустить находящийся под ней расплав, то на стенках сосуда образуются красивые кубические кристаллы натрия, расположенные уступами (рис. 106). На свежем срезе натрий имеет металлический блеск, напоминающий блеск серебра. Но на воздухе поверхность металла за считаные секунды становится матовой, покрываясь продуктами окисления. Очень энергично протекает взаимодействие натрия и с другими неметаллами — галогенами, серой, фосфором (напишите уравнения реакций). Если небольшой кусочек натрия бросить в воду, то под действием теплоты, выделяющейся в ходе реакции, он превращается в блестящий шарик, который кружится по поверхности жидкости (рис. 107). Стоит только остановить движение капли расплавленного натрия, как она загорится. Легче всего это сделать, преградив ей путь куском фильтровальной бумаги, или сгустить жидкость, добавив в воду крахмальный клейстер. Взаимодействие натрия с растворами кислот нередко заканчивается взрывом, поэтому такие реакции на практике не осуществляют. Гидроксид натрия, образующийся при взаимодействии натрия с водой, представляет собой белое кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Растворение в воде твёрдого гидроксида натрия сопровождается сильным разогреванием раствора, так как при этом образуются гидраты. Водный раствор гидроксида натрия проявляет щелочные свойства: он мылкий на ощупь, 195 Глава 4. МЕТАЛЛЫ окрашивает бесцветный фенолфталеин в красивый малиновый цвет. Гидроксид натрия — сильное основание, в растворе он полностью распадается на ионы. Многие свойства гидроксида натрия обусловлены как раз наличием гидроксид-ионов. Так, он легко нейтрализует растворы кислот: NaOH -Н НС1 = NaCl -Ь Н2О, осаждает из растворов солей нерастворимые в воде основания: CUSO4 -Ь 2NaOH = Cu(OH)2l -Ь Na2S04. В промышленности гидроксид натрия получают электролизом раствора поваренной соли — хлорида натрия. Гидроксид натрия применяют в производстве отбеливателей, лекарств, красителей. Гидроксид натрия — едкое вещество, разъедающее кожу и вызывающее тяжёлые ожоги (бытовое название — едкий натр). Особенно опасно попадание его на роговицу глаза. Если это произошло, длительно промывайте рану под струёй воды, а затем обработайте слабым раствором борной кислоты. Обязательно обратитесь к врачу! Лабораторный опыт 12. Свойства гидроксида натрия 1. Растворите в воде одну гранулу гидроксида натрия. На ощупь определите, как изменяется температура нижней части пробирки. 2. Приготовленный раствор разделите на две примерно равные части. К одной из них добавьте каплю раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? Затем прилейте к раствору соляную кислоту до исчезновения окраски. Окуните в раствор конец стальной проволоки, а затем внесите её в бесцветное пламя спиртовки. Что наблюдаете? 3. Ко второй части раствора добавьте раствор сульфата меди(И). Что происходит? 4. Напишите уравнения реакций гидроксида натрия с соляной кислотой и гидроксидом меди(Н) в полном и сокращённом ионном виде. Вопросы и задани 1. Какие общие свойства характерны для щелочных металлов? С чем это связано? 2. При хранении на воздухе гидроксид натрия быстро превращается в карбонат натрия. Напишите уравнение реакции. 3. Предложите три различных способа получения хлорида натрия. 196 Кальций 4. В склянке без этикетки находится белое вещество, растворимое в воде. Оно окрашивает пламя в жёлтый цвет, а с нитратом серебра даёт белый творожистый осадок, нерастворимый в кислотах. Какое вещество находится в склянке? 5. Напишите уравнения реакций, отвечающие следующей схеме превращений: Na----> NaOH-----> NaaCOg---> NaCl----> NaNOg. 6. При растворении 2 г соды в воде получили 400 г раствора. Определите массовую долю соды в растворе. 7. В промышленности натрий получают электролизом расплава поваренной соли. Какую массу соли необходимо взять для получения 2,3 кг натрия? 8. Какой объём водорода (н. у.) можно выделить из воды при помощи 0,69 г натрия? §43 К, .альции Элемент кальций Са расположен в главной подгруппе II группы Периодической системы. На внешнем уровне атом кальция содержит два валентных электрона, отдавая которые он приобретает степень окисления +2. Кальций — сильный восстановитель, поэтому в природе встречается исключительно в виде соединений. Среди них важнейшее значение имеют карбонат кальция СаСОд, об-разуюш;ий мел, мрамор и известняк, а также сульфат кальция CaS04 • 2Н2О — гипс (рис. 108). В виде простого вепдества кальций представляет собой серебристо-серый, похожий на никель металл, по твёрдости почти равный меди (рис. 109). На воздухе кальций быстро окисляется, покрываясь коркой, состояпдей из гидроксида Са(ОН)2 и карбоната СаСОд. При нагревании на воздухе или в кислороде кальций сгорает, превраща- Рис. 108. Месторождение гипса Рис. 109. Кальций 197 Глава 4. МЕТАЛЛЫ ясь в оксид СаО. Пламя горящего кальция кирпичнокрасного цвета. Аналогичную окраску пламени придают и многие соединения кальция. Кальций — активный металл, он вытесняет водород не только ия растворов кислот, но даже из воды: Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + H2f. Взаимодействие кальция с водой протекает более спокойно, чем щелочного металла натрия. Это объясняется тем, что кальций по сравнению с натрием менее активен и более тугоплавок и выделяющейся в ходе реакции теплоты оказывается недостаточно для того, чтобы расплавить металл. В ходе реакции наряду с водородом образуется основание — гидроксид кальция. Это вещество, называемое гашёной известью, находит широкое применение в строительстве. От латинского названия извести calx и происходит слово «кальций». Гашёная известь представляет собой рыхлый белый порошок, малорастворимый в воде. Её растворимость, в отличие от растворимости большинства твёрдых веществ, уменьшается при нагревании. Насыщенный раствор извести в воде называют известковой водой, а взвесь — известковым молоком. Смесь гашёной извести с песком и водой образует так называемый «известковый раствор», который используют в строительстве для скрепления кирпичей, а также применяют в качестве штукатурки. Гашёная известь, входящая в состав «раствора», постепенно взаимодействует с углекислым газом воздуха, поэтому твердеет, превращаясь в нерастворимый в воде карбонат кальция: Са(ОН)2 -Ь СО2 = CaCOgi -Ь Н2О. В ходе этой реакции образуется вода, поэтому в оштукатуренных помещениях долго держится высокая влажность. В воздухе углекислого газа мало, поэтому «раствор» сохнет не одну неделю и всё это время из стен выделяется влага. Гашёную известь применяют при получении хлорной извести. Используют её и в сельском хозяйстве для обмазки стволов плодовых деревьев с целью защиты от вредителей и ожогов коры ранней весной. В промышленности известь получают из известняка — природного карбоната кальция. Сначала известняк обжигают, превращая в оксид СаО. Это вещество называют негашёной или жжёной известью. Извлечённые из об- 198 Рме. 110. Пантеон в Риме. Стены и свод этого здания сделаны из бетона Кальций жигательных печей куски жжёной извести раскладывают на стальные листы и обливают водой. Известь сначала впитывает воду, а затем бурно разогревается, увеличиваясь в размерах и «вскипая». Часть воды при этом переходит в пар: СаО + HgO = Са(ОН)2. Технологи называют этот процесс гашением извести. Обжигом смеси известняков с глиной получают цемент. При смешивании цемента с водой происходят сложные реакции, приводящие к образованию кристаллических силикатов кальция и алюминия. Цемент быстро застывает в твёрдую массу без участия углекислого газа воздуха. Смесь цемента с песком и гравием носит название бетон. Бетон активно использовался для возведения зданий и сооружений уже в Древнем Риме. Стены многих знаменитых сооружений времён империи представляют собой монолит, образовавшийся при затвердевании бетона. При возведении сводов тяжёлый гравий часто заменяли лёгкими породами — туфом и пемзой (рис. 110). Гипс CaS04 • 2Н2О представляет собой сульфат кальция, содержащий две молекулы кристаллизационной воды. В природе он встречается в виде пластов и отдельных кристаллов, но чаще образует пласты, иногда вместе с каменной (поваренной) солью. Гипс малорастворим в воде. При нагревании он теряет большую часть кристаллизационной воды, а при комнатной температуре обратно поглощает воду. Быстро твердеющие гипсовые повязки широко применяют при переломах в хирургии и травматологии. На этом же свойстве основано использование обезвоженного гипса при изготовлении слепков статуй, точно воспроизводящих оригинал. Природный гипс служит сырьём для получения алебастра, или строительного гипса, CaSO^ • 0,5Н2О. Получают его обжигом гипса при 140—190 °С: CaSO^ • 2Н2О ^ CaSO^ • 0,5Н2О -Ь 1,5Н20. 199 Глава 4. МЕТАЛЛЫ По химическим свойствам кальцию близки металлы стронций и барий. Они также вытесняют водород из воды, реагируют с кислотами, в соединениях проявляют степень окисления +2. Элементы кальций, стронций и барий называют щёлочноземельными металлами. Их химическая активность возрастает при движении вниз по группе, т. е. при переходе от кальция к барию. Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. Опишите физические и химические свойства кальция. В двух запаянных пробирках без этикеток находятся кальций и натрий. Как, не разбивая пробирок, определить, в какой из них находится какой металл? Известковая вода в присутствии углекислого газа сначала мутнеет, а при дальнейшем пропускании углекислого газа выпавший осадок растворяется. Напишите уравнения реакций. Почему строители называют негашёную известь «кипелкой»? Неизвестная соль нерастворима в воде, но реагирует с соляной кислотой с образованием газа, вызывающего помутнение известковой воды. Образовавшийся раствор окрашивает пламя горелки в кирпично-красный цвет. Назовите неизвестную соль (задача может иметь два решения). На каком свойстве обезвоженного гипса основано его использование при наложении гипсовых повязок? Определите массу осадка, который образуется при действии на 200 г 5% -го раствора хлорида кальция избытком раствора карбоната натрия. §44 Ал юминии Алюминий А1 (рис. 111) вошёл в число наиболее известных металлов. Линии электропередачи, провода, фольгу, упаковку для напитков, бытовую посуду, корпуса самолётов и ракет — всё это делают из алюминия и его сплавов. «Алюминию свойствен белый цвет, подобный олову, т. е. он более серого цвета, чем серебро; блеск же его напоминает слабый матовый блеск олова, но сравнительно с оловом и чистым серебром алюминий весьма твёрд», — писал Д. И. Менделеев в «Основах химии». При 660 °С алюминий плавится, превращаясь в подвижную серебристую жидкость. Однако если алюминиевую фольгу внести в пламя, то она просто изменяет свою форму, хотя температура достаточна для перевода 200 Алюминий Рис. 111. Алюминий алюминия в жидкое состояние. Внимательно присмотревшись, можно заметить, что алюминий плавится, но при этом не вытекает. Это объясняется тем, что металл покрыт снаружи тонкой прозрачной плёнкой оксида, которая удерживает его, подобно чехлу или скорлупе. В ряду напряжений алюминий расположен сразу за щелочными и щёлочноземельными металлами, т. е. он обладает заметной химической активностью. Почему же алюминий, в отличие от натрия или кальция, годами хранится на воздухе без изменений, а выполненные из него массивные предметы, например кастрюли, можно нагревать на открытом пламени, не опасаясь начала химической реакции? Причина заключается всё в той же оксидной плёнке, предохраняющей металл от окисления. Заметим, что мелкий порошок алюминия при внесении в пламя горелки сгорает ярким пламенем, образуя белый дым оксида алюминия: 4А1 + ЗО2 = SAlgOg. Поэтому порошок алюминия вводят в состав некоторых смесей для фейерверков. Очень энергично происходит взаимодействие алюминия с галогенами, например с иодом: 2А1 + 3I2 = 2AII3. Эту реакцию инициируют внесением в свежеприготовленную смесь алюминиевой пудры и порошка иода нескольких капель воды. Вода растворяет небольшое количество иода и смачивает алюминий, тем самым ускоряя реакцию. Процесс протекает бурно, с выделением теплоты и большого количества фиолетовых паров иода (рис. 112). Иногда алюминий воспламеняется. При нагревании алюминий энергично реагирует и с некоторыми другими неметаллами, например серой. Смешаем порошок алюминия с серой, положим его горкой на асбестовую пластинку и подожжём при помощи длинной лучины. Происходит ослепительная вспышка. 201 Глава 4. МЕТАЛЛЫ Рис. 112. Взаимодействие алюминия с иодом Рис. 113. Алюмотермия На месте смеси остаётся белый порошок сульфида алюминия AlgSg. Алюминий легко выделяет водород из растворов кислот — серной и особенно соляной. Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не реагируют с ним. Являясь сильным восстановителем, алюминий заме-ш;ает менее активные металлы в оксидах. На этом основана алюмотермия — метод получения металлов и сплавов восстановлением их оксидов алюминием (рис. 113): FcgOg -I- 2А1 = AlgOg + 2Fc. В промышленности её используют для получения ванадия, хрома, марганца. При алюмотермии выделяется большое количество теплоты. На этом основано применение термита — смеси железной окалины (Feg04) с порошком алюминия — для сварки труб, рельсов и других металлических конструкций. Помимо этого термит можно использовать для переплавки стальной стружки в слиток. Реакция алюмотермии была открыта выдаюпцимся русским химиком Н. Н. Бекетовым. Если очистить алюминий от оксидной плёнки, он энергично реагирует с водой: 2А1 -Ь бНдО = 2А1(ОН)д -Н ЗНдТ. Удобным способом удаления оксидной плёнки служит амальгамирование — обработка поверхности металла раствором соли ртути. Освободившийся от оксидной 202 Алюминий Бекетов Николай Николаевич (1827-191 1) Выдающийся русский химик. Родился в деревне Алферьевке Пензенской губернии, которая ныне носит название Новая Бекетовка. После окончания Казанского университета работал в Медико-хирургической академии. Петербургском и Харьковском университетах. Заложил основы науки физикохимии, которая изучает закономерности протекания химических реакций. Большое внимание уделял изучению тепловых эффектов химических реакций. Проведённые им опыты по восстановлению алюминием бария и калия учёный изложил в публикации 1859 г. «О некоторых явлениях восстановления» и затем более подробно в диссертации, которую он защитил в Харькове в 1 865 г. Открытый им способ Бекетов применял и для получения других активных металлов. Так, в 1 888 г. он сообщил на заседании Отделения химии Русского физико-химического общества в Петербурге о получении металлического рубидия восстановлением его гидроксида алюминием. Реакция проводилась в железном цилиндре с железной газоотводной трубкой, которая была соединена со стеклянным резервуаром-приёмником. Цилиндр был установлен вертикально в газовой печи, где он был нагрет до красного каления. Металлический рубидий был получен в виде капель, похожих на ртуть. Позже учёный аналогичным способом получил и самый активный щелочной металл — цезий. плёнки металл самопроизвольно разогревается и начинает быстро окисляться на воздухе, покрываясь белыми волокнами оксида. Если обработанный таким способом алюминий опустить в воду, наблюдается выделение пузырьков газа и образование белого хлопьевидного осадка гидроксида алюминия А1(ОН)з, который при прокаливании превращается в оксид алюминия AlgOg. Оксид алюминия встречается в природе в виде минерала корунда. Чистый корунд бесцветен, но ионы хрома придают ему розово-красный цвет (рис. 114). Крупные прозрачные кристаллы корунда красного цвета называют рубинами. Это одни из самых дорогих драгоценных камней. Оксид и гидроксид алюминия амфотерны. Студенистый белый осадок гидроксида образуется при постепенном добавлении щёлочи к раствору соли алюминия. Он легко растворяется, если подействовать на него кислотой: А1(ОН)з + SHNOg = Al(NOg)3 -Ь ЗНдО 203 Глава 4. МЕТАЛЛЫ Рис. 114. Горная порода, содержащая включения корунда (кристаллы розового цвета) Рис. 115. Осаждение гидроксида алюминия (а) и его растворение в избытке щёлочи ИЛИ крепким раствором щёлочи (рис. 115). Продуктом реакции оксида и гидроксида алюминия с расплавом щёлочи является алюминат натрия: АЦОд-Ь 2NaOH (тв.) H3AIO3 -Ь NaOH (ТВ.) 2NaA102 -Ь HgO; NaAlOg -Ь 2Н2О. Возникает вопрос: почему мы записали алюминат в виде NaAlOg, а не КазАЮз, хотя формула гидроксида H3AIO3? Дело в том, что при хранении или незначительном нагревании осадок гидроксида алюминия частично обезвоживается: А1(ОН)з = АЮОН + Н2О. Соединение АЮОН представляет собой смешанный оксид-гидроксид алюминия. Его называют также мета-формой гидроксида алюминия, в отличие от орто-формы А1(ОН)з. Если два близких по свойствам вещества различаются содержанием в них воды, то более богатую водой форму обозначают приставкой орто-, а более бедную — мета-. Образующийся при реакции с щёлочью алюминат и является солью жста-формы гидроксида. Алюминаты образуются также и при взаимодействии алюминия с щелочами. Запомните, что алюминий реагирует с растворами и расплавами щелочей с выделением 204 Алюминий водорода. Реакция алюминия с водным раствором щёлочи вначале протекает крайне медленно и требует предварительного нагревания. Однако, начавшись, она сильно ускоряется, поэтому, если вовремя не прекратить нагревание, сильный ток водорода выбрасывает реакционную смесь из сосуда. От выделяющейся теплоты водород может загореться. По распространённости в природе алюминий занимает третье место после кислорода и кремния. Это самый распространённый из металлов! В самородном виде этот металл в природе не встречается. Много алюминия в глине, полевых шпатах и других силикатах. Важнейшим сырьём для производства алюминия служат бокситы. Так называют горную породу, содержащую оксид и гидроксид алюминия. На заводах бокситы очищают от примесей и переводят в оксид алюминия, который превращают в металл посредством электролиза. Вплоть до конца XIX в., когда на алюминиевых заводах был повсеместно внедрён электролиз, алюминий получали химическим путём, используя натрий. Такой металл стоил очень дорого, его называли «серебром из глины» и использовали в ювелирном деле (рис. 116). Рис. 116, Ювелирные украшения из алюминия, XIX в. Рме. 117. Люстра, выполненная из анодированного алюминия 205 Глава 4. МЕТАЛЛЫ А1 Малая плотность Прочность (в сплавах) Коррозионная устойчивость Высокая электрическая проводимость Высокая теплопроводность Неядовитость соединений Рис. 118. Применение алюминия Чистый алюминий мягок, для увеличения жёсткости его сплавляют с неболыпими количествами меди, марганца и магния. Так получают дюралюмин, который удачно сочетает лёгкость и прочность, не подвержен коррозии. Дюралюмин служит важнейшим материалом в авиастроении. Из него выполнены корпуса самолётов, судов на подводных крыльях, дорогих автомобилей. Другие алюминиевые сплавы применяют в строительстве. Алюминий хорошо проводит электрический ток, поэтому из него делают провода. Благодаря высокой электропроводности кастрюли и сковороды, сделанные из этого металла, быстро нагреваются. Современную кухонную посуду с внутренней поверхности покрывают специальным полимером, благодаря которому пиш;а не пригорает. Технологи научились анодировать алюминий — покрывать его оксидной плёнкой, окрашенной в самые разные цвета. Это не только предохраняет металл от окисления, но и придаёт ему красивый внешний вид, часто имитирующий бронзу. Внешне люстра, сделанная из анодированного алюминия, практически неотличима от бронзовой, хотя гораздо легче её (рис. 117). 206 Железо Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. 6. 8. Дайте характеристику элемента алюминия, исходя из его положения в Периодической системе. Почему в XIX в. в России алюминий называли глинием? Напишите уравнение реакции алюминия с расплавленным гидроксидом натрия, предполагая, что при этом образуется алюминат натрия состава NagAlOg. Назовите окислитель и восстановитель. Как доказать наличие на поверхности алюминия оксидной плёнки? Воспользовавшись рисунком 118, расскажите о применении алюминия. Почему нельзя пользоваться алюминиевой посудой для хранения щелочных растворов? С помощью каких реакций можно отличить друг от друга хлориды натрия, кальция и алюминия? Напишите уравнения реакций. При обработке 10 г сплава меди с алюминием соляной кислотой выделилось 6,72 л водорода (н. у.). Определите состав сплава в процентах по массе. §45 Ж елезо Чистое железо Fe — это мягкий серебристо-серый металл, легко поддающийся ковке (рис. 119). Железо очень тугоплавко — оно превращается в жидкость при 1540 °С. Однако значительно ниже температуры плавления, уже при 800—900 °С, оно начинает постепенно размягчаться и легко поддаётся обработке. Именно так и поступают кузнецы, выковывая из разогретого металла всевозможные изделия. В отличие от большинства других металлов, железо притягивается магнитом. Этим же свойством обладают и сплавы железа с углеродом — чугун и сталь. Разные сорта стали содержат от 0,3 до 2% углерода. Чем выше содержание углерода в стали, тем она твёрже. Важным свойством Рис. 119. Кристаллическая ре-стали является её способ- шётка железа имеет форму куба, НОСТЬ закаливаться, Т. е. ста- в вершинах которого и в центре новиться твёрдой и прочной, расположены атомы железа 207 Глава 4. МЕТАЛЛЫ Рис. 120. Доменная печь Это достигают быстрым охлаждением металла, нагретого до красного каления, например погружая его в холодную воду. Если закалённую сталь нагреть, а затем медленно охладить, то она становится более мягкой. Такой материал легко поддаётся механической обработке — его легко пилить, резать, сверлить. Чугун содержит более 2% углерода. Он плавится при температуре примерно 1200 °С, хорошо отливается в формы. В отличие от стали, чугун твёрд, но хрупок, легко ломается и разбивается. Введением специальных добавок получают высокопрочный чугун, из которого делают коленвалы двигателей. В природе железо встречается в виде соединений с кислородом или серой. Наиболее важны минералы, называемые железняками, например красный железняк (гематит) FegOg, магнитный железняк (магнетит) Feg04. В промышленности их восстанавливают до металла, используя кокс — углерод, полученный разложением без доступа воздуха каменного угля. Этот процесс осуществляют в доменных печах — сооружениях размером с многоэтажный дом, состоящих из стальной оболочки и выложенных изнутри огнеупорным кирпичом (рис. 120). При выплавке часть кокса сгорает, превращаясь в угарный газ, который с углеродом и восстанавливает железо: FogOg -Ь ЗСО = 2Fe -Ь ЗСОд. |Н Для отделения примесей к руде добавляют флюсы — pH вещества, которые связывают их в легкоплавкие шлаки, всплывающие на поверхность расплавленного чугуна. В качестве флюсов, в зависимости от состава примесей, используют известняк или кремнезём. Получающийся в доменных печах чугун частично идёт на изготовление изделий, а большей частью перерабатывается в сталь. Для получения стали из чугуна необходимо уменьшить содержание углерода. Это достигают пропусканием через расплавленный чугун воздуха. Именно сталь и находит самое широкое применение в технике. Когда об изделии говорят, что оно сдела- 208 Железо НО ИЗ железа, часто подразумевают не чистое железо, а именно сталь. Специальные добавки позволяют получать сталь различных сортов, отличаюпдихся твёрдостью, упругостью, устойчивостью к коррозии. Известно, что на сухом воздухе при комнатной температуре железо практически не окисляется. При взаимодействии железа с кислородом в присутствии влаги, т. е. водяного пара, образуется ржавчина, состав которой можно условно представить как гидроксид железа(1П): 4Fe -f ЗО2 + 6Н2О = 4Fe(OH)g. Окисление на воздухе железа и других металлов называют коррозией. Железо — металл средней химической активности. Оно образует два ряда соединений, в которых проявляет степени окисления 4-2 и +S. При растворении железа в кислотах-неокислителях образуются бледно-зелёные растворы солей железа(П): Fe + H2SO4 = FeS04 -Ь H2t. Среди них наиболее известен железный купорос FeS04 * 7Н2О — семиводный сульфат железа(П). Это вещество на воздухе постепенно окисляется, превращаясь в соединения железа(П1). При действии на раствор сульфата железа(П) щёлочью выпадает белый осадок гидроксида железа(П), который на воздухе мгновенно окисляется, становясь сначала зелёным, а затем бурым — гидроксидом железа(1П): 4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О = = 4Fe(OH)3. Соединения железа(П1) можно получить из металлического железа, подействовав на него сильным окислителем, например хлором: 2Fe -Н 3CI2 = 2FeCl3. Гидратированные соли железа(1П) и кислородсодержащих кислот часто образуют красивые бледно-фиоле- Рис. 121. Кристалл железо-ТОВые кристаллы (рис. 121), аммонийных квасцов 209 Глава 4. МЕТАЛЛЫ Рие. 122. Качественная реакция на соли железа(1П) которые медленно разлагаются водой до гидроксида же-леза(Ш). Качественной реакцией на ион железа(1П) служит образование ярко-красного окрашивания при действии на соли железа(П1) роданидом калия KCNS (рис. 122). Так как соединения железа(П) легко окисляются кислородом до соединений железа(Ш), то красное окрашивание можно обнаружить даже при проведении реакции с железным купоросом, который хранился на воздухе. Вопросы и задания 1. Что называют сталью; чугуном? 2. 4. 5. 6. 7. Как по свойствам отличаются чугун и сталь; отпущенная и закалённая сталь? Как из железа получить хлорид железа(П); хлорид железа(1П)? Напишите уравнения реакций. Предложите химический способ очистки железа от ржавчины. Как отличить соли железа(П) от солей железа(Ш)? Предложите три способа получения железа из магнитного железняка. При растворении стальной проволоки массой 57 г в соляной кислоте выделился 1 моль водорода. Определите массовую долю углерода в стали. 210 Самое важное в главе 4 В СВОБОДНОЕ ВРЕМЯ ----------------------------------------- 1. Держа стальное лезвие бритвы пинцетом, нагрейте его сильно в пламени, а затем дайте медленно охладиться. Обратите внимание на то, что лезвие стало мягким и сгибается не ломаясь. Произошёл отжиг (отпуск) стали. 2. Вновь накалите лезвие докрасна, а затем опустите в стакан с холодной водой. Теперь лезвие вновь стало упругим. Произошла закалка стали. 3. Приобретите в магазине средство для очистки железа от ржавчины. Какие вещества входят в его состав? Налейте несколько миллилитров средства в стакан, разбавьте водой. Изучите кислотность среды, воспользовавшись индикаторной бумагой. Пользуясь инструкцией, очистите от ржавчины железный гвоздь. Самое важное в главе 4 Элементы-металлы содержат на внешнем уровне небольшое число валентных электронов, в химических реакциях являются восстановителями. Элементы-металлы расположены как в главных, так и в побочных подгруппах Периодической системы. Металлы главных подгрупп легко отдают валентные электроны, что обусловливает их высокую химическую активность. Они проявляют одну, реже две степени окисления, максимальная из которых совпадает с номером группы. Активность металлов возрастает по периоду справа налево, по группе — сверху вниз. Металлы главной подгруппы I группы, называемые щелочными, в наибольшей степени проявляют металлические свойства — они легко отдают валентные электроны, выступая в роли восстановителей в химических реакциях. Это наиболее активные из металлов — они энергично реагируют не только с типичными неметаллами (галогенами, кислородом, серой), но и с водой. Среди соединений щелочных металлов важное значение имеют сода (карбонат натрия) и гидроксид натрия, получаемые в промышленности из поваренной соли (хлорида натрия). Щёлочноземельными называют металлы кальций, стронций, барий и радий, расположенные в главной подгруппе II группы. В соединениях они проявляют единственную степень окисления +2. По химической активности они несколько уступают щелочным металлам, хотя также реагируют с неметаллами, кислотами, водой. Карбонат кальция широко распространён в природе, образуя зале- 2II Глава 4. МЕТАЛЛЫ жи мрамора, известняка, мела. Широкое применение находят также гипс (сульфат кальция) и гашёная известь (гидроксид кальция). Элемент III группы алюминий — металл. Он реагирует с кислотами, галогенами, кислородом, серой. Прочная плёнка оксида предохраняет поверхность металла от окисления. Лишённый оксидной плёнки, алюминий вступает в реакцию с водой. Оксид и гидроксид алюминия амфотерны и реагируют как с кислотами, так и с основаниями. Алюминий широко распространён в земной коре в виде кислородных соединений. Благодаря лёгкости, коррозионной прочности, высокой электропроводности он находит широкое применение в технике и быту. Железо широко распространено в природе в виде кислород- и серосодержаш;их соединений. Восстановлением оксидов железа углём и угарным газом в промышленности получают сплавы железа с углеродом — чугун и сталь. Железо, в отличие от алюминия, на воздухе ржавеет — превраш;ается в гидратированный оксид железа(1П). Коррозия приводит к большим потерям металла, соизмеримым с его производством. При растворении в кислотах железо образует соли железа(П), которые могут быть окислены до солей железа(П1). Соединения железа(П) — сильные восстановители, соли железа(П) и гидроксид железа(П) на воздухе легко окисляются до соединений железа(П1). Качественной реакцией на соли железа(П1) служит возникновение кроваво-красного окрашивания в присутствии роданид-ионов. ГЛАВА 5 Обобщение сведений об элементах и неорганических веществах §46 акономерности изменения свойств элементов и простых веществ За два года изучения химии вы познакомились с важнейшими неорганическими веществами, изучили общие закономерности протекания химических реакций. Как вы знаете, вещества, а именно они служат предметом изучения химии, состоят из атомов. Все известные виды атомов, иначе называемые химическими элементами, представлены в Периодической системе Д. И. Менделеева. Атом имеет сложное строение. Он состоит из ядра и электронных оболочек. Ядро составляют два вида элементарных частиц — протоны и нейтроны. Число протонов в ядре определяет его заряд, который равен порядковому номеру элемента. Например, элемент хлор имеет порядковый номер 17 — значит, его ядро состоит из 17 протонов. Атом электронейтрален, поэтому число электронов в нём равно числу протонов. В природе могут существовать и заряженные атомы — ионы. Они образуются из нейтральных атомов при потере или присоединении электронов. Электроны в атоме различаются по энергии, т. е. находятся на разных энергетических уровнях. Число уровней равно номеру периода, в котором находится элемент, а число электронов на внешнем уровне (их называют валентными) — номеру группы. Например, в атоме хлора электроны находятся на трёх энергетических уровнях, причём на внешнем их число равно семи. Наиболее устойчивы атомы или ионы, на внешнем уровне которых находится восемь электронов. В ходе химических превращений атом может отдать только внешние электроны. Поэтому высшая положительная степень окисления элемента совпадает с номером группы. Она, как правило, реализуется в соединени- 213 Глава 5. ОБОБЩЕНИЕ СВЕДЕНИЙ ОБ ЭЛЕМЕНТАХ И НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВАХ ях элемента с кислородом — оксидах и гидроксидах. Так, высшая степень окисления хлора равна +7, что соответствует высшему оксиду ClgOy и высшей кислород-содержаш;ей кислоте HCIO4. А вот низшая (наименьшая отрицательная степень окисления) проявляется в соединениях неметаллов с водородом. Для нахождения её абсолютного значения надо из восьми вычесть номер группы, в которой находится элемент. Например, для хлора она равна -1 и реализуется в хлороводороде НС1. Что характеризует химический элемент? Прежде всего — его порядковый номер, или заряд ядра, который равен числу электронов в атоме. Химический элемент обладает определённым радиусом атома, электроотрицательностью, которая определяет способность атома притягивать к себе электроны, т. е. окислительные свойства элементов. Вы изучили, как изменяются свойства элементов при движении по периоду. Так, в периоде слева направо возрастает порядковый номер элемента, или заряд ядра. Взаимодействие ядра и электронов усиливается, что приводит к незначительному сжатию атома — уменьшению его радиуса. В атомах элементов начала периода на внешнем уровне содержится небольшое число электронов. Такие атомы приобретают устойчивость, отдавая эти электроны, и проявляют свойства восстановителей. Элементы, в атомах которых мало валентных электронов, называют металлами^ например литий, бериллий. А вот элементы, расположенные ближе к концу периодов, имеют тенденцию принимать электроны и проявляют свойства окислителей. Это неметаллы. Таким образом, при движении по периоду происходит переход от типичных элементов-металлов к элементам-неметаллам — бору, углероду, азоту, кислороду, фтору, неону (схема 6). Отдельные атомы, как правило, неустойчивы, они объединяются друг с другом, образуя вещества. Таким образом, химические элементы входят в состав веществ. Простые вещества состоят из атомов только одного вида, а в состав сложных веществ входят разные элементы. В русском языке названия элементов и простых веществ часто совпадают, что может вызвать путаницу. Так, во фразе «кислород входит в состав воды» речь идёт об атомах кислорода, или о химическом элементе, а во фразе «растения на свету выделяют кислород» — о простом веществе кислороде, состоящем из молекул Og. Химические элементы — опредёленные виды атомов, способные 214 Изменение свойств элементов 2-го периода Схема 6 Ох Элемент Порядковый номер Радиус атома, нм Строение атома Число валентных электронов Электроотрицательность Металлические свойства Окислительные свойства Восстановительные свойства Высшая степень окисления Низшая степень окисления Li Be В С N О F Ne 3 4 5 6 7 8 9 10 0,128 0,096 0,084 0,077 0,071 0,066 0,057 0,058 мет <- Радиус атома возрастает 1,57 2,04 2,55 3,04 3,44 3,98 Электроотрицательность возрастает мет нем нем нем нем нем Металлические свойства возрастают Окислительные свойства возрастают Восстановительные свойства возрастают -Ы +2 +3 +4 +5 — — — 0 0 0 -4 -3 -2 -1 0 Глава 5. ОБОБЩЕНИЕ СВЕДЕНИИ ОБ ЭЛЕМЕНТАХ И НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВАХ вступать в химические реакции. Так, свободные атомы кислорода объединяются в молекулы. Но наиболее распространены химические реакции между более сложными частицами — молекулами, ионами, связанными атомами на поверхности кристаллов. Физические свойства веществ — окраска, температуры плавления и кипения, плотность, растворимость в воде и многие другие — обусловлены не отдельными атомами или молекулами, а свойственны лишь веществу, состоящему из огромного числа частиц. Атомы элементов-металлов, взаимодействуя друг с другом, обобществляют электроны, формируя из них единое электронное облако. Так образуются твёрдые металлы с металлической кристаллической решёткой. В них нет молекул. У некоторых неметаллов, например бора, углерода, кремния, атомы также соединены в бесконечные структуры, но уже при помощи ковалентных связей. Так, например, устроены алмаз (см. рис. 73) или графит (см. рис. 74). А вот атомы элементов-неметаллов, в которых до завершения внешнего уровня не хватает одного, двух или трёх электронов, легко образуют молекулы с одинарными, двойными и тройными связями. Молекулы, в отличие от атомов, в кристалле слабо связаны друг с другом, поэтому вещества молекулярного строения имеют низкие температуры плавления и кипения, часто они при комнатной температуре находятся в газообразном состоянии. Слова «металл» и «неметалл» применимы не только к химическим элементам, но и к простым веществам. Например, говоря, что простое вещество является металлом, мы подразумеваем не только то, что оно состоит из атомов элемента-металла, но имеем в виду определённую общность физических (металлический блеск, пластичность) и химических (восстановительных) свойств. Металлические свойства простых веществ при движении по периоду убывают, а неметаллические возрастают. Но происходит это постепенно. Так, металл бериллий, в отличие от типичного металла лития, взаимодействует не только с кислотами, но и с щелочами (что характерно для ряда неметаллов), а простое вещество графит, образованное элементом-неметаллом углеродом, подобно металлам, обладает блеском и проводит электрический ток. Вспомните, в каких подгруппах расположены наиболее типичные металлы, наиболее типичные неметаллы. Завершает каждый период благородный газ, который формально принадлежит к веществам-неметаллам, однако окислительными свойствами не обладает (объясните почему). 216 Закономерности изменения свойств элементов и простых веществ Схема 7 Изменение свойств простых веществ 2-го периода Простое вещество Li Be В С N2 О2 F2 Ne Металл/ неметалл мет мет нем нем нем нем нем Металлические свойства возрастают нем Тип кристаллической мет мет ат ат мол мол мол мол решётки Температура плгшления, °С 181 1285 2075 >3500 -210 -219 -220 -249 Окислительные свойства возрастают инертен ^^^^осстановительные^£войства^воз^ инертен Окислительные свойства простых веществ при движении по периоду возрастают (схема 7). Металлы 2-го периода — литий и бериллий — окислительными свойствами не обладают. Неметаллы бор и углерод — очень слабые окислители. Например, они реагируют с активным металлом алюминием только в электрической печи, где температура превышает 1500 °С. С неметаллом азотом алюминий вступает в реакцию уже при 1000 °С, а с кислородом порошок алюминия реагирует при внесении в пламя горелки. Фтор окисляет порошкообразный алюминий уже при комнатной температуре. А вот завершающий 2-й период инертный газ неон вообще не вступает в химические реакции. Вопросы и задания 1. Какую высшую степень окисления проявляет элемент кремний? Ответ поясните. 2. Назовите наиболее типичный металл 3-го периода, наиболее типичный неметалл 2-го периода. 3. Найдите ошибки в некоторых фразах и прокомментируйте их: «молекула воды имеет температуру плавления О °С», «элемент уголь входит в состав мела», «атом меди тяжелее атома железа», «атомы меди имеют оранжево-красную окраску», «хлорид-ионы являются сильными окислителями», «для атомов натрия характерны восстановительные свойства», «атом азота имеет меньший радиус, чем атом кислорода». 217 Глава 5. ОБОБЩЕНИЕ СВЕДЕНИЙ ОБ ЭЛЕМЕНТАХ И НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВАХ 4. Напишите уравнения взаимодействия алюминия с простыми ве-пцествами-неметаллами 2-го периода, зная, что в полученных соединениях неметалл находится в низшей степени окисления, а алюминий — в высшей. 5. Какие из элементов 3-го периода образуют простые вещества с металлической, атомной, молекулярной кристаллической решёткой? 6. Постройте схемы, аналогичные схемам 6 и 7, для элементов и простых веществ 3-го периода. Объясните наблюдаемые закономерности. §47 /акономерности изменения свойств соединений элементов Свойства кислородных соединений — высших оксидов и гидроксидов — напрямую зависят от положения элемента в Периодической системе. Как вы знаете, оксиды подразделяют на основные, амфотерные и кислотные. Напомним, что гидроксидами называют вещ,ества, содер-жащ,ие гидроксогруппы (ОН). Подобно оксидам, гидроксиды могут быть кислотными (кислородсодержащие кислоты), амфотерными или основными (основания). Оксиды типичных металлов облают основными свойствами — им соответствуют основания. Так, щелочному металлу литию отвечает оксид LigO и щёлочь гидроксид лития LiOH. Оксид лития взаимодействует с водой и кислотами (запишите уравнения реакций), раствор гидроксида лития изменяет окраску индикаторов. Металл бериллий, как мы уже говорили, нельзя назвать типичным металлом, ряд его химических свойств сближает его с неметаллами. Поэтому и соединения бериллия — оксид ВеО и гидроксид Be(OH)g — являются амфотерными, т. е. объединяют в себе кислотные и основные свойства. А вот элементы-неметаллы 2-го периода (бор, углерод, азот) образуют уже кислотные оксиды (оксид бора BgOg, оксид углерода(1У) COg, оксид азота(У) NgOg), им соответствуют кислоты — борная HgBOg, угольная HgCOg, азотная HNOg. Таким образом, при движении по периоду слева направо основные свойства оксидов и гидроксидов сменяются амфотерными, а затем кислотными. Сила кислот в ряду HgBOg—HgCOg—HNOg последовательно возрастает. Так, борная и угольная кислоты слабые, а азотная — сильная. Как это можно объяснить с точки зрения электронного строения атома? Дело в том, что при движении по 218 Закономерности изменения свойств соединений элементов Схема 8 Изменение свойств высших оксидов и гидроксидов элементов 2-го периода Элемент Li Be в с N 0 F Ne Формула оксида 1Л2О ВеО В2О3 СО2 N2O5 — — — Характер основ- амфо- кислот- кислот- кислот- оксида ный терный ный ный ный Формула гидроксида LiOH Ве(0Н)2 Н3ВО3 Н2СО3 HNO3 — — — Характер основ- амфо- кислот- кислот- кислот- гидроксида ный терный ный ный ный Кислотные свойства возрастают Оснбвные свойства возрастают Окислительные свойства возрастают периоду электроотрицательность элементов увеличивается, а разность в электроотрицательности элемента и кислорода уменьшается. Это вызывает изменение типа связи элемент—кислород. Так, в гидроксиде лития связь Li—О ионная, поэтому гидроксид лития диссоциирует как основание, а в «гидроксиде» азота связь N—О ковалентная, что и приводит к кислотному типу диссоциации: -> + 0Н“ основание; -> + NOg кислота. Li—О, разность ЭО = 2,46, LiOH -N—О, разность ЭО = 0,40, HNOg Окислительная способность высших оксидов и гидроксидов возрастает при движении по периоду слева направо (схема 8). Так, оксид лития не реагирует даже с таким сильным восстановителем, как калий, а оксиды бериллия, бора и углерода проявляют окислительные свойства лишь под действием активных металлов. Например, зажжённая на воздухе магниевая лента продолжает гореть и в атмосфере углекислого газа, выделяя много чёрной копоти — угольной сажи: 2Mg + COg = 2MgO -Ь С. А вот высший оксид азота — очень сильный окислитель, энергично реагирующий и с малоактивными металлами — медью, серебром, ртутью: Ag + N205 = AgN03 + N02. 219 Глава 5. ОБОБЩЕНИЕ СВЕДЕНИЙ ОБ ЭЛЕМЕНТАХ И НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВАХ Схема 9 Закономерности изменения кислотно-основных свойств водородных соединений неметаллов 2-го периода Неметалл С N 0 F Ne Водородное соединение сн, NH3 НгО HF — ДЭО 0,35 0,84 1,24 1,78 — Полярность связи возрастает Кислотные свойства возрастают Кислотно-основные свойства — основ- амфо- кислотные терные ные Летучие водородные соединения образуют лишь элементы-неметаллы. Все эти вепдества состоят из молекул, в которых реализуются полярные ковалентные связи (схема 9). Кислотные свойства водородных соединений определяются диссоциацией их молекул в водном растворе. Разность электроотрицательностей элемента и водорода при движении по периоду возрастает, что благоприятствует кислотной диссоциации (в случае фторово-дорода): HF^H+-HF". В то же время молекула аммиака благодаря неподе-лённой электронной паре на атоме азота способна «отнимать» водород от молекулы воды, вызывая образование гидроксид-ионов. Этим и объясняется основный характер водных растворов аммиака: NHg -Ь НОН ^ NHJ + ОН-. У атома углерода в молекуле метана такой возможности нет, поэтому метан, в отличие от аммиака, основных свойств не проявляет. Вопросы и задания 1. Как изменяются кислотно-основные свойства высших оксидов при движении по периоду? Ответ проиллюстрируйте на примере элементов 3-го периода. 2. Почему водный раствор фтороводорода имеет кислотную реакцию среды, а водный раствор аммиака — щелочную? 3. Чем отличаются выражения «сильная кислота» и «кислота — сильный окислитель»? Ответ проиллюстрируйте примерами. 220 Закономерности изменения свойств соединений элементов Рис. 123. Препарат, полученный в Московском университете в 1867 г. Рис. 124. Нитевидные кристаллы никеля, полученные в МГУ в 2008 г. 4. Какие два летучих водородных соединения 2-го периода взаимодействуют друг с другом? Напишите уравнение реакции. 5. Препарат, который вы видите на фотографии (рис. 123), был синтезирован в Московском университете в 1867 г. Запишите истинную и простейшую формулу соединения, если известно, что оно содержит 10,9% фосфора и 89,1% иода по массе, а молярная масса равна 570 г/моль. Назовите вещество, определите тип связи в молекуле. Изобразите структурную формулу соединения, зная, что все связи в нём одинарные. 6. На рисунке 124 приведена микрофотография нитевидных кристаллов никеля, выращенных в пористом оксиде алюминия. Такие металлические нити обладают высокой прочностью — они не гнутся и не ломаются. Предложите химический способ очистки этих Кристалов от оксида алюминия. Лабораторный опыт 13. Сравнение кислотно-основных свойств водородных соединений неметаллов В пробирки налейте по 1 мл раствора акилиака, воды, соляной кислоты и сероводородной воды. В каждую пробирку добавьте по капле нейтрального раствора метилоранжа. Как изменилась окраска? Сделайте вывод о кислотно-основных свойствах каждого из веществ. Результаты перенесите в таблицу 13. Таблица 13 Изменение окраски индикаторов в различных средах Формула водородного соединения Окраска метилоранжа Кислотно- основные свойства Уравнение диссоциации 221 Глава 5, ОБОБЩЕНИЕ СВЕДЕНИЙ ОБ ЭЛЕМЕНТАХ И НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВАХ *7. Смесь оксидов калия, магния и алюминия массой 7,6 г прореагировала с избытком раствора серной кислоты. При этом образовалось 19,6 г смеси сульфатов. Найдите массу образовавшейся воды. 8. В двух склянках без этикеток находятся растворы сульфата алюминия и гидроксида натрия. Как можно определить содержимое каждой склянки, не имея реактивов, а используя только одну пустую пробирку? *9. Имеются три одинаковые колбы, одна из которых заполнена углекислым газом, вторая — азотом, третья — аргоном. Колба, заполненная азотом, на 16 г легче колбы с углекислым газом. Найдите массу газа в третьей колбе. Самое важное в главе 5 Периодическая система элементов Д. И. Менделеева позволяет проследить закономерности изменения свойств элементов и образованных ими простых веществ и химических соединений. При движении по периоду слева направо радиус атома уменьшается, металлические свойства последовательно сменяются неметаллическими, возрастают высшая степень окисления элемента и его окислительные свойства. Простые вещества, расположенные в начале 2-го и 3-го периодов, представляют собой металлы с металлической кристаллической решёткой, в середине периодов расположены вещества-неметаллы с атомной кристаллической решёткой, а завершают период типичные неметаллы и инертный газ с молекулярной кристаллической решёткой. Свойства высших оксидов и гидроксидов элементов при движении по периоду последовательно меняются от основных через амфотерные к кислотным, а свойства летучих водородных соединений неметаллов 2-го периода — от основных (аммиак) к амфотерным (вода) и кислотным (фтороводород). Практикум В этом разделе учебника приведены описания практических работ, выполняемых на уроках химии, а также занимательные опыты, которые вы можете провести на факультативных занятиях или в химическом кружке под руководством учителя. Перед проведением каждого эксперимента внимательно прочитайте его описание, найдите ответы на поставленные вопросы в параграфах учебника. Во время работы не забывайте соблюдать правила техники безопасности, а по окончании экспериментов убирать за собой рабочее место и мыть посуду. Практическая работа 1 Экспериментальное решение задач по теме «Электролитическая диссоциация» Реактивы: соляная кислота, хлорид натрия, хлорид кальция, карбонат натрия, гидроксид натрия, серная кислота, сульфат натрия, сульфат магния, карбонат калия, гидроксид калия, азотная кислота, хлорид бария, хлорид железа(1П), карбонат кальция, карбонат магния, сульфат меди(П), нитрат свинца(П), оксид меди(П), оксид магния, нитрат серебра. 1. Проведите реакции между растворами следующих веществ: а) карбонатом натрия и хлоридом кальция; б) карбонатом натрия и азотной кислотой; в) сульфатом магния и гидроксидом натрия. Что наблюдаете? По каким признакам можно судить о протекании реакции обмена до конца? Напишите уравнения этих реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионном виде. 2. Проведите реакцию между раствором гидроксида натрия и соляной кислотой. Какое вещество необходимо добавить к раствору щёлочи перед проведением опыта, чтобы можно было судить о протекании реакции? Напишите уравнения этой реакции в молекулярном, полном и сокращённом ионном виде. 3. Пользуясь выданными вам реактивами, получите: I вариант — осадки сульфата бария и гидроксида же- леза(Ш), раствор хлорида кальция; 223 ПРАКТИКУМ II вариант — осадки сульфата свинца(П) и гидроксида меди(П), раствор хлорида магния. Напишите уравнения этих реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионном виде. 4. Пользуясь выданными вам реактивами, проведите реакции, выражаемые следующими сокращённо-ионными уравнениями: I вариант — а) Н+ -f- ОН" = HgO, б) СиО + 2Н^ = = Cu2+ + HgO, в) Ag+ -Ь Cl- = AgCli; II вариант — а) 2Н'^ + СО|" = COgt + HgO, б) MgO -t--Ь 2Н+ = Mg2+ -h H2O, в) Pb2+ -h 2C1- = PbClgi. 5. В пяти пронумерованных пробирках находятся растворы следующих веществ: I вариант — соляная кислота, хлорид натрия, хлорид кальция, карбонат натрия, гидроксид натрия; II вариант — серная кислота, сульфат натрия, сульфат магния, карбонат калия, гидроксид калия. Опытным путём определите вещества в пробирках. Напишите уравнения реакций. Практическая работа 2 Получение аммиака и изучение его свойств Оборудование и реактивы: лабораторный штатив с лапкой, спиртовка, две сухие пробирки, газоотводная трубка с пробкой, ложечка, стеклянная палочка, вата, кристаллизатор с водой, штатив с пробирками, кусок фильтровальной бумаги, хлорид аммония, гидроксид кальция, раствор аммиака, раствор серной кислоты. 1. В небольшую фарфоровую чашку или на лист бумаги насыпьте две ложечки хлорида аммония и одну ложечку гидроксида кальция. Смесь перемешайте стеклянной палочкой (запах какого газа вы почувствовали?) и насыпьте в сухую пробирку. 2. Укрепите пробирку со смесью в лапке штатива так, чтобы её дно находилось несколько выше её отверстия. В противном случае капли воды, образующейся в результате реакции, могут попасть на горячую часть пробирки, отчего она треснет. В отверстие пробирки поместите резиновую пробку с изогнутой стеклянной трубкой, которую направьте вверх (рис. 125). На неё повесьте другую пробирку, предназначенную для сбора аммиака. Обратите внимание, что эта пробирка, а также газоотводная 224 Практическая работа 3 трубка должны обязательно быть сухими. Отверстие перевёрнутой вверх дном пробирки закройте куском ваты. Объясните, почему аммиак собирают в пробирку, расположенную отверстием вниз. Можно ли собирать аммиак методом вытеснения воды? Почему? 3. Слегка прогрейте пробирку пламенем спиртовки, а затем нагревайте в том месте, где находится смесь. Какое вещество образуется на стенках пробирки? Поднесите к отверстию пробирки для сбора газа кусочек фильтровальной бумаги, смоченной раствором фенолфталеина. Что наблюдается? Повторяйте эту процедуру несколько раз до тех пор, пока не обнаружите аммиак. После этого прекратите нагревание. Напишите уравнение реакции. 4. К отверстию пробирки с аммиаком поднесите стеклянную палочку, смоченную раствором соляной кислоты. Что происходит? Что представляет собой образовавшийся белый дым? 5. Налейте в пробирку 1—2 мл водного раствора аммиака, добавьте несколько капель фенолфталеина, а затем серной кислоты до исчезновения окраски. Напишите уравнение реакции. 6. Сделайте выводы о физических и химических свойствах аммиака. Рис. 125. Прибор для получения аммиака Практическая работа 3 Получение углекислого газа и изучение его свойств Оборудование и реактивы*, лабораторный штатив с лапкой, аппарат Кирюшкина (либо прибор, состоящий из колбы на 100 мл и пробки с газоотводной трубкой), стакан на 100 мл, кусок бумаги, спиртовка, держатель для пробирок, лучинка, две пробирки, известковая вода (раствор гидроксида кальция), лакмус. 1. Изучите выданный вам прибор Кирюшкина для получения газов (рис. 126). Он состоит из пробирки с 225 ПРАКТИКУМ Рис. 126. Прибор Кирюшкина для получения газов Рис. 127. Прибор для получения углекислого газа трубкой для выхода газа и вставленной в неё пробки с длинной воронкой, на нижней части которой укреплена прокладка. Газоотводная трубка снабжена краном, регулирующим ток выделяющегося газа. Выньте пробку с воронкой из пробирки, но не полностью, а на 2—3 см и в образовавшийся зазор опустите несколько кусочков мрамора так, чтобы они оказались на прокладке. После этого плотно закройте пробирку пробкой. Налейте в воронку 10% -й раствор соляной кислоты в таком количестве, чтобы кислота полностью закрыла мрамор. Закройте кран на газоотводной трубке. Что происходит? Если кислота поднимается вверх по воронке, значит, прибор герметичен и готов к использованию. Если в школьной лаборатории нет приборов Кирюшкина, для получения углекислого газа можно воспользоваться колбой, закрытой пробкой с помещённой в неё газоотводной трубкой (рис. 127). В колбу кладут кусочки мрамора (или насыпают порошок мела) и заливают 10%-м раствором соляной кислоты. В чём состоит недостаток такого прибора по сравнению с прибором Кирюшкина? 2. Заполните углекислым газом химический стакан. Для этого опустите конец газоотводной трубки на дно стакана и откройте кран. Чтобы углекислый газ не смешивался с воздухом, отверстие стакана закройте листом бумаги, в котором сделайте отверстие для газоотводной трубки. Через несколько минут приподнимите бумагу и 226 Практическая работа 4 поднесите к отверстию стакана зажженную лучинку. Что наблюдается? Продолжайте заполнение стакана углекислым газом до тех пор, пока лучинка не станет гаснуть. После этого закройте кран на аппарате Кирюшкина. Напишите уравнение реакции получения углекислого газа. Можно ли собирать углекислый газ в сосуд, расположенный вверх дном? Почему? 3. «Перелейте» собранный углекислый газ в две пробирки. При помопци зажжённой лзгчинки убедитесь в том, что они заполнены углекислым газом. В одну пробирку прилейте 1 мл фиолетового раствора лакмуса. Что наблюдается? О чём свидетельствует изменение окраски индикатора? Напишите уравнение реакции. 4. К другой пробирке с углекислым газом прилейте 1 мл известковой воды (раствор гидроксида кальция). Какое веш;ество выпадает в осадок? Напишите уравнение реакции. 5. В пробирку с осадком карбоната кальция поместите конец газоотводной трубки аппарата Кирюшкина и откройте кран. Пропускайте углекислый газ до тех пор, пока весь осадок не растворится. Какое веш;ество находится в растворе? После этого нагрейте раствор в пробирке до кипения. Напишите в тетрадь уравнения реакций. 6. Сделайте выводы о физических и химических свойствах углекислого газа. Практическая работа 4 Экспериментальное решение задач по теме «Неметаллы» Реактивы: гидроксид натрия, серная кислота, соляная кислота, карбонат натрия, йодная вода, бромная вода, хлорная вода, крахмальный клейстер, хлорид натрия, бромид натрия, сульфат натрия, иодид натрия, фосфат калия, нитрат серебра, сульфит натрия, хлорид бария, лакмус, твёрдый сульфат натрия с примесью карбоната натрия. 1. Получите раствор хлорида натрия тремя различными способами. Напишите уравнения реакций в молекулярном и сокраш;ённом ионном виде. 2. Докажите, что в состав соляной кислоты входят ионы водорода и хлорид-ионы, а в состав серной — ионы водорода и сульфат-ионы. 227 ПРАКТИКУМ 3. Опытным путём определите, содержит ли выданный вам образец сульфата натрия примесь карбоната натрия. 4. В пронумерованных пробирках находятся растворы веществ: I вариант — хлорид натрия, сульфат натрия, соляная кислота, карбонат натрия; II вариант — хлорид натрия, серная кислота, силикат натрия, гидроксид натрия. Опытным путём определите растворы в пробирках. Напишите уравнения реакций. 5. Воспользовавшись реактивами, имеющимися на столе, проведите реакции, которым соответствуют следующие сокращённые ионные уравнения: P03--H3Ag+--->AggP04, SO|- -Ь 2Н+ SOg + HgO. Практическая работа 5 Экспериментальное решение задач по теме «Металлы» Реактивы, карбонаты натрия, магния и кальция, железный купорос, хлорид кальция, гидрокарбонат натрия. Растворы: роданид железа(П1), хлорид натрия, хлорид кальция, хлорид алюминия, гидроксид натрия, карбонат натрия, соляная кислота, хлорная вода, известковая вода, серная кислота, лакмус. 1. В пробирках находятся карбонаты натрия, магния и кальция. Определите опытным путём, какое вещество находится в каждой из пробирок. 2. Докажите опытным путём, что образец железного купороса содержит ионы железа(1П). 3. Исходя из алюминия, получите раствор алюмината натрия. 4. Определите опытным путём, в какой из выданных вам пробирок находится раствор хлорида кальция, в какой — хлорида натрия, а в какой — хлорида алюминия. 5. Исходя из железа, получите хлорид железа(1П). 6. Докажите опытным путём, что выданное вам вещество — это гидрокарбонат натрия. 7. Докажите опытным путём, что выданное вам вещество — это хлорид кальция. Занимательные опыты по химии Эти опыты вы можете провести в школьном кабинете химии под руководством учителя. Весенний пейзаж Реактивы*, медный купорос, карбонат натрия. Оборудование: стакан. В насыЕценный раствор сульфата меди(П) поместите крупные кристаллы карбоната натрия. Через несколько часов наблюдается образование зелёных отростков, напоминающих водоросли. Несгораемая бумага Реактивы: нитрат калия. Оборудование: кристаллизатор, спиртовка. Газету делят на две части. Одну часть газеты оставляют для сравнения, а другую часть помещают на несколько минут в насыщенный раствор калийной селитры, после чего высушивают. Оба листа вносят в пламя. Лист, выдержанный в селитре, не горит, а только тлеет. Пишем серной кислотой Реактивы: 20% -я серная кислота. Оборудование: стеклянная палочка, электроплитка. На белом листе плотной бумаги делают надпись 20%-м раствором серной кислоты. После высушивания надпись становится незаметной. После этого лист нагревают над электрической плиткой или проводят по нему горячим утюгом. Серная кислота прожигает бумагу, и надпись проявляется. Вспышка оксида меди и алюминия Реактивы: порошок оксида меди(П), алюминиевая пудра. Оборудование: лабораторный штатив, металлический лист, спиртовка. 229 ЗАНИМАТЕЛЬНЫЕ ОПЫТЫ ПО ХИМИИ На металлический лист насыпьте горкой смесь примерно равных объёмов алюминиевой пудры и оксида ме-ди(П). В центр вставьте две спички, головками вверх и наполовину утопите их в смеси. Поместите лист на кольцо штатива и нагрейте его снизу на пламени спиртовки. Подожгите спички. Произойдёт слабый хлопок с яркой вспышкой. Анализируем мёд Реактивы: нитрат серебра (1%-й раствор), йодная настойка, соляная кислота (10%-й раствор), безводный сульфат меди(П). Оборудование: часовое стекло, химический стакан, штатив с пробирками, химический (чернильный) карандаш. Мёд, купленный у недобросовестных торговцев, может содержать крахмал, сахарозу, мел, избыток воды. Перед проведением химического анализа рассмотрите мёд под микроскопом. Для этого каплю мёда нанесите на предметное стекло и размажьте. Если мёд натуральный, то в микроскоп будут видны кристаллы, обычно звёздчатой или игольчатой формы. Если вы видите кристаллы в форме крупных сростков, иногда правильной геометрической формы, значит, в мёд был добавлен сахар. В школьной лаборатории можно провести и более детальный анализ мёда. Растворите одну чайную ложку мёда в 50 мл дистиллированной воды, капните в раствор четыре-пять капель йодной настойки. Если раствор посинеет, значит, мёд некачественный, он содержит крахмал. В другую порцию раствора добавьте несколько капель соляной кислоты. Выделение газа свидетельствует о наличии в мёде мела. Мёд, в который была добавлена сахарная патока, даёт белый осадок с раствором нитрата серебра (проверьте). Чистый мёд осадка не даёт. Растворите небольшую порцию мёда в горячем молоке. Если молоко свернётся, значит, мёд разбавлен сахарным сиропом. Чтобы проверить, нет ли в мёде излишней влаги, возьмите немного мёда и введите в него остро отточенный химический (чернильный) карандаш. Враш,айте карандаш несколько секунд. Натуральный мёд, в котором влага содержится в пределах нормы, даёт еле заметный серый след или вообще остаётся без следа, а влажный мёд окрасится чернилами в синий цвет. Вместо чернильного карандаша можно воспользоваться обезвоженным медным купоросом, который в присутствии влаги синеет. 230 Приложения Приложение 1 Значения pH растворов кислот, солей и оснований (0,1 моль/л) Класс соединений, сила электролитов Формула вещества pH раствора НС1 1,0 » * л 1 " -■ 111 -»11.. HNOg 1,0 Кислоты [ HF 2,1 слабые J СН3СООН 2,9 1 HgS 4,1 AICI3 3,0 NH4CI 5,1 NaCl 7,0 KNO3 7,0 Соли Na2S04 7,0 NaHCOg 9,7 KCN 11,1 NagCOg 11,6 NagPO^ 12,5 сильные ( KOH 13,0 Основания 1 NaOH 13,0 слабое Раствор NH3 11,1 Приложение 2 Значения pH некоторых физиологических жидкостей Раствор pH Кровь 7,3-7,4 Слюна 6,3—6,9 Моча 5,0—6,0 Пот 4,2—7,5 Желудочный сок 0,9—1,5 231 ПРИЛОЖЕНИЯ Приложение 3 Значения pH некоторых растворов, используемых в быту Раствор pH Молоко 6,3—6,7 Кофе 5,0 Морская вода 8,0—8,3 Вино 5,0—6,0 Томатный сок 4,0 Жидкое мыло 10—10,5 Средство для чистки плиты 13—13,5 Лимонный сок 2,0—2,5 Приложение 4 Гидролиз солей Тип соли, пример Образована сильным основанием и сильной кислотой: NaCl Тип гидролиза Гидролиз не протекает Уравнение гидролиза Среда Нейтральная (pH = 7,0) Образована слабым основанием и сильной кислотой: CuClg Cu(OH)2 — слабое основание; НС1 — сильная кислота По катиону (обратимый) CuClg + HgO =±CuOHCl-f-HCl Cu2+ + Н2О ^ :—» CuOH+ -Ь Н+ Кислот- ная (pH < 7,0) CuOHCl + Н2О ^ ± Cu(OH)2i + НС1 CuOH+ -ь Н,0; ±Cu(OH)2i -I-Н' Образована сильным основанием и слабой кислотой: Na2COg NaOH — сильное основание; Н2СО3 — слабая кислота 232 По аниону (обратимый) Na2COg -Н Н2О ^ --> NaHCOg С0§- + Н20^ NaOH > Щелоч- ная (pH > 7,0) ± НСО^ -ь ОН- NaHCOg -Ь НдО ii^HgO-bCOgl +NaOH НСО3 -ь HgO z=> HgO -Ь COgt + ОН- Приложение 5 Окончание табл. Тип соли, пример Образована слабым основанием и слабой кислотой*: (NH4)2C03 NHg (раствор) — слабое основание; НдСОз — слабая кислота Тип гидролиза По катиону и аниону (обратимый) Уравнение гидролиза (ЫН4)2С0з + Н20^ < > NH4HCO3 + NHgt + + Н2О NH^ + COf- + Н2О <—> < ► НСО3 + NHgt + H2O NH4HCO3 + HgO <—> (—> NHgt + C02t + 2H2O NH+ + HCO3 + H2O —> (—> NHgt + СО2Г + 2H2O По ка- AlgSg + бНдО = тиону и = 2Al(OH)gi + SHgSt аниону (необра- тимый) Среда Нейтральная, слабокислотная или слабощелочная (pH *7,0) ALS 2*^3 А1(ОН)з — слабое основание; H,S — слабая кислота * Некоторые соли (CrgSg, А12(СОз)д) невозможно получить в растворе по причине их полного гидролиза: 2СгС1з -ь SNagS + вНдО = 2Сг(ОН)з| + ЗЩ8] + 6NaCl. Этим солям соответствует прочерк в таблице растворимости. Некоторые из них можно получить «сухим путём»: 2Сг + 38 = Сг28з. Приложение 5 Качественные реакции на некоторые ионы Опреде- ляемый ион Реактив Признаки Н+ Индикаторы Изменение окраски Li+ — Окрашивание пламени в красный цвет Na+ — Окрашивание пламени в жёлтый цвет K+ — Окрашивание пламени в фиолетовый цвет NH+ КОН Запах аммиака, посинение влажной красной лакмусовой бумажки 233 ПРИЛОЖЕНИЯ Продолжение табл. Опреде- ляемый Реактив Признаки ион Са2+ — Окрашивание пламени в кирпичнокрасный цвет NagCOg Белый осадок СаСОд, растворимый в кислотах Ва2+ — Окрашивание пламени в жёлто-зелёный цвет H2SO4 Белый осадок BaS04, нерастворимый в кислотах А13+ NHg (раствор) Студенистый белый осадок А1(ОН)д, растворимый в щёлочи и нерастворимый в растворе аммиака (NH4)2S Студенистый белый осадок А1(ОН)д, выделение сероводорода Zn2+ NHg (раствор) Студенистый белый осадок Zn(OH)2, растворимый в щёлочи и в избытке раствора аммиака (NH4)2S Кристаллический белый осадок ZnS, сероводород не выделяется Cu2+ Окрашивание пламени в зелёный цвет KOH Синий осадок Си(0Н)2, растворимый в растворе аммиака Fe2+ Kg[Fe(CN)6] Синий осадок Fe3+ KJFe(CN)6] Синий осадок KCNS Кроваво-красная окраска раствора ОН- Индикаторы Изменение окраски Cl- AgNOg Белый творожистый осадок AgCl, нерастворимый в кислотах и растворимый в растворе аммиака Pb(NOg)2 Белый кристаллический осадок PbClg Br- AgNOg Желтоватый творожистый осадок AgBr, нерастворимый в кислотах Pb(NOg)2 Белый кристаллический осадок РЬВгд I- AgNOg Жёлтый творожистый осадок Agl, нерастворимый в кислотах Pb(NOg)2 Ярко-жёлтый кристаллический осадок Pbig 234 Приложение 6 Окончание табл. Опреде- ляемый Реактив Признаки ион S2- Pb(N03>2 HCl Чёрный кристаллический осадок PbS Выделение газа H2S с запахом тухлых яиц SO|- BaClg РЬ(КОз)2 Белый кристаллический осадок BaS04, нерастворимый в кислотах Белый кристаллический осадок PbS04 S0|- HCl Выделение газа SO2 с запахом горящей серы СО|- HCl Выделение газа COg без запаха, не поддерживающего горение SiOi- NH4C1 Белый студенистый осадок НзЗЮз NO-3 FeSO^ + H2SO4 Cu + Н2804(5^о„ц) Бурое кольцо или окрашивание Выделение бурого газа NO2 N0-2 H2SO4 Выделение бурого газа NO2 Р0|- AgN03, pH 7—8 ВаСЦ, pH 5—6 Жёлтый кристаллический осадок Ag3P04 Белый кристаллический осадок ВаНР04 Приложение 6 Условия протекания реакций ионного обмена Условия протекания реакции обмена Уравне- ние Выпадение осадка Выделение газа Образование слабого электролита (воды) Молеку- лярное CaCl2 -(- Ма2СОз = = CaC03i -Ь 2NaCl MgC03+2HN03 = = Mg(N03)2 + + Н2О -Ь С02Т КОН -Ь НС1 = = КС1 -t- Н2О Полное ионное Са2+ -ь 2С1- + -ь 2Na^ -ь С0|- = = СаСОз! -ь + 2Na+ + 2С1- MgC03 + 2Н+ -ь -f- 2NO3 = Mg2+ -Ь + 2NO3 -ь СОз! -ь + Н2О К+ + ОН- -Ь -ь Н ^ -ь С1- = = -Ь С1- -Ь HgO Сокра- щённое ионное Са2"^ + С0|- = = СаСОз! MgC03 -Ь 2Н+ = = Mg2+-bC02t -Ь + Н2О ОН- + Н+ = HgO 235 ПРИЛОЖЕНИЯ Приложение 7 Характерные степени окисления некоторых элементов Химиче- ский элемент Характерные степени окисления и примеры соединений Водород NaH СаН^ HgO NaOH 1 -1 1 1 0 +1 Натрий Na ЫагО NaCl 1 0 1 +1 Калий К KgO KCl 1 0 1 +1 Магний Mg MgO MgClj 1 0 1 1 * +2 Кальций Са CaO CaCl2 1 0 1 1 ^ +2 Алюминий А1 ALO, AICI3 1 1 0 1 1 +3 Углерод сн^ СгНб СНдОН CjHj CO C СгНгС!^ HCOOH HaCgO^ COo CCl, 1 -4 1 1 1 -3 -2 -1 1 1 1 1 0 +1 +2 +3 1 ^ -r4 Кремний MggSi SiOa Si SiO Na^SiOg 1 -4 1 1 1 1 1 1 1 0 +2 1 4-4 236 Приложение 7 Окончание табл. Химиче- ский элемент Азот Фосфор Кислород Сера Фтор Хлор Марганец Железо Характерные степени окисления и примеры соединений NH.. AIN N2H4 NH2OH N, N2O NO N2O3 HNO2 NO2 NaNOa N2O4 N2O5 HNO3 NaNOg 1 -3 1 -2 1 -1 1 0 1 1 +1 +2 1 1 +3 +4 1 +5 P2O2 P2O5 РНз H3PO2 H3PO3 H3PO4 СвзРа P2H4 P NaH2P02 PCI3 NaaPO, 1 -3 —Г" -2 —i— 1 0 1 1 + 1 1 1 +3 1 +5 H2O H20 2 O2 O2F2 OF2 1 1 1 1 1 ^ -2 -1 0 +1 +2 SO3 H2S H-A SO2 H2SO4 Na^S FeSg s S2C1 2 SCI2 Na2S03 K2SO4 1 1 1 1 1 1 1 1 1 ^ -2 -1 0 +1 +2 +4 +6 HF NaF F, “1 1 -1 0 Hd d20 HCIO3 HCIO4 Nad CI2 нею HCIO2 CIO2 KCIO3 KCIO4 1 -1 1 0 1 +1 1 1 1 +3 +4 I 1 +5 1 * + 7 MnO Mn MnSOj МпоО, MnOa К2МПО4 KM11O4 Г —I 1 —1 1 1 ^ +2 +3 +4 Fe “Г FeO Fe^Og Fed, FeCl, +2 +3 +6 K,FeO. +6 +7 237 ПРИЛОЖЕНИЯ Приложение 8 Значения электроотрицательности химических элементов по Полингу н 2,20 Li Be В C N 0 F 0,98 1,57 2,04 2,55 3,04 3,44 3,98 Na Mg A1 Si P S Cl 0,93 1,31 1,61 1,90 2,19 2,58 3,16 К Ca Ga Ge As Se Br 0,82 1,00 1,81 2,01 2,18 2,55 2,96 Rb Sr In Sn Sb Те I 0,82 0,95 1,78 1,96 2,05 2,10 2,66 Cs 0,79 Ba 0,89 T1 2,04 Pb 2,33 Bi 2,02 Приложение 9 Важнейшие окислители и восстановители Восстановители Окислители 1) Металлы 1) Типичные неметаллы 0 -1 0 -1 Na^Na F2^2F 0 +3 0 -1 Fe —> Fe CI2 2С1 2) Неметаллы 0 -1 0 +1 Вг2 —> 2Вг H2 —^ 2H 0 -2 0 -2 О2—>20 C^CO 2) Соединения элементов 3) Соединения элементов в высоких степенях окисления в низких степенях окисления -2 2NH3 SO2- 2Ш 2FeS04 — N0- !3 Н,Р0, - о -6 S0|- Гб2(804)з NOo Н3РО4 -> Мп + 7 КМПО4 +4 МпО, Мпо .он- > К2МПО4 +2 Мп 238 Приложение 10 Окончание табл. Восстановители Окислители ■>NH+ о HNO, +6 H2SO4 НгО^ +1 NaClO KCIO3 + 1 AggO- ■>N2 ^N0 +4 ->N02 > SO2 -2 Н2О -1 ►NaCl -1 >КС1 о 2Ag Приложение 10 Взаимодействие неметаллов с щелочами Неметалл Уравнение реакции Хлор CI2 На холоде: Clg -Ь 2NaOH = NaClO + NaCl -Ь HgO В горячем растворе: 3Clg + 6NaOH = NaClOg -Ь 5NaCl -t- 3HgO Бром ВГ2 Ha холоде: Brg + 2NaOH = NaBrO -f NaBr -t- HgO При комнатной температуре: 3Brg -ь 6NaOH = NaBrOg -f- 5NaBr -t- 3HgO Иод I2 3Ig + 6NaOH = NalOg -t- 5NaI -b 3HgO Сера S 3S -b 6NaOH = NagSOg -h 2NagS + 3HgO Белый фосфор P4 -h 3NaOH + 3HgO = 3NaHgP02 + PH3T Кремний Si Si + 2NaOH + HgO = NagSiOg + 2Hgt Водород Hg, кислород Og, азот Ng, углерод С He взаимодействуют 239 ПРИЛОЖЕНИЯ Приложение 11 Получение некоторых газов Фор- мула газа Но О, О, CL НС1 HoS Способы получения в лаборатории Zn + H2SO4 = ZnS04 -t- Hgt, 20% Ca -ь 2H2O = Са(ОН)2 + H2t, 2A1 -h 2NaOH + 6H2O = = 2Na[Al(OH)4] -b 3H2t 2КМПО4 = К2МПО4 -h МПО2 -b 4- 02!, 2КС10з = 2КС1-ь302Г, 2H202^^2H20 + 02t в промышленности С + H2O ;=> СО -Ь Н2, 2H20|f^^2H2t-H02t. 2NaCl + 2H20^^^^^ -4 2NaOH + H2t -f-Cl2t, CH4 -t- H2O CO -H ЗН2 Из жидкого воздуха 30 ЭЛ. разряд^ 20, 2MnF4 = 2MnFg -I- F2t МПО2 -t- 4HC1 = MnCl2 + C^t + + 2H2O, 2КМПО4 -h 16HC1 = 2MnCl2 -b -h бСЦ! -H 2KC1 -b SHgO, KCIO3 + 6HC1 = KCl -f 3Cl2l + -t-3HoO NaCl -t- H2SO4 = NaHS04 -1- TB. 96% -t-HCll H2 -H S = HgS, FeS -b H2SO4 = FeS04+ HgSt 20% f, ЭЛ. TOK, 2KF-HF-=------> 2KF-bH2l ^Fgt 2NaCl -b 2HoO 2NaOH + H2! -I- Clgt H2 4- CI2 = 2HC1, CH4 4 CI2 CH3CI 4- + HC1 240 Приложение 11 Окончание табл. Фор- мула газа Способы получения в лаборатории в промышленности SO2 = 2NaHS04 -Ь HgO -t- SOgt, Си -f 2H2SO4 ^ — CUSO4 + 2H2O -ь SO2I 8 + 02 = SO2 4FeS2 + 1102 = = 8SO2! + 2Рс20з N2 NH4NO2 = N2! -Ь 2Н2О, KN02 + NH4C1 = = Ngt -ь KCl -Ь 2Н2О Из жидкого воздуха NH3 Ca(0H)2.,3+2NH4Cl,3 = = СаСЦ -Ь 2КНз| + 2Н2О N0 ЗСи + 8НМОз(30%) = = ЗСи(МОз)2 + 2N0I + 4Н2О, 2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 = = 2K2SO4 + I2 + 2N0I Н- 2Н2О N2 + 02-^^^^^™4 2N0, 4NH3 + 5О2 = 4N0 + 6Н2О NO2 Си + 4НКОз(68%) = = Си(КОз)2 -Ь N02! + 2Н2О, 2РЬ(КОз)2 = = 2РЬ0-ь 4N02! + Ogt 2N0 + 02 = 2N0g СО НСООН —> СО! + Н2О, Zn + СаСОз = СаО Ч- ZnO -1- СО! СО2 + С ^ 2С0, С + ЩО = СО + Н2, СН4 + HgO = СО + ЗН2 СО2 СаСОз -1- 2НС1 = = CaCl2 "Ь СО2! + Н2О СаСОз ~ СаО + СО2!, С + О2 = СО2 СН4 СНзСООМа -ь NaOH = = Na2C03 -Ь СН4! + HgO Метан — природный газ 241 ПРИЛОЖЕНИЯ Приложение 12 Способы идентификации некоторых газов Формула газа Способы идентификации Н2 Горючий газ => набранный в пробирку и подожжённый, сгорает с характерным звуком 02 Поддерживает горение тлеюш;ая лучинка в нём вспыхивает Оз Имеет характерный «электрический» запах; поддерживает горение => тлеющая лучинка в нём вспыхивает; вызывает посинение иодкрахмальной бумажки H2S Имеет неприятный запах тухлых яиц; вызывает почернение бумажки, смоченной раствором соли свинца(П) C12 Имеет резкий запах хлорки; вызывает посинение иодкрахмальной бумажки С02 Вызывает помутнение известковой воды; горящая лучинка в нём гаснет; не обесцвечивает подкисленный раствор перманганата калия S02 Имеет запах горящей серы; вызывает помутнение известковой воды; горящая лучинка в нём гаснет; окрашивает фиолетовый лакмус в красный цвет; обесцвечивает подкисленный раствор перманганата калия NHg Имеет резкий запах нашатырного спирта; окрашивает влажную фиолетовую лакмусовую бумажку в синий цвет НС1 Имеет характерный резкий запах; окрашивает влажную фиолетовую лакмусовую бумажку в красный цвет; не вызывает помутнения известковой воды N02 Имеет бурую окраску и неприятный запах; поддерживает горение лучины NO На воздухе мгновенно превращается в бурый газ 242 Приложение 13 Приложение 13 Задачи для подготовки к школьной олимпиаде в 9 классе Задача 1. Из приведённого списка вепдеств выберите те, которые могут реагировать с оксидом серы(1У) и напишите уравнения реакций. Веш;ества: Og, Brg, COg, CaO, КОН, HCl. Задача 2. Газ X прекрасно растворим в воде. В одном литре воды растворили 100 л газа X (н. у.) и получили раствор, в котором массовая доля X равна 14,0%. Определите X. Задача 3. Для сжигания веш;ества, состоящего из атомов трёх элементов и имеющего молярную массу 60 г/моль, потребовалось V л кислорода, и образовалось по F л углекислого газа и паров воды (объёмы газов измерены при одинаковых условиях). Установите молекулярную формулу вещества. Задача 4. Для получения кислорода приготовили смесь, содержащую бертолетову соль КСЮд и катализатор — оксид марганца(1У), масса которого составила 5% от массы смеси. Смесь прокалили. Чему будет равна массовая доля катализатора в твёрдом остатке после полного разложения бертолетовой соли? Задача 5. Из элементов X и Y состоят вещества следующего состава: Хд, Yg, Yg, XgY, XgYg. Установите молекулярные формулы этих веществ, изобразите их структурные формулы и предложите по одному уравнению реакции их получения. Задача 6. Фосфор в высшей степени окисления входит в состав кислот X, Y и Z, в которых число атомов кислорода превышает число атомов фосфора в 3; 3,5 и 4 раза. Установите молекулярные формулы X, Y и Z, изобразите структурные формулы и напишите уравнения реакций получения кислот из фосфорного ангидрида. В какой из них содержание воды наибольшее? Решение задач Задача 1 SOg — кислотный оксид, поэтому он реагирует с основными оксидами и щелочами, образуя соли сернистой кислоты: СаО -Ь SOo = CaSO 3» 2КОН -h SOg = KgSOg -H HgO. 243 ПРИЛОЖЕНИЯ SOg может проявлять свойства восстановителя, поэтому он способен реагировать с сильными окислителями — кислородом и бромом (с кислородом — в газовой фазе только в присутствии катализатора, с бромом — легче, в водном растворе). 2SO2 + 02 = 2SO3, SO2 + Вг2 + 2Н2О = H2SO4 + 2НВг. Задача 2 v(X) = 100/22,4 = 4,46 моль. Пусть масса X равна т г, тогда масса его раствора в 1 л воды составляет (1000 + w) г, а массовая доля: п?(Х) = m/(1000 + m) = 0,140, откуда т = 163. Молярная масса X: М(Х) = m/v = 163/4,46 = 36,5 г/моль, это — хлороводород. Ответ. НС1. Задача 3 Для газов одинаковые объёмы означают одно и то же количество вещества, т. е. одинаковые коэффициенты в уравнении реакции. Пусть молекулярная формула вещества — С^Н^О^, тогда уравнение сгорания можно представить в виде: + а02 = аС02 + аН20. Число атомов каждого вида одинаково в обеих частях уравнения: а) С: jc = а; б) Н: г/ = 2а = 2х; в)0: г + 2а = 2а + + а, т. е. 2 = а. Формула вещества: СдН2дОд. Молярная масса вещества: 12а + 2а + 16а = 30а = 60 г/моль, откуда а = 2, С2Н4О2. Ответ. С2Н4О2. Задача 4 Пусть масса исходной смеси KCIO3 составила 100 г, тогда /тг(КСЮз) ^ /пСМпОз) = 5 г. При прокаливании произогила реакция: 2КС10з = 2КС1 + 302Т. у(КСЮз) = 95/122,5 = 0,78 моль, v(KCl) = у(КСЮз) = = 0,78 моль, /п(КС1) = 0,78 • 74,5 = 58 г. Масса катализатора не изменилась. Массовая доля МпОз: 244 Приложение 13 ^(МпОг) = 5/(5 + 58) = 0,08 = 8% . Ответ. 8%. Задача 5 X —Н, Y —О. Хз — Нз, Н-Н, Y3 О3, 0=0, гп + 2нс1 = гпС1з + НзТ, 2КМПО4 = Y.-0,, А о о = К3МПО4 + МпОз + Оз|. разряд 20^1^ 30 X3Y — Н3О, н-о-н, X3Y3 — Н3О3, Н-О-0—н. 2НЗ + 03 = 2Н30, ВаОз + Нз80^ = = BaS04i + Н3О3. Задача 6 X — НРО3, метафосфорная кислота. Простейшую формулу этой кислоты можно было бы представить в виде: О II Н—О—р=о. Однако на самом деле она представляет собой полимер, в котором каждый атом фосфора окружён четырьмя атомами кислорода: ГОЛ II н—о—Р—о—Н; I L он Р3О5 -н Н3О = 2НРО3. Y — Н4Р2О7, дифосфорная (пирофосфорная) кислота 0 О II II Н—О—Р—0-Р—О-Н; 1 I 0 О 1 I н н ^гОб + 2Н3О = Н4Р3О7. 245 ПРИЛОЖЕНИЯ Z — Н3РО4, ортофосфорная кислота 0 II Н—О—Р—О—Н; 1 0 1 н Р205 + ЗН20 = 2НЗР04. Ответ. Из уравнений реакции Р2О5 с Н2О видно, что наибольшее содержание воды — в ортофосфорной кислоте. Ответы к расчётным задачам 2. 6,62-1024. 3. 5-10-5 моль. 4. а) 2 моль; б) 8 моль; в) 0,74 моль. 5. а) 0,33 моль; б) 1 моль; в) 0,06 моль. 6. а) 79 моль; б) 28 моль. 6. а) 0,5 моль; б) 0,75 моль; в) 0,5 моль; г) 5 моль; д) 556 моль. 9. 3,01 -1024 молекул и 6,02 -1024 атомов. 10. а) 2 моль; б) 2 моль; в) 4 моль; г) 8 моль. 11. 56 г/моль. 1. SOg. 2.25%; 17,6%; 11,1%; 5%. 3. SOg. 4. НО. 5. а) СиО; б) CUSO4; в) N2H4O3. 3. а) 44,8 л; б) 11,2 л; в) 5,6 л. 4. 1,5-1023. 6. 300 л. 7. Моле- кул больше в хлоре в 2 раза; атомов больше в метане в 1,25 раза. 8. В 100 г. 9. а) 2,7 -1023; б) 1,9-1025. 10. а) 112 л; б) 224 л. 11. 32,8%; 1,16 г/мл. 1. а) В 16 раз; б) в 1,1 раза. 2. а) 2 и 10; б) 0,14 и 0,69. 4. 0,5; 4; 7; 8; 16.6. 32. 1. 15 л. 2. 125 м3 Оо, 100 НО. 3. 22 кг; 11,2 м^ 4. 36 г. 5. 560 г СаО, 224 л СОд. 6. 355 г Clg; 224 л НС1. 7.2,24 л. 8. 1,15 г. 9.39,5 л. 10. 6 г Mg; 16,3 г Zn. 11. 24,5 г КСЮд; 20,4 г HgOg; 94,8 г КМПО4. 12. 17 г. 13.25 г. 2. 7 : 4. 3.1 моль PgOg; 2,5 моль Од. 4. а) 0,5 моль; б) 1 моль. 5. 18 моль Од; 12 моль Ng; 36 моль НдО. 6. 6 г. 7. 1,96 г HgS04; 4,16 г BaClg. 8. 14 г. 9. 5,3 г. 10. а) 60 г MgO; б) 142,5 г MgClg; в) 180 г MgS04. 11. 3:4. 12. 8,5 г ZnS04. 13. 26,5 г NagCOg. I. 2,25 г. 2. 17,6 г. 3.9,32 г. 4. 29,8 г. 5. 8,16 г ZnClg; 1,34 л Нд. 6. 448 мл. 7. 182,5 г. 8.80%. 9. 70%. 10. 95,2%. II. 80%. 12. 252 г. 13. 195 г. 14. 320 г. 5. а = 2-10-5; с(Н+) = Зх X 10-5 моль/л. 6. 14,2 г. 7. 87%. 8. 1%. 247 ОТВЕТЫ К РАСЧЁТНЫМ ЗАДАЧАМ 5. 9 г. 10.16,9 г. 5. а) 4,8 моль; б) 9,6 моль; в) 12 моль. 5. а) 460 кДж; б) 27 кДж; в) 20,5 кДж. 6. 32 800 кДж; 8,96 л COg. 8. 39 150 кДж. 9. 1210 кДж. 5. 0,005 моль/(л • сут); 8,4 мл О^. 5. В NHg — в 2 раза. 6. CugS. 3. 37 г; 1,86 • 10^“* атомов. 7. 11,2 л. 4. 28,5 кг. 6. 50% NagCOg; 50% Na2S04. 4.13,9%, 7.9 г. 5. 32 г. 8. 46% Си, 54% А1. 6. 8 г. 7.1,7 кг. 7. 1,75%. 6. 20,8 г. 7.1,2-1023. 5. P2I4, Pig. 7.2,7 г. 9.40 г. Предметный указатель Адсорбция 158 Азот 135 —, оксиды 143 Аллотропия 125 Алмаз 152 Алюминий 200 Аммиак 138 Аммония соли 140 Ангидрид серный 132 — фосфорный 148 Анион 43 Анод 43, 90 Бертолетова соль 148 Бетон 199 Боксит 205 Бриллианты 152 Бром 123 Водородный показатель 59 Восстановитель 75 Восстановление 75 Выход продукта 36 Галогены 120 Гальванический элемент 90 Гематит 190, 208 Гидратированные ионы 44 Гидрокарбонаты 166 Гидроксид-ион 49 Гидролиз солей 70 Гидрофосфаты 150 Гипс 197, 199 Глауберова соль 190 Глина 174 Графит 152 Дигидрофосфаты 150 Дюралюмин 206 Железо 207 Закон Авогадро 23 — объёмных отношений 23 Золото 192 Известковая вода 198 Известь 198 Известняк 162, 168 Ингибитор 101 Индикатор универсальный 60 Иод 123 Ион 42 Кальций 197 Карбонаты 166 Катализатор 101 Катион 42 Катод 42, 90 Кварц 4, 171 Квасцы алюмокалиевые 44 Киноварь 190 Кислород 109 Кислота азотистая 145 — азотная 142 — кремниевая 173 — плавиковая 122 — серная 128 — сернистая 127 — соляная 115 — угольная 166 — фосфорная 149 Кислотность среды 57 Кислотный дождь 134 Кислоты 46, 48 Количество вещества 5 Коррозия 209 Корунд 203 Кремний 171 249 предметный указатель Кристаллогидраты 44 Купорос — железный 210 — медный 88, 130 Лакмус 60 Ляпис 145 Магнетит 208 Мел 167 Металлургия 187 Металлы 182 —, получение 191 —, физические свойства 182 —, химические свойства 187 Метан 19 Метилоранж 60 Молекулярная масса относительная 10 Моль 6 Молярная масса 10 Молярный объём 23 Мрамор 161, 167 Натрий 193 Натр едкий 196 Нашатырь 140 Неметаллы 109 Неэлектролит 42 Нитраты 145 Нитриты 145 Нитрофоска 151 Окисление 72 Окислитель 73 Основания 49 Парниковый эффект 163 Пероксид водорода 84 Плотность газа относительная 27 Поваренная соль 121, 190 Постоянная Авогадро 7 Принцип Ле Шателье 104 Равновесие химическое 104 Реакции ионного обмена 64 250 — качественные 116, 132, 210 — обратимые 103 — окислительно-восстанови- тельные 76 — экзотермические 96 — эндотермические 96 Рубин 203 Руды 190 Ряд напряжений металлов электрохимический 90 Сажа 159 Связь донорно-акцепторная 140 — металлическая 186 Селитры 145 Сера 124 — моноклинная 124 — ромбическая 124 Сернистый газ 127, 132 Сероводород 126 Силикаты 174 Скорость химической реакции 100 Сода 167 Соли 50 — кислые 51 — средние 51 Сталь 207 Стекло кварцевое 174 — силикатное 174 Степень окисления 77 — электролитической диссоциации 55 Стехиометрия 5 Сульфаты 130 Сульфиды 126 Сульфиты 127 Суперфосфат 150 «Сухой лёд» 161 Тепловой эффект 96 Теплота реакции 96 Термит 202 Термохимия 96 Угарный газ 161 Углекислый газ 161 Углерод 152 —, круговорот в природе 170 Уголь 156 — активированный 157 — каменный 160 Удобрения азотные 146 — фосфорные 150 Уравнение реакции ----ионное полное 64 ------сокращённое 64 ----термохимическое 96 Условия нормальные 24 — стандартные 24 Фенолфталеин 60 Флюорит 190 Флюс 208 Формула молекулярная — простейшая 17 Фосфаты 149 Предметный указатель Фосфор 147 —,оксиды 148 Фтор 122 Хлор 111 Хлориды 116 Хлороводород 115 Цемент 199 Чугун 208 Электролиз 92 Электролитическая диссоциация 42 Электролиты 42 — сильные 53 — слабые 54 Электронный баланс 82 Энергия гидратации 44 — кристаллической решётки 44 За страницами учебника Список литературы Азимов А. Мир азота. — М.: Химия, 1981. Азимов А. Мир углерода. — М.: Химия, 1978. Алексинский В. Н. Занимательные опыты по химии. — М.: Химия, 1995. Аликберова Л. Занимательная химия: книга для учащихся, учителей и родителей. — М.: АСТ-ПРЕСС, 2002. Аликберова Л. Ю., Рукк Н. С. Полезная химия: задачи и истории. — М.: Дрофа, 2008. Гроссе Э., Вайсмантель X. Химия для любознательных. — Л.: Химия, 1985. Еремин В. В., Кузьменко Н. Е. Сборник задач и упражнений по химии: Школьный курс. — М.: Экзамен, 2008. Манолов К. Великие химики. В 2 т. — М.: Мир, 1986. Мартыненко Б. В. Химия: Кислоты и основания: учебное пособие для 8—11 классов. — М.: Просвещение, 2001. Неорганическая химия: Библиотека школьника. — М.: Советская энциклопедия, 1975. Ольгин О. М. Давайте похимичим: Занимательные опыты по химии. — М.: Детская литература, 2002. Ольгин О. М. Опыты без взрывов. — М.: Химия, 1995. Популярная библиотека химических элементов. В 2 кн. — М.: Наука, 1977. Степин Б.Д., Аликберова Л. Ю. Занимательные задания и эффектные опыты по химии. — М.: Дрофа, 2008. Трифонов Д. Н., Трифонов В. Д. Как были открыты химические элементы: пособие для учащихся. — М.: Просвещение, 1980. Ходаков Ю. В. Общая и неорганическая химия. — М.: Просвещение, 1965. Штремплер Г. И. Предпрофильная подготовка по химии. — М.: Дрофа, 2007. Штремплер Г. И. Химия на досуге. — М.: Просвещение, 1996. 252 За страницами учебника Штремплер Г. И., Хохлова А. И. Методика решения расчётных задач по химии. — М.: Просвещение, 2001. Энциклопедический словарь юного техника. — М.: Педагогика, 1988. Энциклопедический словарь юного химика. — М.: Педагогика, 1999. Энциклопедия для детей. Т. 17: Химия. — М.: Мир энциклопедий Аванта+, 2007. Энциклопедия химических элементов. — М.: Дрофа, 2000. Интернет-ресурсы 1. webelements.narod.ru — русскоязычный аналог популярного сайта webelements.com. Содержит подробное описание физических и химических свойств всех известных химических элементов, историю их открытия, названия элементов на разных языках. 2. www.chem.msu.su/rus/history/element/ — история открытия химических элементов и происхождение их названий. 3. https://chemistry-chemists.com — журнал «Химия и химики», научно-популярный электронный журнал, выпускаемый с 2008 г. Научно-популярное, научнообразовательное издание. Наиболее интересен раздел, содержащий видеоопыты по химии. Эти опыты вам вряд ли удастся сделать самостоятельно — они требуют очень тщательной подготовки и высокой квалификации химика, но посмотреть их надо обязательно. Очень интересно также описание рабочего места химика-профессионала. Есть форум, на котором можно задать вопросы по химии. 4. www.chemlOO.ru — «Справочник химика»: краткая химическая энциклопедия. Периодическая таблица и свойства химических элементов, свойства драгоценных минералов. 5. WWW.periodictable.ru — «Периодическая система элементов»: подробные статьи о свойствах химических элементов с фотографиями и видеозаписями химических опытов. 6. www.alhimik.ru/kunst.html — «Химическая кунсткамера»: биографии великих химиков и физиков, история химических открытий, «весёлая химия», химические игры, а также собрание разных чудес и диковинок. 253 ЗА СТРАНИЦАМИ УЧЕБНИКА 7. chemistry.narod.ru/ — «Мир химии», информационный сайт о химии. Приведены описания химических веществ, методики проведения химических опытов, справочные таблицы и многое другое. 8. elementy.ru/ — популярный сайт о науке — химии, физике, математике, биологии. Новости науки, популярные лекции крупнейших учёных, детские вопросы, краткая научная энциклопедия. 9. www.chem.msu.ru/rus/olimp/ — Московская городская олимпиада по химии, 8—11 классы. Задания, решения, результаты с 2002 г. по настоящее время. Оглавление Предисловие................................................. 3 ГЛАВА 1. Стехиометрия. Количественные отношения в химии §1. Моль — единица количества вещества...................... 5 §2. Молярная масса......................................... 10 §3. Вывод простейшей формулы вещества...................... 15 § 4. Расчёты по уравнениям реакций......................... 17 §5. Закон Авогадро. Молярный объём газов................... 22 § 6. Относительная плотность газов......................... 27 § 7. Расчёты по уравнениям химических реакций с участием газов............. .................... 30 § 8. Более сложные расчёты по уравнениям реакций........... 34 Самое важное в главе 1 .................................... 40 ГЛАВА 2. Химическая реакция § 9. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация..................... 41 § 10. Диссоциация кислот, оснований и солей.............. 46 § 11. Сильные и слабые электролиты......................... 53 §12. Кислотность среды. Водородный показатель.............. 57 § 13. Реакции ионного обмена и условия их протекания....... 64 § 14. Гидролиз солей.................................... 70 § 15. Окисление и восстановление......................... 74 § 16. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций ........................................ 82 § 17. Химические источники тока. Электрохимический ряд напряжений металлов.............................. 88 § 18. Электролиз........................................... 92 §19. Тепловые эффекты химических реакций................... 96 §20. Скорость химических реакций.......................... 100 §21. Обратимые реакции. Химическое равновесие............. 103 Самое важное в главе 2.................................... 107 ГЛАВА 3. Неметаллы § 22. Общая характеристика неметаллов..................... 109 §23. Хлор................................................. 111 § 24. Хлороводород и соляная кислота...................... 115 §25. Галогены............................................. 120 § 26. Сера и её соединения................................ 124 § 27. Серная кислота.................................... 128 §28. Азот................................................. 135 § 29. Аммиак.............................................. 138 § 30. Азотная кислота................................... 142 §31. Фосфор............................................... 147 §32. Фосфорная кислота.................................... 149 §33. Углерод.............................................. 152 §34. Уголь................................................ 156 § 35. Угарный и углекислый газы......................... 161 § 36. Угольная кислота и её соли........................ 166 255 §37. Круговорот углерода в природе..................... 170 § 38. Кремний и его соединения......................... 171 Самое важное в главе 3................................. 175 ГЛАВА 4. Металлы § 39. Общие свойства элементов-металлов................ 178 § 40. Простые вещества — металлы....................... 182 §41. Получение металлов. Применение металлов в технике........................................ 189 § 42. Щелочные металлы................................. 193 § 43. Кальций.......................................... 197 §44. Алюминий.......................................... 200 § 45. Железо........................................... 207 Самое важное в главе 4................................. 211 ГЛАВА 5. Обобщение сведений об элементах и неорганических веществах § 46. Закономерности изменения свойств элементов и простых веществ................................ 213 § 47. Закономерности изменения свойств соединений элементов........................................ 218 Самое важное в главе 5................................. 222 ПРАКТИКУМ Практическая работа 1 Экспериментальное решение задач по теме «Электролитическая диссоциация».......... 223 Практическая работа 2 Получение аммиака и изучение его свойств......... 224 Практическая работа 3 Получение углекислого газа и изучение его свойств...................................... 225 Практическая работа 4 Экспериментальное решение задач по теме «Неметаллы».............................. 227 Практическая работа 5 Экспериментальное решение задач по теме «Металлы»................................ 228 ЗАНИМАТЕЛЬНЫЕ ОПЫТЫ ПО ХИМИИ............................... 229 ПРИЛОЖЕНИЯ................................................. 231 ОТВЕТЫ К РАСЧЁТНЫМ ЗАДАЧАМ................................. 247 ПРЕДМЕТНЫЙ УКАЗАТЕЛЬ....................................... 249 ЗА СТРАНИЦАМИ УЧЕБНИКА................................... 252 256 ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕС ;их ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА ПЕРИОДЫ РЯДЫ ГРУППЫ А I В А II в А III в А IV в V в А VI в А VII В А VIII В 1 1 Н 1,0079 ' 1 Водород н Не 4,00260 ® 2 Гелий Относительная атомная масса у Порядковый Символ / (атомный) номер 2 2 Т 1 3 JU1 6.941 J Литий Be 9,01218^ 1 Бериллий в 10,81 ® 3 Бор с 12.0,1 ® ^ Углерод 11 ^ 1.10067 1 f Азот 0 15,9994® 5 Кислород р 9 18.9984 2 Фтор Ne 20,179’° 1 Неон н ^ ’ JTL 1.0079 1 Водород 3 3 N ft 22,9896 ^ 1 1 Натрий 24,305^^ 2 2 Магний А.1 26.9815® 3 2 Алюминий с: 14 01 28.0850 4 2 кремний 5 8 2 15 30.9738 Фосфор С 16 о 32.06 6 2 Сера Р1 V.^1 35.453 7 2 Хлор \ ■*» 18 4Г1к.Х 39.948 8 2 Аргон Распределение электронов по уровням Название 4 4 "К" 19 ^IV 39.0983 в 2 Калий Cft 40.08 2 8 2 Кальций 21 44.9559 ^ ^ 2 9 Скандий 2 22 гр-47.88 X I 2 10 Титан 2 23 50.1 Ва г Уз 11 ЗИЙ 2 24 51.996 V^l 1 13 Хром 2 5-^938 ]M[ll 2 13 Марганец г 26 рл 55.847 Х’ t? 2 14 Железо 2 2^ Гп 58.9332 V/XI 2 15 Кобальт 2 28 TsJi 58.69 IN X 2 16 Никель 2 5 29 Гп 63.54Q ^ ^ , 18 Медь 2 39 Zn 65.39 2 18 Цинк 1 Gft 89.72®’ 3 18 1 Галлий rio 32 Vjrt? 72.59 4 18 1 Германий 5 18 8 2 с 33 а 74 9216 Мышьяк Сл 34 78.96 6 18 1 Селен Rr 35 Х>Х 79.904 7 18 1 Бром ТГ^ 36 ivr 83.80 а 18 8 Криптон 5 6 ^Rb 65,4678^ 18 2 Рубидий |Sr 87.62^® 18 2 Стронций 39 Y 2 88,9059 X 1 18 Иттрий 2 40 91.22 ZjI 18 Цирконий 2 41 92,1 НИ1 4 Nb,' 16 ИЙ 2 ti,. Мо,-18 Молибден 1 43 гр 198) 18 Технеций | 44 Т?п . 101.07 XV11,^ 18 Рутений 2 f«.905 Rh 18 Родий 2 fol.42 Pd,0 16 Палладий | 7 ?от,8в8 ,8 ■ 8 Серебро 2 f.1,4. Cd,i 18 Кадмий 1 |31П, 114.8^® ■ В 2 Индий „Чт1 50 |4 011 118.69 18 2 Олово 5^ 18 ^ 18 8 2 h 51 и 121.75 Сурьма |бХе 127.60®® 18 1 Теллур , Т 53 ^7 i. 126.904 18 2 Иод ^бХ.е 131.29®*’ 18 2 Ксенон 6 8 ,|CS 132.905® 18 2 Цезий JBft 137.33^® 18 1 Барий 57 т 2 138.905 JUd 18 Лантан | ^7149 HfJ 18 Гафний 2 73 1бо: Tai 79 Tftn 32 18 1Л 2 г.1« w.| 18 Вольфрам 1 ГД,207 Re^3 18 Рений 2 76 Г\с7 2 190.2 '--^®32 18 Осмий 2 77 Т». 7 192,22 XI <6 18 Иридий 2 78 TJj. 1 195,08 "з! 18 Платина | 9 IM.967 All 32 18 Золото 7 f^,59 Kgi 18 Ртуть 7 згр1 81 ^8 X 1 204.383 18 ? Таллий 'бРЬ 207,2 18 2 Свинец 5^ 18 32 18 8 2 \ 83 X 208 980 Висмут 6TJ« 84 18 It'D 12091 13 2 Полоний ^6 At [2101 ®® 18 2 Астат ,йТ?п 36 ^|XvXXj222) 18 2 Радон 7 10 ,|Fr [2231 32 18 1 Франций ,|1^Я 1226) 32 18 f Радий 89 Ар** ^ (2271 ли Актиний 1 Rf| Резерфордий j 'Ч 126 ду »Ь| 4Й § 106 Cicy'i 12661 Сиборгий 1 BhJ Борий р 108 Tie 14 [269] XX» 3| Гассий 1 109 iVTii (268) i»X Ь 3? Мейтнерий | ”0 Т^сд) (271) XX» 32 Дармштадтий | ФОРМУЛА ВЫСШЕГО ОКСИДА R2O RO R203 RO2 ТгОз RO3 R2O7 RO4 ФОРМУЛА ЛЕТУЧЕГО ВОДОРОДНОГО СОЕДИНЕНИЯ RH4 RH2 RH Се 2 140.12 9 19 18 Церий 2 Рг, 140.908 8 21 18 Празеодим | 60 TVT 1 Ndj 144.24 8 22 18 Неодим 1 Рш, (145) 8 23 18 Прометий 2 8п1з 150.36 в 24 18 Самарий 2 63 Ей , 151.96 в 25 18 Европий 2 "" Gd 157.25 Гадолиний ■^Актиноиды Th,g 232.038 18 32 18 Торий 2 Pfti (231) 20 32 18 протактиний 2 92 тт и I 238.029 21 32 18 Уран 1 93 -Л.Т Np 1 (237) 22 32 18 Нептуний 2 Pui (244) 24 ‘ 32 18 Плутоний 2 95 * Ami (243) 25 ‘ * 32 18 Америций 2 Cm (247) ' Кюрий ть, ^58.925 е 27 Тербий 66 Dy 2 67 „ Но 2 68 Т71 Ег , 69 гп Тт 2 Yb 2 71 т Lu 2 162.50 8 28 18 164.930 6 29 18 167.26 8 30 18 168.934 8 31 18 173.04 8 32 18 174.967 9 32 18 Диспрозий 2 Гольмий 1 Эрбий 2 Тулий 1 Иттербий 1 Лютеций 2 97 Вк [2471 Берклий Cf 98 [251] Калифорний2 Es 99 [252] 18 Эйнштейний 2 100 Fm [257] Фермий 101 Md (260) Менделевий I 102 No (2591 Нобелий 103 (2621 Лоуренсий 2 Lr i 32 32 ТАБЛИЦА РАСТВОРИМОСТИ КИСЛОТ СОЛЕЙ И ОСНОВАНИЙ В ВОДЕ н" nh; Li" Na" К" Be'" Са" Ва'" Af" Zn" Сг'" Fe'" Fe'" РЬ'" Си'" Hg'" Ag" ОН“ р Р Р Р Н н м Р н н н н Н н н — — F" р р М Р Р Р н н м м р н м М н р — р СГ р р Р Р Р Р р р р р р р р Р м р р н Вг~ р р Р Р Р Р р р р р р р р Р м р м н Г р р Р Р Р Р р р р р р р р — н — н н N07 р р Р Р Р Р р р р р р р р Р р р р р s'" р р Р Р Р — — — р — н — н — н н н н 80Г р р Р Р Р — м н н — м — н — н — н н so!" р р Р Р Р Р р м н р р р р Р н р р м ро!" р р М Р Р Н н н н н н н н н н н н н Sior н — Н Р Р — н н н — н — н — н н — — соГ р р Р Р Р — н н н — н — н — н — н н no; р р Р Р Р — р р р р р — р — р р — м СН.,СОО‘ р р Р Р Р — р р р р р р р р р р р р Р — растворимые (более 1 г в 100 г Ы2О) Н — нерастворимые (менее 0,01 г в 100 г Н2О) М — малорастворимые (от 0,01 до 1 г в 100 г Н2О) — — не существуют или не могут быть выделены из водного раствора Все данные приведены для температуры 20‘'С РЯД АКТИВНОСТИ МЕТАЛЛОВ Li к Ва Са Na Mg Be А1 Mn Zn Сг Fe Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Au