View 9 klass gabrieljan o s 2024 flipbook.
О. С. Габриелян И. Г. Остроумов С. А. Сладков 9 Химия класс Учебник 6-е издание, стереотипное Москва «Просвещение» 2024 Допущено Министерством просвещения Российской Федерации
УДК 373.167.1:54+54(075.3) ББК 24я721 Г12 Учебник (6-е издание, стереотипное соответствует 5-му, переработанному) допущен к использованию при реализации имеющих государственную аккре- дитацию образовательных программ начального общего, основного общего, среднего общего образования организациями, осуществляющими образователь- ную деятельность, в соответствии с Приказом Министерства просвещения Российской Федерации № 858 от 21.09.2022 г. Издание выходит в pdf-формате. Габриелян, Олег Сергеевич. Г12 Химия : 9-й класс : базовый уровень : учебник : издание в pdf-формате / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов, С. А. Слад- ков. — 6-е изд., стер. — Москва : Просвещение, 2024. — 223, [1] с. : ил. ISBN 978-5-09-116483-1 (электр. изд.). — Текст : элект- ронный. ISBN 978-5-09-110655-8 (печ. изд.). Учебник «Химия. 9 класс. Базовый уровень» завершает новую линию учебников химии О. С. Габриеляна, И. Г. Остроумова и С. А. Сладкова для основной школы. Он способствует развитию универсальных учебных дей- ствий, предметных, экспериментальных и расчётных умений и навыков. Это позволяет эффективно подготовиться к сдаче ОГЭ по химии тем выпускни- кам основной школы, которые выберут такой экзамен. Учебник создан в соответствии с требованиями Федерального государст- венного образовательного стандарта основного общего образования, утверж- дённого Приказом Министерства просвещения № 287 от 31.05.2021 г. УДК 373.167.1:54+54(075.3) ББК 24я721 ISBN 978-5-09-116483-1 (электр. изд.) © АО «Издательство «Просвещение», 2019, 2023 ISBN 978-5-09-110655-8 (печ. изд.) © Художественное оформление. АО «Издательство «Просвещение», 2019 Все права защищены
3 ПРЕДИСЛОВИЕ Дорогие девятиклассники! Учебник «Химия. 9 класс. Базовый уровень» в основной школе продолжает курс удивительного предмета — химии. В этом учебном году вы расширите свои представления о веществах окружающего мира. Некоторые из вас выберут химию в качестве профильной дисциплины для изучения в средней школе, а следовательно, продолжат основательно знако- миться с ней и в высшем учебном заведении. Таким ребятам нужно учитывать, что им предстоит преодолеть два серьёзных испытания — экзамены за курс основной школы в форме ОГЭ и за курс средней школы в форме ЕГЭ, поэтому необходимо готовиться к ним заранее. Вспомним знаменитые слова А. В. Су- ворова: «Тяжело в учении — легко в бою!» Тем учащимся, которые не выберут химию в качестве профильной дисцип- лины, необходимо помнить, что без знаний по химии невозможно добиться успехов в технической сфере деятельности, да и для гуманитариев картина мира будет неполной без её химической составляющей. Знакомство с химиче- скими веществами, материалами и процессами позволяет человеку всесторонне, полноценно и ярко воспринимать окружающий мир, видеть его через призму знаний о веществах и химических явлениях, осознавать и созидательную, и не- гативную роль современной химии. Тем из вас, кто решит выбрать естественно-научный профиль обучения в старших классах, необходимо помнить, что без глубокого понимания химии невозможно овладеть специальностями, связанными с технологией, биологией, медициной, сельским хозяйством и т. д. Повседневная жизнь также требует от любого человека элементарной химической грамотности для безопасного об- ращения с современными материалами и средствами бытовой химии. Как и в учебнике для 8 класса, в учебнике для 9 класса используется си- стема обозначений, которая поможет вам ориентироваться в материале. Так обозначен вопрос в начале каждого параграфа. Изучив текст пара- графа, вы обязательно найдёте на него ответ. Вопрос, над которым авторы предлагают поразмышлять, а затем дать обоснованный ответ. Определения, которые вам необходимо выучить, заключены в рамку. Под таким заголовком даётся описание лабораторных опытов, которые вы будете самостоятельно проводить в кабинете химии. Лабораторный опыт Так обозначены основные понятия каждого параграфа.
4 В конце каждого параграфа вам предлагается выполнить серию заданий. В этой рубрике собраны вопросы и задания, вся информация для выполнения ко- торых содержится в параграфе. Проверьте свои знания При выполнении заданий этой рубрики вам нужно применить полученные знания в конкретной ситуации, например при составлении уравнений реакций или решении задач. Ответы на расчётные задачи вы найдёте в конце учебника. Примените свои знания При выполнении заданий этой рубрики нужно использовать материал из разных источников. Используйте дополнительную информацию При выполнении заданий этой рубрики вам нужно не только ответить на вопрос, но и обосновать свой ответ, дать собственную оценку какому-либо явлению. Выразите своё мнение Обратите внимание, что красным цветом выделены номера заданий, направ- ленных на формирование метапредметных результатов. В конце каждой главы приведены краткие выводы — главное, что следует усвоить из изученных параграфов. Такие выводы позволяют быстро повторить учебный материал. Успехов вам в изучении химии — этой интересной и необходимой в жизни каждого человека науки! Авторы
ОБОБЩЕНИЕ ЗНАНИЙ ПО КУРСУ 8 КЛАССА. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ I
6 § 1. КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ В настоящее время известно 118 химических элементов. Эти элементы об- разуют более 400 простых веществ и более сотни миллионов сложных. Как разобраться в этом огромном многообразии химических веществ, как разделить их на группы, т. е. классифицировать? Простыми веществами называют вещества, которые образованы атома- ми одного химического элемента. Число простых веществ, которое более чем в 4 раза превышает число образующих их химических элементов, объясняется явлением аллотропии. Для того чтобы ориентироваться в огромном мире сложных веществ, т. е. веществ, образованных разными элементами, их классифицируют по различ- ным признакам. Такими признаками могут быть элементный состав веществ, их агрегатное состояние, растворимость в воде и многие другие. Классификация неорганических соединений по элементному составу 1. Бинарные соединения Название данной группы соединений (от лат. binarius — двойной, состоя- щий из двух частей) указывает на то, что они образованы атомами двух хи- мических элементов. Это могут быть атомы элемента-металла и элемента-неметалла, например: NaH — гидрид натрия, Mg3P2 — фосфид магния, Al4C3 — карбид алюминия. Очевидно, что атомы металла в таких соединениях проявляют положительную степень окисления, атомы неметалла — отрицательную. С учётом степени окис- ления атомов в бинарных соединениях легко составлять их формулы, а также названия. При составлении названия бинарного соединения, образованного атомами металла и атомами неметалла, к основе русского или латинского названия не- металла добавляют окончание -ид. Рядом с получившимся словом пишут на- звание металла в родительном падеже: CaH 2 1 2 – — гидрид кальция K P + −1 3 3 — фосфид калия Mg Si + −2 2 4 — силицид магния AlN + −3 3 — нитрид алюминия Такие бинарные соединения, как галогениды металлов (фториды, хлориды, бромиды, иодиды), сульфиды, селениды и некоторые другие, принято считать солями соответствующих кислот — водородных соединений указанных неме- таллов: фтороводородной, хлороводородной, сероводородной и др. Бинарные соединения могут быть образованы атомами двух химических элементов-неметаллов, например: РCl5, SF6, СS2. На первое место в формулах таких соединений, как правило, ставят неметалл с положительной степенью окисления (т. е. менее электроотрицательный элемент в данной паре), на вто- рое — с отрицательной степенью окисления (т. е. более электроотрицательный
7 элемент). Название соединения также начинают с наименования более электро- отрицательного неметалла с добавлением суффикса -ид, затем в родительном падеже указывают название неметалла, стоящего в формуле на первом месте: SCl + −4 1 4 — хлорид серы(IV) P S −5 2 2 5 — сульфид фосфора(V) BN + −3 3 — нитрид бора Особую группу бинарных соединений двух неметаллов составляют так на- зываемые летучие водородные соединения; с некоторыми из них вы познако- мились в 8 классе. Чаще всего им дают исторически сложившиеся, или три- виальные, названия (H2S — сероводород, NH3 — аммиак, РН3 — фосфин, ВН3 — боран). Водные растворы летучих водородных соединений элементов VIIА- и VIА-групп (кроме Н2О) относят к бескислородным кислотам. Названия этих кислот образуют от названия неметалла плюс слово «водородная» плюс слово «кислота», например: HCl — хлороводородная кислота H2S — сероводородная кислота Наиболее значимые бинарные соединения — оксиды. Их выделяют в от- дельный класс химических соединений (вспомните, какие вещества называ- ют оксидами). По своему характеру оксиды подразделяют на основные, амфотерные и кис- лотные. Все вместе они составляют группу солеобразующих оксидов. Солеобразующими оксидами называют оксиды, которые взаимодейству- ют с кислотами или щелочами с образованием соли и воды. Помимо солеобразующих оксидов, существует группа их химических анто- нимов — оксиды несолеобразующие. Несолеобразующими оксидами называют оксиды, которые не взаимо- действуют ни с кислотами, ни со щелочами и не образуют солей. Несолеобразующих оксидов не так много. Это оксиды неметаллов, такие как СО, NO, N2O, SiO. Классификация оксидов представлена на схеме 1. Схема 1
8 Схема 2 2. Многоэлементные соединения Г и д р о к с и д ы. Гидроксиды — это продукты прямого или косвенного со- единения оксидов с водой. Их подразделяют на три класса (схема 2). К основаниям относят гидроксиды металлов IA-группы (щелочных металлов) и IIA-группы (кроме бериллия), а также некоторых других металлов в низших степенях окисления. Примеры оснований — гидроксид натрия NaOH, гидроксид кальция Са(ОН)2, гидроксид железа(II) Fe(OH)2. Амфотерные гидроксиды характерны для гидроксидов металлов, как прави- ло, в степенях окисления +2, +3, +4. Примеры амфотерных соединений — ги- дроксид бериллия Ве(ОН)2, гидроксид железа(III) Fe(OH)3, гидроксид олова(IV) Sn(OH)4. Формулы гидроксидов составить просто: число гидроксильных групп, связан- ных с атомом металла, равно его степени окисления (валентности), например: LiOH 1 — гидроксид лития, основание Mg OH 2 2( ) — гидроксид магния, основание Al 3 3(OH) — гидроксид алюминия, амфотерный гидроксид К гидроксидам также относят кислородсодержащие кислоты, которые обра- зуются неметаллами и металлами в высших степенях окисления (+5, +6, +7). Их формулы на первый взгляд не похожи на формулы гидроксидов: Н3ВО3, Н2СО3, Н2CrO4. Увидеть в их составе гидроксильные группы позволяют струк- турные формулы этих веществ: С о л и. Это самый большой класс неорганических соединений. Напомним, что солями называют соединения, состоящие из ионов металла (или ионов аммония NH4 ) и ионов кислотного остатка. При этом анион может представ- лять собой кислотный остаток как кислородсодержащей кислоты (например, NO3 −, SO4 2− , PO4 3− ), так и бескислородной (например, Cl–, S2–). Соли можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в моле- куле кислоты атомами металла. Если в многоосноXвной кислоте замещены все атомы водорода, то соль называют средней солью: MgSO4 — сульфат магния Na2CO3 — карбонат натрия Ca3(PO4)2 — фосфат кальция
9 Существуют соли многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены атомами металла. Такие соли называют кислыми солями. В назва- ниях кислых солей число атомов водорода, оставшихся незамещёнными в кис- лотном остатке, обозначают префиксами гидро- или дигидро-, например: NaHCO3 — гидрокарбонат натрия KHSO4 — гидросульфат калия Ca(H2PO4)2 — дигидрофосфат кальция Соли можно рассматривать также как продукт замещения гидроксильных групп в основаниях или амфотерных гидроксидах кислотным остатком. Такое замещение может быть полным (в средних солях) или неполным. В последнем случае соли называют основными солями, например: МgOHCl — гидроксохлорид магния (СuOH)2CO3 — гидроксокарбонат меди(II) На наличие в составе соли гидроксильной группы указывает префикс гидроксо- в названии вещества. Комплексные соли состоят из простого иона и сложного (комплексно- го) иона, который в формулах заключается в квадратные скобки. Например: Na[Al(OH)4], K4[Fe(CN)6], [Ag(NH3)2]Cl. Классификацию солей по составу иллюстрирует схема 3. Схема 3 Классификация неорганических соединений по агрегатному состоянию При характеристике вещества часто указывают его агрегатное состояние. Вещества могут существовать в трёх агрегатных состояниях — газообразном, жидком и твёрдом. Охарактеризуйте агрегатное состояние вещества воды. Вы, скорее всего, ска- жете, что вода — это жидкость. Но ведь вода может представлять собой и во- дяной пар (газ), и лёд (твёрдое вещество). Тем не менее вы окажетесь правы: при характеристике вещества указывают его агрегатное состояние при опреде- лённых условиях. Как правило, это нормальные условия — давление 105 Па и температура 0 oС или стандартные условия — давление 105 Па и темпера- тура 25 oС. Большинство твёрдых веществ — это кристаллические вещества, т. е. рас- положение в пространстве составляющих их частиц (ионов, атомов, молекул) строго упорядочено. Если соединить точки расположения этих частиц вообра- жаемыми линиями, получается пространственная структура, называемая кри- сталлической решёткой. Существуют вещества настолько вязкие, что они сохраняют свою фор- му очень долгое время. Значит, их можно считать твёрдыми. Однако, как и в жидкостях, расположение частиц в них не упорядочено. Такие твёрдые
10 вещества называют аморфными вещества- ми. К ним относят янтарь, парафин, стек- ло, многие пластмассы (рис. 1). Как же отличить их от кристаллических веществ? Если аморфное вещество нагревать, то оно постепенно размягчается, становится всё более текучим, пока не превратит- ся в типичную жидкость. Следователь- но, у аморфных веществ нет определён- ной температуры плавления, и резкой границы между аморфными и жидкими веществами не существует. Кристалличе- ские же вещества характеризуются точной температурой плавления, при которой они переходят из твёрдого агрегатного состоя- ния в жидкое. Классификация неорганических соединений по растворимости в воде Способность кислот, солей и оснований растворяться в воде можно определить по таблице растворимости (она расположена на обороте обложки учебника). В соответ- ствии с общепринятой классификацией по отношению к воде все химические со- единения подразделяют на растворимые, малорастворимые и нерастворимые. Растворимые соединения К этой группе относят вещества, растворимость которых превышает 1 г в 100 г воды. Хорошо растворяются в воде все щёлочи, сильные кислоты, большинство солей щелочных металлов, соли аммония, многие соли сильных кислот. Примеры растворимых соединений: гидроксид калия KОН, азотная кислота HNO3, сульфат натрия Na2SO4, хлорид аммония NH4Cl. Малорастворимые соединения Растворимость таких веществ составляет от 0,1 до 1 г в 100 г воды. В этот узкий диапазон попадают лишь немногие соли и основания, например: сульфат кальция CaSO4, хлорид свинца(II) PbCl2, гидроксид кальция Ca(OH)2. Нерастворимые соединения К этой группе условно относят вещества, растворимость которых менее 0,1 г в 100 г воды. Почему условно? Потому что в воде они хоть и в очень малых количествах, но растворяются. Нерастворимы в воде большинство солей тяжё- лых металлов (например, свинца) и солей слабых кислот (например, угольной), многие основания, а также все амфотерные гидроксиды. В таблице растворимости есть химические соединения, для которых вместо указания на их растворимость в воде стоит прочерк. Что это значит? О рас- творимости такиx соединений говорить не приходится, поскольку при сопри- косновении с водой они полностью разлагаются или же не существуют. б а Рис. 1. Примеры аморфных веществ: а — янтарь; б — стекло
11 Бинарные соединения. Бескислородные кислоты. Оксиды: солеобра- зующие и несолеобразующие. Гидроксиды: основания, амфотерные гидроксиды, кислородсодержащие кислоты. Соли: средние, кислые, осно+вные, комплексные. Вещества: кристаллические и аморфные 1. Какие соединения называют бинарными? Какие бинарные соединения называют оксидами? На какие группы подразделяют оксиды? Приведите примеры оксидов каждой группы. 2. Какие гидроксиды называют основаниями? Приведите примеры оснований каждой группы. 3. На какие группы подразделяют кислоты? Приведите примеры кислот каждой груп- пы. 4. Какие соединения называют солями? На какие группы подразделяют соли? При- ведите примеры солей каждой группы. 5. Как зависит характер оксидов и гидроксидов химического элемента от значения степени окисления? Приведите примеры. 6. Охарактеризуйте качественный и количественный состав следующих соединений: — оксид железа(III) — гидроксид алюминия — гидрокарбонат кальция — гидроксокарбонат меди(II) — карбонат натрия Для характеристики качественного состава соединений рассчитайте массовые доли образующих их химических элементов. Проверьте свои знания 7. Составьте в электронном виде обобщённую схему классификации веществ по со- ставу, объединив схемы 2—3. Распечатайте полученную схему. Используйте схему для определения принадлежности веществ к тому или иному классу. 8. Распределите перечисленные ниже формулы веществ на четыре группы — окси- ды, основания, кислоты, соли: Na2SO4, HI, V2O5, KMnO4, Co(OH)2, H2CrO4, NiO, CsOH, (NH4)2Cr2O7, Ca(OH)2, Cl2O, HCN. Дайте названия всех веществ. 9. Вместо слов «гидроксид» и «соль» впишите в схемы формулы соответствующих веществ: а) оксид натрия m гидроксид m соль; б) оксид цинка m гидроксид m соль; в) оксид азота(V) m гидроксид m соль. Укажите характер каждого гидроксида. Назовите соли. 10. Воспользовавшись схемой, составленной при выполнении задания 7, приведи- те примеры известных вам соединений каждого класса в различных агрегатных со- стояниях. Совместно с учителем обсудите, в каждом ли классе веществ есть пред- ставители, находящиеся при обычных условиях в газообразном, жидком и твёрдом состояниях. Примените свои знания
12 11. Растворимость веществ в воде зависит от температуры. Твёрдые вещества, как правило, при нагревании растворяются лучше, газообразные — наоборот. Данные о зависимости растворимости от температуры можно найти в справочниках. Напри- мер, для хлорида калия справочные данные таковы: t, oC 10 20 30 40 50 60 70 80 90 Растворимость, г / 100 г Н2О 31,0 34,0 37,0 40,0 42,6 45,5 48,1 51,1 54,0 Постройте график данной зависимости в координатах растворимость — температу- ра, воспользовавшись офисным приложением Excel. 12. В домашних условиях экспериментально изучите растворимость в воде следу- ющих веществ: соль, сахар, питьевая сода, ванилин, лимонная кислота. Для этого примерно одинаковую массу вещества (например, чайную ложку) пробуйте раство- рить в определённом объёме воды (например, 1/4 стакана). Сделайте вывод о рас- творимости исследуемых веществ. Используйте дополнительную информацию § 2. КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Химические вещества взаимодействуют друг с другом. Как разобраться в огромном многообразии химических превращений? Какие признаки лежат в основе классификации химических реакций? Классифицировать химические реакции можно по различным признакам: по числу и составу реагентов и образующихся веществ, по тепловому эффек- ту, по агрегатному состоянию реагирующих веществ, по обратимости процесса, по наличию катализатора. Рассмотрим более подробно классификацию химических реакций по указан- ным признакам. Классификация химических реакций по числу и составу реагентов и образующихся веществ 1. Реакции соединения Реакциями соединения называют реакции, при которых из двух или более исходных веществ образуется одно сложное вещество. В реакциях соединения оба исходных вещества могут быть простыми, как, например, на первой стадии получения серной кислоты из серы: S + O2 SO2 Сера горит на воздухе голубоватым пламенем, распространяя резкий запах образующегося оксида серы(IV) (рис. 2).
13 Реакции соединения возможны между простым и сложным веществами. Такая реакция лежит в основе второй стадии получения серной кислоты: t, кат. 2SO2 + O2 2SO3 В реакции соединения могут вступать два сложных вещества или более. Кислотный оксид серы(VI) реаги- рует с водой с образованием серной кислоты: SO3 + H2O H2SO4 Существенным признаком этого типа реакций явля- ется получение одного сложного вещества из двух и бо- лее исходных. Проведём эффектный опыт. Одну стеклянную палочку смочите в растворе аммиака, другую — в соляной кислоте. Поднесите палочки друг к другу. Что наблюдаете? Что собой представляет белый дым? Лабораторный опыт 1 ПарыX хлороводорода и аммиака взаимодействуют друг с другом, образуя мельчайшие кристаллики ионного соединения — соли хлорида аммония: NH3 + HСl NH4Cl 2. Реакции разложения Химическим антонимом реакций соединения являются реакции разложе- ния. Вы можете сформулировать существенный признак этого типа реакций: из одного исходного сложного вещества образуется два или более продукта ре- акции. Например, нерастворимые гидроксиды при нагревании разлагаются на ок- сид и воду: Cu(OH)2 CuO + H2O H2SiO3 SiO2 + H2O При нагревании разлагаются и соли. Например, обжигом известняка полу- чают ценный строительный материал — негашёную известь CaO: CaCO3 CaO + CO2 3. Реакции замещения В реакциях замещения атомы простого вещества замещают атомы какого- либо элемента в сложном веществе. Взаимодействие соляной или разбавленной серной кислоты с металлами — это пример реакции замещения. Так, металлический цинк легко вытесняет во- дород из растворов этих кислот (рис. 3): Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2l Zn + 2HCl ZnCl2 + H2l Рис. 2. Горение серы
14 Если железный гвоздь или металлическую скрепку опустить в раствор сульфата меди(II), поверхность металла изменит свой цвет (рис. 4). Сущность реакции заключается в том, что же- лезо вытесняет медь из раствора соли: Fe + CuSO4 Cu + FeSO4 Ещё один пример реакции замещения: Cu + Hg(NO3)2 Hg + Cu(NO3)2 4. Реакции обмена В таких реакциях два сложных вещества об- мениваются составными частями. Например, серную кислоту в растворе мож- но обнаружить с помощью характерной реак- ции с раствором хлорида бария. Признаком наличия серной кислоты в растворе служит об- разование белого кристаллического осадка не- растворимого в воде сульфата бария, который долго не осаждается из-за очень мелкого раз- мера кристалликов: H2SO4 + BaCl2 BaSO4n + 2HCl Реакцию, с помощью которой определяют наличие того или иного вещества, называют качественной реакцией на это вещество. С помощью хлорида бария проводят качественную реакцию не только на серную кислоту, но и на все её растворимые соли, поскольку сущность дан- ной реакции обмена заключается в образовании нерастворимого осадка сульфа- та бария в результате взаимодействия ионов Ba2+ и SO :4 2− Na2SO4 + BaCl2 BaSO4n + 2NaCl MgSO4 + BaCl2 BaSO4n + MgCl2 Существует особый тип реакций обмена, про- текающих между растворами сильных кислот и щелочей. Такие реакции приводят к образо- ванию соли и воды; их называют реакциями нейтрализации. Происхождение этого названия понятно: при сливании реагентов щёлочь и кислота реагируют друг с другом, и реакция среды образовавшегося раствора становится нейтральной: H2SO4 + 2KOH K2SO4 + 2H2O HCl + NaOH NaCl + H2O Рис. 3. Взаимодействие цинка с раствором серной кислоты Рис. 4. В растворе сульфата меди(II) железный гвоздь покрывается слоем меди
15 Налейте в пробирку 2 мл раствора гидроксида натрия и добавьте 1—2 капли фе- нолфталеина. Что наблюдаете? В пробирку по каплям добавляйте соляную кислоту и встряхивайте содержимое. После добавления очередной порции окраска раство- ра исчезает. О чём свидетельствует этот факт? Напишите соответствующее урав- нение реакции. Лабораторный опыт 2 Классификация химических реакций по тепловому эффекту При химических реакциях теплота или выделяется, или поглощается. По этому признаку реакции делят на экзотермические (с выделением тепло- ты) и эндотермические (с поглощением теплоты). Количество теплоты, выделяющейся или поглощающейся в результате про- текания химической реакции, называют её тепловым эффектом. Тепловой эффект обозначают буквой Q и измеряют в килоджоулях (кДж) или килоджоулях в расчёте на один моль какого-либо участника реакции — исходного вещества или продукта (кДж / моль). Для экзотермических реакций тепловой эффект положителен (Q > 0), для эндотермических — отрицателен (Q < 0) (рис. 5). В химический стакан налейте 20 мл 10%-ного раствора серной кислоты. Помести- те в стакан термометр, измерьте температуру раствора. Добавьте в стакан 20 мл 10%-ного раствора гидроксида натрия. Перемешивая содержимое стакана, наблю- дайте за изменением температуры. Сделайте вывод о тепловом эффекте проведён- ной реакции. Лабораторный опыт 3 Рис. 5. Тепловой эффект реакций: слева — экзотермических; справа — эндотермических
16 Уравнения химических реакций, в которых указан тепловой эффект, называют термохимическими уравне- ниями. Например: H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2Н2О + 114 кДж (Q 114 кДж или 57 кДж / моль NaOH, Q > 0, реакция экзотермическая) Экзотермическими являются реакции горения (рис. 6) и большинство реакций соединения. Соответ- ственно почти все реакции разложения сопровождают- ся поглощением теплоты, т. е. являются эндотермиче- скими, например реакция разложения оксида серы(VI): 2SO3 2SO2 + O2 – 188 кДж (Q –188 кДж или –94 кДж / моль, Q < 0, реакция эндотермическая) По термохимическому уравнению реакции можно рассчитать количество те- плоты, которое выделится или поглотится при её протекании. Классификация химических реакций по агрегатному состоянию реагентов и продуктов реакции Рассмотрим газообразный аммиак, растворяющийся в воде. В данной си- стеме присутствуют две фазы: газообразная — аммиак и жидкая — раствор аммиака в воде. Поверхность жидкости отделяет одну фазу от другой. Фазой называется часть системы, имеющая в любой точке одинаковые со- став и свойства и отделённая от других фаз границей раздела. Гомогенные реакции — это реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии (в одной фазе). К ним относятся все реакции между газообразными веществами, а также ре- акции, протекающие в растворах, например: 2SО2(г.) + О2(г.) 2SО3(г.) Н2SO4(р-р) + Na2CO3(р-р) Na2SO4 + CO2l + H2O Гетерогенные реакции — это реакции, в которых реагирующие вещества находятся в разных агрегатных состояниях (в разных фазах). Так, обжиг пи- рита протекает на границе раздела двух фаз: твёрдой (пирит) и газообразной (кислород): 4FeS2(тв.) + 11O2(г.) 2Fe2O3 + 8SO2 Налейте в пробирку 3 мл раствора серной кислоты, добавьте на кончике шпателя оксида меди(II). Нагрейте пробирку. Какой признак указывает на протекание хими- ческой реакции? К какому типу по признаку агрегатного состояния реагентов от- носится данная реакция? Напишите её уравнение. Лабораторный опыт 4 Рис. 6. Реакция горения
17 Классификация химических реакций по обратимости Горение серы на воздухе или в кислороде приводит к образованию оксида серы(IV): S + O2 SO2 Какие бы манипуляции вы ни проводили с оксидом серы(IV), провести ре- акцию его разложения на серу и кислород вам не удастся. Реакции, протекающие только в одном направлении, называют необрати- мыми реакциями. Иное дело окисление оксида серы(IV) кислородом до оксида серы(VI): 2SO2 + O2 2SO3 «Зеркальным отражением» этой реакции является обратная реакция: 2SO3 2SO2 + O2 Оказывается, в процессе производства серной кислоты эти реакции проте- кают одновременно. Реакции, которые в одних и тех же условиях протекают в двух взаимно противоположных направлениях, называют обратимыми. В обратимых реакциях вместо знака равенства часто используют две проти- воположно направленные стрелки — знак обратимости: 2SO2 + O2 2SO3 Классификация химических реакций по использованию катализатора По признаку использования катализатора химические реакции подразделя- ют на каталитические и некаталитические. Например, взаимодействие оксида серы(VI) с водой протекает легко, с вы- сокой скоростью и не требует использования какого-либо катализатора: SO3 + H2O H2SO4 А вот окисление оксида серы(IV) до оксида серы(VI) кислородом — чрезвы- чайно медленная реакция. Даже при высоких температурах длительное нагре- вание смеси SO2 и О2 не приводит к образованию заметных количеств продукта реакции. Учёным удалось найти вещество, которое служит в данной реакции эффективным катализатором. Это оксид ванадия(V) — V2O5. Реакции, протекающие с участием биологических катализаторов белковой природы — ферментов, называют ферментативными реакциями. В пробирку налейте 2—3 мл раствора пероксида водорода. Добавьте в неё немного натёртой сырой моркови или картофеля. Что наблюдаете? Лабораторный опыт 5
18 Наблюдаемое бурное выделение кислорода — результат работы фермента каталазы, содержащегося почти во всех растительных и животных клетках: 2H O 2H O O каталаза 2 2 2 2 l Классификация химических реакций по изменению степеней окисления элементов Реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления эле- ментов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно- восстановительными реакциями (ОВР). Вещество (элемент в составе этого вещества), принимающее электроны, на- зывают окислителем. Принимая электроны, окислитель восстанавливается. Вещество (элемент в составе этого вещества), отдающее электроны, называ- ют восстановителем. Отдавая электроны, восстановитель окисляется. На схеме показаны процессы окисления и восстановления, происходящие с веществами в реакции восстановления железом сульфата меди(II): Реакции соединения, разложения, замещения, обмена. Качественные реакции. Эндотермические и экзотермические реакции. Тепловой эффект реакции. Термохимическое уравнение. Реакции гомогенные и гетерогенные. Реакции обратимые и необратимые. Реакции ката- литические и некаталитические. Ферментативные реакции. Окисли- тельно-восстановительные реакции 1. Как классифицируют химические реакции по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции? Приведите примеры уравнений таких реакций. 2. Как классифицируют химические реакции по тепловому эффекту? Что такое тер- мохимическое уравнение? Приведите примеры уравнений таких реакций. 3. Как классифицируют химические реакции по агрегатному состоянию реагентов и продуктов реакции? Приведите примеры уравнений таких реакций. 4. Как классифицируют химические реакции по обратимости? Приведите примеры уравнений таких реакций. 5. Как классифицируют химические реакции по использованию катализатора? При- ведите примеры уравнений таких реакций. Проверьте свои знания
19 6. Напишите уравнения следующих химических реакций: а) оксида кальция с водой; б) железа с раствором серной кислоты; в) раствора нитрата серебра с раствором хлорида магния. Определите тип каждой реакции по числу и составу реагентов и продуктов. 7. Разложение карбоната бария представляет собой эндотермический процесс, требующий затрат 267 кДж теплоты на разложение 1 моль соли. Запишите термо- химическое уравнение реакции разложения карбоната бария. Напишите уравнение обратной реакции. Как вы думаете, каков её тепловой эффект? 8. По термохимическому уравнению реакции горения углерода C(тв.) + O2(г.) CO2(г.) + 410 кДж рассчитайте: а) количество теплоты, которое выделится при сгорании 54 г углерода; б) объём кислорода, израсходованный в реакции горения, если в результате вы- делилось 2050 кДж теплоты. 9. Закончите уравнения следующих химических реакций: а) H2 + Cl2 m … в) Al + CuCl2 m … б) MgO + H2SO4 m … г) BaCl2 + ZnSO4 m … Укажите гетерогенные и гомогенные реакции, а также окислительно-восстано- вительные реакции. Укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления. Примените свои знания 10. Тепловые эффекты реакций нейтрализации между соляной кислотой и гидрок- сидом натрия, серной кислотой и гидроксидом калия, азотной кислотой и гидрок- сидом лития примерно одинаковы. Как вы думаете, почему? Для ответа на вопрос используйте Интернет. Используйте дополнительную информацию § 3. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. КАТАЛИЗ Отношение изменения какой-либо величины ко времени, за которое про- изошло это изменение, называют скоростью. Какие величины используют для расчёта скорости химической реакции? Обратимся к эксперименту. В две пробирки налейте по 2—3 мл раствора тиосульфата натрия. В первую про- бирку добавьте несколько капель раствора хлорида бария, во вторую — несколько капель соляной кислоты. Что наблюдаете? В чём различие процессов, происходя- щих в обеих пробирках? Лабораторный опыт 6
20 В первой пробирке содержимое мутнеет в момент добавления реагента. По- явление осадка — признак протекания химической реакции. Во второй пробир- ке сразу после добавления реагента никаких изменений не наблюдается. Только спустя некоторое время содержимое пробирки постепенно мутнеет за счёт выпа- дения осадка. В чём же главное различие протекающих в двух пробирках про- цессов? Вы скажете: различное время появления осадка — и будете совершенно правы. Значит, реакции в двух пробирках протекают с различной скоростью: Na2S2O3 + BaCl2 BaS2O3n + 2NaCl, реакция идёт быстро; Na2S2O3 + 2HCl 2NaCl + SO2l + Sn + Н2О, реакция идёт медленно. Скорость реакции характеризует быстроту процесса образования продук- тов реакции или расхода реагентов (поскольку эти процессы взаимосвязаны). Значит, скорость реакции — это изменение какой-либо физической величины в единицу времени. Эта характеристика — концентрация вещества. Скоростью химической реакции называют изменение концентрации ве- щества в единицу времени. Скорость химической реакции рассчитывают по формуле v c t , $ $ где v — скорость реакции; $с — изменение концентрации вещества (реагента или продукта); $t — промежуток времени, за который произошло данное из- менение концентрации. Концентрацию веществ измеряют в единицах количества вещества (моль) в единице объёма (л), т. е. в моль/л. Это так называемая молярная концен- трация. Если время измерять в секундах, то размерность скорости химической реакции будет такова: моль / л ⋅ с. Факторы, влияющие на скорость реакции 1. Природа реагирующих веществ Скорости реакций могут очень сильно различаться. Одни вещества реаги- руют так быстро, что их взаимодействие можно считать практически мгновен- ным. Например, уже в момент сливания растворов кислоты и щёлочи проте- кает реакция нейтрализации: НCl + NaОН NaCl + Н2О Для завершения других реакций требуется значительное время. К таким про- цессам относятся, например, брожение виноградного сока, ржавление железа. В две пробирки налейте по 2—3 мл 10%-ной соляной кислоты. В одну пробирку опустите кусочек железа (стальную скрепку), в другую — такой же кусочек магния. В какой из пробирок выделение пузырьков газа интенсивнее? Почему? Запишите уравнения происходящих реакций. Лабораторный опыт 7
21 Реакция с магнием протекает быстрее, чем с железом, так как магний более активный металл, о чём свидетельствует его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов. А зависит ли скорость химической реакции кислоты с металлом от природы кислоты? В одну пробирку налейте 2—3 мл соляной кислоты, в другую — 2—3 мл раствора уксусной кислоты такой же концентрации. В каждую из пробирок опустите по од- ной грануле цинка. В какой из пробирок образование пузырьков газа интенсивнее? Почему? Лабораторный опыт 8 Соляная кислота относится к сильным кислотам, скорость её взаимодей- ствия с цинком относительно высокая: Zn + 2HCl ZnCl2 + H2l Уксусная кислота относится к слабым кислотам, и с металлическим цинком она реагирует медленнее: Zn + 2CH3COOH (CH3COO)2Zn + H2l 2. Температура В пробирку налейте 5 мл 5%-ного раствора серной кислоты и опустите стальную кнопку. Что наблюдаете? Нагревайте содержимое пробирки на пламени спиртовки. Что наблюдаете? Как из- менилась скорость реакции? Лабораторный опыт 9 Вы убедились в том, что с увеличением температуры скорость реакции уве- личивается. 3. Концентрация реагирующих веществ В три пробирки налейте соответственно 1 мл, 3 мл и 5 мл раствора тиосульфата натрия. В первую пробирку добавьте 4 мл воды, во вторую — 2 мл. Во всех трёх пробирках объём растворов одинаков — 5 мл. В какой из пробирок концентрация тиосульфата натрия максимальна, в какой — минимальна? В каждую пробирку до- бавьте по 2 мл соляной кислоты. Что наблюдаете? Лабораторный опыт 10 В первую очередь становится мутным содержимое третьей пробирки, затем осадок появляется во второй пробирке, а в первой пробирке реакция протекает ещё медленнее. Таким образом, скорость химической реакции пропорциональ- на концентрации реагирующих веществ. Если в реакции принимают участие газообразные вещества, то увеличение давления также приводит к увеличению скорости химической реакции. Ведь с увеличением давления увеличивается и число частиц газа в единице объёма, что равносильно увеличению его концентрации.
22 4. Площадь соприкосновения реагирующих веществ В два химических стакана налейте по 15 мл соляной кислоты. В первый стакан по- местите кусочек мрамора величиной с горошину, во второй — такой же кусочек, предварительно измельчённый в ступке. Что наблюдаете? Лабораторный опыт 11 Если химическая реакция протекает между веществами в различных агре- гатных состояниях или двумя несмешивающимися жидкостями, то такую ре- акцию называют гетерогенной. В гетерогенных реакциях взаимодействие ве- ществ протекает только на границе их соприкосновения, поэтому чем больше площадь соприкосновения реагентов, тем выше скорость реакции. В проведён- ной реакции площадь соприкосновения мрамора и соляной кислоты увеличи- вается, если измельчить твёрдый реагент (мрамор). 5. Наличие катализатора В 1811 г. русский химик Константин Сигизмундович Кирхгоф изучал возмож- ность получения сахаров из крахмала под действием воды. В природе этот процесс происходит в растительных клетках при созревании плодов и про- растании семян. В лабораторных условиях реакция протекала медленно, при длительном кипячении крахмального клейстера. Однажды Кирхгоф добавил в реакционную смесь несколько капель раствора серной кислоты и обнару- жил, что реакция завершилась за несколько минут. При этом по окончании реакции количество серной кислоты в растворе не изменилось. Какое от- крытие совершил учёный? Как бы вы охарактеризовали роль серной кис- лоты в этой реакции? Предложите своё название наблюдаемому явлению. Вскоре после работ Кирхгофа была обнаружена способность и других ве- ществ увеличивать скорость химических реакций. Сначала реакции с участи- ем ускоряющих веществ называли контактными, а в 1835 г. шведский химик Й. Я. Берцелиус предложил современные термины — катализ и катализа- тор. Катализатором называют вещество, которое при добавлении в незначи- тельном количестве существенно изменяет скорость химической реакции, но не входит в состав продуктов. Увеличение скорости химической реакции в присутствии катализатора на- зывают катализом. Катализатор может не только ускорять химическую реакцию, но и направ- лять её протекание по другому пути, т. е. продукты каталитической и неката- литической реакций могут различаться. Также следует учитывать, что в слу- чае обратимых реакций катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции.
23 В химический стакан налейте 10 мл раствора пероксида водорода. При комнатной температуре разложение этого вещества происходит очень медленно. Добавьте в стакан на кончике шпателя оксид марганца(IV). Что наблюдаете? Исчез ли чёрный порошок оксид марганца(IV) по окончании реакции? Лабораторный опыт 12 Оксид марганца(IV) является катализатором разложения пероксида водоро- да на воду и кислород: 2Н2О2 MnO2 2Н2О + О2 Явление катализа широко используют в химической технологии. Около 90 % всех химических производств основано на каталитических процессах. Не- органические катализаторы используют для обезвреживания выхлопных газов автомобилей. Катализаторы органической природы — ферменты — применяют в пищевой промышленности, медицине, кожевенной промышленности и дру- гих сферах деятельности. Скорость химической реакции. Молярная концентрация. Катализ. Катализатор. Ферменты 1. Что называют скоростью химической реакции? Приведите примеры реакций, протекающих с высокой и низкой скоростью. 2. Какие факторы влияют на скорость химической реакции? Кратко охарактеризуйте влияние каждого из них на скорость реакции. Проверьте свои знания 3. Запишите уравнение реакции цинка с серной кислотой. Предложите способы увеличения скорости этой реакции. 4. Некоторые продукты питания хранят при низких температурах: в холодильниках, погребах, овощехранилищах. Почему? Приведите ещё несколько примеров увеличе- ния или уменьшения скоростей химических реакций из повседневной жизни. 5. В химической реакции, протекающей по уравнению 2H2S + SO2 3Sn + 2H2O, концентрация газообразного сероводорода за 2 мин уменьшилась с 0,86 моль / л до 0,26 моль / л. Рассчитайте скорость химической реакции за указанный промежу- ток времени. Примените свои знания 6. Найдите в Интернете видео опыта каталитической реакции. Запишите уравнение реакции, укажите, какой катализатор был использован для её проведения. Используйте дополнительную информацию
24 ВЫВОДЫ К ГЛАВЕ I «ОБОБЩЕНИЕ ЗНАНИЙ ПО КУРСУ 8 КЛАССА. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ» 1. Химические вещества по элементному составу разделяют на простые (ме- таллы, неметаллы, благородные газы) и сложные: бинарные соединения (в том числе оксиды, водородные соединения неметаллов) и многоэлементные соеди- нения, состоящие из трёх и более элементов (гидроксиды, соли). 2. Оксиды подразделяют на несолеобразующие и солеобразующие (осноXвные, амфотерные и кислотные). 3. Гидроксиды подразделяют на основания, амфотерные гидроксиды и кис- лородсодержащие кислоты. 4. Соли по составу классифицируют на средние, кислые, осноXвные и ком- плексные. 5. Вещества могут существовать в трёх агрегатных состояниях: газообраз- ном, жидком и твёрдом (кристаллическом или аморфном). 6. По растворимости в воде вещества условно подразделяют на растворимые, малорастворимые и нерастворимые. 7. Химические реакции классифицируют по следующим признакам: • число и состав реагентов и продуктов • тепловой эффект • агрегатное состояние веществ • наличие катализатора • обратимость • изменение степеней окисления атомов химических элементов, образую- щих вещества 8. Скоростью химической реакции называют изменение концентрации ве- щества в единицу времени. 9. Факторы, от которых зависит скорость химических реакций: • природа реагирующих веществ • температура • концентрация реагирующих веществ • площадь соприкосновения реагирующих веществ • наличие катализатора
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ II
26 § 4. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ В двух химических стаканах без этикеток находятся по 10 г сахарного пе- ска и поваренной соли. Как распознать эти вещества? Кто-то предложит распознать их по вкусу, забыв о том, что правила техни- ки безопасности запрещают использовать такой способ в кабинете химии. Дру- гие, опираясь на прочные знания по химии, вспомнят, что сахар — вещество с молекулярной кристаллической решёткой, следовательно, легко плавится, а соль, как вещество с ионной кристал- лической решёткой, тугоплавка. Такой способ распознавания потребует много времени, а плавление сахара будет сопро- вождаться образованием дыма. Для решения поставленной задачи ис- пользуем прибор, изображённый на рисун- ке 7. Угольные электроды, к клеммам ко- торых присоединены провода, опускают в раствор какого-либо вещества. Включают прибор в электрическую сеть. Лампочка загорается, если раствор проводит элек- трический ток, и не загорается, если рас- твор его не проводит. Приготовим водные растворы сахара и поваренной соли. В растворе поваренной соли лампочка загорается, а в растворе са- хара нет. Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, на- зывают электролитами. К электролитам относят соли, основания и кислоты. Вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, называют неэлектролитами. К неэлектролитам относят спирт, глюкозу, сахарозу и другие органические соединения. В чём причина электропроводности растворов электролитов? Для объяснения этого явления шведский химик, лауреат Нобелевской пре- мии Сванте Аррениус предположил, что при растворении в воде электролиты Рис. 7. Прибор для определения электропроводности растворов
27 распадаются на ионы (диссоциируют). Образовавшиеся ионы и обеспечивают электропроводность раствора. Гипотеза Аррениуса получила научное подтвержде- ние, которое превратило её в теорию электролитиче- ской диссоциации. Большой вклад в превращение этой гипотезы в теорию внесли ученики Д. И. Менделеева Иван Алексеевич Каблуков и Владимир Александрович Кистяковский. Для объяснения электролитической дис- социации веществ в воде русские химики применили химическую теорию растворов Менделеева. Их допол- нения к теории Аррениуса заключались в следующем: 1. Причиной электролитической диссоциации явля- ется взаимодействие электролита с молекулами воды, т. е. его гидратация. 2. В растворах электролитов содержатся не свобод- ные ионы, а гидратированные, т. е. «одетые» в обо- лочку из молекул воды. Механизм электролитической диссоциации ионных соединений Вспомним строение молекул воды Н2О. Атом кис- лорода более электроотрицателен, чем атомы водорода, поэтому на атомах водорода образуется частичный по- ложительный заряд, а на атомах кислорода — частич- ный отрицательный. Получается, что молекула воды имеет два противоположно заряженных полюса, т. е. представляет собой диполь. Если электролит ионного строения, например хлорид натрия NaCl, поместить в воду, то вокруг положительных и отрицательных ионов кристаллической решётки электролита диполи воды со- риентируются противоположно заряженными концами (рис. 8). Между ионами кристалла электролита и молеку- лами воды возникнет притяжение, связь между иона- ми ослабеет, и произойдёт переход ионов из кристал- ла в раствор. Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с присоединившимися к ним молекулами воды, которые образуют гидратную оболочку иона. Та- кой ион называют гидратированным. Следовательно, при диссоциации электролитов с ионной кристаллической решёткой последовательно происходят следующие процессы: 1) ориентация молекул воды — диполей — вокруг ионов кристалла; 2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с противоположно заряженными ионами поверхностно- го слоя кристалла; Сванте Август Аррениус (1859—1927) Иван Алексеевич Каблуков (1857—1942) Владимир Александрович Кистяковский (1865—1952)
28 3) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы. Уравнение диссоциации хлорида натрия: NaCl Na+ + Cl– Механизм диссоциации электролитов молекулярного строения Диссоциация электролитов, молекулы которых образованы за счёт ковалент- ной полярной связи, протекает аналогично диссоциации ионных соединений. В этом случае под действием молекул воды ковалентная полярная связь пре- вращается в ионную, и молекулы электролита распадаются на гидратированные ионы. Этот процесс показан на рисунке 9 на примере диссоциации хлороводоро- Рис. 8. Схема электролитической диссоциации хлорида натрия Рис. 9. Схема электролитической диссоциации молекул хлороводорода
29 да. В результате диссоциации молекул НСl в раствор переходят гидратирован- ные ионы водорода и хлора. Уравнение диссоциации хлороводорода: HCl H+ + Cl– Степень электролитической диссоциации Разные электролиты в разной степени диссоциируют на ионы. Это свойство электролитов характеризуют особой величиной, которую так и называют — степень электролитической диссоциации. Её обозначают греческой буквой A — «альфа». Отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (nд), к общему количеству растворённого вещества (nр) называют степенью электролитической диссоциации: A n n д р Степень электролитической диссоциации определяют опытным путём и вы- ражают в долях или процентах. Если A 0, то диссоциация отсутствует, а если A 1 (100 %), то электролит полностью распадается на ионы. В водном растворе степень электролитической диссоциации зависит от при- роды электролита и от его концентрации. При разбавлении раствора степень электролитической диссоциации увеличивается. По степени электролитической диссоциации все электролиты делят на силь- ные и слабые. Сильные электролиты в растворе полностью распадаются на ионы (A m 1), т. е. диссоциируют необратимо. К ним относят: • все растворимые в воде соли; • щёлочи; • многие кислоты, например HCl, HNO3, H2SO4. Запишем уравнения электролитической диссоциации некоторых сильных электролитов: K SO K SO2 4 4 2 2 + − NaOH Na+ + OH– Слабые электролиты лишь частично распадаются на ионы (A m 0). Диссо- циируют такие электролиты обратимо, т. е. наряду с процессом распада их мо- лекул на ионы — диссоциацией — происходит процесс соединения ионов в мо- лекулы — ассоциация. К слабым электролитам относят: • многие неорганические кислоты, например: HNO2, H2S, H2CO3, HF, H2SO3; • гидрат аммиака NH3 H2O; • органические кислоты, например CH3COOH (уксусная кислота). В уравнениях диссоциации таких электролитов используют знак обратимо- сти — две противоположно направленные стрелки: HNO H NO2 2 + − NH H O NH OH3 2 4 + −
30 В углубление планшетки для эксперимента с малыми количествами веществ капни- те с помощью пипетки 1—2 капли раствора уксусной кислоты. Соблюдая правила техники безопасности, понюхайте кислоту. Что отмечаете? Изменяется ли интенсив- ность запаха при добавлении к кислоте 7—10 капель воды? Лабораторный опыт 13 Уксусная кислота — слабая летучая кислота, обладающая резким запахом. (Летучими называют вещества, которые легко переходят в газообразное со- стояние.) При разбавлении она как слабый электролит почти не распадается на ионы, и молекулы обусловливают сохранение запаха. Электролиты. Электролитическая диссоциация. Гидратированные ионы. Степень электролитической диссоциации 1. Какие вещества называют электролитами? 2. Что называют электролитической диссоциацией? 3. Что называют степенью электролитической диссоциации? На какие группы делят вещества по степени электролитической диссоциации? 4. От каких факторов зависит степень электролитической диссоциации? Проверьте свои знания 5. Почему кристаллический хлорид натрия не проводит электрический ток, а его раствор электропроводен? Объясните механизм диссоциации этой соли. 6. Можно ли говорить о процессе ассоциации в растворах электролитов с ионной связью? А с ковалентной? 7. Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих веществ: хло- рида железа(III), сероводородной кислоты, сульфата железа(II), фосфата натрия, ги- дроксида бария, азотистой кислоты, азотной кислоты. Почему в одних уравнениях вы записываете знак равенства, а в других — знак обратимости? 8. Чему равна сумма коэффициентов перед формулами ионов в уравнениях элек- тролитической диссоциации: а) нитрата железа(III); б) хлорида алюминия; в) нитри- та калия; г) сульфата аммония? 9. В растворах каких соединений загорится лампочка при испытании их на электро- проводность: а) сероводород; б) азотистая кислота; в) гидроксид бария; г) гидрат аммиака; д) серная кислота; е) сульфат магния? Где лампочка будет гореть ярко, а где — тускло? Как можно увеличить интенсивность её свечения? 10. Найдите количество вещества каждого из ионов, содержащихся в 342 г 5%-ного раствора сульфата алюминия. Примените свои знания 11. Подготовьте сообщение о жизни и творчестве С. Аррениуса. 12. Подготовьте презентацию по теме «Вклад русских химиков в теорию электро- литической диссоциации». Используйте дополнительную информацию
31 § 5. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ Теория (от греч. theoria — наблюдение, исследование) — совокупность на- учных положений какого-либо учения. Предметом химии являются вещества, а предметом теории электролитической диссоциации — электролиты. Свой- ства электролитов обусловлены свойствами образующихся при их диссоци- ации ионов. Как сформулировать основные положения этой теории в соот- ветствии с логической схемой: вещества электролиты ионы? Почему в данной схеме использованы знаки обратимости? Изложим основные положения теории электролитической диссоциации в со- ответствии с предложенной схемой. 1. Все вещества по способности проводить электрический ток в водных рас- творах или в расплавах делят на электролиты и неэлектролиты. 2. В растворе электролиты диссоциируют, т. е. распадаются на ионы. Причиной диссоциации служит гидратация электролита, т. е. его взаимодействие с водой. Ионы (от греч. io+n — идущий, странствующий) — это положительно или отрицательно заряженные частицы, образующиеся при потере или приобрете- нии электронов атомами или группами атомов. По составу различают простые ионы (например, Na+, Cl–, S2–, Al3+) и слож- ные ионы (например, NH4 , SO4 2− ). По заряду различают положительные и отрицательные ионы. Положитель- ные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока — катоду, и по- этому их называют катионами. К ним относят: • катион водорода Н+ • катионы металлов Мn+ • катион аммония NH4 Отрицательные ионы движутся к положительному полюсу источника тока — аноду, и поэтому их называют анионами. К ним относят: • гидроксид-анион ОН– • анионы кислотных остатков 3. Образующиеся в результате диссоциации ионы в растворе гидратированы, т. е. окружены оболочкой из молекул воды. Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных. Например, гидратированные ионы меди Cu2+ 4Н2О имеют синий цвет, а не- гидратированные ионы меди Cu2+ в безводных кристаллах сульфата меди(II) CuSO4 бесцветны.
32 4. Разные электролиты по-разному диссоциируют на ионы, и по этому при- знаку их делят на сильные и слабые электролиты. Количественно способность электролитов диссоциировать характеризует сте- пень электролитической диссоциации. Кислоты, основания и соли как электролиты Электролиты, которые диссоциируют в воде на катионы водорода и анионы кислотного остатка, называют кислотами. Общее уравнение электролитической диссоциации кислоты можно предста- вить в виде HnAcd nH+ + Acdn–, где Acd — кислотный остаток; n — величина заряда аниона кислотного остатка (основность кислоты). По числу атомов водорода, способных замещаться атомами металлов, кис- лоты подразделяют на три группы: • одноосноXвные (например, HCl, HNO3, HNO2) • двухосноXвные (например, H2SO4, H2CO3, H2S) • трёхосноXвные (например, H3PO4) По наличию кислорода в кислотном остатке кислоты бывают: • кислородсодержащие (например, H2SiO3, H2SO3, H3PO4) • бескислородные (например, HCl, H2S, HCN) По растворимости в воде кислоты делят на две группы: • растворимые (например, HCl, H2SO4) • нерастворимые (например, Н2SiO3) В зависимости от степени электролитической диссоциации кислоты бывают: • сильные (например, HNO3, HCl, H2SO4) • слабые (например, H2S, CH3COOH, HNO2) Как сильные, так и слабые одноосноXвные кислоты диссоцируют, распадаясь на катион водорода и анион кислотного остатка: HBr H+ + Br– HNO H NO2 2 + − МногоосноXвные кислоты диссоциируют ступенчато. На первой ступени от- щепляется первый катион водорода, например: H2S mk H+ + HS− Второму катиону водорода приходится отрываться уже не от нейтральной молекулы, а от отрицательно заряженного иона, что значительно сложнее. Следовательно, диссоциация кислоты (даже сильной) по второй ступени менее выражена, чем по первой: HS H S − + − 2
33 Электролиты, которые диссоциируют в воде на катионы металла (или ионы аммония) и гидроксид-анионы, называют основаниями. В общем виде уравнение электролитической диссоциации растворимых в воде оснований (щелочей) выглядит так: М(ОH)n Мn+ + nOH–, где Mn+ — катион металла; n — величина заряда катиона металла. Помимо гидроксидов металлов, осноXвные свойства проявляет водный рас- твор аммиака. Газообразный аммиак не просто растворяется в воде, но и ча- стично с ней взаимодействует. При этом образуется гидрат аммиака, состав которого записывают формулой NH3 H2O. По числу гидроксильных групп, т. е. кислотности, основания подразделяют на две группы: • однокислотные (например, NaOH, LiOH) • двухкислотные (например, Ca(OH)2, Ba(OH)2) По растворимости в воде основания делят на две группы: • растворимые, или щёлочи (например, KOH, Ba(OH)2, NH3 H2O) • нерастворимые (например, Fe(OH)2) В зависимости от степени электролитической диссоциации основания бы- вают: • сильные, или щёлочи (например, NaOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2); • слабые (например, NH3 H2O). Основания диссоциируют в растворах, распадаясь при этом на катион ме- талла и гидроксид-анионы ОН–: NaOH Na+ + OH– Ва(ОН)2 Ва2+ + 2ОН– Гидрат аммиака диссоциирует по-особому: NH H O NH OH3 2 4 + − Электролиты, которые диссоциируют в воде на катионы металла (или ионы аммония) и анионы кислотного остатка, называют солями. Роль однозарядного катиона металла в солях может играть катион аммония NH4 — это так называемые соли аммония, или аммонийные соли, например: NH4Cl — хлорид аммония, (NH4)2SO4 — сульфат аммония. В зависимости от растворимости в воде соли, как и вещества других клас- сов, бывают: • растворимые (например, NaCl, KNO3) • малорастворимые (например, CaSO4, PbCl2) • нерастворимые (например, AgCl, BaSO4)
34 Все соли — сильные электролиты. В растворе они полностью диссоциируют, например: Na2CO3 2Na+ + CO3 2− AlCl3 Al3+ + 3Cl– NH4Br NH4 + Br– Cr2(SO4)3 2Cr3+ + 3 4 2 SO − Для нерастворимых солей уравнения диссоциации не записывают, как и для всех нерастворимых соединений. В состав средних солей входят только катионы металла и анионы кислотно- го остатка. Такие соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов. ОдноосноXвные кислоты кислых солей не образуют. В много осноXвных кисло- тах атомов водорода несколько. Если не все, а только часть из них заместить атомами металлов, получатся кислые соли. Например, удалив один катион во- дорода в молекуле угольной кислоты, получим анион HCO3 −. Этот анион входит в состав кислых солей, например: NaHCO3, Mg(HCO3)2. Кислые соли, как и многоосноXвные кислоты, диссоциируют ступенчато: NaHCO3 Na+ + HCO3 − HCO H CO3 3 2− + − Так же как и диссоциация многоосноXвных кислот, диссоциация этих солей протекает преимущественно по первой ступени. Комплексные соли тоже диссоциируют, например: Na[Al(OH)4] mk Na+ + [Al(OH)4]– [Ag(NH3)2]Cl mk [Ag(NH3)2]+ + Cl– Теория электролитической диссоциации. Простые ионы. Сложные ионы. Катионы. Анионы 1. Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации. 2. Дайте определения кислот, оснований и солей с точки зрения теории электро- литической диссоциации. 3. На какие группы делят кислоты, основания и соли? 4. В чём различие процессов электролитической диссоциации сильных и слабых электролитов? Напишите уравнения электролитической диссоциации азотной и азо- тистой кислот. В каком уравнении необходимо поставить знак равенства, а в ка- ком — знак обратимости? Проверьте свои знания
35 5. Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих веществ: бро- мида калия, иодоводородной кислоты, хлорида железа(III), сульфата натрия. 6. В чём сходство и различие состава растворов хлорида калия и хлорида натрия? Назовите ионы, присутствующие в растворах этих веществ. 7. Чему равна сумма коэффициентов перед формулами ионов в уравнениях элек- тролитической диссоциации: а) нитрата лития; б) хлорида бария; в) нитрита каль- ция; г) сульфата цинка? 8. Среди перечисленных веществ укажите сильные и слабые электролиты: серо- водородная кислота, азотистая кислота, гидроксид бария, гидрат аммиака, серная кислота, сульфат магния. 9. Определите степени окисления атомов в следующих кислотах: борная Н3ВО3, метафосфорная (НРО3)n, двухромовая H2Cr2O7. Напишите уравнения ступенчатой диссоциации двухромовой кислоты, учитывая, что по первой ступени двухромовая кислота диссоциирует полностью, а по второй — частично. 10. В 1 л воды растворили 4,48 л аммиака (н. у.). Найдите массовую долю аммиака в полученном растворе. 11. Дайте названия солей, формулы которых: Na2SO3, (NH4)2S, KNO2, CuSO4, Cr(NO3)3, Ca(HCO3)2, NH4HSO4. Напишите уравнения электролитической диссоци- ации каждой из этих солей. Примените свои знания 12. В чём сходство и различие диссоциации солей K3РО4, K2НРО4 и KН2РО4? Выразите своё мнение § 6. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ КАК ЭЛЕКТРОЛИТОВ Вспомните общее уравнение электролитической диссоциации кислот: HnAcd nH+ + Acdn– В растворах кислот присутствуют два типа ионов: одинаковые для всех кис- лот — катионы водорода и индивидуальные для каждой кислоты — анионы кислотного остатка. Какие ионы, образующиеся при диссоциации кислот, обусловливают их общие свойства? Рассмотрим общие химические свойства кислот. 1. Все кислоты обладают кислым вкусом. Конечно, проверять это в каби- нете химии категорически запрещается. Вам хорошо знаком кислый вкус ща- веля, обусловленный содержащейся в нём щавелевой кислотой, или ягод смо- родины, богатых лимонной, яблочной и аскорбиновой кислотами. 2. Растворимые в воде кислоты изменяют окраску индикаторов. Лакмус, метиловый оранжевый и универсальный индикаторы в кислой среде окраши- ваются в красный цвет, фенолфталеин остаётся бесцветным.
36 Поместите в штатив две пробирки с 2 мл раствора серной кислоты, две — с 2 мл раствора азотной кислоты и две — с 2 мл соляной кислоты. В первую, третью и пя- тую пробирки добавьте с помощью пипетки 2—3 капли раствора лакмуса, в осталь- ные — метилового оранжевого. Как изменилась окраска индикаторов? Почему для эксперимента не был предложен раствор фенолфталеина? Лабораторный опыт 14 3. Кислоты реагируют с основаниями с образованием соли и воды. Налейте в три пробирки по 2 мл раствора гидроксида натрия и добавьте к ним по 2—3 капли фенолфталеина. Что наблюдаете? Затем по каплям приливайте в эти пробирки кислоты: в первую — раствор серной кислоты, во вторую — раствор азот- ной кислоты, в третью — соляную кислоту до тех пор, пока растворы не обесцве- тятся. О чём свидетельствует исчезновение окраски индикатора? Потрогайте дно пробирок и сделайте вывод о тепловом эффекте реакции. Лабораторный опыт 15 Запишем уравнения проведённых реакций, учитывая, что в опыте исполь- зовались сильные электролиты, полностью распадающиеся на ионы. 1) 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O Запись уравнения реакций с помощью формул веществ называют молеку- лярным уравнением реакции. Перепишем молекулярное уравнение следующим образом: формулы сильных электролитов запишем в виде ионов, а формулу воды как очень слабого электролита оставим в молекулярном виде: 2Na+ + 2OH– + 2H+ + SO4 2− 2Na+ + SO4 2− + 2H2O Такую запись называют полным ионным уравнением реакции. В нём пред- ставлены все частицы, реально содержащиеся в растворе. Из полного ионного уравнения видно, что катионы натрия 2Na+ и сульфат- анионы SO4 2– записаны и в левой, и в правой частях уравнения. Следовательно, они не участвуют в реакции и их можно сократить. Остаётся: 2H+ + 2OH– 2H2O H+ + OH– H2O Таким образом получают сокращённое ионное уравнение, т. е. такое урав- нение, в котором показано, между какими частицами идёт взаимодействие. 2) NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O — молекулярное уравнение реакции; Na+ + OH– + H++ NO3 − Na+ + NO3 − + H2O — полное ионное уравнение; H+ + OH– H2O — сокращённое ионное уравнение. 3) NaOH + HCl NaCl + H2O — молекулярное уравнение реакции; Na+ + OH– + H+ + Cl– Na+ + Cl– + H2O — полное ионное уравнение; H+ + OH– H2O — сокращённое ионное уравнение.
37 Сокращённое ионное уравнение одинаково для всех проведённых реакций: катионы водорода взаимодействуют с гидроксид-анионами с образованием воды. Это значит, что протекает реакция нейтрализации: H OH H O кислотная среда щелочная среда нейтральная среда + − 2 Реакция нейтрализации — частный случай реакций обмена. Реакции обме- на, протекающие в растворах с участием электролитов, называют реакциями ионного обмена. Рассмотрим взаимодействие этих же кислот с нерастворимым гидроксидом меди(II). Получите осадок гидроксида меди(II) в трёх пробирках: к 2 мл раствора сульфата меди(II) прилейте 1 мл раствора щёлочи. В первую пробирку прилейте соляную кислоту (т. е. раствор, содержащий ионы Н+ и Cl–), во вторую — раствор серной кислоты (т. е. раствор, содержащий ионы Н+ и SO4 2–), в третью — раствор азотной кислоты (т. е. раствор, содержащий ионы Н+ и NO3 –). Что наблюдаете? Запишите соответствующие уравнения реакций. Лабораторный опыт 16 Во всех трёх пробирках наблюдается одинаковый эффект: осадок раство- ряется и образуется раствор голубого цвета. Ионы меди из осадка переходят в раствор: Cu(OH)2n + сильная кислота (nH+ + Acdn–) m Cu2+ + … Согласно закону сохранения зарядов, который вы изучали в курсе физики, в реакцию с 1 моль гидроксида меди(II) вступят 2 моль катиона водорода (так как образуется двухзарядный катион меди Cu2+). Очевидно, что вторым про- дуктом этой реакции будет вода. Запишем сокращённое ионное уравнение всех трёх проведённых реакций: Cu(OH)2 + 2H+ Cu2+ + 2H2O Ему соответствуют три молекулярных уравнения: Cu(OH)2 + 2HCl CuCl2 + 2H2O Cu(OH)2 + H2SO4 CuSO4 + 2H2O Cu(OH)2 + 2HNO3 Cu(NO3)2 + 2H2O 4. Кислоты реагируют с оксидами металлов с образованием соли и воды. В три сухие пробирки поместите немного порошка оксида меди(II) и прилейте: в пер- вую — соляную кислоту, во вторую — раствор серной кислоты, в третью — раствор азотной. Используя держатель для пробирок, нагрейте каждую пробирку в пламени спиртовки. Что наблюдаете? Запишите соответствующие уравнения реакций. Лабораторный опыт 17
38 Сущность проведённых реакций отражает схема СuO + сильная кислота (nH+ + Acdn–) m Cu2+ + …, которой соответствует следующее ионное уравнение реакции: CuO + 2H+ Cu2+ + H2O Ему, в свою очередь, соответствуют три молекулярных уравнения: CuO + 2HCl CuCl2 + H2O CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O CuO + 2HNO3 Cu(NO3)2 + H2O 5. Кислоты взаимодействуют с металлами с образованием соли и водорода. Из сильных кислот по-особому взаимодействуют с металлами концентриро- ванная серная кислота и азотная кислота любой концентрации. Эти реакции вы будете изучать в нашем курсе позднее. Следовательно, из всех сильных кислот взаимодействие с металлами с образованием соли и водорода характер- но для соляной и разбавленной серной кислот. Будучи сильными электроли- тами, эти вещества в растворе существуют не в виде молекул, а в виде ионов: HCl H+ + Cl– H2SO4 2H+ + SO4 2− Поместите в две пробирки по 1—2 гранулы цинка. Затем прилейте: в первую про- бирку 2 мл соляной кислоты, а во вторую пробирку 2 мл раствора серной кислоты. Что наблюдаете? Запишите соответствующие уравнения реакций. Лабораторный опыт 18 Нетрудно заметить выделение пузырьков водорода. Гранулы цинка посте- пенно уменьшаются в размерах, т. е. цинк в виде ионов переходит в раствор: Zn + сильная кислота (nH+ + Acdn–) m Zn2+ + H2l Очевидно, что с цинком взаимодействуют катионы водорода кислоты. Ион- ное уравнение этого процесса: Zn + 2H+ Zn2+ + H2 Запишите молекулярные уравнения реакций: а) между цинком и соляной кислотой; б) между цинком и серной кислотой. Однако не все металлы вытесняют водород из кислот. Возможность про- текания такой реакции определяется положением металла в ряду активно- сти — электрохимическом ряду напряжений металлов: Rb K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Au Активность металлов уменьшается
39 Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснять его из растворов сильных кислот (но не азотной кислоты и не концентрированной серной кислоты). Очевидно, что медь с растворами серной и соляной кислот реагировать не будет (она находится в ряду активности металлов после водо- рода). Поместите в пробирку кусочек меди. Прилейте 2—3 мл соляной кислоты. Что наблюдаете? Лабораторный опыт 19 Для того чтобы прошла реакция между раствором кислоты и металлом, не- обходимо соблюдение ещё одного правила. В результате этой реакции должна образоваться растворимая соль. Поместите в пробирку кусочек свинца и прилейте 2—3 мл раствора серной кисло- ты. Что наблюдаете? Лабораторный опыт 20 Раствор серной кислоты со свинцом не взаимодействует, так как на его по- верхности образуется нерастворимый сульфат свинца(II). Тем самым наруша- ется важнейшее условие протекания химической реакции — соприкосновение реагирующих веществ. Отметим также, что для растворов кислот уравнения реакций с металлами IA- и IIA-групп не записывают, так как эти металлы одновременно взаимо- действуют и с водой, образуя щёлочь и водород. Фактически в этом случае протекают две реакции. 6. Кислоты взаимодействуют с солями. Если эта реакция проходит между растворами электролитов, то она протекает по правилу, установленному французским химиком Клодом Бертолле. Правило Бертолле. Реакция между растворами электролитов возможна только в том случае, если в результате реакции образуется газ, осадок или слабый электролит (например, вода). Рассмотрим первый случай — образование газа. В три пробирки налейте по 2 мл раствора карбоната натрия. Затем осторожно до- бавьте в каждую пробирку по 2—3 капли кислот: в первую пробирку — соляную кислоту, во вторую — раствор серной кислоты, в третью — раствор азотной кис- лоты. Что наблюдаете? Запишите соответствующие уравнения реакций. Лабораторный опыт 21
40 Будучи сильным электролитом, карбонат натрия существует в растворе в виде ионов: Na2CO3 2Na+ + CO3 2− Во всех пробирках наблюдается один и тот же результат — бурное выделе- ние углекислого газа в результате взаимодействия ионов: 2H+ + CO3 2− H2O + CO2l Запишите три молекулярных уравнения, соответствующих этому ионному уравнению. Рассмотрим второй случай — выпадение осадка. С помощью таблицы растворимости определим, каким образом можно свя- зать катион водорода. Очевидно, в виде кремниевой кислоты, полученной в ре- зультате реакции, сокращённое ионное уравнение которой 2H+ + SiO3 2− H2SiO3n В три пробирки налейте по 2 мл раствора силиката натрия. Затем добавляйте по каплям: в первую пробирку соляную кислоту, во вторую — раствор серной кис- лоты, в третью — раствор азотной кислоты. Что наблюдаете? Запишите соответ- ствующие уравнения реакций. Лабораторный опыт 22 Запишите молекулярные уравнения проделанных реакций, соответствующих приведённому выше ионному уравнению. Катионы водорода предоставляет для этой реакции каждая из рассмотрен- ных кислот (как сильные электролиты), а силикат-анион — растворимая соль кремниевой кислоты (Na2SiO3 или K2SiO3). Для соляной кислоты требуемое молекулярное уравнение имеет вид 2HCl + Na2SiO3 H2SiO3n + 2NaCl Аналогично с помощью таблицы растворимости определим, что хлорид-ион можно перевести в осадок в виде хлорида серебра в соответствии со следующим ионным уравнением: Cl– + Ag+ AgCln Необходимый для проведения этой реакции катион серебра предоставит рас- творимая соль — нитрат серебра AgNO3. В пробирку прилейте 2 мл соляной кислоты и добавьте с помощью пипетки не- сколько капель раствора нитрата серебра. Что наблюдаете? Запишите соответству- ющее уравнение реакции. Лабораторный опыт 23
41 Выпавший белый творожистый осадок и представляет собой хлорид серебра. Сульфат-ион можно перевести в осадок с помощью растворов следующих солей: BaCl2, SrCl2, Pb(NO3)2. Реакция с хлоридом бария будет протекать со- гласно сокращённому ионному уравнению Ba2+ + SO4 2− BaSO4n Запишите аналогичные уравнения для растворимых солей стронция и свинца. А вот для нитрат-иона (аниона азотной кислоты) подобной реакции нет — все соли этой кислоты растворимы в воде. 1. Какие электролиты называют кислотами? Какие признаки лежат в основе их клас- сификации? Приведите примеры кислот каждого типа. Охарактеризуйте серную и фосфорную кислоты по всем указанным вами признакам. 2. Назовите общие химические свойства кислот. Перечислите условия протекания реакций между растворами кислот и металлами. 3. Сформулируйте правило Бертолле, т. е. перечислите условия протекания реак- ций между растворами электролитов. Проверьте свои знания 4. Запишите уравнения реакций (в молекулярной и ионной формах), характеризу- ющих свойства: а) серной кислоты; б) соляной кислоты. 5. Запишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций между: а) азотной кислотой и оксидом кальция; б) азотной кислотой и гидроксидом кальция; в) азотной кислотой и карбонатом кальция. 6. С какими из перечисленных веществ реагирует соляная кислота: азот, железо, оксид кальция, серная кислота, гидроксид алюминия, сульфат натрия, нитрат се- ребра? Напишите уравнения возможных реакций в молекулярной и ионной формах. 7. Найдите массу 10%-ной соляной кислоты, необходимой для нейтрализации 160 г 5%-ного раствора гидроксида натрия. 8. Какая масса мрамора, содержащего 96 % карбоната кальция, потребуется для по- лучения 89,6 л углекислого газа (н. у.) при взаимодействии его с азотной кислотой? Какая масса 20%-ного раствора кислоты потребуется для этой реакции? Примените свои знания 9. Подготовьте сообщение об областях применения серной кислоты. Используйте дополнительную информацию
42 § 7. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ КАК ЭЛЕКТРОЛИТОВ Вспомните общее уравнение электролитической диссоциации оснований: М(ОH)n Мn+ + nOH– В растворах щелочей присутствуют два типа ионов: общие для всех осно- ваний гидроксид-анионы и индивидуальные для каждого основания катионы конкретных металлов. Какие ионы, образующиеся при диссоциации основа- ний, обусловливают их общие свойства? Рассмотрим общие химические свойства оснований. 1. Водные растворы щелочей мылкие на ощупь. Щёлочи разъедают кожу, оставляя на ней глубокие химические ожоги. Поэтому работать с растворами щелочей нужно очень осторожно. 2. Растворы щелочей изменяют окраску индикаторов. В три пробирки налейте по 2 мл раствора гидроксида натрия. В каждую пробир- ку добавьте по 2—3 капли растворов индикаторов: в первую — фенолфталеина, во вторую — лакмуса, в третью — метилового оранжевого. Как изменилась окра- ска индикаторов? Лабораторный опыт 24 Лакмус и универсальный индикатор в щелочной среде становятся синими, метиловый оранжевый приобретает жёлтую окраску, фенолфталеин — мали- новую. 3. Основания реагируют с кислотами с образованием соли и воды. Это свой- ство вы детально рассмотрели на прошлом уроке. Щёлочи взаимодействуют с сильными кислотами в соответствии с сокращённым ионным уравнением OH– + H+ H2O Нерастворимые в воде основания реагируют с кислотами по-другому. Со- кращённое ионное уравнение имеет вид М(ОH)n + nH+ Мn+ + nH2O Приведите по два молекулярных уравнения, соответствующих приведённым сокращённым ионным уравнениям реакций. 4. Щёлочи реагируют с кислотными оксидами с образованием соли и воды.
43 Откройте крышки двух небольших пластиковых бутылочек из-под минеральной воды, заполненных углекислым газом, а затем в одну из них прилейте 10 мл рас- твора гидроксида натрия, а в другую — 10 мл раствора гидроксида калия. Вновь закройте бутылки крышками и встряхните. Что наблюдаете? Лабораторный опыт 25 Через 2—3 мин можно заметить, что бутылки начали деформироваться (сжиматься) из-за взаимодействия углекислого газа со щёлочью. Так как эф- фект в обоих случаях одинаковый, то очевидно, что он вызван взаимодействи- ем углекислого газа с одинаковыми гидроксид-анионами каждой из щелочей: CO2 + 2OH– CO3 2− + H2O Этому сокращённому ионному уравнению соответствуют следующие моле- кулярные уравнения: CO2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O CO2 + 2KOH K2CO3 + H2O При взаимодействии оксида углерода(IV) со щелочами образуются соли угольной кислоты — карбонаты. Необходимо помнить, что при взаимодействии оксидов неметаллов со щело- чами образуются соли тех кислот, которым соответствуют эти оксиды, например: Ca(OH)2 + N2O5 Ca(NO3)2 + H2O или 2OH– + N2O5 2 3NO− + H2O 2NaOH + SO3 Na2SO4 + H2O или 2OH– + SO3 = SO4 2− + H2O 5. Растворимые в воде основания реагируют с солями. Такие реакции так- же протекают по правилу Бертолле, т. е. только в том случае, если в резуль- тате образуется осадок, газ или слабый электролит. В две пробирки налейте по 2 мл растворов солей аммония — хлорида NH4Cl и ни- трата NH4NO3. Затем добавьте в каждую по 1 мл раствора щёлочи — гидроксида натрия. Подогрейте содержимое каждой пробирки в пламени спиртовки с помо- щью держателя для пробирок. Осторожно понюхайте продукт взаимодействия. Что ощущаете? Поднесите к отверстию пробирки влажную универсальную индикаторную бумагу. Что наблюдаете? Лабораторный опыт 26 На образование в проведённых реакциях газа указывает резкий запах амми- ака (так пахнет нашатырный спирт). Индикаторная бумага указывает на ще- лочную среду раствора.
44 Рассмотрим сущность проведённой химической реакции. Будучи сильными электролитами, соли аммония и щёлочь существуют в растворах в виде ионов: NH4Cl NH4 + Cl– NH4NO3 NH4 + NO3 − NaOH Na+ + OH– Нетрудно сделать вывод, что суть проведённого эксперимента отражена в ионном уравнении NH4 + OH– NH3l + H2O Для получения осадка возьмём щёлочь — сильный электролит, например гидроксид бария, который в растворе полностью диссоциирует на ионы: Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH– Чтобы осадить катион бария, можно воспользоваться уже знакомым вам ионным уравнением: Ba2+ + SO4 2− BaSO4n Для определения нерастворимого вещества, содержащего ион бария, ис- пользуют таблицу растворимости. Катион бария для этой реакции предоставит щёлочь, а сульфат-ион — любая растворимая соль серной кислоты, например сульфат натрия Na2SO4 или сульфат калия K2SO4. Запишите молекулярное уравнение, соответствующее приведённому сокра- щённому ионному уравнению. Гидроксид-ион можно осадить, например, согласно ионному уравнению Cu2+ + 2OH– Cu(OH)2n Гидроксид-анион для этой реакции предоставит щёлочь, а катион меди(II) — любая растворимая соль этого металла. Запишите два молекулярных уравнения, соответствующих приведённому со- кращённому ионному уравнению. Повторите уже знакомый вам эксперимент. В пробирку налейте 2—3 мл раствора сульфата меди(II) — медного купороса — и прилейте 1—2 мл раствора щёлочи. Что наблюдаете? Содержимое пробирки сохраните для проведения следующего опыта. Лабораторный опыт 27
45 6. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на соответствую- щий оксид металла и воду. Закрепите в пробиркодержателе пробирку с полученным в предыдущем опыте си- ним осадком. Осторожно нагревайте её в пламени спиртовки (не до кипения). Что наблюдаете? Лабораторный опыт 28 Появление чёрного осадка вместо синего свидетельствует об образовании ок- сида меди(II): Cu OH CuO H O( )2 2 t 1. Какие химические свойства характерны для щелочей? Какие — для нераство- римых оснований? Какие химические свойства характерны для обеих групп осно- ваний? 2. Какие свойства оснований обусловлены гидроксид-анионами, а какие — катио- нами металла или аммония? 3. Перечислите условия протекания реакций между растворами щелочей и солей. Проверьте свои знания 4. Напишите ионные и молекулярные уравнения реакций, протекающих при взаи- модействии: а) раствора гидроксида натрия и оксида азота(V); б) гидроксида хрома(II) и соляной кислоты; в) растворов сульфата аммония и гидроксида натрия. 5. Напишите по одному молекулярному уравнению реакций, которым соответствуют сокращённые ионные уравнения: а) Al3+ + 3OH– Al(OH)3n б) СO2 + 2OH– CO3 2− + H2O в) 2H+ + Cu(OH)2 Cu2+ + 2H2O 6. Найдите массу 20%-ной соляной кислоты, необходимой для реакции со 160 г 25%-ного раствора гидроксида натрия. 7. Какой объём аммиака (н. у.) образуется при взаимодействии 535 мг 20%-ного раствора хлорида аммония с избытком раствора гидроксида калия? Какая масса 40%-ного раствора щёлочи потребуется для проведения этой реакции? Примените свои знания 8. Подготовьте сообщение об областях применения и свойствах едких щелочей. Используйте дополнительную информацию
46 § 8. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЛЕЙ КАК ЭЛЕКТРОЛИТОВ В отличие от свойств кислот и оснований свойства солей зависят как от ка- тиона металла, так и от аниона кислотного остатка. С какими свойствами солей вы познакомились при изучении свойств кислот и щелочей? 1. Соли и кислоты взаимодействуют, если образуется осадок, газ или сла- бый электролит, например: CaCO3 + 2HNO3 Ca(NO3)2 + H2O + CO2l CaCO3 + 2H+ Ca2+ + H2O + CO2l BaCl2 + H2SO4 BaSO4n + 2HCl Ba2+ + SO4 2− BaSO4n NaNO2 + HCl = NaCl + HNO2 NO2 – + H+ = HNO2 Поместите в пробирку небольшой кусочек мрамора и добавьте 2—3 мл раство- ра азотной кислоты. Что наблюдаете? Как можно распознать выделяющийся газ? Лабораторный опыт 29 2. Растворы солей и щелочей взаимодействуют, если образуется осадок или газ, например: Fe2(SO4)3 + 6NaOH 2Fe(OH)3n + 3Na2SO4 Fe3+ + 3OH– Fe(OH)3n Налейте в пробирку 2 мл раствора сульфата железа(III), а затем добавьте в неё 3 мл раствора гидроксида натрия. Что наблюдаете? Лабораторный опыт 30 3. Следующее свойство солей определяется свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации. Это взаимодействие растворов одних солей с растворами других солей. Используем таблицу растворимости для экспериментального доказательства состава соли, например сульфата магния. Как сильный электролит, эта соль в растворе полностью диссоциирует: MgSO4 Mg2+ + SO4 2− Катион магния можно осадить, например, в виде фосфата: 3Mg2+ + 2 4 3 PO − Mg3(PO4)2n
47 Необходимый для этой реакции фосфат-анион может предоставить раство- римая соль фосфорной кислоты: K3PO4 или Na3PO4. Запишите молекулярное уравнение реакции между сульфатом магния и фосфатом щелочного металла. Сульфат-анион можно осадить в виде сульфата бария: Ba2+ + SO4 2− BaSO4n 4. Взаимодействие растворов солей с металлами определяется положением металла в электрохимическом ряду напряжений металлов и подчиняется уже знакомым вам правилам (напомним их): • металл, вступающий в реакцию с раствором соли, должен располагать- ся в электрохимическом ряду напряжений левее металла, входящего в состав соли; • как исходная соль, так и соль, образующаяся в результате реакции, должны быть растворимыми; • так как щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с во- дой, то в растворах солей они реагируют в первую очередь именно с ней, а по- тому для подобных реакций их не используют. Например, если в раствор сульфата меди(II) поместить цинковую пластинку, то через некоторое время на ней можно будет обнаружить кристаллы выделив- шейся меди (рис. 10). Сокращённое ионное уравнение этого процесса Zn + Cu2+ Zn2+ + Cun Запишите молекулярные уравнения реакций, соответствующие двум послед- ним ионным уравнениям. Рис. 10. Вытеснение меди цинком из раствора сульфата меди(II)
48 Поместите в пробирку канцелярскую скрепку. Прилейте в пробирку раствор сульфа- та меди(II) так, чтобы скрепка полностью находилась в растворе. Через некоторое время вы сможете отметить признак протекающей реакции. Какие изменения вы наблюдаете? Лабораторный опыт 31 В этой реакции медь была вытеснена железом и покрыла скрепку красно- ватым налётом: Fe + Cu2+ Fe2+ + Cun Вы можете отметить, что мы характеризовали свойства только средних со- лей. Кислые соли, в отличие от средних, как правило, растворимы в воде. На- пример, карбонат кальция CaCO3 нерастворим, а гидрокарбонат Ca(НCO3)2 рас- творим, однако обе соли аналогично взаимодействуют с кислотами. Реакцию для карбоната кальция мы уже рассмотрели выше. Запишем уравнение реак- ции для гидрокарбоната кальция: 2HNO3 + Ca(НCO3)2 Ca(NO3)2 + 2H2O + 2CO2l H+ + HCO3 − H2O + CO2l Кислые соли можно перевести в средние, нейтрализовав катионы водорода в кислотном остатке щёлочью: NaНCO3 + NaOH Na2CO3+ H2O НCO3 − + OH– CO3 2− + H2O 1. Какие электролиты называют солями? 2. Охарактеризуйте химические свойства средних солей. 3. Как диссоциируют кислые соли? Запишите уравнения диссоциации сульфата и ги- дросульфата калия и уравнение реакции превращения кислой соли в среднюю. Проверьте свои знания 4. Запишите ионные и молекулярные уравнения получения сульфата магния с ис- пользованием соединений разных классов (не менее пяти способов). 5. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: а) Р m Р2О5 m Н3РО4 m Са3(РО4)2 б) Zn m ZnCl2 m Zn(OH)2 m ZnO m ZnSO4 m Zn(NO3)2 в) Na2O m NaOH m NaHCO3 m Na2CO3 m Na2SO4 Реакции с участием электролитов запишите также и в ионном виде. Примените свои знания
49 6. Сульфат бария используют в качестве контрастного вещества при рентгеноскопии желудочно-кишечного тракта, в качестве наполнителя при изготовлении бумаги и ре- зины, как пигмент белой краски. Какая масса 20%-ных растворов сульфата натрия и хлорида бария потребуется для получения 93,2 кг сульфата бария? 7. Железную пластинку погрузили в раствор сульфата меди(II), в результате чего её масса увеличилась на 1,3 г. Рассчитайте массу меди, выделившейся на пластинке. 8. Подготовьте сообщение об областях применения и свойствах одной из солей: средней (хлорид натрия, карбонат кальция, фосфат кальция), кислой (гидрокарбо- нат натрия или кальция), основной (малахит). Аргументируйте свой выбор соли. Используйте дополнительную информацию § 9. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Проанализируйте этимологию слова «гидролиз». Какое определение можно дать процессу гидролиза? Этимология названия процесса гидролиза (от греч. hydor — вода, lysis — разложение), а также анализ состава его участников (и вода, и соли — слож- ные вещества) позволяют сформулировать следующее определение. Гидролизом называют реакции обменного взаимодействия веществ с во- дой, приводящие к их разложению. Соли — продукты нейтрализации оснований кислотами, следовательно, сре- да в растворах солей должна быть нейтральной. Испытаем с помощью фенол- фталеина растворы двух солей: хлорида натрия и карбоната натрия. В первом случае окраска индикатора не изменилась, а во втором — стала малиновой. Как объяснить результат эксперимента? Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, карбонат натрия образован сильным основанием NaОН и слабой кислотой Н2СО3. В зависимости от силы основания и кислоты как электролитов все соли можно разделить на четыре группы (табл. 1). Таблица 1 Четыре группы солей в зависимости от силы кислоты и основания Сильная кислота Слабая кислота Сильное основание NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2 Na2CO3, K2SiO3, Li2S Слабое основание ZnCl2, Pb(NO3)2, NH4NO3 NH4NO2, (CH3COO)2Zn Рассмотрим поведение солей различных типов в водных растворах.
50 Выбранный нами в качестве примера карбонат натрия образован сильным основанием и слабой кислотой: NaОН — сильное основание Na2СО3 Н2СО3 — слабая кислота Карбонат натрия хорошо растворим в воде и полностью диссоциирует: Na2СО3 2Na+ + СО3 2− Угольная кислота — слабый электролит. Следовательно, катионы водорода прочно удерживаются карбонат-анионом и с трудом отщепляются в раствор. Верно и обратное: анион СО3 2− охотно присоединяет катион Н+, отрывая его от молекулы воды. Карбонат-анион при этом превращается в гидрокарбонат- анион, а от молекулы воды в растворе остаётся анион ОН–: СО3 2− + Н2О НСО3 − + ОН– Мы получили ионное уравнение гидролиза. В результате данного процес- са в растворе накапливаются анионы ОН–, определяющие щелочную реакцию среды. Кислотную, щелочную или нейтральную реакцию среды характеризует осо- бая величина, которую называют водородным показателем рН («пэ-аш»). Для нейтральной среды рН 7, для кислотной рН < 7, для щелочной рН > 7. В нашем случае среда щелочная, т. е. рН раствора больше 7. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуют- ся по аниону. Молекулярное уравнение гидролиза карбоната натрия имеет вид Na2СО3 + Н2О NaНСО3 + NaОН Почему фенолфталеин не изменил окраску в растворе хлорида натрия? Хлорид натрия является продуктом взаимодействия сильного основания — NaOH и сильной кислоты — HCl. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. В водном растворе подобных солей катионы металла (щелочного или ще- лочноземельного) и анионы кислотного остатка окружены гидратными обо- лочками, взаимодействия с молекулами воды не происходит. Реакция среды в растворе негидролизующихся солей (например, СaCl2, KNO3, Na2SO4, LiClO4) нейтральная, рН раствора равен 7. Какая реакция среды будет у раствора соли, образованной слабым осно- ванием и сильной кислотой
51 К солям такого типа относится, например, нитрат цинка: Zn(OH)2 — амфотерный гидроксид в роли слабого основания Zn(NO3)2 HNO3 — сильная кислота В водном растворе нитрат цинка диссоциирует: Zn(NO3)2 Zn2+ + 2NO3 − Гидролизу подвергается тот ион, который принадлежит слабому основанию. Отрывая от молекулы воды гидроксид-анион, катион Zn2+ способствует накоп- лению в растворе катионов водорода: Zn2+ + H2O ZnOH+ + H+ Молекулярное уравнение гидролиза легко получить, дописав в ионном урав- нении нитрат-анионы: Zn(NO3)2 + H2O ZnOHNO3 + HNO3 Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизу- ются по катиону. Реакцию среды в растворе такой соли определяет наличие катионов Н+: среда кислотная. В этом случае рН < 7. Почему в таблице растворимости против формул некоторых солей стоит прочерк, означающий, что данная соль не существует в растворе? Это ещё один случай гидролиза солей. Соли, образованные слабым ос- нованием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу как по катиону, так и по аниону. Катион соли присоединяет гидроксид-анион воды, а анион соли — катион водорода. Так гидролизуется, например, сульфид алюминия: Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3n + 3H2Sl Такие соли в таблице растворимости отмечаются прочерком, так как они не существуют в растворах. Гидролиз их необратим, так как один или оба про- дукта удаляются из сферы реакции в виде осадка или газа. Гидролиз. Гидролиз по катиону. Гидролиз по аниону. Гидролиз по ка- тиону и по аниону. Водородный показатель (pH) 1. Что называют гидролизом? Какие варианты гидролиза вы знаете? 2. Запишите формулы некоторых солей, которым в таблице растворимости соот- ветствуют прочерки, и уравнения реакций их гидролиза. 3. Только ли кислота и основание могут в результате обмена образовать соль? Проверьте свои знания
52 4. Запишите уравнения гидролиза следующих солей, укажите тип гидролиза и среду образовавшегося раствора: Cu(NO3)2, FeSO4, ZnCl2, K2S, Na2SiO3, NH4Cl, Al(NO3)3. 5. Допишите левые части уравнений реакций гидролиза: а) … LiHSiO3 + LiOH б) … MgOHBr + HBr в) … m 2Cr(OH)3 + 3H2S 6. Смешали растворы карбоната натрия и сульфата алюминия. При этом выделился газ и выпал осадок (объясните почему). Напишите уравнение реакции. Примените свои знания Практическая работа 1 РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ «ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ» Вариант 1 1. Докажите опытным путём состав: а) серной кислоты; б) хлорида железа(III). 2. Испытайте растворы хлорида калия, карбоната калия и хлорида цинка раствором индикатора или индикаторной бумагой и объясните результаты ис- пытаний. Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза. 3. Практически осуществите следующие превращения: CuSO4 m Cu(OH)2 m CuO m CuСl2 m Cu Оформите отчёт о наблюдениях и условиях проведения реакций. Запишите уравнения реакций с участием электролитов в молекулярной и ионной формах. Реакции с участием простых веществ рассмотрите как окислительно-восстано- вительные. Вариант 2 1. Докажите опытным путём состав: а) гидроксида кальция; б) сульфата аммония. 2. Испытайте растворы нитрата натрия, карбоната натрия и нитрата цин- ка раствором индикатора или индикаторной бумагой и объясните результаты испытаний. Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза. 3. Практически осуществите следующие превращения: Fe m FeSO4 m Fe(OH)2 m FeСl2 m Fe(NO3)2 Оформите отчёт о наблюдениях и условиях проведения реакций. Запишите их уравнения для реакций с участием электролитов в молекулярной и ионной формах. Реакции с участием простых веществ рассмотрите как окислительно- восстановительные.
53 ВЫВОДЫ К ГЛАВЕ II «ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ» 1. Процесс распада вещества на ионы при растворении или расплавлении называется электролитической диссоциацией. 2. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно за- ряженные — анионами. 3. Основные положения теории электролитической диссоциации: 1) все вещества по способности проводить электрический ток в водных рас- творах делят на электролиты и неэлектролиты; 2) в растворе электролиты диссоциируют, т. е. распадаются на ионы. При- чиной диссоциации является гидратация электролита, т. е. его взаимодействие с водой; 3) электролиты делят на сильные и слабые. 4. Степенью электролитической диссоциации называют отношение количе- ства вещества электролита, распавшегося на ионы (nд), к общему количеству растворённого вещества (nр): A nд / nр. В водном растворе степень диссоциации зависит от природы электролита и от его концентрации. У сильных электро- литов (они диссоциируют необратимо) A m 1, у слабых электролитов (они дис- социируют обратимо) A m 0. 5. В зависимости от образующихся при диссоциации ионов, электролиты подразделяют на кислоты, основания и соли. 6. Химические свойства кислот: 1) кислота основание соль вода реакция обмена } m}}}}}} 2) кислота оксид металла соль вода реакция обмена } m}}}}}} 3) кислота металл соль водород реакция замещения } m}}}}}}} 4) кислота соль новая кислота новая соль реакция обмена } m}}}}}} 7. Химические свойства оснований: 1) основание кислота соль вода реакция обмена } m}}}}}} 2) щёлочь оксид неметалла соль вода} m} 3) щёлочь соль новое основание новая соль реакция обмена } m}}}}}}}} 4) нерастворимое основание оксид металла + вода реакция разложения ⎯ o⎯⎯⎯⎯⎯⎯
54 8. Химические свойства оксидов: 1) основный оксид кислота соль вода реакция обмена } m}}}}}}}} 2) кислотный оксид щёлочь соль вода} m} 3) кислотный оксид основный оксид с реакция соединения } m}}}}}}}}}} ооль 4) кислотный или осн вный оксид вода реакция соединения о } m}}}}}}}}}}} растворимый гидроксид 9. Химические свойства средних солей: 1) соль кислота другая соль другая кислот реакция обмена } m}}}}}}}} аа 2) соль щёлочь другая соль другое основан реакция обмена } m}}}}}}}} иие 3) соль соль соль соль реакция обмена 1 2 3 4} m}}}}}}}} 4) соль металл другая соль другой ме реакция замещения } m}}}}}}}}}} тталл 10. Различают три случая гидролиза солей: • соли сильного основания и слабой кислоты — гидролиз по аниону • соли слабого основания и сильной кислоты — гидролиз по катиону • соли слабого основания и слабой кислоты — гидролиз по аниону и ка- тиону 11. Соль сильного основания и сильной кислоты не подвергается гидролизу.
НЕМЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ III
56 § 10. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА НЕМЕТАЛЛОВ Неметаллы — это химические антонимы металлов. Какими характерными особенностями строения и свойств обладают неметаллы? Строение атомов неметаллов. Атомы большинства неметаллов содержат че- тыре—семь электронов на внешнем электронном слое (энергетическом уровне). Для завершения электронной оболочки до устойчивого октета неметаллам про- ще присоединить один—четыре электрона (возникает ионная или ковалентная полярная связь) или обобществить их с атомами этого же или другого неме- талла (возникает ковалентная неполярная и полярная связь), чем отдать четы- ре—семь валентных электронов другому атому. По сравнению с атомами металлов атомы неметаллов той же группы имеют меньший радиус атома. Таким образом, атомы неметаллов характеризуются большим числом элек- тронов на внешнем энергетическом уровне или небольшим радиусом атома по сравнению с металлами той же группы. К неметаллам, как правило, относят и благородные газы, атомы которых характеризуются полностью заполненной электронной оболочкой и не способ- ны отдавать или принимать электроны. Иногда благородные газы выделяют в отдельную группу химических элементов (схема 4). Схема 4 Строение атомов неметаллов определяет их положение в Периодической системе Д. И. Менделеева. Благодаря большому числу валентных электро- нов неметаллы занимают «правый фланг» элементов А-групп. Они расположе- ны справа сверху от диагонали бор — астат, условно разделяющей элементы на металлы и неметаллы. Атомы элементов-неметаллов, соединяясь друг с другом, образуют простые вещества неметаллы. Простые вещества неметаллы образованы за счёт кова- лентных неполярных связей. Ковалентными неполярными связями в неметал- лах могут быть связаны друг с другом два атома (в молекулах кислорода О2, хлора Cl2, иода I2), три атома (в молекуле озона О3), четыре атома (в молекуле белого фосфора Р4) и более. Такие вещества имеют молекулярное строение и, как следствие, молекулярную кристаллическую решётку в твёрдом состоянии. Напомним, что в узлах такой кристаллической решётки находятся молекулы
57 вещества, относительно слабо связанные между собой силами межмолекуляр- ного взаимодействия. Поэтому при обычных условиях неметаллы представля- ют собой или газы (водород, кислород, озон, азот, фтор, хлор), или летучую жидкость (бром), или легкоплавкие твёрдые вещества (белый фосфор, сера) (рис. 11). Ковалентными неполярными связями может быть связано друг с другом множество атомов неметалла, так что его образец — это одна гигантская ча- стица. В таких веществах невозможно различить отдельные молекулы. Это не- металлы немолекулярного строения. Немолекулярное строение имеют, напри- мер, кристаллический кремний и аллотропные модификации углерода — алмаз и графит. У кремния и алмаза — атомная кристаллическая решётка. В уз- лах такой решётки расположены отдельные атомы, прочно связанные со свои- ми соседями ковалентными неполярными связями. Разрушить такую решётку чрезвычайно сложно, что и сказывается на физических свойствах подобных неметаллов. Это кристаллические вещества с очень высокими температурами плавления, нелетучие, очень твёрдые. Не образуют друг с другом химических связей только атомы благородных газов. Даже несмотря на свою сравнительно большую относительную атомную массу ксенон и радон, равно как и гелий, неон, аргон, криптон, при нормаль- ных условиях представляют собой газы. Физические свойства неметаллов Физические свойства неметаллов настолько разнообразны, что объединяет их, пожалуй, только одно: они не похожи на металлы. Какие же физические свойства отличают неметаллы от металлов? Приведём лишь некоторые из них. а г б д в е Рис. 11. Некоторые неметаллы — простые вещества: а — хлор; б — бром; в — красный фосфор; г — кремний; д — сера; е — иод
58 Низкая электропроводность. Большинство неметаллов — диэлектрики, т. е. они практически не проводят электрический ток. Однако это правило не обхо- дится без исключений. Графит, одна из аллотропных модификаций углерода, благодаря особому строению кристаллической решётки хорошо проводит элек- трический ток. Кремний относится к полупроводникам. Необычную электропроводность проявляет селен: при освещении он прово- дит электрический ток в тысячу раз лучше, чем в темноте. Учёные предложили многочисленные области применения этого свойства: селеновые фотоэлементы, вырабатывающие электрический ток при освещении; автоматические датчики, включающие уличное освещение при наступлении сумерек; фотоэкспонометры в фотоаппаратах, регистрирующие освещённость объекта съёмки. Селен входит в состав светочувствительного слоя, которым покрыты рабочие барабаны аппа- ратов для ксерокопирования. Цвет и отсутствие металлического блеска. Неметаллы отличаются разно- образием окраски. Фтор имеет светло-жёлтую окраску, хлор — жёлто-зелёную, бром — буро-коричневую, иод — чёрно-фиолетовую, кристаллическая сера — лимонно-жёлтую. Аллотропные модификации фосфора так и называют по цве- ту вещества: белый, красный, чёрный фосфор. А вот металлическим блеском из неметаллов могут «похвастаться» только графит, кристаллический кремний и иод. Химические свойства неметаллов Неметаллы в зависимости от природы реагирующих с ними веществ могут выступать как в качестве окислителей, так и в качестве восстановителей. Спо- собность неметалла проявлять те или иные свойства определяется его электро- отрицательностью: Рассмотрим основные химические свойства неметаллов в зависимости от того, какую функцию в окислительно-восстановительных реакциях они выполняют. Окислительные свойства Взаимодействие неметаллов с металлами. В реакциях между металлом и неметаллом последний всегда выполняет роль окислителя. При этом образу- ются соединения, состоящие из двух элементов, в которых неметалл проявляет отрицательную степень окисления. Например, кислород реагирует с металлами с образованием оксидов, сера — сульфидов, хлор — хлоридов: 2Ca O CaO 0 0 2 2 2 2 + − Fe S FeS сульфид железа II( ) 0 0 2 2 + − 2 3 2 0 0 3 1 2 3Al Cl AlCl хлорид алюминия + − t t
59 При взаимодействии с металлами в продукте реакции неметалл приобретает минимальные степени окисления. Взаимодействие неметаллов друг с другом. При взаимодействии неметаллов в роли окислителя выступает тот неметалл, у которого выше электроотрица- тельность. Этот неметалл в образующемся соединении приобретает отрицатель- ную (минимальную) степень окисления, а другой неметалл — положительную, причём не всегда максимальную. Чем слабее неметаллические свойства окис- лителя, тем ниже степень окисления другого неметалла в соединении. Например, фтор взаимодействует с серой с образованием фторида серы(VI): 3 0 0 6 1 2 6F S SF фторид серы(VI) + − В кислороде сера горит с образованием оксида, в котором проявляет степень окисления +4: О S SО оксид серы IV( ) 0 0 4 2 2 2 + − Хлором при комнатной температуре сера окисляется уже до степени окис- ления +2: Cl S SCl 0 0 2 1 2 2 + − В то же время сера, электроотрицательность которой выше, чем у водорода, выступает в этой паре в роли окислителя: S Н Н S 0 + −0 1 2 2 2 t Не только сера, но и большинство других неметаллов при нагревании реа- гирует с водородом, выполняя роль окислителя, с образованием летучих водо- родных соединений: Н Cl HCl 0 2 2 0 1 1 2 + − N H NH 0 0 3 1 2 2 33 2− + t p, , кат. Окисление неметаллами сложных веществ. Такие сильные окислители, как фтор, кислород, хлор, способны окислять не только простые, но и сложные вещества. Фтор способен выступать в качестве окислителя даже в реакции с водой. Вода горит в атмосфере фтора, и это единственный пример реакции горения, в которой кислород является не причиной процесса, а его результатом: 2 2 4 0 2 1 0 2 2 2F H O HF O − − Процессы окисления сложных веществ неметаллами широко используют в промышленности. Например, вторая стадия получения серной кислоты за- ключается в окислении оксида серы(IV) до оксида серы(VI): 2 2 4 0 6 2 2 2 3 SO O SO − t
60 Получение брома из природных вод с большим содержанием растворённых бромидов металлов также пример окисления сложного вещества неметаллом: 2 2 1 0 1 0 2 2KBr Cl KCl Br − − Восстановительные свойства Взаимодействие неметаллов друг с другом. Выше мы уже рассмотрели ре- акции, в которых один неметалл выступает восстановителем по отношению к другому. Например, азот в реакции с кислородом проявляет восстановитель- ные свойства: N O NO 0 0 2 2 2 2 2+ − t, кат. Восстановление сложных веществ. Неметаллы способны выступать в роли восстановителей в реакциях со сложными веществами, проявляющими силь- ные окислительные свойства. К таким соединениям относят, например, кон- центрированные серную и азотную кислоты: C H SO CO SO H O 0 6 4 4 2 2 22 4 2 2 2 S HNO H S O NO H O 0 5 6 4 6 6 23 2 4 2 2 Восстановительные свойства неметаллов, в первую очередь углерода и водо- рода, широко используют в металлургии: C CuO Cu CO 0 2 0 2 t 5 2 5 0 5 0 1 2 2 5 2H V O V H O t К сильным окислителям относится соль, которую химики называют хло- ратом калия или бертолетовой солью. Это вещество имеет формулу KClO3. Бертолетова соль легко окисляет такие не- металлы, как сера и фосфор: 3 2 3 2 0 5 4 1 3 2S KClO SO KCl − 6 5 3 5 0 5 5 1 3 2 5P KClO P O KCl − Обе эти реакции протекают при поджи- гании спички (рис. 12). Сера и бертолето- ва соль входят в состав спичечной головки, а фосфор нанесён на боковую часть короб- ка. При трении спички вспыхивает крупин- ка фосфора и поджигает смесь бертолетовой соли с серой. От этой зажигательной смеси загорается древко спички. Кстати, характер- ный запах жжёных спичек обусловлен глав- ным образом выделением продукта горения серы — оксида серы(IV). Рис. 12. Зажигание и горение спички — совокупность сложных химических процессов
61 Двойственная окислительно-восстановительная способность неметаллов, т. е. возможность выступать и в качестве окислителей, и в качестве восстановителей ярко проявляется в специфических реакциях, например: Cl KOH KCl KClO H O хлорид калия гипохлорит калия 0 1 1 2 22 − + При нагревании этих же реагентов протекает другая реакция: 3Cl KOH KCl KClO H O 0 5 2 1 3 26 5 3 −t Именно так в 1786 г. хлорат калия впервые получил французский химик Клод Луи Бертолле, в честь которого соль и назвали бертолетовой. 1. Чем различается строение атомов металлов и неметаллов? Укажите положение элементов-неметаллов в Периодической системе Д. И. Менделеева. 2. Какие типы кристаллических решёток вы знаете? Какие из них характерны для простых веществ неметаллов? Приведите примеры неметаллов с различным типом кристаллической решётки, укажите различия в физических свойствах этих веществ. 3. Чем физические свойства неметаллов отличаются от физических свойств метал- лов? Охарактеризуйте физические свойства простых веществ кислорода, азота и водорода. Проверьте свои знания 4. В ядре атома химического элемента содержится 76 нейтронов, что на 24 еди- ницы больше числа протонов. Что это за элемент? 5. Запишите уравнения реакций между следующими веществами: а) бромом и сероводородом; б) углеродом и оксидом цинка; в) кислородом и сульфидом меди(II). 6. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответ- ствующие следующим превращениям: а) NH3 + O2 m N2 + H2O б) NaOH + Br2 m NaBr + NaBrO3 + H2O в) Na2SO3 + Cl2 + H2O m Na2SO4 + HCl Определите окислители и восстановители. 7. Какой объём углекислого газа образуется при сжигании 800 л метана СН4 (н. у.), содержащего 5 % примесей (по объёму)? 8. Серу массой 0,8 г сожгли, полученный газ растворили в 100 г раствора гидрок- сида натрия с массовой долей щёлочи 4 %. Рассчитайте массовые доли веществ в полученном растворе. Примените свои знания 9. Подготовьте сообщение по теме «Из истории создания спичек». Используйте дополнительную информацию
62 § 11. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ VIIA-ГРУППЫ — ГАЛОГЕНОВ В чём сходство и различия строения атомов галогенов? Как особенности строения атомов галогенов отражаются на их свойствах? VIIA-группу Периодической системы химических элементов Д. И. Менде- леева составляют шесть элементов: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At и теннессин Ts. Все эти элементы имеют общее групповое название галогены. Нужно отметить, что астат — редкий радиоактивный элемент, его свойства плохо изучены. Ещё менее изучен недавно полученный теннессин. Строение атомов. На внешнем энергетическом уровне атомов галогенов рас- положено семь электронов, следовательно, до получения восьмиэлектронного слоя им недостаёт только одного электрона. По этой причине галогены — силь- ные окислители; присоединяя недоста- ющий электрон, их атомы приобретают степень окисления –1. С увеличением радиуса атомов от фтора к астату уменьшается элек- троотрицательность галогенов и, сле- довательно, их окислительная способ- ность. Семь электронов на внешнем энер- гетическом уровне атомов галогенов позволяют предположить, что макси- мальная степень окисления галогенов в соединениях равна +7, в частности, в высших оксидах Г2О7, где Г — об- щий символ для галогенов. Этот вывод будет справедлив лишь отчасти. Дело в том, что фтор — самый электроотри- цательный химический элемент и поло- жительных степеней окисления не про- являет. Галогены в природе встречаются только в виде соединений. Наиболее из- вестные из них — флюорит, или плави- ковый шпат, CaF2 (рис. 13), криолит K3AlF6, каменная соль, или галит, NaCl (подробнее о нём будет рассказано в параграфе 37, см. рис. 97), сильвин KCl (рис. 14). Большинство соединений брома и иода хорошо растворяется в воде, Рис. 13. Кристаллы флюорита Рис. 14. Минерал сильвин — природный хлорид калия
63 поэтому чаще всего эти галогены встреча- ются не в виде минералов, а в водах морей и океанов. Некоторые бурые водоросли, на- пример ламинария (морская капуста), на- капливают значительное количество иода. Отсюда и польза их употребления в пищу, и использование в качестве сырья для полу- чения этого галогена. Галогены — простые вещества имеют двухатомные молекулы, образованные за счёт ковалентной неполярной связи: F2, Cl2, Br2 и т. д. В твёрдом состоянии галогены образу- ют молекулярную кристаллическую решётку. При обычных условиях светло-жёлтый фтор и жёлто-зелёный хлор — газы, бром — бу- ровато-коричневая жидкость, а иод — твёр- дое чёрно-серое вещество с металлическим блеском. В промышленности фтор и хлор получают электролизом расплавов или растворов солей (см. § 26, 36). В лаборатории хлор получают окислени- ем соляной кислоты подходящим сильным окислителем — соединениями мар- ганца или хрома при нагревании: 4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2l + 2H2O 16HCl + 2KMnO4 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2l + 8H2O 14HCl + K2Cr2O7 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2l + 7H2O Фтор, хлор и бром очень ядовиты. Они вызывают паралич дыхания, по- ражают кожу и слизистую оболочку глаз. Хлор — первое боевое отравляющее вещество, которое применили германские войска в Первую мировую войну. Химические свойства галогенов. Для галогенов наиболее характерны окис- лительные свойства. 1. Галогены взаимодействуют с металлами с образованием солей — галоге- нидов. Напомним, что сам термин «галогены» (от греч. galos — соль, genes — род, происхождение) дословно переводится как «рождающие соли». Даже металлы средней активности, такие как железо, горят в атмосфере хлора (рис. 15): 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 Иод — более слабый окислитель, чем фтор, хлор и бром, поэтому для его реакции с металлами требуется нагревание или присутствие катализатора. В качестве катализатора реакции иода с алюминием выступает обыкновенная вода (рис. 16): 2 3 22 3 2 Al I AlI Н О Рис. 15. Реакция железа с хлором
64 Порошок сурьмы, попадая в атмосферу хлора, сгорает красивыми искрами-звёздоч- ками: 2 5 2 0 0 5 1 2 5Sb Cl SbCl + − 2. Одна из важнейших реакций гало- генов — их взаимодействие с водородом. В результате образуются летучие водородные соединения — галогеноводороды с общей формулой НГ, например: H2 + Cl2 2HCl Иод с водородом реагирует только при на- гревании, причём реакция обратима: H2 + I2 2HI 3. Усиление окислительной способности галогенов от иода к фтору проявляется в ре- акциях их взаимного замещения. Бром, как более активный неметалл и более сильный окислитель, способен вытеснять иод из рас- твора иодидов: 2KI Br KBr I − − 1 0 1 0 2 22 Хлор, в свою очередь, способен вытеснять из растворов солей как иод, так и бром: 2KI Cl KCl I − − 1 0 1 0 2 22 2KBr Cl KCl Br − − 1 0 1 0 2 22 А вот фтор в подобную реакцию брать нельзя, так как он настолько активен, что реагирует даже с водой (рис. 17): 2H2O + 2F2 4HF + O2 4. Галогены, как и некоторые другие не- металлы, способны реагировать с раствора- ми щелочей. Важно запомнить, что состав продуктов реакции зависит от температуры. При 20 oС от одного атома галогена к друго- му переходит только один электрон: Br NaOH NaBr NaBrO H O бромид натрия гипобромит натрия 0 1 1 2 22 − + Рис. 17. Струя фтора, направленная на поверхность воды, вызывает появление голубого пламени Рис. 16. Взаимодействие иода с алюминием
65 При повышенной температуре окисление атома галогена протекает уже до степени окисления +5: 3Br NaOH NaBr Na BrO H O бромид натрия бромат натрия 0 1 5 2 3 26 5 3 − +t Биологическая роль и применение галогенов. Галогены играют важную роль в жизнедеятельности живых организмов; также их используют во многих отраслях промышленности. Фтор участвует в формировании зубной эмали, придающей зубам твёрдость, поэтому в состав многих зубных паст входят соединения этого галогена. Важное значение имеет фтор и в промышленном производстве, где его главные потребители — ядерная промышленность и электротехника. Самое известное соединение фтора — политетрафторэтилен (запатентованное назва- ние — тефлон). Это уникальный полимерный материал. Он устойчив к дей- ствию практически всех веществ и в то же время очень гладкий. Спектр его применения очень широк: от сковородок до медицинских нитей. Хлор относят к макроэлементам. В живых организмах его содержа- ние составляет около 0,25 %. Хлорид-ионы обеспечивают водно-солевой об- мен, поддерживают внутриклеточное давление. Соляная кислота входит в состав желудочного сока, играя важнейшую роль в процессе пищеварения: она поддерживает определённый уровень кислотности, необходимый для расще- пления питательных веществ, губительно действует на болезнетворные микро- организмы. По масштабам промышленного применения хлор превосходит все остальные галогены (рис. 18). Хлор и его соединения необходимы для отбеливания тканей и бумаги. С использованием хлорсодержащих веществ производят пластмас- сы, каучуки, красители, растворители, лекарственные препараты. Соединения хлора — эффективные препараты для борьбы с сельскохозяйственными вреди- телями. В больших количествах соединения хлора используют для обеззаражи- вания (хлорирования) питьевой воды. Бром (в форме бромид-ионов) участвует в формировании тканей у животных и в некоторых реакциях клеточного иммунитета. Ионы брома оказывают тор- мозящее влияние на центральную нервную систему, поэтому препараты брома раньше использовали в качестве успокоительных средств. Сейчас соединения брома в медицине практически не используют в связи с их нейротоксическим действием. Соединения брома используют в нефтедобыче, для противопожарной про- питки деревянных конструкций, в качестве средств защиты растений от сель- скохозяйственных вредителей. Иод относят к микроэлементам. В организме человека содержится 4 10–5 % иода, из них больше половины находится в щитовидной железе — в составе гормонов тироксина и трииодтиронина. Недостаток иода в пище снижает вы- работку гормонов щитовидной железы и приводит к тяжёлым заболеваниям. Ведь эти гормоны регулируют мышечную деятельность, работу сердца и мозга, влияют на аппетит и пищеварение. Спиртовой раствор иода, известный под на- званием «йодная настойка», применяют для обработки небольших ран.
66 Рис. 18. Применение хлора и его соединений: 1 — получение иода и брома; 2 — производство соляной кислоты; 3 — средства защиты растений; 4 — отбеливание бумаги; 5 — обеззараживание воды; 6 — производство растворителей; 7 — производство синтетического каучука; 8 — производство пластиковых ёмкостей; 9 — производство скатертей и салфеток; 10 — производство синтетических волокон; 11 — производство лекарств
67 1. Дайте общую характеристику галогенов на основании их положения в Периоди- ческой системе химических элементов Д. И. Менделеева. 2. Расскажите о нахождении галогенов в природе. Какова роль этих элементов в жизнедеятельности организмов? 3. Охарактеризуйте физические свойства галогенов. Как изменяется цвет и плот- ность галогенов в ряду F2 — Cl2 — Br2 — I2? 4. Определите вид химической связи и тип кристаллической решётки в следующих веществах: иод, хлорид калия, бромоводород. 5. Охарактеризуйте химические свойства галогенов. Проверьте свои знания 6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: a) NaCl m HCl m FeCl2 m FeCl3 m AgCl б) KBr m Br2 m ZnBr2 m HBr m Br2 m NaBrO3 Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения. В уравне- ниях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. 7. Какой объём хлора (н. у.) можно получить из 100 мл 25%-ной соляной кислоты (R 1,12 г / мл) в результате реакций с двумя окислителями — перманганатом калия и оксидом марганца(IV)? Совпали ли полученные значения? 8. Какую массу иода можно получить из 30 г иодида натрия действием избытка хлорной воды, если выход продукта реакции составляет 65 %? Примените свои знания 9. Подготовьте сообщение об истории открытия, свойствах и применении одного из галогенов. Аргументируйте свой выбор галогена. 10. Разделитесь на группы по 5—6 человек для создания коллажей по темам «Ис- пользование соединений хлора в быту» и «Применение соединений хлора в про- мышленности». Распределите в группе обязанности и сделайте презентацию своей работы. Используйте дополнительную информацию 11. Минерал пиролюзит (MnO2) раньше считался разновидностью магнитного же- лезняка (Fe3O4). В 1774 г. шведский химик К. Шееле предположил, что пиролюзит представляет собой не соединение железа, а соединение неизвестного в то время металла. Какой эксперимент привёл учёного к такому выводу? Какой газ получил Шееле реакцией соляной кислоты с пиролюзитом? Выразите своё мнение
68 § 12. СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ При смешивании растворов хлорида натрия и серной кислоты не наблюда- ется признаков химической реакции. Однако если взять для реакции кон- центрированную серную кислоту и твёрдый хлорид натрия, то нетрудно заметить выделение газа с резким запахом, особенно если реакция про- водится при нагревании. Почему? Как условия реакции влияют на её про- текание? В первом случае не соблюдается правило Бертолле для протекания реакций между растворами электролитов, во втором — реакция становится возможной благодаря летучести хлороводорода: H2SO4(конц.) + NaCl(тв.) t NaНSO4 + HCll Таким же способом в лаборатории можно получить фтороводород. При получении иодоводорода и бромоводорода используют кислоты, для ко- торых не характерны окислительные свойства: KI(тв.) + H3PO4(конц.) KH2PO4 + HIl KBr(тв.) + H3PO4(конц.) KH2PO4 + HBrl Галогеноводороды — летучие водородные соединения. Наиболее важный из них — хлороводород, который в промышленности получают прямым син- тезом из хлора и водорода: H2 + Cl2 2HCl Галогеноводороды — газы с резким удушливым запахом. Они очень ядо- виты, вызывают коррозию металлов, реагируют со многими неорганическими и органическими веществами. Напри- мер, газообразные хлороводород и ам- миак (рис. 19), соединяясь друг с дру- гом, образуют соль — хлорид аммония: HCl + NH3 NH4Cl Галогеноводороды прекрасно раство- ряются в воде, образуя галогеноводо- родные кислоты. Во влажном воздухе газообразный хлороводород даже об- разует туман, конденсируя пары воды и растворяясь в ней. Растворы гало- геноводородов проявляют кислотные свойства, их называют кислотами: фто- роводородной (плавиковой), хлорово- дородной (соляной), бромоводородной, иодоводородной. Рис. 19. Опыт «дым без огня». Пары хлороводорода и аммиака, взаимодействуя, образуют кристаллики хлорида аммония, похожие на дым
69 Кислотные свойства галогеноводородов обусловлены их способностью дис- социировать в водном растворе c образованием катионов водорода, например: НCl Н+ + Cl– В ряду HF — HCl — HBr — HI увеличивается длина связи H−Г (так как растёт радиус атома галогена) и уменьшается её прочность, поэтому способ- ность к диссоциации в данном ряду усиливается: растёт сила кислот. Галогеноводородные кислоты обладают всеми свойствами сильных неорга- нических кислот, которые вам хорошо знакомы. Они реагируют с металлами, стоящими до водорода в электрохимическом ряду напряжений, осноXвными и амфотерными оксидами, основаниями и амфотерными гидроксидами, солями (приведите примеры уравнений соответствующих реакций). Плавиковая кислота обладает необычным свойством: она способна реагиро- вать с оксидом кремния(IV): 4HF + SiO2 SiF4 + 2H2O Поскольку оксид кремния входит в состав стекла, плавиковую кислоту нельзя хранить в стеклянной посуде, но с помощью плавиковой кислоты мож- Рис. 20. Применение соляной кислоты: 1 — очистка поверхности металлов; 2 — паяние; 3 — получение солей; 4 — производство пластмасс и других синтетических материалов; 5 — получение лекарственных веществ; 6 — производство красок
70 но наносить матовый рисунок на стек- ло. Процесс химической обработки по- верхности какого-либо материала часто называют травлением. Из всех галогеноводородных кислот наибольшее значение имеет соляная кислота. В больших количествах её используют для получения хлоридов металлов из руд, травления металлов (обработка их поверхности с целью очистки и подготовки к нанесению защитных покрытий), в химическом производстве для получения лекар- ственных средств, пластмасс, красите- лей, ядохимикатов (рис. 20). Соли галогеноводородных кислот — галогениды представляют собой твёрдые кристаллические вещества, большин- ство из которых хорошо растворимо в воде. К немногочисленным исключениям из этого правила относятся хлорид, бромид и иодид серебра. На этом свойстве основано обнаружение галогенид-анионов в растворе. Соляная кислота и её соли — хлориды при добавлении раствора нитрата серебра образуют белый творожистый осадок хлорида серебра (рис. 21, а). Ионное уравнение реакции имеет вид Ag+ + Cl– AgCln При добавлении того же реагента к раствору, содержащему бромид-анионы, образуется светло-жёлтый осадок бромида серебра (рис. 21, б): Ag+ + Br– AgBrn Иодид серебра окрашен ещё интенсивнее, это осадок жёлтого цвета (рис. 21, в): Ag+ + I– AgIn Возьмите три пробирки. В первую налейте 2 мл раствора хлорида натрия, во вто- рую — 2 мл раствора бромида натрия, и в третью — 2 мл раствора иодида на- трия. В каждую пробирку добавьте по 3—4 капли раствора нитрата серебра. Что наблюдаете? Можно ли по цвету осадка определить, какой из галогенид-ионов на- ходится в пробирке? Лабораторный опыт 32 Таким образом, с помощью одного реагента (раствора нитрата серебра) можно провести качественные реакции на хлорид-, бромид- или иодид-анионы. А вот фторид серебра растворим в воде, поэтому фторид-анион обнаруживают с помо- щью другого реагента — растворимой соли кальция (выпадает белый осадок): Ca2+ + 2F– CaF2n а б в Рис. 21. Цвет осадка: а — AgCl; б — AgBr; в — AgI
71 Галогеноводороды. Галогеноводородные кислоты: плавиковая, соля- ная, бромоводородная, иодоводородная. Галогениды. Качественные реакции на галогенид-ионы 1. Как получают галогеноводороды в промышленности и лаборатории? Как изме- няется скорость реакции синтеза галогеноводородов в зависимости от природы галогена? 2. Каков состав высших оксидов галогенов и какими свойствами они обладают? Можно ли получить эти оксиды из простых веществ синтезом? 3. С помощью какого реактива можно распознать галогенид-ионы? Какой ион яв- ляется исключением? Как его распознают? Проверьте свои знания 4. Составьте схему образования химической связи для молекул галогеноводородов. Как меняется полярность связи и прочность молекулы галогеноводородов от HF к HI? 5. Дайте сравнительную характеристику галогеноводородных кислот. Укажите черты сходства и различия. Сравнение химических свойств проиллюстрируйте уравнения- ми химических реакций в молекулярной и ионной формах. 6. В четырёх пробирках без этикеток находятся растворы фторида, хлорида, бро- мида и иодида натрия. Как с помощью одного реактива распознать эти вещества? Напишите уравнения соответствующих реакций. 7. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответ- ствующие следующим превращениям: а) Fe2(SO4)3 + KI m FeSO4 + I2 + K2SO4 б) NaBr + Cl2 m NaCl + Br2 в) KBr + MnO2 + H2SO4 m Br2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O Укажите окислители и восстановители. 8. При обработке 5,30 г смеси хлорида натрия и карбоната натрия избытком со- ляной кислоты выделилось 784 мл газа (н. у.). Рассчитайте массовые доли компо- нентов в смеси. 9. Молярная масса бромида одновалентного металла на 31 % больше, чем моляр- ная масса хлорида этого металла. Что это за металл? Примените свои знания 10. Объём производства соляной кислоты в России составляет 1 млн т в год. Срав- ните эти данные с объёмом производства соляной кислоты в трёх-четырёх других странах. Результат представьте в виде диаграммы в координатах: объём производ- ства (млн т) — страна. 11. Подготовьте сообщение об областях применения одного из следующих веществ: а) хлорида калия; б) фторида натрия; в) бромида калия; г) хлорида кальция. 12. Объясните, почему аммиак используют в промышленных холодильных установ- ках. Используйте дополнительную информацию
72 Практическая работа 2 ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ 1. В три пробирки налейте по 1—2 мл разбавленной соляной кислоты. В первую пробирку добавьте 1—2 капли раствора лакмуса, во вторую — 1—2 капли раствора метилового оранжевого, в третью — 1—2 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? Объясните результаты. 2. В первую и вторую пробирки из первого опыта добавляйте по каплям гидроксид натрия до тех пор, пока лакмус не станет фиолетовым, метиловый оранжевый — оранжевым. Сделайте вывод и напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. 3. В две пробирки налейте по 1—2 мл соляной кислоты. В одну поместите гранулу цинка, а в другую — кусочек медной проволоки (или стружки). Что наблюдаете? Объясните результаты. Напишите уравнение реакции в молеку- лярной и ионной формах и рассмотрите окислительно-восстановительные про- цессы. 4. В две пробирки налейте по 1—2 мл соляной кислоты. В первую добавьте на кончике шпателя оксид меди(II) и нагрейте её. Во вторую опустите кусочек карбоната кальция (мела или мрамора). Объясните результаты наблюдений. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. 5. В пробирку налейте 1—2 мл раствора сульфата меди(II), добавьте 1—2 мл раствора гидроксида натрия. К полученному осадку добавляйте по каплям со- ляную кислоту до полного растворения осадка. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. 6. В одну пробирку налейте 1—2 мл разбавленной соляной кислоты, в дру- гую — 1—2 мл раствора хлорида натрия. В обе пробирки добавьте несколько капель раствора нитрата серебра. Что наблюдаете? Напишите уравнения реак- ций в молекулярной и ионной формах.
73 § 13. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ VIA-ГРУППЫ — ХАЛЬКОГЕНОВ. СЕРА Сера — типичный представитель халькогенов. Будучи неметаллом, сера способна проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Какие химические свойства серы подтверждают этот вывод? VIA-группа Периодической системы Д. И. Менделеева состоит из шести хи- мических элементов: кислород О, сера S, селен Se, теллур Te, полоний Po и ли- верморий Lv. У этих элементов, как и у галогенов, есть общее групповое назва- ние — халькогены, что означает «рождающие руды». В полной мере этот термин относится к двум первым представителям группы, входящим в состав сотен по- род и минералов земной коры. Кислород — самый распространённый элемент литосферы, селен и теллур — довольно редкие элементы. Селен — жизненно важный микроэлемент. Он входит в состав ряда ферментов, участвует в регуля- ции обмена веществ, в обмене жиров, белков и углеводов, в окислительно-вос- становительных процессах. Полоний — редкий по распространённости радио- активный элемент. Ливерморий — недавно полученный искусственный элемент. На внешнем энергетическом уровне атомов халькогенов находится шесть электронов, что и определяет их принадлежность к неметаллам. Однако неме- таллические свойства элементов с ростом радиуса атома ослабевают настолько интенсивно, что полоний уже принято считать металлом. Важнейший представитель VIА-группы, её родоначальник — кислород. Ла- тинское название элемента — oxygenium. Кислород является одним из силь- нейших окислителей, по электроотрицательности он уступает только фтору. В честь кислорода процесс присоединения электронов называют окислением. Наиболее типичная степень окисления кислорода –2. Лишь в соединени- ях с фтором кислород проявляет положительные степени окисления +2 (ОF2) и +1 (О2F2). Кроме того, существует группа веществ, в которых присутствует пара атомов кислорода −О−О−, связанных друг с другом ковалентной непо- лярной связью (так называемый кислородный мостик). Эти соединения на- зывают пероксидами, в них кислород проявляет степень окисления –1. Вам уже знакомы формулы пероксида натрия Na2O2 и пероксида водорода Н2О2. Поскольку в подобных соединениях есть кислородный мостик, сокращать ин- дексы в формуле пероксидов нельзя. С кислородом вы знакомились в 8 классе, теперь более подробно рассмотрим второго представителя VIА-группы — серу. Строение атома серы. Атомный номер серы 16, следовательно, в ядре атома серы 16 протонов, электронная оболочка содержит 16 электронов, расположен- ных на трёх энергетических уровнях. Схема их распределения: 16S 2e, 8e, 6e
74 Сера — типичный неметалл. Для завер- шения внешнего энергетического уровня до устойчивой восьмиэлектронной оболочки атому серы недостаёт двух электронов. При- нимая эти электроны от другого атома, сера проявляет окислительные свойства и при- обретает минимальную степень окисления –2. Сера способна проявлять и восстанови- тельные свойства, приобретая в результате отдачи электронов положительные степе- ни окисления: +2 (встречается редко), +4 и максимально возможную +6. Сера в природе встречается в свобод- ном состоянии, а также в форме сульфидов и сульфатов. Важнейшие сульфиды — это минералы ZnS — сфалерит (цинковая обманка), PbS — галенит (свинцовый блеск), HgS — киноварь и FeS2 — железный колчедан, или пирит. Наиболее известные сульфаты — это ми- нералы CaSO4 2H2O — гипс, 2CaSO4 H2O — алебастр, или полуводный гипс, а также Na2SO4 10H2O — глауберова соль, или ми- рабилит. Самородная сера встречается в жерлах потухших вулканов (рис. 22), поэтому наши предки считали её составной частью подзем- ного мира. Из-за способности гореть, распро- страняя белый удушливый дым, серу ото- ждествляли с тёмными силами. Сера как простое вещество. Сера образует несколько простых веществ, способных пре- вращаться одно в другое, т. е. для неё харак- терно явление аллотропии. Молекулы кристаллической серы состоят из восьми атомов, образующих замкнутое кольцо — цикл (рис. 23). Это твёрдые хруп- кие блестящие кристаллы лимонно-жёлтого цвета, нерастворимые в воде (рис. 24). Если кристаллическую серу расплавить и резко охладить, вылив в холодную воду, образуется аморфная аллотропная форма это- го вещества — пластическая сера. Она пред- ставляет собой тягучую массу коричневого цвета, напоминающую по консистенции же- вательную резинку (рис. 25). Пластическая сера образована длинными цепочками ато- мов, связанных друг с другом (рис. 26). Рис. 22. Сера вулканического происхождения Рис. 23. Строение молекулы кристаллической серы Рис. 24. Внешний вид кристаллической серы
75 Химические свойства серы Окислительные свойства сера проявляет в отношении металлов, водорода и других менее электроотрицательных неметаллов. 1. Сера взаимодействует с большинством металлов при нагревании, образуя соли — сульфиды: Fe + S FeS 2Al + 3S Al2S3 (рис. 27) С ртутью сера реагирует даже при комнатной температуре с образованием чёрного сульфи- да ртути(II): Hg + S HgS 2. Окислительные свойства сера проявля- ет и в реакции с водородом, которая проте- кает при нагревании: H2 + S H2S При этом образуется летучее водородное соединение серы — сероводород, в котором сера также проявляет минимальную степень окисления –2. Эта реакция обратима и прак- тического значения не имеет. Восстановительные свойства сера про- являет в реакциях с простыми и сложными веществами. 3. Перечень элементов, электроотрица- тельность которых выше, чем у серы, неве- лик: фтор, кислород, азот, хлор, бром. Сера реагирует со всеми соответствующими про- стыми веществами, кроме азота. Но лишь фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6. Эта реакция, приводящая к образованию фторида серы(VI), вам уже знакома: S F SF 0 6 3 2 6 Также знакома вам реакция горения серы: S O SO 0 4 2 2 Хлор при комнатной температуре окисля- ет серу лишь до степени окисления +2: S Cl SCl 0 2 2 2 Рис. 25. Внешний вид пластической серы Рис. 26. Строение фрагмента молекулы пластической серы Рис. 27. Вспышка смеси алюминиевой пудры с порошком серы
76 4. Сложные вещества, проявляющие сильные окислительные свойства, так- же способны реагировать с серой. В качестве продукта таких реакций образу- ется, как правило, оксид серы(IV). Например, сера взаимодействует с концен- трированной серной кислотой по уравнению: S H SO SO H O 0 2 6 4 4 2 22 3 2 Концентрированная азотная кислота окисляет серу до степени окисления +6: S HNO H SO NO H O 0 5 3 2 6 4 4 2 26 6 2 l Предположительно в VIII в. китайцы стали использовать серу в пиротехни- ческих смесях, в частности при изготовлении пороха. Основные компоненты чёрного (или дымного) пороха — нитрат калия, сера и древесный уголь. Урав- нение реакции горения чёрного пороха выглядит так: S + 3C + 2KNO3 K2S + N2 + 3CO2 В настоящее время разработаны более эффективные пороховые смеси для снаряжения боеприпасов, однако масштабы применения серы от этого не умень- шаются. Применение и биологическое значение. Основная часть добываемой серы идёт на производство серной кислоты. Значительную часть производимой серы используют в производстве спичек и резины. Разработаны технологии полу- чения асфальта и цемента на основе серы. Из серы изготавливают также по- рошки для уничтожения вредителей растений, лекарственные препараты. Сера — один из важнейших биогенных элементов, т. е. элементов, постоян- но присутствующих в живых организмах и играющих какую-либо биологиче- скую роль. Она, в частности, входит в состав многих белков, из которых фор- мируются шерсть животных, перья птиц, волосяной покров человека, а также твёрдые ткани: рога, копыта, когти, ногти. Также серу содержат некоторые витамины и ферменты. В организме взрослого человека содержится примерно 150—180 г серы. Источниками серы для человека служат яйца, телятина, мо- локо, творог, сыр, рыба и морепродукты, капуста, бобовые. Халькогены. Сера. Кристаллическая сера. Пластическая сера. Био- генные элементы 1. Дайте сравнительную характеристику элементов VIA-группы на основании их по- ложения в Периодической системе Д. И. Менделеева. 2. Дайте характеристику элемента серы на основании его положения в Периодиче- ской системе Д. И. Менделеева. 3. Расскажите о нахождении серы в природе. Как добывают самородную серу? На- зовите формулы серосодержащих минералов. 4. Охарактеризуйте аллотропные модификации серы, физические и химические свойства кристаллической серы. Ответ проиллюстрируйте уравнениями химических реакций. Проверьте свои знания
77 5. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: а) H2O2 m O2 m SO2 m SO3 m H2SO4 m MgSO4 б) KMnO4 m O2 m Li2O m Li2S m SO2 в) S m ZnS m H2S m SO2 m SO3 m H2SO4 m FeSO4 m BaSO4 Укажите тип каждой реакции по числу и составу реагентов и образующихся ве- ществ. Для реакций ионного обмена запишите также ионные уравнения реакций. Для окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. 6. При взаимодействии 3,08 г металла с избытком серы получили 4,2 г сульфида этого металла в степени окисления +2. Какой металл был взят в реакцию? 7. Продукт взаимодействия 0,46 г натрия и 0,85 г серы обработали 35 мл воды, полученную смесь профильтровали. Какое вещество оказалось в растворе и какова его массовая доля? Примените свои знания 8. Используя дополнительные источники информации, расскажите о происхожде- нии названий и истории открытия халькогенов. 9. «Химической энциклопедией» можно назвать роман Жюля Верна «Таинственный остров». Найдите в романе отрывок, в котором упоминается производство одного из соединений серы. Используйте дополнительную информацию § 14. СЕРОВОДОРОД И СУЛЬФИДЫ В сероводороде и сульфидах сера имеет минимальную степень окисле- ния –2, следовательно, эти соединения проявляют в химических реакциях только восстановительные свойства. В какие реакции вступают сероводород и сульфиды? Выступая в качестве окислителя, сера присоединяет электроны атомов дру- гих элементов и способна восстанавливаться до минимальной степени окисле- ния –2. Наиболее типичные соединения серы в этой степени окисления — се- роводород и бинарные соединения серы с металлами — сульфиды. Сероводород. Сероводород очень ядовит. Вдыхание воздуха с небольшим его содержанием вызывает головокружение, головную боль, тошноту. Острое отравление человека наступает при концентрациях 0,2—0,3 мг / л, концентра- ция выше 1 мг / л — смертельна. При отравлении сероводородом пострадав- шего необходимо немедленно вынести на свежий воздух. Однако в небольших концентрациях сероводород полезен. Так, сероводородные ванны используют в медицине для лечения заболеваний кожи, опорно-двигательного аппарата, сердечно-сосудистой системы и др.
78 В природе сероводород содержится в попутных газах нефтяных месторож- дений, в природном и вулканическом газах. Он может содержаться в под- земных водах, выходящих на поверх- ность в виде минеральных источников (рис. 28). Сероводород образуется так- же при разложении белковых веществ, поэтому его запах ассоциируется с за- пахом тухлых яиц. В промышленности сероводород об- разуется в качестве побочного продук- та при переработке нефти, природно- го газа, каменного угля. Выбрасывать в атмосферу его нельзя из-за высокой токсичности. Очищают промышленные выбросы от сероводорода, окисляя его до серы. В качестве окислителя используют оксид серы(IV): 2H2S + SО2 3Sn + 2H2O Если в качестве окислителя используют кислород воздуха, то воздух берут в недостаточном количестве: 2H2S + О2(недостаток) 2Sn + 2H2O В избытке же кислорода сероводород горит с образованием оксида серы(IV) и водяных паров: 2H2S + 3О2(избыток) 2SО2 + 2H2O В указанных процессах сероводород проявляет сильные восстановительные свойства. В лабораторных условиях сероводород получают реакцией обмена между сульфидом металла (чаще всего сульфидом железа(II)) и разбавленной серной кислотой: FeS + H2SО4 H2Sl + FeSO4 В пробирку с 2 мл раствора сульфида натрия добавьте 2 мл соляной кислоты. Осто- рожно понюхайте содержимое пробирки. Что ощущаете? О чём свидетельствует по- явившийся запах? Немедленно поместите пробирку в вытяжной шкаф. Лабораторный опыт 33 Сероводород малорастворим в воде, его раствор называют сероводородной кислотой. Сероводородная кислота относится к слабым кислотам, поэтому в ионных уравнениях реакций её формулу записывают в молекулярном виде. Сероводородная кислота реагирует со щелочами, образуя соли — сульфиды: H2S + 2NaOH(избыток) Na2S + 2H2O (Запишите ионное уравнение реакции.) Рис. 28. Сероводородный источник вблизи г. Энгельса Саратовской области
79 Восстановительные свойства сероводород сохраняет и в водном растворе. При действии на сероводородную кислоту окислителей, например раствора бро- ма в воде (бромной воды), образуется сера, выпадающая в осадок: H2S + Br2 Sn + 2HBr Более сильные окислители способны окислять сероводород до оксида серы(IV) и даже до серной кислоты: H2S + 3H2SO4(конц.) 4SO2l + 4H2O H2S + 8HNO3(конц.) H2SO4 + 8NO2l + 4H2O Сульфиды. Как и сероводород, сульфиды проявляют восстановительные свойства, например, в реакциях обжига сульфидов: 2ZnS + 3О2 2ZnO + 2SO2l В этой реакции сульфид металла за счёт атомов серы в минимальной сте- пени окисления выступает в качестве восстановителя. Многие сульфиды, используемые в промышленности, получают взаимодей- ствием серы с металлами. Реакция протекает бурно, с выделением большого количества теплоты. Пример — взаимодействие порошков серы и алюминия (см. рис. 27): 3S + 2Al Al2S3 Большинство сульфидов, за исключением сульфидов щелочных и щелоч- ноземельных металлов, нерастворимо в воде (сульфид кальция — малорас- творимая соль). Нерастворимые сульфиды можно получить реакцией обмена. Например, образование чёрного осадка сульфида свинца(II) используют для обнаружения сероводородной кислоты и её солей в растворе: Pb2+ + S2– PbSn Это качественная реакция на сульфид-ион. Сульфиды тяжёлых металлов (CuS, CdS, PbS и др.) используют в качестве полупроводниковых материалов, для изго- товления красок и др. Сульфиды щелочноземельных металлов, цинка и кадмия (CaS, SrS, ZnS, CdS) об- ладают интересным оптическим свойством. Они способны преобразовывать поглощае- мую энергию в свет. Такие вещества назы- вают люминофорами. Например, сульфид цинка после освещения солнечным светом способен светиться в темноте. Вы, наверное, встречали подобные сувениры (рис. 29), об- ращали внимание на светящиеся в темно- те стрелки и цифры часов. Тонким слоем люминофора покрывают экраны приборов (например, осциллографов), и движущийся электронный луч рисует на нём светящееся изображение. t Рис. 29. Рисунок на футболке, выполненный люминофором
80 Сероводород. Сероводородная кислота. Сульфиды. Качественная реакция на сульфид-ион 1. Составьте схему образования химической связи в молекуле сероводорода. 2. Охарактеризуйте физические и химические свойства сероводорода. 3. Запишите сокращённые ионные уравнения качественных реакций на сульфид- ион и сульфат-ион. Проверьте свои знания 4. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций сероводородной кисло- ты с хлорной водой, гидроксидом лития, нитратом свинца(II), оксидом серы(IV). В уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислители и восстановители. 5. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: ZnS m H2S m S m FeS m SO2 Для окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислители и восстановители. 6. Напишите по одному молекулярному уравнению реакции, соответствующему каждому из следующих ионных уравнений: а) H2S + OH– HS– + H2O б) H2S + 2OH– S2– + 2H2O в) HS– + OH– S2– + H2O г) S2– + Cu2+ CuSn 7. В химической реакции, протекающей по уравнению H2S + Сl2 S + 2HCl, концентрация газообразного хлора за 3 мин уменьшилась с 0,063 моль / л до 0,027 моль / л. Рассчитайте скорость химической реакции в данный промежуток времени. 8. В состав белой краски (свинцовых белил), нередко использовавшейся ранее для написания икон, входил сульфат свинца(II). Спустя длительное время белая кра- ска таких икон чернела из-за взаимодействия сульфата свинца с сероводородом. Образующийся сульфид свинца(II) — соль чёрного цвета. Для восстановления бе- лых тонов икону обрабатывали раствором пероксида водорода, при этом сульфид свинца(II) вновь окислялся до сульфата свинца(II). Составьте уравнение этой реак- ции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. Примените свои знания 9. Подготовьте сообщение о нахождении в природе, свойствах, областях примене- ния и получении сероводорода. Используйте дополнительную информацию
81 § 15. КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ В соединениях с кислородом сера проявляет степени окисления +4 и +6. Какими свойствами характеризуются эти соединения? Какие из этих ве- ществ проявляют только окислительные свойства, а какие — и окислитель- ные, и восстановительные? Соединения серы в степенях окисления +4 и +6 широко распространены и имеют важное практическое значение. К ним относятся оксиды серы, кис- лородсодержащие кислоты — сернистая и серная, а также соли этих кислот. Оксиды серы. Сера образует два оксида — оксид серы(IV) и оксид серы(VI). Оба этих оксида проявляют кислотный характер. Оксид серы(IV) SO2 (диоксид серы, или сернистый газ) представляет со- бой бесцветный газ с характерным резким запахом. Наряду с сероводородом и парами серы сернистый газ выбрасывается в атмосферу при извержении вул- канов. Считают, что именно ядовитые сернистые соединения стали причиной гибели жителей древнеримского города Помпеи во время извержения вулкана Везувий в 79 г. (рис. 30). Рис. 30. К. Брюллов. «Последний день Помпеи»
82 Лабораторный способ получения сернистого газа заключается в проведении реакции обмена между сульфитами металлов и сильными неорганическими кислотами, например: Na2SO3 + 2НCl 2NaCl + SO2l + H2O Оксид серы(IV) хорошо растворяется в воде. Такой раствор называют сер- нистой кислотой. Если в ложечку для сжигания веществ поместить порошок серы объёмом с горошину и поджечь его, то можно заметить небольшое синеватое пламя. Если внести горящую серу в колбу с кислородом и налитой на дно водой, то можно увидеть, что сера разгорается ярким синим пламенем. При этом колба заполняется белым дымом, который хорошо растворяется в воде и окра- шивает раствор лакмуса в красный цвет, так как образуется сернистая кис- лота: SO H O H SO 4 4 2 2 2 3 Оксид серы(IV) как кислотный оксид взаимодействует с осноXвными оксида- ми и щелочами c образованием солей сернистой кислоты — сульфитов: SO2 + СaO СaSO3 SO2 + 2KOH K2SO3 + H2O Окислительные свойства сернистого газа выражены слабо, и только в от- ношении сильных восстановителей. Например, в жерлах вулканов сероводород окисляется оксидом серы(IV) до свободной серы: SO H S S H O + − 4 2 0 2 2 22 3 2 Восстановительные свойства оксид серы(IV) проявляет по отношению к сильным окислителям. Пропускание сернистого газа через горячую концен- трированную азотную кислоту приводит к образованию другой кислоты — сер- ной: SO HNO H SO NO l 4 5 6 4 2 3 2 4 22 2 В реакции соединения с хлором оксид серы(IV) также проявляет восстано- вительные свойства: SO Cl SO Cl дихлоридyдиоксид серы − 4 0 6 1 2 2 2 2 Оксид серы(IV) обладает двумя важными свойствами. Во-первых, он обес- цвечивает красители и поэтому применяется в промышленности для отбели- вания шерсти, шёлка, соломы. Во-вторых, сернистый газ — прекрасное де- зинфицирующее средство. Горящей серой окуривают погреба и подвалы для уничтожения грибка и плесени. Кроме того, оксид серы(IV) используют при консервировании фруктов, соков, вин. Оксид серы(VI) SO3 представляет собой бесцветную жидкость. Основной способ его получения — это окисление оксида серы(IV) кислородом в присут- ствии катализатора: 2 22 2 3 2 5 SO O SO V O } m}}}k }}}} t,
83 Оксид серы(VI) проявляет ярко выраженные кислотные свойства. При вза- имодействии с водой он образует одну из самых сильных кислот — серную: SO3 + Н2O H2SO4 В результате реакции оксида серы(VI) со щелочами образуются соли серной кислоты — сульфаты: SO3 + 2NaOH Na2SO4 + H2O Кислородсодержащие кислоты серы. Двум кислотным оксидам серы соот- ветствуют две кислородсодержащие кислоты: сернистая и серная. Как и в слу- чае с оксидами, кислотные свойства этих веществ усиливаются с увеличением степени окисления атома серы. Сернистая кислота H2SO3 — неорганическая кислота средней силы, которая существует только в разбавленных водных растворах. При попытке выделить эту кислоту в чистом виде или при незначительном нагревании раствора про- исходит разложение вещества, т. е. реакция, обратная образованию кислоты из оксида серы(IV) и воды: H2SO3 SO2l + H2O Сернистая кислота, как и соответствующий ей оксид серы(IV), проявляет сильные восстановительные свойства и также применяется для отбеливания различных материалов. Серная кислота H2SO4 — один из основных продуктов химического произ- водства. За год в мире получают почти 250 млн т этого вещества — в среднем около 30 кг на каждого жителя Земли! Концентрированная серная кислота представляет собой бесцветную вязкую жидкость. Она хорошо растворяется в воде. Напомним, что при разбавлении серную кислоту приливают в воду, а не наоборот. Такой порядок смешивания веществ обусловлен тем, что при растворении серной кислоты в воде выделя- ется большое количество теплоты и порция воды, до- бавленная в кислоту, может закипеть, разбрызгивая едкую жидкость (рис. 31). В разбавленном водном растворе серная кисло- та — сильный электролит. Такой раствор проявля- ет все свойства кислот, обусловленные присутстви- ем катионов водорода Н+ (вспомните эти свойства и запишите уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной формах). Свойства концентрированной серной кислоты зна- чительно отличаются от свойств разбавленной. Во-первых, концентрированная серная кислота — сильное водоотнимающее средство. Она обугливает бумагу, ткани, древесину, оставляет на коже глубо- кие, долго не заживающие ожоги. Во-вторых, концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Она способна взаимодейство- вать с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений как до, так и после водорода. Рис. 31. Информационный плакат по правилам техники безопасности при разбавлении серной кислоты
84 В таких реакциях серная кислота является окислителем за счёт атомов серы в высшей степени окисления +6, поэтому в результате взаимодействия образу- ются продукты восстановления серы. Например, медь реагирует с концентри- рованной серной кислотой в соответствии с уравнением Cu H SO конц. Cu SO H O 0 6 2 4 2 22 4 4 2 2 l( ) SO Cu Cu 0 2 2− →e — процесс окисления, Сu — восстановитель; S Sm 6 4 2e — процесс восстановления, H2SO4 — окислитель. Чем активнее металл, тем сильнее восстанавливается атом серы. Помимо оксида серы(IV), продуктами восстановления серной кислоты могут быть сера или сероводород. Некоторые металлы, например алюминий, железо, хром, пассивируются концентрированной серной кислотой при комнатной температуре. Всё дело в том, что в результате окисления на поверхности металла образуется тончай- шая защитная плёнка, предохраняющая его от дальнейшего разрушения. Соли сернистой кислоты — сульфиты. Большинство солей сернистой кисло- ты малорастворимо или нерастворимо в воде. Исключения составляют раство- римые сульфиты щелочных металлов и аммония. При действии на сульфиты сильных кислот в результате реакции ионного обмена образуется сернистая кислота, которая при незначительном нагревании распадается на воду и сернистый газ. Эту реакцию используют для лаборатор- ного получения оксида серы(IV). Благодаря наличию атомов серы в степени окисления +4 сульфиты металлов проявляют сильные восстановительные свойства. Как восстановитель сульфит натрия используют для удаления избытка хлора после отбеливания тканей: Na SO Cl H O Na SO HCl2 3 2 2 2 4 4 0 6 1 2 − При взаимодействии с катионами бария сульфит-ионы образуют белый кри- сталлический осадок сульфита бария BaSO3: BaCl2 + Na2SO3 = BaSO3 + 2NaCl Ba2+ + SO3 2– = BaSO3 Это качественная реакция на сульфит-ионы. Сульфит бария растворяется в разбавленных соляной и азотной кислотах с выделением газообразного оксида серы SO2, например: BaSO3 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + SO2 + H2O Соли серной кислоты — сульфаты. В противоположность сульфитам боль- шинство солей серной кислоты (за исключением сульфатов щелочноземельных металлов и свинца) растворимо в воде. Сульфаты склонны к образованию кри- сталлогидратов (например, медный купорос CuSO4 5H2O, железный купорос FeSO4 7H2O, глауберова соль Na2SO4 10H2O). Качественной реакцией на сульфат-ион (серную кислоту и её растворимые соли) служит взаимодействие с раствором хлорида или нитрата бария.
85 В одну пробирку налейте 2 мл раствора сульфата натрия, в другую — 2 мл раство- ра серной кислоты. Затем прилейте в каждую пробирку по 1 мл раствора хлорида бария. Что наблюдаете? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Лабораторный опыт 34 В результате эксперимента вы наблюдали выпадение нерастворимого в воде осадка белого цвета — сульфата бария. Частички сульфата бария настолько малы, что осадок некоторое время не оседает, и смесь по внешнему виду очень напоминает молоко. Образование сульфата бария происходит за счёт соедине- ния ионов бария и сульфат-ионов: Ba2+ + SO4 2− BaSO4n В отличие от сульфита бария, сульфат бария не растворяется в кислотах. Оксид серы(IV). Сернистая кислота. Сульфиты. Качественная реакция на сульфит-ион. Оксид серы(VI). Серная кислота. Сульфаты. Каче- ственная реакция на сульфат-ион 1. Дайте сравнительную характеристику оксидов серы в степенях окисления +4 и +6. Свой ответ проиллюстрируйте уравнениями химических реакций в молеку- лярной и ионной формах. 2. Дайте характеристику сернистой кислоты и её солей. Как распознать сульфит-ион? 3. Дайте характеристику серной кислоты и её солей. Как распознать сульфат-ион? 4. Почему свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты различа- ются? 5. Какое правило должно соблюдаться при разбавлении серной кислоты? Проверьте свои знания 6. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: а) S m SO2 m SO3 m Na2SO4 m BaSO4 б) H2SO4 m SO2 m K2SO3 m MgSO3 m SO2 Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения, а в уравне- ниях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. 7. Массовые доли химических элементов в соли составляют: калий — 49,4 %, сера — 20,2 %, кислород — 30,4 %. Определите формулу соли, назовите её. 8. В 1960 г 5%-ного раствора серной кислоты растворили 2,24 л аммиака (н. у.). Рассчитайте массовую долю соли в полученном растворе. 9. Железную пластинку погрузили в раствор сульфата меди(II). Через некоторое время масса пластинки увеличилась на 0,4 г. Вычислите массу меди, выделившей- ся на пластинке. Примените свои знания
86 10. Массовая доля воды в кристаллогидрате сульфата железа(II), который называют железным купоросом, составляет 45,3 %. Выведите формулу кристаллогидрата. 11. В трёх пробирках без этикеток находятся растворы сульфида, сульфита и суль- фата калия. Как с помощью одного реактива распознать эти вещества? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. 12. Разделите лист бумаги пополам вертикальной линией. Напишите уравнения восьми реакций, характеризующих химические свойства серной кислоты, так, что- бы левая часть равенства оказалась на левой половине листа, знак равенства — на черте, а правая часть уравнения — на правой половине листа. Разрежьте лист по линии, две половинки отдайте двум своим одноклассникам. Их задача — восста- новить недостающие половины уравнений реакций. Проверьте их работу, поставь- те свою отметку. Допишите уравнения реакций по половинкам листов, полученных от двух других одноклассников. Практическая работа 3 ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ 1. В три пробирки налейте по 1—2 мл разбавленной серной кислоты. В первую пробирку добавьте 1—2 капли раствора лакмуса, во вторую — 1—2 капли раствора метилового оранжевого, в третью — 1—2 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? Объясните результаты. 2. В первую и вторую пробирки из первого опыта добавляйте по каплям гидроксид натрия до тех пор, пока лакмус не станет фиолетовым, метиловый оранжевый — оранжевым. Сделайте вывод и напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. 3. В одну пробирку поместите гранулу цинка, а в другую — кусочек мед- ной проволоки (или стружки). В обе пробирки налейте по 1—2 мл раствора серной кислоты. Что наблюдаете? Объясните результаты. Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. Рассмотрите окислительно-восста- новительные процессы. 4. В одну пробирку поместите на кончике шпателя оксид меди(II), во вто- рую — на кончике шпателя порошок карбоната натрия (техническую соду). В обе пробирки налейте по 1—2 мл раствора серной кислоты. Объясните ре- зультаты. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. 5. В пробирку налейте 1—2 мл раствора сульфата меди(II), добавьте 1—2 мл раствора гидроксида натрия. К полученному осадку добавляйте по каплям сер- ную кислоту до полного растворения осадка. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. 6. В одну пробирку налейте 1—2 мл раствора серной кислоты, в другую — 1—2 мл раствора сульфата натрия. В обе пробирки добавьте несколько капель раствора хлорида бария. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций в мо- лекулярной и ионной формах.
87 § 16. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ VA-ГРУППЫ. АЗОТ Шотландский учёный Даниель Резерфорд в 1772 г. проводил эксперименты по сжиганию под стеклянным колпаком древесного угля, серы и фосфора. Продукты горения поглощались раствором щёлочи. Резерфорд установил, что остающаяся после эксперимента часть воздуха — это газ, в котором свеча не горит, а мышь гибнет. О каком газе идёт речь? VA-группу Периодической системы Д. И. Менделеева составляют шесть химических элементов: азот N, фосфор Р, мышьяк As, сурьма Sb, висмут Bi и московий Mc. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов располагается пять электронов, т. е. до завершения электронной оболочки атомов до устойчи- вого октета не хватает трёх электронов. Азот и фосфор — неметаллы, а висмут это уже металл. Наиболее электроотрицательный элемент группы — азот; его значение электроотрицательности уступает только значению электроотрица- тельности фтора и кислорода. Высшая степень окисления атомов элементов VA-группы равна +5. Кроме того, все эти элементы, кроме висмута, проявляют минимальную степень окис- ления –3. Соответственно формула высших оксидов азота и его электронных аналогов Э2О5, формула летучих водородных соединений ЭН3, где Э — элемент. Азот в природе. Название «азот» (от греч. аzotos — безжизненный) пред- ложил французский химик Антуан Лоран Лавуазье. Такое название, по мне- нию Лавуазье, должно было подчеркнуть свойства газообразного азота, который не пригоден для дыхания и не поддерживает горение (рис. 32). Однако вскоре выяснилось, что «безжизненный» азот — один из главных элементов жизни. В живых организмах атомы азота входят в состав молекул важнейших орга- нических веществ — белков и нуклеиновых кислот. Помимо газообразного простого вещества N2, при- сутствующего в атмосфере, элемент азот представлен в литосфере Земли несколькими минералами. Наи- более важные из них — это селитры: чилийская NaNO3 и индийская KNO3. Простое вещество азот N2 — бесцветный газ, без запаха, малорастворим в воде. Содержание азота в атмосферном воздухе (78 % по объёму) значительно превышает содержание кислорода. При обычных условиях азот малоактивен и по своей реакционной способности уступает не только галогенам и кислороду, но и сере. При умеренных температурах он не взаимодействует с кислородом, концентрированными кислотами и щелочами, метал- лами. Раньше газообразным азотом заполняли вну- тренний объём радио- и электроламп, химических Рис. 32. Азот не поддерживает горение
88 реакторов для создания инертной атмосферы. В чём же причины такой хими- ческой пассивности? Химическая связь в молекуле азота — ковалентная неполярная. При обра- зовании химической связи два атома азота образуют три общие электронные пары: Таким образом, связь в молекуле азота тройная, т. е. образована тремя общими электронными парами, что и обусловливает её высокую прочность. Химические свойства азота Окислительные свойства азот проявляет при нагревании, в первую очередь по отношению к металлам. Принимая три недостающих электрона, атом азота приобретает степень окисления –3. Бинарные соединения азота с металлами называют нитридами. Так, нагре- вание натрия в атмосфере азота приводит к образованию нитрида натрия, алю- миний в подобных условиях образует нитрид алюминия: 6Na + N Na N 0 3 2 32 − 2Al + N AlN 0 3 2 2 − Окислительные свойства азот проявляет и в реак- ции с водородом. В результате реакции образуется аммиак — один из важнейших продуктов химиче- ского производства: N H NH 0 0 3 1 2 2 33 2− + t p, , кат. Восстановительные свойства азот проявляет по отношению к кислороду, реакция с которым про- текает при температуре электрической дуги: N О NО 0 0 2 2 2 2 2+ − В круговороте азота в природе решающую роль играют живые организмы. Особые бактерии, жи- вущие на корнях бобовых растений — люпина (рис. 33), клевера (рис. 34), гороха (рис. 35) и др., — связывают атмосферный азот, превращая его в ми- неральные соли. Эти соли усваиваются растениями. Применение. Азот в основном используется для синтеза аммиака, который служит исходным веще- ством в производстве удобрений, азотной кислоты, красителей, лекарственных препаратов, взрывчатых веществ. Газообразный азот применяют для создания Рис. 33. Люпин Рис. 34. Клевер
89 инертной атмосферы при получении синте- тических волокон, чистых металлов и спла- вов. В жидком азоте, имеющем температуру –196 oС, хранят клетки, органы, ткани, дру- гие биологические объекты. В косметологии жидкий азот применяют для лечения кож- ных заболеваний. В пищевой промышленно- сти жидким азотом замораживают продукты и полуфабрикаты. Природные соединения азота — селитры — используют в качестве компонентов порохов и взрывчатых веществ, а также для производства азотных удобре- ний. Азот. Нитриды. Круговорот азота в природе 1. Дайте общую характеристику элементов VA-группы на основании их положения в Периодической системе Д. И. Менделеева. Укажите закономерности изменения радиуса атома, электроотрицательности, неметаллических свойств с ростом атом- ного номера элемента. 2. В чём причины малой химической активности простого вещества азота? Проверьте свои знания 3. Используя знания по биологии, охарактеризуйте биологическую роль азота. На- рисуйте схему круговорота азота в природе. 4. Какой объём газообразного азота может быть получен из 1000 м3 воздуха (н. у.), если потери в процессе фракционной перегонки сжиженного воздуха составляют 15 %? Объёмная доля азота в воздухе составляет 78 %. Примените свои знания 5. Вы уже знаете, что название «азот» предложил Антуан Лоран Лавуазье. Это произошло в 1787 г. Как переводится это слово? Почему некоторые современники учёного считали данное им название неудачным? Отражает ли оно свойства азота? Аргументируйте свою точку зрения. Выразите своё мнение 6. Подготовьте сообщение об азотных удобрениях. Используйте дополнительную информацию Рис. 35. Горох
90 § 17. АММИАК. СОЛИ АММОНИЯ Соединения, содержащие азот в минимальной степени окисления –3, могут проявлять только восстановительные свойства. Какие реакции характерны для таких соединений? Аммиак представляет собой бесцветный газ с резким характерным запахом, легче воздуха (рассчитайте относительную плотность аммиака по воздуху). Аммиак очень хорошо растворяется в воде. Такой раствор используют в меди- цине и в быту под названием аммиачная вода, а 10%-ный раствор аммиака в воде более известен под названием нашатырный спирт. При растворении в воде каждая молекула аммиака соединяется с одной мо- лекулой воды, образуя гидрат аммиака — вещество, состав которого отражают формулой NH3 H2O. Соберите прибор для получения газа и проверьте его на герметичность. В пробирку прибора поместите смесь кристаллических хлорида аммония и щёлочи. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Конец трубки поднимите вверх и на- деньте на него сухую пробирку. Под тягой прогрейте пробирку со смесью, а затем нагревайте её в том месте, где находятся реагенты. Что ощущаете? Через минуту снимите пробирку с аммиаком и, не переворачивая, опустите отверстием в кристал- лизатор с водой. Что наблюдаете? Закройте отверстие пробирки пальцем под во- дой, переверните её с полученным раствором, уберите палец и добавьте в раствор несколько капель раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакции получения аммиака. Какой способ вы использовали для его собирания? Лабораторный опыт 35 Водный раствор аммиака имеет щелочную реакцию. Это объясняется тем, что гидрат аммиака — слабый электролит, он незначительно диссоциирует на катион аммония NH4 и гидроксид-анион ОН–: NH3 Н2О NH4 + ОН– Наличие в водном растворе аммиака гидроксид-ионов обусловливает изме- нение окраски фенолфталеина на малиновую. Поскольку в аммиаке атом азота обладает минимальной степенью окисле- ния (–3), аммиак проявляет восстановительные свойства. Аммиак горит в чистом кислороде, при этом образуется азот и водяные пары: 4 3 2 6 3 3 0 2 0 2 2 2 NH О N H О − − Если проводить данную реакцию в присутствии катализатора (платина, ок- сид хрома(III)), то протекает более глубокое окисление аммиака — с образова- нием оксида азота(II): 4 5 4 6 3 3 0 2 2 2 2 2 NH О NO H O − + − −
91 В данном случае катализатор не ускоряет химическую реакцию, а направ- ляет её по другому пути. Восстановительные свойства аммиака проявляются и в реакции с некото- рыми оксидами металлов: 2 3 3 3 3 2 0 0 3 2 2NH CuO N Cu H O − + Как газообразный аммиак, так и водный раствор этого вещества реагируют с кислотами, образуя соли аммония: NH3 + HCl NH4Cl 2NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4 Образование катиона аммония происходит в результате возникновения ко- валентной связи между атомом азота, имеющим свободную электронную пару (её называют неподелённой электронной парой), и катионом водорода, кото- рый переходит к аммиаку от молекул кислоты. Атом азота называют донором электронов, а атом водорода — акцептором: Такой механизм образования ковалентной связи называют донорно-акцеп- торным. Применение. Аммиак — исходное вещество для получения азотной кислоты и солей аммония. Аммиак также используют в качестве хладагента в промыш- ленных холодильных установках. Он легко сжижается при повышении давле- ния (рис. 36), а испарение сопровождается поглощением теплоты, в результате чего и происходит охлаждение. Соли аммония. В состав солей, помимо катионов металлов, может входить катион аммония NH4 . Этот катион образует соли с большинством кислотных остатков. Все соли аммония — твёрдые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. При нагревании большинство солей аммо- ния разлагается, например: NH4Cl t NH3 + HCl Эту реакцию используют при паянии, так как образующийся хлороводород очищает по- верхность металлов от оксидной плёнки. Если кислотный остаток обладает окис- лительными свойствами (например, за счёт Рис. 36. Жидкий аммиак хранят и транспортируют в баллонах жёлтого цвета
92 атома элемента в высшей степени окисле- ния), разложение представляет собой окисли- тельно-восстановительную реакцию. В резуль- тате атомы азота в катионе аммония окисля- ются, как правило, до свободного азота. Так происходит в реакции разложения дихромата аммония, напоминающей извержение вулкана (рис. 37): (NH4)2Cr2O7 t Cr2O3 + N2 + 4H2O Разложение нитрита аммония — лаборатор- ный способ получения азота: NH4NO2 t N2 + 2H2O Качественной реакцией на катион аммония служит взаимодействие раствора соли со щёло- чью. Реакция идёт при нагревании. В резуль- тате реакции обмена образуется слабое основание — гидрат аммиака, кото- рое даже при комнатной температуре, тем более при небольшом нагревании, разлагается. Выделяющийся аммиак обнаруживают по запаху или посинению влажной лакмусовой бумаги. В ионном виде уравнение качественной реакции на катион аммония имеет вид NH4 + OH– NH3l + H2O Данному ионному уравнению соответствует, например, молекулярное урав- нение реакции между раствором сульфата аммония и гидроксидом калия: (NH4)2SO4 + 2KOH K2SO4 + 2NH3l + 2H2O С помощью подобной реакции получают аммиак в лабораторных условиях. Для этой цели хлорид аммония нагревают с гашёной известью: 2NH4Cl + Ca(OH)2 t CaCl2 + 2NH3l + 2H2O В пробирку налейте 2 мл раствора хлорида аммония и добавьте 2 мл раствора гидроксида натрия. Нагрейте пробирку. Поднесите к отверстию пробирки влажную лакмусовую бумагу. Что наблюдаете? О чём свидетельствует изменение окраски индикаторной бумаги? Лабораторный опыт 36 Соли аммония используют в качестве удобрений (фосфаты, хлорид, нитрат аммония), как компоненты взрывчатых веществ (нитрат аммония, или амми- ачная селитра), в пищевой промышленности (гидрокарбонат, карбонат, хлорид аммония), при выделке кожи (сульфат аммония). Рис. 37. Разложение дихромата аммония (химический вулкан)
93 Аммиак. Аммиачная вода. Нашатырный спирт. Гидрат аммиака. Соли аммония. Качественная реакция на ион аммония. Неподелённая элек- тронная пара. Донор электронов. Акцептор электронов. Донорно- акцепторный механизм образования ковалентной связи 1. Составьте схему образования химической связи в молекуле аммиака. 2. Охарактеризуйте физические и химические свойства аммиака. Свяжите их с об- ластями применения этого соединения. 3. Почему аммиак в окислительно-восстановительных реакциях проявляет свойства восстановителя? 4. В чём состоит донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи? Какой ещё механизм образования ковалентной связи вам известен? Подтвердите свои рассуждения рассмотрением строения катиона аммония. 5. Запишите сокращённое ионное уравнение качественной реакции на катион ам- мония. Проверьте свои знания 6. Напишите уравнения реакций получения нитрида натрия и его взаимодействия с водой. Какая из этих реакций является окислительно-восстановительной? 7. С какими из перечисленных веществ реагирует аммиак: водород, азотная кисло- та, кислород, гидроксид натрия, вода, хлорид калия, оксид меди(II), железо, суль- фат аммония? Запишите уравнения соответствующих реакций. 8. В двух пробирках без подписи находятся растворы хлорида аммония и хлори- да натрия. Какими способами можно распознать эти вещества? Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций. 9. В 150 мл воды растворили 67,2 л аммиака (н. у.). Рассчитайте массовую долю аммиака в полученном растворе. Примените свои знания 10. Постройте круговые диаграммы, отражающие массовые доли химических эле- ментов в следующих солях: нитрат калия, нитрат аммония, нитрат кальция, суль- фат аммония. Какую из этих солей вы бы рекомендовали использовать в качестве азотного удобрения? Выразите своё мнение 11. Подготовьте сообщение по теме «Производство аммиака: от Габера до совре- менности». 12. Объясните, почему аммиак используют в промышленных холодильных установ- ках. Используйте дополнительную информацию
94 Практическая работа 4 ПОЛУЧЕНИЕ АММИАКА И ИЗУЧЕНИЕ ЕГО СВОЙСТВ Получение аммиака и его водного раствора 1. На листке бумаги перемешайте приблизительно равные массы кристал- лических хлорида аммония NH4Cl и гидроксида кальция Ca(OH)2 (например, по два шпателя того и другого вещества). 2. Приготовленную смесь внесите в пробирку на 1 / 5 её объёма. 3. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой и проверьте прибор на герметичность. 4. Закрепите прибор в штативе горизонтально с небольшим наклоном в сто- рону пробки так, чтобы отверстие пробирки было чуть ниже дна: это связано с тем, что образующиеся капли воды не должны стекать на дно, иначе пробирка может лопнуть. 5. Наденьте сухую пробирку — приёмник газа на газоотводную трубку, на- правленную вверх. 6. Зажгите спиртовку. Нагрейте пробирку со смесью в пламени спиртовки, соблюдая все правила. 7. Определите наличие аммиака в пробирке-приёмнике. Для этого кусо- чек универсальной индикаторной бумаги смочите водой и пинцетом поднесите к отверстию пробирки. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции. 8. Прекратите нагревание. Снимите пробирку с аммиаком с газоотводной трубки, не переворачивая её. Конец газоотводной трубки сразу же после снятия с неё пробирки-приёмника закройте кусочком мокрой ваты. 9. Немедленно закройте отверстие пробирки-приёмника пробкой с держате- лем и опустите пробирку в стакан с водой. Только под водой выньте пробку из отверстия пробирки с помощью держателя. 10. Слегка покачивая пробирку, растворите собранный газ в воде. Ког- да вода поднимется в пробирку, снова закройте отверстие пробирки пробкой с держателем и выньте пробирку из сосуда. Изучение химических свойств водного раствора аммиака 1. Содержимое пробирки с полученным раствором аммиака разделите на две пробирки. В одну добавьте 2—3 капли фенолфталеина. Что наблюдаете? 2. В эту же пробирку прилейте раствор соляной кислоты (или азотной кис- лоты) до исчезновения окраски. Запишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах. 3. В другую пробирку прилейте 1—2 мл раствора хлорида алюминия. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах. 4. Снимите ватку с газоотводной трубки и снова нагрейте пробирку со смесью гидроксида кальция и хлорида аммония. 5. Поднесите к отверстию газоотводной трубки палочку, смоченную соляной кислотой. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции. Разберите установку и приведите в порядок рабочее место. Оформите отчёт.
95 § 18. КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА В соединениях с кислородом азот проявляет степени окисления +1, +2, +3, +4, +5. Какими свойствами характеризуются эти соединения? Какое из них проявляет только окислительные свойства, а какие — и окислитель- ные, и восстановительные? Оксиды азота. С кислородом азот реагирует только при температуре выше 2000 oС — температуре электрического разряда (рис. 38). При этом образуется бесцветный оксид азота(II): N О NО 0 2 0 2 2 2 2+ − t Кроме этого оксида, азот образует ещё четыре оксида, формулы которых: N2O, N2O3, NO2, N2O5. При обычных условиях оксид азота(I) — бесцветный газ с приятным сладковатым запахом, оксид азота(III) — жидкость синего цвета, оксид азота(IV) — бурый газ, оксид азота(V) — бесцветные летучие кристаллы. Эти оксиды получают косвенным путём. Например, оксид азота(IV) образуется из оксида азота(II) окислением кислородом воздуха: 2 2 2 2 0 2 4 2 2NО О NО + − + − Оксид азота(I) N2O и оксид азота(II) NO — несолеобразующие, т. е. они не реагируют ни с кислотами, ни с основаниями с образованием солей. Остальные оксиды азота кислотные. Оксиду азота(III) N2O3 соответствует азотистая кислота, которая образуется при реакции этого оксида с водой: N2O3 + H2O 2HNO2 Оксиду азота(V) N2O5 соответствует азотная кислота: N2O5 + H2O 2HNO3 Оксид азота(IV) NO2 в этом отноше- нии очень необычен. Кислоты, в которой азот проявлял бы степень окисления +4, не существует. И тем не менее это кислот- ный оксид, при взаимодействии с водой он образует сразу две кислоты, азотистую и азотную: 2 4 2 2 3 2 5 3NO H O HNO HNO Рис. 38. Во время грозы при разряде молнии в атмосфере образуется оксид азота(II)
96 Азотистая кислота. В свободном состоянии получить эту кислоту не уда- ётся, так как она легко разлагается. В водном растворе азотистая кислота — слабый электролит, обратимо диссоциирует в соответствии с уравнением HNO2 H+ + NO2 − Поскольку атом азота в азотистой кислоте находится в промежуточной сте- пени окисления +3, для неё характерна окислительно-восстановительная двой- ственность. В реакциях с сильными окислителями азотистая кислота окисля- ется до азотной, проявляя свойства восстановителя: 2 2 3 2 0 2 5 2 3HNO O HNO − Однако она проявляет и слабые окислительные свойства: 2 2 2 2 3 2 1 0 2 2 2HNO HI I NO H O + − n l С осноXвными оксидами и щелочами азотистая кислота образует соли — ни- триты: HNO2 + NaOH NaNO2 + H2O Соли азотистой кислоты (нитриты) — белые кристаллические вещества. Ни- триты активных металлов растворимы в воде, в водных растворах проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Особые химические свойства проявляет нитрит аммония. При небольшом нагревании он разлагается: NH NO N H O − + 3 4 3 2 0 2 22 При этом переход электронов происходит от атома азота катиона аммония NH4 (восстановитель) к атому азота нитрит-иона NO2 − (окислитель). Разложе- нием нитрита аммония в лабораторных условиях получают чистый азот. Азотная кислота. Казалось бы, для получения азотной кислоты логич- но в качестве исходного вещества использовать атмосферный азот, источник которого практически неисчерпаем. Но вспомните, насколько химически инер- тно это вещество, с каким трудом и в каких жёстких условиях азот окис- ляется кислородом. Азотная кислота, полученная из азота, стоила бы очень дорого. Химики предложили использовать в промышленном получении азотной кислоты аммиак. Почему, ведь аммиак и сам является ценным продуктом хи- мического производства? Дело в том, что в аммиаке нет таких прочных трой- ных связей, какими связаны между собой атомы в молекуле азота, поэтому окислить аммиак легче, а следовательно, и дешевле. Первая стадия получения азотной кислоты — каталитическое окисление аммиака кислородом: 4NH3 + 5О2 t, кат. 4NО + 6H2O В качестве катализатора этой реакции используют платину.
97 Вторая стадия протекает легко — оксид азота(II) окисляется кислородом воздуха с образованием оксида азота(IV): 2NO + O2 2NO2 Остаётся повысить степень окисления азота ещё на одну единицу. На тре- тьей стадии процесса оксид азота(IV) в присутствии кислорода реагирует с во- дой. Сложную совокупность химических реакций, протекающих при этом, можно упрощённо записать следующим химическим уравнением: 4NO2 + 2Н2О + O2 4НNO3 Так получают раствор азотной кислоты с массовой долей до 60 %. Для боль- шинства областей применения такая концентрация кислоты вполне приемлема. Азотная кислота представляет собой бесцветную жидкость, которая при хра- нении частично разлагается и приобретает бурый оттенок. Его придаёт кислоте один из продуктов реакции — оксид азота(IV): 4HNO3 4NO2 + О2 + 2H2O Азотная кислота — сильный электролит, в водном растворе полностью дис- социирует с образованием катионов водорода и нитрат-анионов: HNO3 Н+ + NO3 − Благодаря наличию в растворе катионов водорода азотная кислота проявля- ет характерные химические свойства кислот: реагирует с осноXвными и амфо- терными оксидами, щелочами и нерастворимыми в воде гидроксидами метал- лов, с солями по реакции ионного обмена. В пробирку поместите немного (на кончике шпателя) оксида меди(II) и добавьте 2 мл раствора азотной кислоты. Нагрейте пробирку. Что наблюдаете? О чём сви- детельствует изменение окраски раствора? В пробирку налейте 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте 2 капли раствора фенолфталеина. Добавляйте в пробирку раствор азотной кислоты. Что наблюдаете? Почему исчезла окраска индикатора? Получите гидроксид меди(II). Для этого к 1—2 мл раствора сульфата меди добавьте немного раствора гидроксида натрия. Прилейте в пробирку раствор азотной кис- лоты. Что наблюдаете? Почему растворился осадок гидроксида меди(II)? Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций. Лабораторный опыт 37 В реакциях с металлами и разбавленная, и концентрированная азотная кис- лота проявляет особенные свойства. Окислителем в таких реакциях является не катион водорода, как в других кислотах, а анион NO3 −. Следовательно, и продуктом восстановления будет не водород, а соединения азота в более низ- ких степенях окисления. Какие именно соединения? Это зависит как от кон- центрации кислоты, так и от активности металла. Чем меньше массовая доля кислоты в растворе и выше активность металла, тем полнее протекает восста- новление азота.
98 Например, при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с медью (металлом малоактивным, стоящим после водорода в электрохимическом ряду на- пряжений), помимо соли металла и воды, образуется оксид азота(IV) (рис. 39): Cu HNO конц. Cu NO H O 0 5 3 2 3 2 4 2 2 4 2 2 l ( ) (NO ) Разбавленная азотная кислота реагирует с медью уже с образованием оксида азота(II): 3 8 3 2 4 0 5 2 2 3 3 2 2Cu HNO разб Cu NO NO H O l( .) ( ) Железо, алюминий и хром концентрированной азот- ной кислотой пассивируются. Соли азотной кислоты (нитраты) представляют со- бой твёрдые кристаллические вещества, хорошо раство- римые в воде. Нитраты щелочных, щелочноземельных металлов и аммония называют селитрами. При нагревании нитраты разлагаются. Состав про- дуктов разложения зависит от активности металла, входящего в состав соли (схема 5). Нитраты активных металлов (щелочных и щелочноземельных) разлагаются с образованием нитрита металла и кислорода, например: 2KNO3 z 450 C 2KNO2 + O2 Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений от магния до меди включительно, разлагаются при нагревании на оксид металла, оксид азота(IV) и кислород. Например: 2Cu(NO3)2 > C170 2CuO + 4NO2 + O2 Нитраты менее активных, чем медь, металлов разлагаются с образованием металла, оксида азота(IV) и кислорода, например: 2AgNO3 350 C 2Ag + 2NO2 + O2 Схема 5 Термическое разложение нитратов металлов Рис. 39. При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с медью один из продуктов реакции — бурый оксид азота(IV)
99 Оксиды азота. Азотистая кислота. Нитриты. Азотная кислота. Нитра- ты. Селитры 1. Запишите формулы всех оксидов азота и дайте им названия. Разделите их на две группы. Какой критерий классификации вы использовали при этом? 2. Сравните по свойствам две кислородсодержащие кислоты азота. Ответ подтвер- дите уравнениями соответствующих реакций. 3. Какие особенности азотной кислоты следует учитывать при рассмотрении её реакций с металлами? Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций. 4. Запишите уравнения реакций, с помощью которых получают азотную кислоту. Проверьте свои знания 5. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения окислительно-вос- становительных реакций, протекающих по схемам: а) NO2 + P m N2 + P2O5 б) I2 + HNO3 m HIO3 + NO2 + H2O в) FeCl2 + NaNO2 + HCl m FeCl3 + NaCl + NO + H2O В каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. 6. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: а) NH3 m N2 m NO m NO2 m HNO3 m NaNO3 m NaNO2 б) KNO3 m HNO3 m Cu(NO3)2 m NO2 m N2 Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения, а в уравне- ниях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. 7. При разложении 66,2 мг нитрата металла в степени окислении +2 образовалось 44,6 мг оксида этого металла. Установите формулу нитрата и напишите уравнение реакции разложения. 8. Для нейтрализации 25,0 мл раствора азотной кислоты (плотность 1,115 г / мл) по- требовалось 31,9 мл 10 %-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,11 г / мл). Определите массовую долю кислоты в исходном растворе. Примените свои знания 9. К какой группе (кислотных или несолеобразующих) оксидов следует отнести ок- сид азота(IV)? Обоснуйте свою точку зрения. 10. Бурый дым, выходящий из труб некоторых химических предприятий, называют «лисий хвост». Какое вещество придаёт выбросам бурую окраску? Какие химиче- ские предприятия загрязняют атмосферу этим веществом? 11. Перед оккупацией Дании гитлеровскими войсками выдающийся физик Нильс Бор спас от конфискации свою золотую нобелевскую медаль, растворив её в «цар- ской водке». После освобождения Европы в 1945 г. Бор выделил золото из раство- ра, и Нобелевский комитет отчеканил медаль заново. Напишите уравнение реакции взаимодействия золота с «царской водкой». Используйте дополнительную информацию
100 § 19. ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Александр Евгеньевич Ферсман, русский геохимик и минералог, один из ос- новоположников геохимии, «поэт камня», как его называл Алексей Толстой, утверждал, что фосфор является «элементом жизни и мысли». Почему? Строение атома. Атомный номер фосфора 15, следовательно, в ядре атома фосфора 15 протонов, а электронную оболочку составляют 15 электронов. По- скольку фосфор — элемент третьего периода, электроны в атоме располагаются на трёх энергетических уровнях: 15P 2e, 8e, 5е– Фосфор — типичный неметалл. Для завершения внешнего энергетического уровня до устойчивой восьмиэлектронной оболочки атому фосфора недостаёт трёх электронов. В отличие от атома азота, пять внешних электронов находят- ся на большем расстоянии от ядра атома и менее прочно с ним связаны. Следо- вательно, неметаллические свойства у фосфора выражены слабее, чем у азота. Тем не менее при образовании связей с атомами менее электроотрицательных элементов, в первую очередь металлов и водорода, атом фосфора принимает не- достающие три электрона и приобретает минимальную степень окисления –3. Максимальная же степень окисления, которую фосфор проявляет в соединени- ях с более электроотрицательными элементами, определяется числом валент- ных электронов и равна +5. Нахождение в природе. Фосфор в свободном состоянии не встречается. Этот элемент относится к довольно распространённым и образует около 190 мине- ралов. Самые главные из них — апатиты и фосфориты, в состав которых пре- имущественно входит Са3(РО4)2. Фосфор — биогенный элемент, он входит в состав всех живых организмов. Особенно много фосфора в плодах и семенах, в жировой ткани. Большое ко- личество этого элемента содержится в головном мозге. Богатые фосфором про- дукты питания (например, рыба, яйца, молоко) полезны для умственной дея- тельности. Скелет человека и животных формируется главным образом за счёт соединений фосфора и кальция, вот почему в период роста организма в пище в достаточном количестве должны содержаться эти элементы. Из курса биологии вы знаете, что в каждой клетке содержится соединение фосфора аденозинтрифосфорная кислота (АТФ). Она поставляет энергию для всех процессов, происходящих в клетке. Фосфор как простое вещество. Фосфор образует несколько аллотропных мо- дификаций, среди которых наиболее известны белый и красный фосфор. Белый фосфор — воскоподобное вещество, легко режется ножом, плавится уже при температуре 44 oС (рис. 40, а). В твёрдом состоянии имеет молеку- лярную кристаллическую решётку, а его молекулы состоят из четырёх атомов, расположенных в вершинах правильного тетраэдра (рис. 40, б). Именно поэто- му формулу белого фосфора записывают так: Р4.
101 Белый фосфор очень реакционноспособен. При ограниченном доступе воздуха он окис- ляется кислородом, при этом наблюдается зеленоватое свечение. Это явление называют хемилюминесценцией. Во избежание окисле- ния белый фосфор хранят под слоем воды, в которой он практически нерастворим. Белый фосфор чрезвычайно ядовит, само- воспламеняется на открытом воздухе, а так- же при контакте с кожей. При нагревании без доступа воздуха бе- лый фосфор превращается в другую алло- тропную модификацию — красный фосфор. Это твёрдое вещество красно-бурого цвета. Красный фосфор менее активен, устойчив на воздухе, нетоксичен, не обладает способ- ностью светиться на воздухе, но при поджи- гании легко загорается и горит ярким пла- менем с выделением густого белого дыма. Химические свойства фосфора Окислительные свойства фосфор прояв- ляет по отношению к металлам. Продукты взаимодействия, в которых фосфор проявля- ет степень окисления –3, называют фосфи- дами. Например, при нагревании фосфора с металлическим кальцием образуются крас- но-коричневые кристаллы фосфида кальция: 3 2 0 0 2 3 3 2Ca P Ca P + −t Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов легко разлагаются во- дой, при этом образуется летучее водородное соединение фосфора — фосфин: Ca3P2 + 6Н2О 3Са(ОН)2 + 2РН3l Фосфин — бесцветный газ с резким неприятным запахом испорченной рыбы, на воздухе самовозгорается: 2РН3 + 4О2 Р2О5 + 3Н2О Восстановительные свойства фосфор проявляет по отношению к кислоро- ду, галогенам, а также сложным веществам — окислителям. Например, в ат- мосфере хлора фосфор сгорает с образованием хлорида фосфора(V): 2 5 2 0 0 5 1 2 5Р Сl РCl + − Концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты: Р + 5HNO3 H3PO4 + 5NO2 + H2O Фосфор образует два кислотных оксида: оксид фосфора(III) и оксид фосфора(V). а б Рис. 40. Белый фосфор: а — внешний вид, б — модель молекулы
102 Оксид фосфора(III) Р2О3 — белое кристаллическое вещество с неприятным запахом. Ему соответствует фосфористая кислота H3PO3. Оксид фосфора(V) Р2О5 — твёрдое вещество белого цвета, очень гигроско- пичен, т. е. интенсивно поглощает водяные пары. Благодаря этому свойству его используют для осушки газов. Оксид фосфора(V) — типичный кислотный ок- сид. Он легко взаимодействует со щелочами, образуя соли фосфорной кислоты: P2O5 + 6NaOH 2Na3PO4 + 3H2O Фосфорная кислота Н3РО4. При растворении оксида фосфора(V) в избытке горячей воды образуется раствор фосфорной кислоты: Р2О5 + 3Н2О 2Н3РО4 Фосфорная кислота (её другое название — ортофосфорная кислота) — твёр- дое белое вещество. Как и оксид фосфора(V), она настолько гигроскопична, что при непродолжительном хранении на воздухе её кристаллы расплываются и превращаются в вязкую жидкость. Фосфорная кислота проявляет характерные свойства неорганических кис- лот: взаимодействует с оксидами и гидроксидами щелочных и щелочноземель- ных металлов, а также с солями: 2H3PO4 + 3Na2O 2Na3PO4 + 3H2O H3PO4 + 3KOH K3PO4 + 3H2O 2H3PO4 + 3Na2СО3 2Na3PO4 + 3H2O + 3СО2l В отличие от азотной кислоты, фосфорная не проявляет окислительных свойств за счёт кислотного остатка. Кроме того, она малотоксична. Фосфор- ную кислоту используют в качестве пищевой добавки (код Е338) при произ- водстве газированных напитков для придания им кисловатого вкуса. Разбавленную фосфорную кислоту получают обработкой фосфатов раствором серной кислоты: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 3CaSO4 + 2H3PO4 Концентрированную кислоту получают окислением красного фосфора с по- следующим растворением оксида фосфора(V) в воде. Главные потребители фосфорной кислоты — это заводы по производству ми- неральных удобрений и кормовых добавок для животноводства. Кроме того, она входит в состав средств для удаления ржавчины. Такие средства не только растворяют налёт оксидов железа, но и обладают антикоррозионным действи- ем, поскольку образующийся нерастворимый в воде фосфат железа образует на поверхности металла защитную плёнку: Fe2O3 + 2H3PO4 2FePO4n + 3H2O Соли фосфорной кислоты — фосфаты нерастворимы в воде за исключением фосфатов натрия и калия. Качественной реакцией на фосфат-анион (фосфорную кислоту и её раство- римые в воде соли) является взаимодействие с раствором нитрата серебра с об- разованием жёлтого осадка.
103 В пробирку налейте 2 мл раствора фосфата натрия и добавьте с помощью пипетки несколько капель раствора нитрата серебра. Что наблюдаете? Составьте молеку- лярное и ионное уравнения реакции. Лабораторный опыт 38 Белый фосфор. Красный фосфор. Фосфиды. Фосфин. Оксид фос- фора(III). Оксид фосфора(V). Фосфорная кислота. Фосфаты. Каче- ственная реакция на фосфат-ион 1. Дайте характеристику фосфора на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева. 2. Сравните аллотропные модификации фосфора, т. е. найдите черты сходства и различия между ними. 3. Охарактеризуйте получение, свойства и применение красного фосфора. Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций. Проверьте свои знания 4. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: Р m Са3P2 m PH3 m P2O5 m H3PO4 m K3PO4 m Ag3PO4 Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения. В уравне- ниях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислители и восстановители. 5. Найдите массу 2%-ного раствора фосфорной кислоты, необходимой для нейтра- лизации 30 г 8%-ного раствора гидроксида натрия. Рассчитайте массу полученного фосфата. 6. Один из способов получения фосфорной кислоты — окисление фосфора концен- трированной азотной кислотой. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение данной реакции, протекающей по схеме: Р + HNO3 + H2O m H3PO4 + + NOl. Какая масса фосфорной кислоты образуется при окислении 17,2 г техниче- ского красного фосфора, содержащего 10 % примесей? Примените свои знания 7. Сравните продукты реакции горения фосфина с продуктами горения и каталити- ческого окисления аммиака. Как вы думаете, с чем связано различие? Выразите своё мнение 8. Один из городов России расположен в следующей точке земного шара: 67o34'03'' с. ш., 33o23'36'' в. д. Как называется этот город? Какое отношение к изучаемой теме он имеет? Составьте краткую информационную справку об этом городе. Используйте дополнительную информацию
104 § 20. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ IVА-ГРУППЫ. УГЛЕРОД Будучи неметаллом, углерод способен проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Какие химические свойства углерода под- тверждают этот вывод? Элементы IVA-группы содержат на внешнем энергетическом уровне атомов четыре электрона. Для создания устойчивой электронной оболочки соответству- ющего благородного газа атомы этих элементов должны либо отдать четыре электрона, либо присоединить ровно столько же. Склонность элементов подгруп- пы углерода к отдаче или присоединению электронов определяется радиусом их атомов. Углерод и кремний, имеющие небольшие радиусы атомов, относятся к неметаллам. Олово и свинец, радиусы атомов которых больше, — элементы- металлы. Германий сочетает свойства элемента-металла и элемента-неметалла. Максимальная степень окисления атомов элементов IVA-группы +4, все они образуют высшие оксиды состава ЭО2. Минимальную степень окисления –4 мо- гут принимать только углерод и кремний. Рассмотрим более подробно углерод. Строение атома углерода. Строение электронной оболочки атома углерода: 6С 2e, 4e Углерод в природе. В свободном состоянии углерод встречается на Земле в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод входит в состав природного газа, нефти, горючих сланцев и карбонатных минералов, а также органиче- ских веществ. Оксид углерода(IV) — углекислый газ — содержится в атмосфере планеты, а в рас- творённом виде — в природных водах. Углекислый газ играет важную роль в круговороте углерода в природе. Растения и некоторые бактерии по- глощают углекислый газ в процессе фотосинтеза; все живые организмы выделяют его в результате дыхания. Кроме того, углекислый газ в больших количествах попадает в атмосферу как продукт сжигания практически всех видов топлива. Угле- кислый газ, растворённый в водах Мирового оке- ана, усваивается моллюсками и простейшими, а после их гибели в виде карбонатных отложений углерод вновь попадает в литосферу. Считают, что повышение содержания углекис- лого газа в атмосфере приводит к так называемо- му парниковому эффекту (см. § 38). Рис. 41. Модель кристаллической решётки алмаза
105 Углерод как простое вещество. Самые распространённые аллотропные модифика- ции углерода — алмаз и графит. В послед- ние десятилетия были открыты и исследова- ны такие аллотропные формы углерода, как карбин, фуллерены, графен и др. Алмаз — прозрачное кристаллическое ве- щество, самое твёрдое из всех природных веществ. Он служит эталоном твёрдости по так называемой шкале Мооса и по десяти- балльной системе оценивается высшим баллом 10. Такая твёрдость алмаза обусловле- на особой структурой его атомной кристалли- ческой решётки (рис. 41). В ней каждый атом углерода окружён четырьмя такими же атома- ми, расположенными в вершинах тетраэдра. Кристаллы алмаза обычно бесцветные, но иногда за счёт примесей приоб- ретают синюю, голубую, красную или чёрную окраску. Они обладают очень сильным блеском благодаря высокой светопреломляющей и светоотражающей способности. Алмазы были известны ещё в древности. Само слово «алмаз» происходит или от арабского алмас, что означает «твердейший», или от греческого ада- мас — «несокрушимый», «непреодолимый». Массу алмазов и некоторых дру- гих драгоценных камней измеряют в каратах, 1 карат соответствует 200 мг. Огранённые прозрачные алмазы называют бриллиантами (рис. 42). Бриллиан- ты — одни из самых дорогих и красивых ювелирных камней. Крупные алмазы встречаются довольно редко, поэтому и ценятся очень вы- соко. Некоторые из них даже имеют собственные имена и биографию. Самый крупный из найденных алмазов — это «Кулли- нан» из Южной Африки (3025 карат). Печаль- ную известность приобрёл «Шах» (88,7 карата), хранящийся в Алмазном фонде. Он был передан императору Николаю I персидским правитель- ством в знак примирения после убийства в Теге- ране в 1829 г. дипломата и известного русского писателя А. С. Грибоедова. Алмазы — не только материал ювелиров. Бла- годаря исключительно высокой твёрдости их при- меняют для изготовления буров, свёрл, шлифо- вальных инструментов. Крупнейшие месторождения алмазов находят- ся в Южной Африке. В России алмазы добывают в Якутии, Пермском крае и Архангельской об- ласти. Графит — тёмно-серое, жирное на ощупь кри- сталлическое вещество с металлическим блеском. В отличие от алмаза, графит — очень мягкий, не- прозрачный материал, хорошо проводит теплоту Рис. 42. Бриллиант — огранённый алмаз Рис. 43. Модель кристаллической решётки графита
106 и электрический ток, тугоплавкий. Мягкость графита, его способность остав- лять серый след на поверхностях других материалов обусловлены его слоистой структурой. В кристаллической решётке графита атомы углерода, лежащие в одной плоскости, прочно связаны в шестиугольники, а вот связи между сло- ями относительно слабые (рис. 43). Из графита изготавливают электроды, твёрдые смазки трущихся деталей, замедлители нейтронов в ядерных реакторах, стержни для карандашей. Сходное с графитом строение имеют разновидности так называемого аморф- ного углерода — сажа и древесный уголь. Главное отличие аморфного углерода от графита состоит в том, что мельчайшие кристаллики в аморфном веществе расположены не упорядоченно, а хаотически. Сажу получают разложением при высокой температуре природного газа. Основная составляющая природного газа — метан СН4 разлагается на углерод и водород: CH4 t C + 2H2 Сажу используют в промышленности при изготовлении резины (именно по- этому автомобильные покрышки и многие другие резиновые изделия имеют чёрный цвет), она входит в состав чёрных красок, в том числе для принтеров, а также применяется для изготовления химических источников тока. Древесный уголь образуется при нагревании кусочков древесины при высо- кой температуре без доступа воздуха. Его образование объясняется разложени- ем сложных углеродсодержащих веществ древесины с удалением газообразных продуктов. В результате процесса разложения остаётся некое подобие углерод- ного каркаса, бывшего ранее растительными волокнами. Поэтому древесный уголь имеет пористую структуру, внутри он пронизан многочисленными поло- стями, каналами, пустотами. Благодаря этому древесный уголь обладает спо- собностью поглощать газы и растворённые вещества. Такое свойство называют адсорбцией. Для увеличения адсорбционной способности древесного угля его обрабатывают водяным паром. Полученный таким образом уголь называют активированным. Активированный уголь используют для очистки сахарных сиропов в свеклосахарном производстве, в фильтрующих противогазах для по- глощения отравляющих веществ, при пищевых отравлениях (в виде таблеток). Для нужд металлургической промышленности требуется огромное количе- ство углерода, используемого в качестве восстановителя. Его получают из осо- бого типа природного каменного угля — коксующихся углей. Кусочки камен- ного угля нагревают в специальных печах до температуры свыше 1000 oС без доступа воздуха. При такой температуре все органические вещества, входящие в состав каменного угля, разлагаются, содержащиеся в небольших количе- ствах элементы кислород и водород выделяются в виде газообразных веществ (углекислого газа и паров воды), а кусочки каменного угля превращаются в кокс — практически чистый углерод. Такое производство называют коксо- химическим. В результате коксования каменного угля получают: коксовый газ, состо- ящий преимущественно из метана; каменноугольную смолу, содержащую не- сколько сотен различных органических соединений, в том числе бензол, фенол и др.; аммиачную воду, содержащую, кроме растворённого аммиака, некоторые другие вещества (рис. 44).
107 Химические свойства углерода. При обычных условиях углерод — мало- активное вещество. Особую химическую инертность проявляет такая его алло- тропная модификация, как алмаз. Тем не менее в токе кислорода алмаз при сравнительно небольшой температуре (600—700 oС) сгорает с образованием углекислого газа: С(алмаз) + О2 t СО2 Восстановительные свойства углерод проявляет и в реакциях со сложны- ми веществами-окислителями. Например, горячая концентрированная серная кислота взаимодействует с углеродом, при этом наблюдается бурное выделение углекислого и сернистого газов: C + 2H2SO4 CO2l + 2SO2l + 2H2O На протекании этой реакции основан эффектный химический опыт — «чёр- ное эскимо». Если к сахарной пудре, помещённой в стакан, добавить немно- го концентрированной серной кислоты, то через некоторое время реакционная смесь начинает вспениваться и в виде чёрной массы, выталкиваемой образую- щимися газами, выползать из стакана (рис. 45). Рис. 44. Продукты коксохимического производства
108 Практическое значение имеет использование кокса в качестве восстанови- теля в металлургии: С + ZnO COl + Zn Окислительные свойства. При нагревании углерод взаимодействует с ме- таллами. Образующиеся вещества носят общее название карбиды. Спекание кокса с алюминием приводит к получению карбида алюминия: 4 3 0 0 3 4 4 3Al C Al C + −t Углерод выступает в роли окислителя и при взаимодействии с неметаллами, имеющими меньшее значение электроотрицательности. Так, при прокаливании смеси углерода с кремнием получают карбид кремния, или карборунд: Si C SiC + −t 4 4 При взаимодействии с водородом углерод также проявляет окислительные свойства: C H CH − + 2 2 4 4 1t Образующееся вещество называют метаном. Приведённое уравнение хими- ческой реакции лежит в основе промышленного процесса утилизации мелкой угольной пыли, образующейся в качестве отхода коксохимического производ- ства. Углерод. Круговорот углерода в природе. Алмаз. Графит. Сажа. Дре- весный уголь. Адсорбция. Кокс. Коксохимическое производство. Карбиды t Рис. 45. Взаимодействие сахара с концентрированной серной кислотой
109 1. Дайте характеристику элемента углерода на основании его положения в Перио- дической системе Д. И. Менделеева. 2. Сравните свойства алмаза и графита. 3. Что представляет собой аморфный углерод? Какие виды такого углерода раз- личают? Где их применяют? 4. Что такое адсорбция? Расскажите о применении этого явления (на примере ак- тивированного угля). 5. Охарактеризуйте химические свойства углерода. Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций. 6. Какой процесс называют коксованием каменного угля? Назовите продукты кок- сохимического производства. Проверьте свои знания 7. Используя метод электронного баланса, определите коэффициенты в схеме реакции С + HNO3 m CO2 + NO2 + H2O Укажите окислитель и восстановитель. 8. Напишите уравнения реакций углерода с оксидом меди(II), серой, оксидом свинца(IV), магнием. Определите, какие свойства — окислительные или восстано- вительные — проявляет углерод в каждой из реакций. 9. Какая масса кокса (условно чистый углерод) потребуется для получения цинка из 216 т рудного концентрата, содержащего 75 % оксида цинка, если кокс необхо- димо взять в двукратном избытке? Примените свои знания 10. Первый в России алмаз был найден 5 июля 1829 г. на Урале в Пермской гу- бернии на Крестовоздвиженском золотом прииске четырнадцатилетним крепостным Павлом Поповым. Прииск был расположен недалеко от посёлка Промысла Горноза- водского района Пермского края. Найдите это место на сервисе электронных карт, распечатайте карту и спутниковую съёмку окрестностей посёлка Промысла, опре- делите его географические координаты и расстояние до районного центра Горно- заводска и столицы края Перми. 11. Каким образом имя выдающегося русского химика Николая Дмитриевича Зелин- ского связано с химией углерода? Какое техническое изобретение было сделано им совместно с инженером Эдуардом Куммантом? Подготовьте сообщение о принципе действия и устройстве фильтрующего противогаза. 12. Подготовьте сообщение об одной из аллотропных модификаций углерода — фуллеренах, графене или углеродных нанотрубках. Используйте дополнительную информацию 13. Коксохимическое производство относится к взрывоопасным. Как вы думаете, почему? Выразите своё мнение
110 § 21. КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ УГЛЕРОДА При образовании химических связей с кислородом углерод принимает по- ложительные степени окисления: +4 и реже +2. Какие окислительно-вос- становительные свойства характеризуют эти соединения? В каких реакциях углерод не изменяет свою степень окисления? Оксиды углерода. Углерод горит на воздухе и в кислороде с образованием углекислого газа: С О 0 0 2 СО + −4 2 2 Если кислорода недостаточно, образующийся углекислый газ реагирует с раскалённым углеродом, при этом образуется оксид углерода(II): C CO CO 0 4 2 2 2 t Следовательно, углерод образует два оксида. Это бесцветные газы без за- паха. Оксид углерода(II) СО называют также угарным газом. Откуда такое на- звание? Ядовитый воздух, содержащий оксид углерода(II), на Руси называли угаром, отсюда и глагол «угореть». Угарный газ чрезвычайно токсичен. Его молекулы, подобно молекулам кислорода, способны соединяться с гемоглоби- ном крови, причём образующееся соединение (карбоксигемоглобин) прочнее, чем комплекс кислорода с гемоглобином (оксигемоглобин). Карбоксигемогло- бин препятствует нормальному насыщению крови кислородом, возникает кис- лородное голодание организма, что приводит к смерти. Угарный газ содержится в выхлопных газах автомобилей. По техническим нормам его объёмная доля в продуктах сгорания топлива не должна превышать 0,5 %. Но даже правильно отрегулированный двигатель, работающий в закры- том помещении (например, гараже), представляет собой источник смертельной опасности. Угарный газ очень коварен. Первое время человек не ощущает ни- каких признаков отравления, затем внезапно слабеет, теряет сознание. Если при этом отравление продолжается, то оно приводит к летальному исходу. Оксид углерода(II) относят к несолеобразующим оксидам. Поскольку степень окисления +2 для углерода является промежуточной и нехарактерной, оксид углерода(II) — сильный восстановитель. Приведём доказательства этого утверждения. Во-первых, этот газ горит, т. е. взаимодействует с кислородом по уравнению 2 2 2 4 2 2CO O CO Во-вторых, оксид углерода(II) восстанавливает металлы из их оксидов, что используют в металлургических процессах. Так, при получении чугуна
111 в доменной печи протекает одна из основных реакций восстановления же- леза: 4СО + Fe3O4 t 4СО2l + 3Fe Оксид углерода(IV) СО2 хорошо известен вам под названием углекислый газ. В промышленности оксид углерода(IV) получают разложением природных карбонатов кальция (мел, известняк) при высокой температуре: CaCO3 t CaO + СО2l В лабораторных условиях для получения углекислого газа на карбонат кальция (мрамор) действуют соляной кислотой: СаСО3 + 2HCl СaCl2 + CO2l + H2O Оксид углерода(IV) не обладает восстановительными свойствами (почему?), а проявляет слабые окислительные свойства. В этом вы могли убедить- ся на примере приведённой выше реакции углекислого газа с углеродом. Он не поддерживает горения, и только магний горит в его атмосфере: CO2 + 2Mg t 2MgO + С Углекислый газ — типичный кислотный оксид, которому соответствует не- прочная летучая угольная кислота Н2СО3. Он взаимодействует с осноXвными оксидами и щелочами с образованием солей: Na2O + CO2 Na2CO3 Ca(OH)2 + CO2 CaCO3n + H2O Как вы знаете, последняя реакция лежит в основе обнаружения углекислого газа (помутнение известковой воды). Угольная кислота Н2СО3. В технике, в пищевой промышленности углекис- лотой называют не угольную кислоту, а углекислый газ. Даже на чёрных бал- лонах с оксидом углерода(IV) есть белая или жёлтая надпись: «Углекислота». С химической точки зрения угольная кислота — это продукт реакции соеди- нения кислотного оксида углерода(IV) с водой. Соберите прибор для получения газов. Поместите в прибор кусочек мрамора, при- лейте 3—4 мл соляной кислоты. Закройте прибор пробкой с изогнутой газоотводной трубкой. Пропускайте углекислый газ через 3—4 мл воды с несколькими каплями лакмуса. Что наблюдаете? О чём свидетельствует изменение окраски индикатора? Осторожно нагрейте содержимое пробирки. Что наблюдаете? Почему окраска индикатора вновь изменилась? Сделайте вывод об устойчивости угольной кислоты. Лабораторный опыт 39 При стандартных условиях углекислый газ растворяется в воде незначи- тельно: в одном объёме воды примерно один объём углекислого газа. И лишь
112 незначительная часть растворённого оксида углерода(IV) вступает с водой в хи- мическую реакцию с образованием угольной кислоты: СО2 + H2О H2СО3 Данная реакция обратима, более того, равновесие смещено влево. Это озна- чает, что в растворе преобладают вода и растворённый углекислый газ, а уголь- ной кислоты совсем немного. То незначительное количество угольной кислоты, которое образуется в рас- творе, подвергается обратимой электролитической диссоциации. Но лишь одна из ста тысяч молекул этой кислоты ступенчато распадается на ионы: Н СО Н НCO гидрокарбонатyанион 2 3 3 + − HСО Н CO карбонатyанион 3 3 2− + − Как все двухосновные кислоты (например, серная, сернистая, сероводород- ная), угольная кислота образует два ряда солей — средние и кислые. Соли угольной кислоты. Средние и кислые соли угольной кислоты различа- ются тем, что в первых (карбонатах) оба атома водорода замещены металлом, а во вторых (гидрокарбонатах) из двух атомов водорода металлом замещается только один, другой же остаётся в кислотном остатке. Карбонаты Гидрокарбонаты Na2CO3 — карбонат натрия NaHCO3 — гидрокарбонат натрия CaCO3 — карбонат кальция Са(НСО3)2 — гидрокарбонат кальция Карбонаты металлов — твёрдые кристаллические вещества, лишь немногие из них (карбонаты щелочных металлов, а также аммония) растворимы в воде. Кислые соли, гидрокарбонаты, растворяются лучше средних: помимо гидрокар- бонатов щелочных металлов растворимы также гидрокарбонаты магния, каль- ция, стронция и бария. Качественной реакцией на соли угольной кислоты служит их взаимодей- ствие с кислотами: соляной, серной, азотной. Ионное уравнение этой реакции: CO3 2− + 2H+ СО2l + Н2О Независимо от того, какой из карбонатов и какая из кислот взяты в реакцию, при взаимодействии растворов будет наблюдаться бурное выделение углекислого газа. Скорлупа куриного яйца состоит в ос- новном из карбоната кальция. В этом легко убедиться, погрузив яйцо в раствор уксусной кислоты (рис. 46). Рис. 46. Взаимодействие карбоната кальция скорлупы куриного яйца с уксусной кислотой
113 Гидрокарбонаты металлов при нагревании превращаются в карбонаты: 2NaHCO3 t Na2CO3 + CO2l + H2O Ca(HCO3)2 t CaCO3n + CO2l + H2O Получение кислой соли из средней тоже возможно. Так, карбонатные по- роды (известняк, доломит) под действием влаги и углекислого газа воздуха попадают в природные воды, превращаясь из нерастворимого карбоната в рас- творимый гидрокарбонат: СaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2 В природе в результате обратного превращения растворимого гидрокарбо- ната кальция в нерастворимый карбонат в пещерах формируются свисающие вниз каменные «сосульки» — сталактиты (рис. 47), а со дна пещер вырас- тают навстречу им не менее причудливые колонны — сталагмиты (рис. 48). Из наиболее известных в быту карбонатов рассмотрим две соды. Техническую, или стиральную, соду Na2CO3 в полном соответствии с её на- званием использовали при стирке белья для удаления из воды катионов каль- ция и магния: Ca CO CaCO 2 3 2 3 + − n Mg CO MgCO 2 3 2 3 + − n Техническую соду широко используют для производства стекла и бумаги. Питьевую, или пищевую, соду NaHCO3 используют в хлебопечении, про- изводстве кондитерских изделий, приготовлении напитков. Раствор питьевой соды используют в качестве антисептика для полоскания горла, а также как чистящее средство. Рис. 47. Сталактиты Рис. 48. Сталагмиты
114 Оксид углерода(II). Оксид углерода(IV). Угольная кислота. Карбонаты. Качественная реакция на карбонат-ион. Гидрокарбонаты. Техническая сода. Пищевая сода 1. Какие оксиды образует углерод? Какие группы оксидов они представляют? 2. Охарактеризуйте получение и свойства оксида углерода(II). Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций. 3. Охарактеризуйте получение, свойства и применение оксида углерода(IV). Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций. Проверьте свои знания 4. Какой из газов — углекислый или угарный — тяжелее воздуха? Ответ подтвер- дите расчётом плотности обоих газов по воздуху. 5. Вспомните, какое строение имеют молекулы СО и СО2. Нарисуйте в тетради схемы образования этих молекул. 6. Запишите молекулярные уравнения реакций, соответствующие каждому из при- ведённых ионных уравнений: а) Са2+ + СО3 2− СаСО3n б) СО2 + ОН– НСО3 − в) СО2 + 2ОН– СО3 2− + Н2О г) НСО3 – + Н+ Н2О + СО2l д) MgСО3 + 2H+ Mg2+ + CO2l + H2O е) СО3 2− + 2Н+ СО2l + Н2О 7. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: а) СО2 m СаСО3 m Са(НСО3) m СО2 m СО б) С m СО2 m Na2CO3 m BaCO3 m CO2 Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения. В уравне- ниях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислители и восстановители. 8. Какую массу известняка, содержащего 92 % карбоната кальция, необходимо взять для прокаливания, чтобы получить 156,8 л углекислого газа (н. у.)? Примените свои знания 9. В сказке В. Ф. Одоевского «Мороз Иванович» Мороз говорит Рукодельнице: «…ведь я знаю, есть такие неряхи, что печку истопить истопят, а трубу… закроют, да не вовремя, когда ещё не все угольки прогорели, а оттого в горнице угарно бывает, голова у людей болит, в глазах зелено; даже от угара умереть можно». От какого вещества «в горнице угарно бывает»? Откуда оно берётся? Подготовьте презентацию об угарном газе. Используйте дополнительную информацию
115 Практическая работа 5 ПОЛУЧЕНИЕ УГЛЕКИСЛОГО ГАЗА. КАЧЕСТВЕННАЯ РЕАКЦИЯ НА КАРБОНАТ-ИОНЫ 1. В две пробирки налейте по 20 капель дистиллированной воды и добавьте по 3—4 капли раствора фиолетового лакмуса. В третью пробирку внесите при- мерно 20 капель раствора известковой воды. Установите пробирки в штатив. Туда же поместите и три пустые пробирки. 2. В прибор для получения газов внесите 2—3 небольших кусочка мрамо- ра и закрепите прибор в лапке штатива. В воронку налейте немного соляной кислоты, чтобы она покрывала кусочки мрамора. Газоотводную трубку прибора опустите в пробирку с водой, подкрашенной раствором лакмуса. Что наблюда- ете? Запишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах. 3. Пропускайте выделяющийся ок- сид углерода(IV) через воду до тех пор, пока раствор лакмуса не приобретёт красную окраску. Объясните наблюда- емое и запишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах. Сравните окраску раствора с окра- ской раствора в контрольной пробирке. 4. Промойте конец газоотводной трубки в стакане с водой. После этого конец газоотводной трубки перенесите в пробирку с известковой водой и про- пускайте газ до помутнения раствора (рис. 49). 5. Продолжайте пропускать газ че- рез помутневший раствор. Что наблю- даете? Запишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах. Примечание. Если скорость выделе- ния газа замедлилась, то в пробирку с мрамором можно добавить немного со- ляной кислоты. 6. Промойте конец газоотводной трубки в стакане с водой. Перенесите газо- отводную трубку в четвёртую пробирку, опустив её до дна пробирки. Соберите газ методом вытеснения воздуха (почему именно этим методом?). 7. Зажгите лучинку и внесите её в пробирку. Что наблюдаете? Объясните наблюдаемое. 8. В одну чистую пробирку налейте 2 мл раствора карбоната натрия, в другую — 2 мл раствора карбоната калия. Добавьте в каждую пробирку 1— 2 мл раствора серной кислоты. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Разберите установку и приведите в порядок рабочее место. Оформите отчёт. Рис. 49. Прибор для получения углекислого газа
116 § 22. УГЛЕВОДОРОДЫ В неорганической химии чаще используют понятие «степень окисления», чем понятие «валентность», а в органической химии — наоборот. Сравните эти понятия на примере веществ, о которых пойдёт речь в параграфе. В состав всех природных органических веществ, например белков, жиров, углеводов, обязательно входят атомы углерода. Органические вещества явля- ются предметом изучения особого раздела химической науки — органической химии. Органическую химию можно считать химией соединений углерода, кро- ме некоторых: аллотропных модификаций углерода, его оксидов, карбидов, угольной кислоты и её солей. Эти соединения углерода по традиции относят к неорганической химии. Между органической и неорганической химией нельзя провести резкой гра- ницы, о чём свидетельствует, в частности, взаимосвязь карбидов (неорганиче- ских веществ) и углеводородов (органических веществ, состоящих из атомов углерода и водорода). Карбиды — соединения углерода с металлами и некото- рыми неметаллами — при взаимодействии с водой подвергаются необратимому гидролизу. Например, гидролиз карбида алюминия приводит к образованию летучего водородного соединения углерода — метана СН4: Al4C3 + 12H2O 3CH4l + 4Al(OH)3 Карбид кальция гидролизуется в соответствии с уравнением СаС2 + 2Н2О С2Н2l + Са(ОН)2 И вновь в качестве продукта гидролиза образуется летучее водородное соеди- нение углерода, но уже другого состава: С2Н2. Это газ ацетилен. Сколько же водородных соединений у углерода? Полагаем, что ответ на этот вопрос будет для вас неожиданным. Во-первых, точное число не сможет назвать никто, во-вторых, их значительно больше десяти. Не штук, а тысяч! Во всех этих веществах углерод проявляет отрицательную степень окисления (иногда нулевую), все они носят общее название «углеводороды». На характеристике этих веществ остановимся немного подробнее. В простейшем углеводороде — метане СН4, как и во всех органических соединениях, атом углерода четырёхвалентен, а валентность атома водорода, как и в любых других веществах, равна единице. На рисунке 50 изображена объёмная модель молеку- лы метана. В таких моделях атомы разных элементов изображают в виде шариков разного размера и цвета. Атом углерода принято изображать чёрным шариком, водорода — белым, кислорода — красным, и т. д. Рассмотрим химическое строение ещё одного углево- дорода — этана С2Н6 (рис. 51). Атомов углерода в мо- лекуле этана два, они связаны одной общей электрон- ной парой, т. е. одной ковалентной связью. Оставшиеся Рис. 50. Модель молекулы метана
117 три электрона у каждого атома углерода расходу- ются на образование ковалентных связей с атома- ми водорода. Запишем структурную формулу этана, т. е. формулу, отражающую порядок соединения ато- мов в молекуле. Валентными штрихами обозна- чим общие электронные пары: По структурной формуле вещества легко опре- делить валентность каждого атома. Ещё раз обра- тите внимание, что в этане, как и в любых других органических веществах, валентность водорода равна единице, углерода — четырём. В этом углеводороде валентность атомов углерода не совпадает с их степенью окисления: С Н − +3 1 2 6 Соединения подобного строения называют предельными или насыщенными, так как в их молекулах все валентности атомов углерода до предела насыщены атомами водорода. Молекулярные формулы органических веществ малоинформативны, посколь- ку показывают только качественный (из каких элементов построено данное ве- щество) и количественный (сколько атомов каждого элемента входит в состав его молекулы) состав вещества, но не порядок соединения атомов в молекуле, ко- торый отражают структурные формулы. Недостаток последних — громоздкость изображения, поэтому химики часто используют сокращённые структурные формулы. В них показывают лишь порядок соединения друг с другом атомов углерода, а изображение атомов водорода «сворачивают». Например, сокращён- ную структурную формулу этана записывают так: СН3−СН3, а сокращённую структурную формулу пропана С3Н8 — так: СН3−СН2−СН3. Одно из важнейших химических свойств предельных углеводородов — их способность гореть с выделением большого количества теплоты: СН4 + 2О2 СО2 + 2Н2О + Q Благодаря этому свойству природный газ, который практически полностью состо- ит из смеси предельных углеводородов (мета- на, этана и пропана), используют в качестве топлива (рис. 52). Для предельных углеводородов характер- на ещё одна реакция, называемая реакци- ей дегидрирования. Представьте себе, что молекула этана теряет два атома водорода. Рис. 51. Модель молекулы этана Рис. 52. Бытовой газ — это смесь предельных углеводородов
118 У каждого атома углерода появляется по одной свободной валентности. Ко- нечно, эти углеродные атомы сразу же образуют друг с другом вторую связь: Понятно, почему такой процесс называют дегидрированием: частица де- означает удаление, а гидрогениум по-латыни — водород. Уравнение этой реакции можно записать с помощью сокращённых структурных формул: СН3−СН3 m СН2 СН2 + Н2 Чтобы не перепутать двойную связь со знаком равенства, в уравнениях реакций с участием органических веществ вместо последнего используют стрелку. Наряду с водородом продуктом реакции дегидрирования этана является ве- щество, имеющее структурную формулу СН2 СН2 и соответственно молекуляр- ную формулу С2Н4, — этилен. Этилен — первый представитель углеводородов, которые называют непредельными или ненасыщенными, так как в них валент- ности атомов углерода не насыщены до предела атомами водорода. Отличи- тельной чертой химического строения таких углеводородов является наличие в молекуле двойной углерод-углеродной связи С С. К группе непредельных углеводородов, помимо этилена, относят ещё один углеводород, о котором шла речь в начале этого параграфа, — ацетилен. Ка- ково же его строение? Представьте, что от молекулы этилена отняли ещё два атома водорода — по одному от каждого углеродного атома. За счёт освободившихся валентностей атомы углерода образовали друг с другом третью химическую связь: Молекулярная формула ацетилена С2Н2, и вы понимаете, почему индексы в этой формуле нельзя сокращать. Обратите внимание, что степень окисления атома углерода в ацетилене рав- на –1, а валентность — четырём. Химическая связь между атомами углерода в ацетилене тройная, этот углеводород также относится к непредельным. Почему водородных соединений у углерода так много? Главной причиной такого многообразия является уникальная способность атомов углерода образо- вывать друг с другом цепочки различной длины, разветвлённые цепи, а также связываться между собой одинарными, двойными и тройными связями. Это одна из причин многообразия органических соединений, которых в настоящее время насчитывается более 100 млн. Органическая химия. Углеводороды. Предельные углеводороды: ме- тан, этан, пропан. Непредельные (ненасыщенные) углеводороды: этилен, ацетилен. Структурная формула. Реакция дегидрирования t, кат.
119 1. Что является предметом изучения органической химии? 2. Что такое химическое строение? Что обозначает валентный штрих в структурных формулах органических веществ? 3. Какие органические вещества называют углеводородами? На какие группы их подразделяют? 4. Дайте сравнительную характеристику метана и этана. Найдите черты сходства и различия в их строении. 5. Дайте сравнительную характеристику этана, этилена и ацетилена. Найдите черты сходства и различия в их строении и составе. Проверьте свои знания 6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: С m Be2C m CH4 m CO2 m CaCO3. 7. Рассчитайте степени окисления атомов углерода в метане, этане, этилене и аце- тилене. 8. При обработке 41,7 г технического карбида кальция избытком соляной кислоты выделилось 13,44 л ацетилена (н. у.). Рассчитайте массовую долю карбида кальция в техническом образце. Примените свои знания 9. Подготовьте сообщение о жизни и деятельности великого русского химика Алек- сандра Михайловича Бутлерова. Используйте дополнительную информацию § 23. КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ Кроме углерода и водорода, многие органические соединения содержат в составе своих молекул и атомы кислорода. Эти многочисленные соеди- нения объединены в классы. Что представляют собой эти классы и каковы их важнейшие представители? Этилен, как непредельное соединение, вступает в реакции присоединения. Одна из важнейших таких реакций — реакция присоединения воды. Схемати- чески этот процесс можно изобразить так: Двойная связь в молекуле этилена разрывается, за счёт освободившихся ва- лентностей один из атомов углерода присоединяет водород, другой — гидрок-
120 сильную группу —ОН (гидроксогруппу). Уравне- ние реакции записывают следующим образом: СН2 СН2 + Н2О m С2Н5ОН Образующееся вещество называют этиловым спиртом (рис. 53). Его относят к классу спиртов. Этиловый спирт C2H5OH — продукт много- тоннажного химического производства. Он слу- жит сырьём для получения многих органических веществ, его используют в медицине, пищевой промышленности, как компонент парфюмерных и косметических препаратов. В некоторых стра- нах этиловый спирт используют в качестве мотор- ного топлива в смеси с бензином или даже в чистом виде. Этиловый спирт обладает прекрасной растворяющей способностью. Он легко растворяет жиры и другие органические вещества, поэтому его использу- ют как компонент растворителей для лаков, красок, эмалей, средств бытовой химии. Этиловый спирт входит в состав алкогольных напитков. Даже при разовом употреблении спиртного работа нервной системы нарушается, а приём больших доз этилового спирта может привести к смерти. Если же употребление спирт- ных напитков, даже слабоалкогольных, становится систематическим, у челове- ка может развиться неизлечимое хроническое заболевание — алкоголизм. При этом в организме происходят необратимые изменения; больному требуется по- стоянное поступление в организм новых порций спирта. Погибают не только нервные клетки, но и клетки печени, нарушается работа сердца, снижается вероятность рождения здорового ребёнка. В молекуле этилового спирта одна гидроксильная группа. Такие спирты на- зывают одноатомными спиртами. Молекула органического вещества может содержать не только одну, но и две и более гидроксильные группы. В этом случае спирты называют многоатомны- ми спиртами. Попробуйте изобразить структурную формулу простейшего спирта, содер- жащего три гидроксильные группы. Каждая группа −ОН должна быть свя- зана со своим собственным атомом углерода. Помните, что атомы углерода в органических веществах четырёхвалентны. Для того чтобы разместить в молекуле три гидроксильные группы, вещество должно содержать как минимум три атома углерода. Нетрудно догадаться, что «прародителем» такого вещества можно считать углеводород пропан. Заменим в молекуле пропана по одному атому водорода при каждом углероде гидрок- сильной группой: Рис. 53. Модель молекулы этилового спирта
121 Мы получили формулу глицерина (рис. 54). Глицерин представляет собой трёх- атомный спирт, потому что содержит в мо- лекуле три гидроксильные группы. Обратите внимание, что каждый атом углерода остал- ся четырёхвалентным, водород одновалентен, а кислород двухвалентен. Глицерин, подобно этиловому спирту, не- ограниченно растворим в воде. Более того, он очень гигроскопичен, т. е. поглощает влагу из воздуха. Это свойство широко используют в парфюмерной промышленности: глицерин входит в состав многочисленных кремов, по- мад, зубных паст, предотвращая их высыха- ние и способствуя увлажнению и смягчению кожи. В кожевенном производстве и текстильной промышленности глицерин используют для предохранения кож от высыхания и придания тканям мягкости и шелковистости. Водный раствор глицерина замерзает при очень низкой температуре. Такие смеси в технике на- зывают антифризами. Спирты не единственный класс органических веществ, в состав которых входит кислород. С давних пор люди получали уксус при скисании вина, содержащего этило- вый спирт. Уксус используют как приправу к пище. У любой хозяйки на кух- не найдётся бутылочка столового уксуса, который содержит уксусную кислоту СН3−СООН (рис. 55). Уксусная кислота — представитель ещё одного класса кислородсодержащих органических веществ — карбоновых кислот. Растворы карбоновых кислот имеют кислый вкус, вызывают изменение окраски индикаторов. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами явля- ются вещества, диссоциирующие в водном растворе с отщеплением катиона водорода. Карбоновые кислоты — не исключение, в растворах они также дис- социируют на катион водорода и анион кис- лотного остатка. Рассмотрим, например, как диссоциирует уксусная кислота: СН3−COOH СН3−СОО– + Н+ Стрелки вместо знака равенства в уравне- нии диссоциации карбоновой кислоты указы- вают на обратимость процесса, т. е. наряду с процессом распада молекул на ионы воз- можно и обратное явление: катион водорода и анион кислотного остатка объединяются в молекулу. Карбоновые кислоты, в том чис- ле уксусная, — слабые электролиты: лишь небольшая доля молекул вещества, находя- щегося в растворе, распадается на ионы. По- Рис. 54. Модель молекулы глицерина Рис. 55. Модель молекулы уксусной кислоты
122 этому в ионных уравнениях реакций формулу карбоновой кислоты записывают в молекулярном виде, а не в виде ионов. Кислотный остаток уксусной кислоты (его называют ацетат-ион) имеет за- ряд минус (–). Зная это, легко составлять формулы солей уксусной кислоты. В карбоновых кислотах атом водорода, который замещается металлом, записан в формуле на последнем месте, а не на первом, как в привычных для вас неор- ганических кислотах. Как правило, химический знак элемента-металла в соот- ветствующих солях также записывают последним, на месте водорода. Поэтому формулы солей кажутся перевёрнутыми: сначала анион кислотного остатка, потом катион металла: CH3COONa — ацетат натрия (CH3COO)2Cu — ацетат меди(II) Соли уксусной кислоты называют ацетатами. Помимо кислого вкуса и действия на индикатор, карбоновые кислоты об- ладают остальными свойствами кислот. Они реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода: 2СН3СООН + Mg m (СН3СОО)2Mg + Н2l Кислоты реагируют с осноXвными оксидами с образованием соли и воды: 2СН3СООН + СаО m (СН3СОО)2Са + Н2О При взаимодействии карбоновых кислот с основаниями также образуются соль и вода: СН3СООН + KОН m СН3СООK + Н2О С солями уксусная кислота взаимодействует только в том случае, если один из образующихся продуктов выделяется в виде газа или выпадает в осадок, например: 2СН3СООН + Na2CO3 m 2СН3СООNa + Н2О + CO2l Спирты. Этиловый спирт. Трёхатомный спирт глицерин. Карбоновые кислоты. Уксусная кислота. Ацетаты. 1. Какие вещества называют спиртами? На какие группы делят вещества этого класса органических соединений? Приведите примеры. 2. Какие вещества называют карбоновыми кислотами? Приведите примеры. Проверьте свои знания
123 3. Напишите уравнение реакции получения этилового спирта из этилена. 4. Охарактеризуйте области применения этанола, его физиологическое действие на организм человека. 5. В чём заключается принципиальное отличие многоатомных спиртов от одноатом- ных? 6. Напишите, какие вещества вступили в реакции, если в результате получились следующие вещества: а) … m 2СН3СООК + СО2 + Н2О б) … m (СН3СОО)2Zn + H2 в) … m 2CH3COONa + H2O г) … m (CH3COO)2Mg + 2H2O Составьте уравнения реакций. 7. Какую массу воды нужно добавить к 40 г 70%-ного раствора глицерина, чтобы получить 5%-ный раствор? 8. Смешали 90 г 10%-ного раствора уксусной кислоты и 160 г 5%-ного раствора гидроксида натрия. Рассчитайте массовые доли веществ в полученном растворе. Примените свои знания 9. Подготовьте сообщение по теме «Алкоголизм и его профилактика», используя возможности Интернета. 10. Подготовьте сообщение о составе и биологической роли одного из классов био- логически активных соединений (по выбору): а) белки; б) жиры; в) углеводы. Используйте дополнительную информацию и выразите своё мнение § 24. КРЕМНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Если углерод — главный элемент живой природы, то кремний — главный элемент неживой природы. Почему? Строение атома. Поскольку кремний расположен в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева в третьем периоде, в IVA-группе, то схема строе- ния его атома следующая: 14Si 2e, 8e, 4e Из-за большего радиуса атома кремний проявляет более слабые неметал- лические свойства, чем углерод. Формула оксида кремния в высшей степени окисления — SiO2. Кремний образует летучее водородное соединение состава SiH4 — силан. Кремний в природе. По содержанию в земной коре элемент кремний за- нимает второе место после кислорода. В свободном состоянии кремний в при- роде не встречается, самым распространённым соединением кремния считают его оксид, на долю которого в сочетании с оксидами металлов приходится 90 % массы литосферы.
124 Кремний и кислород обладают уникаль- ной способностью взаимодействовать друг с другом, образуя пространственный каркас с атомной кристаллической решёткой: Такие связи могут слагаться в цепочки, слои и пространственные структуры. При этом часть атомов кремния бывает замещена атомами металлов. Примером природного вещества, содержащего цепочки связей кремний — кислород, является асбест (рис. 56). Это материал волокнистого строения, об- ладающий прекрасной термостойкостью (выдерживает нагревание до 1500 oС), низкой звуко-, тепло- и электропроводностью, кислотоупорный. Раньше асбест применяли в качестве электроизоляционного и теплоизоляционного материала, для изготовления асбоцементных плит, труб, огнестойких материалов (тканей, бумаги, картона). Сейчас применение асбеста ограничено в связи с его канце- рогенными свойствами. Некоторые природные минералы на основе оксида кремния, содержащие в своём составе алюминий, называют алюмосиликатами. К ним относятся глины (например, белая глина — каолин), полевые шпаты (альбит, ортоклаз) и слюды. Примером алюмосиликата слоистого строения, состоящего из тончайших пластинок, может служить слюда (рис. 57). Кристаллы слюды можно расще- пить на тонкие прочные и упругие листочки. Помимо оксида кремния, в состав слюды входят оксиды алюминия и щелочных металлов. Слюда — прекрасный электроизоляционный материал. Слюда устойчива не только к нагреванию, но и к действию химических веществ. Из неё изготавливают специальные оп- тические стёкла. Молотую слюду используют в качестве наполнителя при изго- товлении пластмасс, красок и т. д. Широко распространены в природе раз- новидности оксида кремния(IV): кремнезём, кварц, горный хрусталь (рис. 58), некоторые полудрагоценные и поделочные камни: аме- тист, агат, сердолик, опал, яшма, халцедон. Речной песок — это тоже оксид кремния(IV), желтоватую окраску которому придают при- меси соединений железа. Простое вещество кремний представляет собой тёмно-серое кристаллическое вещество с металлическим блеском, обладающее полу- проводниковыми свойствами. Рис. 56. Асбест обладает волокнистой структурой Рис. 57. Слюда легко расщепляется на тонкие прозрачные пластинки
125 В современных электронных приборах ис- пользуется кремний очень высокой чистоты. Содержание примесей в кристалле не долж- но превышать 0,00000001 %! Такой фанта- стически чистый кремний получают либо в результате очень сложного технологического процесса удаления примесей, либо разложе- нием летучего водородного соединения крем- ния — силана: SiH4 t Si + 2H2 Химические свойства кремния. При обыч- ных условиях кремний химически инертен. Окислительные свойства этот неметалл проявляет только по отношению к металлам. Реакции соединения протекают при очень высоких температурах и приводят к образованию силицидов. Например, расплавленный кальций реагирует с по- рошком кремния с образованием силицида кальция: 2 0 0 2 4 2Ca Si Са Si + −t Кремний не реагирует с водородом, но образует летучее водородное соеди- нение. Силан получают действием воды или кислот на силициды активных металлов: Ca2Si + 4HCl 2CaCl2 + SiH4l Восстановительные свойства кремний проявляет при взаимодействии с неметаллами (галогенами, кислородом), а также с некоторыми сложными веществами. Из неметаллов при комнатной температуре кремний реагирует только с фтором: Si F SiF фторид кремния l2 2 4 С таким сильным окислителем, как кислород, кремний реагирует лишь при температуре выше 1000 oС с образованием оксида кремния(IV): Si + O2 SiО2l Сложные вещества, обладающие сильными окислительными свойствами, также взаимодействуют с кремнием с образованием оксида кремния(IV): Si + 4HNO3 SiO2 + 4NO2l + 2H2O При нагревании кремний взаимодействует с концентрированными раство- рами щелочей. Продуктом окисления является соль кремниевой кислоты: Si + 2KОН + Н2О K2SiO3 + 2H2l Оксид кремния(IV) SiO2 — это кислотный оксид, ему соответствует кремни- евая кислота H2SiO3. С водой оксид кремния(IV) не взаимодействует, поэтому кремниевую кислоту получают косвенным путём. Рис. 58. Кристаллы горного хрусталя
126 Как и полагается кислотным оксидам, оксид кремния(IV) реагирует с осноXвными оксидами и щелочами с образованием солей кремниевой кислоты: Na2O + SiO2 t Na2SiO3 2KOH + SiO2 t K2SiO3 + H2O Силикаты щелочных и щелочноземельных металлов получают также сплав- лением оксида кремния(IV) с карбонатами: СаСО3 + SiO2 t СаSiO3 + СО2l Кремниевая кислота H2SiO3. При действии на раствор силиката натрия или калия сильной кислотой в результате реакции обмена образуется студневидный осадок нерастворимой в воде кремниевой кислоты: K2SiO3 + 2HCl H2SiO3n + 2KCl Формула Н2SiO3 лишь условно отражает состав кремниевой кислоты; на самом деле известна не одна, а много различных кремниевых кислот с общей формулой nSiO2 · mН2О. Кремниевая кислота очень слабая. Поскольку она нерастворима в воде, то не реагирует ни с металлами, ни с осноXвными оксидами, ни с солями. В щелочах же осадок кремниевой кислоты растворяется благодаря действию гидроксид-анионов: Н2SiO3 + 2ОH– SiO3 2− + 2Н2О Соберите прибор для получения газов. Получите углекислый газ взаимодействием мрамора с соляной кислотой. Пропускайте углекислый газ через раствор силиката натрия. Что наблюдаете? Сравните силу угольной и кремниевой кислот. Лабораторный опыт 40 При попытке выделить кремниевую кислоту в твёрдом состоянии она легко теряет воду и превращается в оксид кремния(IV) в виде пористой массы — так называемый силикагель. Силикагель находит широкое применение в качестве поглотителя водяных паров и других газообразных веществ, т. е. как адсор- бент. Силикагелевые шарики вы можете обнаружить в коробках с обувью, упа- ковках с электронной техникой. Их задача — поддерживать внутри упаковки постоянную влажность воздуха. Соли кремниевой кислоты — силикаты. Большинство силикатов нераство- римо в воде, и лишь соли натрия и калия образуют растворы. При большой концентрации растворённого вещества такие растворы становятся вязкими. Их называют жидким стеклом, поскольку при высыхании они образуют кру- пинки силикатов, напоминающие осколки стекла с острыми краями. Жидкое стекло используют при изготовлении бумаги, картона, огнеупорных материа- лов, силикатных красок, а также в качестве обычного силикатного клея. Соединения кремния в живой природе. Оксид кремния(IV) выполняет функ- цию своеобразного жёсткого каркаса, благодаря которому листья и стебли растений обладают упругостью. Соединения кремния содержатся в колючках
127 кактусов и острых, как ножи, кромках листьев камыша, кукурузы или осоки. Перья птиц и шерсть животных упруги и жёстки также благодаря содержанию в них кремния. В организме человека кремний, как микроэлемент, содержится в основном в костях, придавая им гладкость и прочность. Применение кремния и его соединений. Чистый кремний находит всё боль- шее применение в промышленности. Ни один современный электронный прибор от сотового телефона до мощ- нейшего компьютера не может обойтись без полупроводниковой микросхемы. Эта миниатюрная пластинка представляет собой кристалл сверхчистого крем- ния и способна совершать миллионы операций в секунду, хранить гигантские объёмы информации. Кремний обладает способностью преобразовывать световую энергию в элек- трическую. На этом свойстве основано действие солнечных батарей. Такие ба- тареи устанавливают и на обычных микрокалькуляторах, и на специальных крыльях орбитальных станций. Всё чаще солнечные батареи используют в быту в качестве альтернативного источника электроэнергии. Кремний входит в состав некоторых сплавов, например силумина — сплава кремния с алюминием. Преимущества такого сплава — его лёгкость и проч- ность, из него изготавливают корпуса двигателей автомобилей. Соединения кремния — это основа силикатной промышленности. Об этом будет рассказано в следующем параграфе. Кремний. Силан. Силициды. Оксид кремния(IV). Кремниевая кис- лота. Силикаты 1. Запишите схему строения атома кремния и укажите степени окисления, харак- терные для этого элемента в соединениях. Приведите примеры формул соединений кремния. 2. Охарактеризуйте способы получения, свойства и применение кристаллического кремния. Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций. Проверьте свои знания 3. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: SiO2 m Si m Ca2Si m SiH4 m SiO2 m K2SiO3 m H2SiO3 m SiO2 4. Почему щёлочи в лаборатории хранят не в стеклянных сосудах, а в полимерных упаковках? 5. Какой объём водорода (н. у.) образуется при взаимодействии 96 г кремния, со- держащего 5 % примесей, с избытком раствора гидроксида натрия? Какое количе- ство вещества гидроксида натрия потребуется для реакции? 6. Охарактеризуйте области применения кремния и его соединений. Перечисли- те предметы быта, домашнего обихода, при изготовлении которых использованы кремний и кремнийсодержащие вещества. Примените свои знания
128 7. Выполните домашний эксперимент «Силикатный сад». Реактивы и оборудование: соли — медный купорос, железный купорос (их можно приобрести в магазине товаров для сада и огорода), силикатный клей (1—2 тюби- ка), несколько баночек из бесцветного стекла (сколько солей возьмёте для опытов, столько нужно и баночек). Ход работы. Разбавьте клей водой (1 : 1). Налейте раствор в баночки из бесцвет- ного стекла. На донышки предварительно положите несколько крупных кристаллов одной из указанных солей. В течение нескольких дней наблюдайте за происходя- щими изменениями. Напишите отчёт о проделанной работе. Не забудьте про урав- нения реакций! 8. Как вы думаете, почему углерод называют главным элементом живой природы, а кремний — основным элементом неживой природы? Выразите своё мнение § 25. СИЛИКАТНАЯ ПРОМЫШЛЕННОСТЬ Секрет изготовления этого материала открыли китайские мастера в VI— VII вв. Он стал альтернативой камню, дереву, глине и отличался невероят- ной красотой и практичностью. Люди говорили, что изделия из этого ма- териала белы, как снег, тонки, как бумага, и прочны, как металл. Секрет изготовления этого материала китайские мастера свято хранили почти тыся- чу лет. Того, кто дерзнул бы выдать этот секрет, ждала неминуемая смерть. О каком материале идёт речь? Какие изделия из него есть у вас дома? Химические превращения составляют основу не только химической про- мышленности, но и многих других отраслей современной экономики. Напри- мер, в строительстве используется более тысячи различных веществ, смесей, конструкционных и отделочных материалов, изготовление которых основано на протекании химических реакций. Существует даже смежная со строитель- ством отрасль, которая занимается в том числе производством строительных материалов, — силикатная промышленность. Силикатная промышленность — это производство стекла, строительных материалов (цемента, кирпича), а также керамики, фарфора и фаянса. Строительная индустрия немыслима без использования так называемых связующих материалов — вязкой, но твердеющей массы, которой скрепляют камни, кирпичи, блоки. В древние времена в качестве связующих материалов использовали глину, известняк, измельчённый вулканический пепел, алебастр и даже куриные яйца.
129 Цемент. Современным связующим ма- териалом, без которого немыслимо ни одно строительство, является цемент. Цемент получают спеканием известня- ка и глины в специальных вращающихся печах при температуре 1500 oС. Основная составляющая известняка — это карбонат кальция. При его обжиге протекает реакция разложения: СаСО3 t СаО + СО2 В состав глины входят оксид алюми- ния Al2O3, оксид кремния SiO2 и незна- чительное количество оксида железа(III) Fe2O3. При спекании кислотного оксида крем- ния, осноXвного оксида кальция, амфотерных оксидов алюминия и железа про- исходит образование силикатов этих металлов — так называемого клинкера. После охлаждения клинкер размалывают в порошок, добавляют алебастр (СаSO4 0,5H2O), тщательно перемешивают и расфасовывают в специальные бумажные мешки (рис. 59). Цемент смешивают с песком и водой до образования вязкой смеси — це- ментного раствора (рис. 60). С течением времени вода взаимодействует с ком- понентами смеси, и цементный раствор постепенно приобретает твёрдость кам- ня. Его используют в качестве связующего материала кирпичной или каменной кладки, а также для изготовления железобетонных изделий: плит перекрытия, фундаментных блоков и т. д. Стекло. Другой важный продукт силикатной промышленности — это стекло. Сырьём для производства стекла служат сода (карбонат натрия Na2CO3), из- вестняк (основной компонент — карбонат кальция СаСО3) и песок (его осно- ва — оксид кремния SiO2). Если при производстве цемента используют процесс спекания компонентов, то к получению стекла применяют «кулинарный» термин: его варят. При сплав- лении смеси перечисленных веществ карбонаты металлов разлагаются, взаи- Рис. 59. Готовый к продаже фасованный цемент Рис. 60. Цементный раствор перевозят в специальных автомашинах
130 модействуют с оксидом кремния(IV), и расплав застывает в прозрачную хрупкую массу — это и есть стекло. Его состав можно выразить формулой Na2O CaO 6SiO2. Из такого материа- ла изготовлены стёкла в окнах наших квартир. Однако стекольная промыш- ленность изготавливает сотни других видов стекла: кварцевое, термостойкое, огнеупорное, оптическое и т. д. Для по- лучения цветного стекла в расплавлен- ную массу добавляют оксиды металлов: Fe2O3 (коричневое), СоО (синее), Сr2O3 (зелёное), CrO3 (жёлтое). Из кусочков разноцветного стекла изготавливают великолепные витражи (рис. 61) и мо- заичные картины. Стекло — аморфное вещество (вспом- ните, чем отличаются аморфные ве- щества от кристаллических), при нагревании размягчается, и ему можно придать любую форму. Издавна из стекла изготавливают не только посуду, но и прекрасные художественные изделия. Если оксид кальция в стекле заменить оксидом свинца(IV) PbO2, получит- ся хрусталь. Он очень напоминает стекло, но более прозрачен, обладает спо- собностью сильно преломлять лучи света и издавать тонкий приятный звон. Из хрусталя изготавливают посуду, декоративные изделия, люстры (рис. 62). В последнее время всё большее распространение получает передача информа- ции по так называемым оптическим волокнам. Оптическое волокно представ- ляет собой тончайшую нить толщиной с человеческий волос. Его изготавливают из чрезвычайно чистого кварцевого стекла — расплавленного оксида кремния(IV). Содержание примесей в нём не должно превышать 1 10–10 %. Оптическое во- локно имеет прозрачную сердцевину, пропускающую свет, и полимерную обо- лочку, которая препятствует проник- новению света через боковую стенку. Пучки оптических волокон используют для передачи телевизионных программ, телефонных разговоров и сигналов для компьютерной техники. По всей веро- ятности, оптическое волокно вскоре вы- теснит медные проволочные кабели, ис- пользуемые для этих целей. Общим термином керамика (от греч. keramos — глина) называют изделия из обожжённой глины. К ним относят и керамическую облицовочную плитку (рис. 63), и керамическую посуду. Рис. 61. Витраж в соборе Рис. 62. Изделия из хрусталя
131 Фарфор — это керамическое изделие, изготовленное из белой глины со спе- циальными добавками и отличающееся непористым строением. Предметы из тонкого фарфора даже пропускают свет (слегка прозрачны). Обычно их по- крывают глазурью, наносят рисунок и повторно обжигают. Вы, наверное, догадались, что в на- чале параграфа речь шла о великом ки- тайском изобретении — фарфоре. В Ев- ропе фарфор стали изготавливать лишь в XVIII в. Первый русский фарфор был получен соратником Михаила Василье- вича Ломоносова Дмитрием Ивановичем Виноградовым. Благодаря его исследова- ниям по указу императрицы Елизаветы Петровны в 1744 г. под Петербургом был построен первый Императорский фарфо- ровый завод (рис. 64). Фаянс, в отличие от фарфора, име- ет пористую структуру и непрозрачен. Из него изготавливают не только посуду, но и облицовочную плитку, архитектур- ные детали, сантехнику. Рис. 63. Керамическая плитка в интерьере ванной Рис. 64. Продукция Императорского фарфорового завода
132 Силикатная промышленность. Цемент. Стекло. Керамика. Фарфор. Фаянс 1. Назовите основные виды продукции силикатной промышленности. 2. Какие природные и химические материалы служат сырьём для производства це- мента, стекла, керамики? 3. В чём сходство и различия фарфора и фаянса? Какой из материалов более це- нен? Проверьте свои знания 4. При прокаливании строительное связующее гипс, имеющее формулу CaSO4 2H2O, превращается в алебастр состава CaSO4 0,5H2O. При добавлении воды алебастр быстро твердеет, вновь превращаясь в гипс. Какая масса воды потребуется для превращения в гипс 14,5 кг алебастра? 5. Найдите массу каждого из компонентов шихты (смеси), необходимых для полу- чения 10 т оконного стекла согласно уравнению реакции Na2CO3 + CaCO3 + 6SiO2 Na2O CaO 6SiO2 + 2CO2l Какой объём углекислого газа (н. у.) образуется при этом? 6. Запишите уравнения реакций по следующим схемам: t а) СаСО3 + SiO2 m t б) СаО + SiO2 m в) СаО + Н2О m г) Са(ОН)2 + СO2 m Примените свои знания 7. Подготовьте сообщение об истории фарфоровой промышленности в России. Используйте дополнительную информацию 8. Выбросы цементного производства, особенно заводов, построенных в прошлом веке, наносят вред окружающей среде. Представители экологических организаций, общественные и политические деятели требуют закрытия таких предприятий. Вы- разите своё мнение относительно этих требований. Выразите своё мнение
133 § 26. ПОЛУЧЕНИЕ НЕМЕТАЛЛОВ Как металлы, так и неметаллы встречаются в природе в свободном виде и в форме соединений. Какие промышленные способы применяют для по- лучения неметаллов? В свободном виде в природе встречаются благородные газы, кислород, азот, сера, углерод, мышьяк. Часть неметаллов встречается в природе в виде соединений, в которых атомы неметаллов проявляют только положительные степени окисления. Это фосфор, кремний, германий, бор и некоторые другие. Например, фосфор при- сутствует в природных соединениях почти исключительно в виде производных фосфорной кислоты. Важнейшие фосфорсодержащие минералы — фосфориты и апатит, составной частью которых является Са3(РО4)2, а также фторапа- тит, содержащий 3Са3(РО4)2 СаF2 (рассчитайте степени окисления фосфора в указанных соединениях). Другая часть неметаллов представлена соединениями, в которых они про- являют отрицательные степени окисления. Прежде всего это неметаллы VIIА- группы — галогены. Самый электроотрицательный из них — фтор — никогда не проявляет положительной степени окисления. Важнейшие природные мине- ралы, содержащие фторид-анион, — это флюорит CaF2, криолит Na3AlF6, фтор- апатит. Природные соединения хлора вам известны. Этот элемент входит в со- став каменной соли, или галита, NaCl, сильвина KCl и др. А вот бром и иод содержатся главным образом в виде солей (бромидов и иодидов) в морской и океанической воде. Некоторые водоросли, например ламинария (рис. 65), способны поглощать иод из морской воды, поэтому они долгое время служили основным источником его получения. Промышленные способы получения неметаллов можно разделить на три группы (табл. 2): • выделение простых веществ из природных объектов; • восстановление неметаллов, входящих в состав минералов; • окисление природных соединений. Воздух — ценное химическое сырьё, из которого получают азот, кислород, благородные газы. Как известно, объёмная доля азота в атмосферном воздухе составляет 78 %, кислорода — 20,8 %, аргона — 0,9 %. Оставшиеся 0,3 % приходятся на все остальные компоненты, в том числе углекислый газ, гелий, неон и др. Сложной технической задачей явля- ется разделение смеси газов, которой является воздух, на отдельные компо- ненты. Эта задача решается фракцион- ной перегонкой (ректификацией) жид- Рис. 65. Ламинария
134 кого воздуха, т. е. его разделением на отдельные фракции — компоненты, имеющие определённые температуры кипения. Ректификацию осуществляют в специальных аппаратах — ректифи- кационных колоннах (рис. 66). С помощью специальных компрес- соров воздух сжимают и охлаждают, при этом все его компоненты перехо- дят в жидкое агрегатное состояние. Жидкий воздух подают в верхнюю часть ректификационной колонны, представляющей собой высокий ци- линдр, разделённый множеством по- перечных перегородок — тарелок. Сте- кая по тарелкам, жидкость постепенно нагревается, при этом из неё начинает испаряться самый легкокипящий ком- понент — азот (tкип. = –196 oС). Газо- образный азот поднимается в верхнюю часть колонны, а стекающая в нижний резервуар жидкость представляет собой жидкий кислород, в котором растворе- ны благородные газы. При необходи- мости на подобной колонне можно раз- делить кислород и аргон, температуры кипения которых различаются на 3 oС (–183 и –186 oС соответственно). Таблица 2 Неметаллы в природе и промышленные способы их получения Неметаллы О, N, Ar, S P, Si Сl, I Нахождение в природе В виде про- стых веществ В окисленном состоянии ( ,P 5 Si 4 ) В восстановленном состоянии ( ,Cl −1 I −1 ) Примеры веществ O2, N2, Ar, S Са3(РО4)2, SiO2 NaCl, NaI Принцип получения Выделение из воздуха или земной коры Восстановление P 5 5e m Р Si 4 4e m Si Окисление 2 2 1 Cl − − e m Cl2 2 2 1 I − − e m I2 Примеры уравнений реакций получения — Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C 3СaSiO3 + 2Р + 5СО SiO2 + 2C Si + 2CO 2NaCl(раствор) + + 2H2O электролиз } m}}}}} m H2 + 2NaOH + Cl2 2NaI + Cl2 2NaCl + I2 Рис. 66. Колонна фракционной перегонки воздуха
135 Кристаллическая сера образует в земной коре мощные пласты. Если она расположена в поверхностном слое, её добывают открытым способом: загружа- ют экскаваторами на автомашины и отправляют на очистку. Серу, залегающую глубоко под землёй, расплавляют перегретым паром и в жидком виде выдав- ливают на поверхность. Природа подарила человеку ещё одно ценное химическое сырьё — камен- ный уголь. Нагреванием каменного угля без доступа воздуха (такой процесс называют коксованием) получают кокс — практически чистый углерод. Его используют в качестве восстановителя в металлургическом производстве. Ока- зывается, коксом можно восстанавливать и неметаллы из их природных соеди- нений. Таким образом, мы переходим к рассмотрению промышленных способов получения неметаллов, которые в природных веществах содержатся в положи- тельных степенях окисления. Фосфор получают восстановлением коксом из фосфоритов и апатитов. Ос- новной компонент этих минералов — фосфат кальция Ca3(PO4)2. Спекание фосфата кальция с коксом ведут в присутствии обыкновенного песка (оксида кремния(IV) SiO2), который связывает содержащийся в сырье кальций в си- ликат: Ca PO SiO C CaSiO P CO3 4 2 2 3 5 0 0 2 3 5 3 2 5( ) l Оксид кремния(IV) и сам способен реагировать с углеродом. Так получают кремний, ценнейший полупроводниковый материал: SiO C Si CO l 4 0 0 2 2 2 2 Наиболее активные неметаллы, в частности галогены, встречаются в при- роде в виде анионов, поэтому для получения их в свободном состоянии при- ходится использовать процесс окисления. Однако чем активнее галоген, тем сложнее отнять электрон у его аниона, т. е. окислить его. На помощь приходит электрический ток. Под действием электрического тока в растворе или расплаве электролита происходит окислительно-восстановительная реакция. Реакцию разложения электролита под действием электрического тока на- зывают электролизом. Путём электролиза получают активные неметаллы: галогены, водород, кис- лород. В 1886 г. французский химик Анри Муассан впервые получил свободный фтор электролизом сжиженного фтороводорода: 2 2 2HF H F электролиз } m}}}}} 2H Hm 1 0 2 2e 2 F F − − → 1 0 2 2e
136 Ближайший аналог фтора — хлор получают в промышленности также с помощью электролиза. В качестве сырья используют доступную и дешёвую соль — хлорид натрия. Для проведения процесса соль растворяют в воде. В результате электролиза раствора хлорида натрия получают сразу три важней- ших продукта химического производства — водород, гидроксид натрия и хлор: 2 1 Na Cl − + 2H2O электролиз } m}}}}} H2l + 2NaOH + Cl 0 2 l Продуктом восстановления, выделяющимся на катоде, является водород. Фракционная перегонка жидкого воздуха. Электролиз растворов 1. В каком виде встречаются неметаллы в природе? Приведите примеры. 2. Что такое фракционная перегонка воздуха? На каких физических свойствах ком- понентов воздуха основан этот способ его разделения? Какие продукты получают в результате фракционной перегонки жидкого воздуха? 3. Что называют электролизом? Какие неметаллы получают с помощью электро- лиза? Проверьте свои знания 4. Приведите примеры природных веществ, в которых неметаллы находятся в от- рицательных, нулевой и положительных степенях окисления. Какие способы — фи- зические или химические — лежат в основе получения каждого из этих неметаллов в чистом виде? 5. Какие массы кислорода и азота можно получить из 2000 м3 воздуха (н. у.), в ко- тором объёмная доля кислорода составляет 21 %, а азота — 78 %? 6. Массовые доли элементов в минерале аурипигменте равны: мышьяк — 61 %, сера — 39 %. Определите формулу минерала. 7. Какую массу фосфора можно получить из 387,5 кг фосфорита, массовая доля фосфата кальция в котором составляет 80 %? 8. Одним из промышленных способов получения кремния является восстановление его из оксида металлическим магнием. Какую массу песка, содержащего 96 % окси- да кремния(IV), и какую массу магния необходимо взять для получения 84 г кремния? 9. Разложением при высокой температуре природного газа, основным компонентом которого является метан СН4, получают сразу два важных неметалла — углерод в виде сажи и водород. Какой объём метана необходимо подвергнуть разложе- нию, чтобы выделившегося водорода хватило для восстановления 23,2 г оксида вольфрама(VI)? Примените свои знания 10. Подготовьте сообщение о жизни и деятельности Х. Дэви. 11. Подготовьте сообщение об истории открытия фтора. Используйте дополнительную информацию
137 § 27. ПОЛУЧЕНИЕ ВАЖНЕЙШИХ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ НЕМЕТАЛЛОВ Вы познакомились с производством простых веществ — неметаллов. А как в промышленности получают важнейшие соединения неметаллов? Любое химическое производство состоит из отдельных взаимосвязанных процессов — стадий, главными из которых являются: • подготовка сырья и подвод реагирующих веществ в зону реакции; • проведение химических реакций; • отвод продуктов и непрореагировавших веществ из зоны реакции. Процессы промышленного получения химических соединений сложны и масштабны. Рассмотрим и сравним производство важнейших крупнотон- нажных продуктов современного химического производства — серной кислоты и аммиака. Производство серной кислоты Ежегодно в мире производится более 250 млн т серной кислоты! Россия вхо- дит в пятёрку стран — крупнейших производителей серной кислоты с годовым производством 13 млн т. Почти треть этого количества расходуется на нужды сельского хозяйства, включая производство минеральных удобрений. Серная кислота используется в металлургии, при переработке нефти, в производстве пластмасс, из неё получают синтетические моющие средства, краски и многое другое. Получают серную кислоту так называемым контактным способом в три ста- дии: 1. Получение оксида серы(IV). В качестве сырья применяют серу, серный колчедан или сероводород. 2. Получение оксида серы(VI). Окисление оксида серы(IV) кислородом в присутствии катализатора. 3. Получение серной кислоты. Связывание образующегося оксида серы(VI) водой. Химические процессы производства серной кислоты можно представить в виде следующей схемы: S FeS H S SO SO H SO2 2 2 3 2 4 º » ® ¼® m m m Познакомиться с рядом технологических приёмов, используемых в промыш- ленности, можно на примере производства серной кислоты из серного колче- дана FeS2 (рис. 67). Первую стадию проводят в печи для обжига. Обжиг колчедана — процесс гетерогенный. Уравнение химической реакции: 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 + Q
138 Предварительно колчедан размалывают и подают в печь ленточным транспор- тёром. Чтобы увеличить скорость обжига, используют принцип противотока — сверху в печь подают измельчённый колчедан, а снизу — воздух, обогащённый кислородом. Воздух вдувается через множество трубок под давлением, которое отрегулировано так, чтобы частицы колчедана не распылялись и не слёжива- лись. Частицы колчедана оказываются во взвешенном состоянии, создавая ил- люзию кипящей жидкости, поэтому и возникло название метод кипящего слоя. В настоящее время запасы серного колчедана в нашей стране практически ис- черпаны. Современные сернокислотные заводы используют в качестве сырья серу. Предварительно её расплавляют и разбрызгивают в камеру сгорания, где при температуре 1000 oС образуется печной газ, основа которого — оксид серы(IV): S + O2 SO2 + Q Печной газ, полученный при обжиге колчедана, содержит примеси. Вна- чале газ направляют на очистку от крупной пыли в циклон, от мелкой пыли в электрофильтр, затем осушают в сушильной башне, промывая его серной Рис. 67. Схема технологического процесса производства серной кислоты: 1 — печь для обжига в кипящем слое; 2 — циклон; 3 — электрофильтр; 4 — сушильная башня; 5 — теплообменник; 6 — контактный аппарат; 7 — поглотительная башня
139 кислотой. После этого очищенный и осушенный газ подогревают в теплооб- меннике. Вторую стадию — получение оксида серы(VI) — проводят в контактном аппарате. В нём на специальных полочках-решётках размещают слоями ка- тализатор, созданный на основе оксида ванадия(V) V2O5. Реакция окисления оксида серы(IV) до оксида серы(VI) экзотермическая, поэтому температура га- зов ещё более повышается: 2SO2 + O2 2SO3 + Q Между слоями катализатора располагают трубки теплообменника, по кото- рым газообразный оксид серы(IV) подаётся в контактный аппарат. При этом одновременно происходит нагревание оксида серы(IV) и охлаждение до необ- ходимой температуры продукта реакции на данной стадии — оксида серы(VI). Этот принцип — принцип теплообмена широко применяют на химическом производстве. Температура в контактном аппарате поддерживается на уровне 400 oС. Выходящие из контактного аппарата газы направляются в трубки те- плообменника для дальнейшего охлаждения и передачи теплоты очищенному и осушенному сернистому газу. Степень превращения SO2 в SO3 на современных сернокислотных заводах достигает 98 %. Непрореагировавшие оксид серы(IV) и кислород отделяются от полученного оксида серы(VI) и возвращаются в контактный аппарат. Этот принцип химического производства называют циркуляцией. На третьей стадии протекает химическая реакция SO3 + H2O H2SO4 + Q Однако для поглощения оксида серы(VI) воду не применяют, так как из- за выделяющейся теплоты вода превращается в пар и серная кислота образуется в виде крошечных капелек тумана. Поэтому оксид серы(VI) в поглотительной башне растворяют в концентрированной (98%-ной) серной кислоте. При этом вода, содержащаяся в концентрированной серной кислоте, взаимодействует с ок- сидом серы(VI). Продуктом взаимодействия концентрированной серной кислоты с оксида серы(VI) является олеум — раствор оксида серы(VI) в серной кислоте. Поглощение оксида серы(VI) серной кислотой — процесс гетерогенный, и для создания большей поверхности соприкосновения реагентов поглотитель- ную башню заполняют кольцами из огнеупорной керамики. Кислота, стекая сверху, омывает кольца (принцип противотока). Полученный олеум направля- ется на склад готовой продукции. Производство аммиака Мировое производство аммиака превышает 170 млн т в год. Современный аммиачный завод производит в сутки 1000 т этого ценнейшего продукта. При этом потребляется очень большое количество энергии, расходуется до 6000 т воды, 1200 м3 природного газа. Аммиак служит сырьём для производства азотной кислоты, азотных удобре- ний, красителей. Его используют как хладагент в промышленных рефрижера- торах, применяют в медицине. Сырьём для получения аммиака служат азот и водород, которые соединя- ются на железном катализаторе: N2 + 3H2 2NH3 + Q
140 (дайте характеристику этой реакции по всем известным вам классифика- ционным признакам). При осуществлении реакции азота с водородом в промышленном масштабе химики-технологи столкнулись с целым рядом проблем, решение которых яв- ляется ярким примером роли науки в техническом прогрессе. Главная проблема заключается в том, что даже при температуре 400 oС скорость реакции очень мала, повышение же температуры снижает выход ам- миака. Учёным удалось разрешить этот температурный конфликт путём при- менения катализатора. В настоящее время синтез аммиака в промышленности проводят в присутствии порошкообразного железа с примесью оксидов алюми- ния и калия в колоннах синтеза высотой 20 м. Эти колонны сделаны из спе- циальных сортов стали (рис. 68), так как синтез протекает при 450—500 oС и высоком давлении (до 200 атмосфер и выше). Синтез аммиака — реакция экзотермическая, и теплота выходящих из ко- лонны синтеза газов при помощи теплообменника используется для подогрева азотоводородной смеси. В этом процессе, как и в производстве серной кислоты, используется принцип теплообмена. Другая производственная проблема состоит в том, что при прохождении че- рез колонну синтеза только 0,1 % азотоводородной смеси превращается в аммиак. Поэтому выходящую смесь газов охлаждают, аммиак сжижают, а не вступившие в реакцию азот и водород снова направляют в колонну синтеза. На примере получения серной кислоты вы узнали, что такой техно- логический принцип, при котором непрореагировавшие вещества отделяются от продуктов реакции и вновь возвращаются в реакционный аппарат, называ- ют циркуляцией. 1 2 3 Рис. 68. Схема технологического процесса производства аммиака: 1 — компрессор; 2 — колонна синтеза; 3 — холодильник
141 Метод кипящего слоя. Принцип теплообмена. Принцип противотока. Принцип циркуляции. Олеум 1. Назовите основные стадии химического производства: а) серной кислоты; б) аммиака. 2. Охарактеризуйте основные методы и принципы химической технологии: метод кипящего слоя, принципы теплообмена, циркуляции, противотока. 3. Напишите уравнения химических реакций, лежащих в основе получения серной кислоты из серы. Какая из реакций является обратимой? Как в химической техноло- гии решается вопрос максимального использования непрореагировавших исходных веществ? 4. Напишите уравнение химической реакции, лежащей в основе производства ам- миака. Дайте характеристику этой реакции по всем известным вам признакам клас- сификации. Проверьте свои знания 5. На сернокислотном заводе из 1 т серного колчедана получают 360 кг 100%-ной серной кислоты. Рассчитайте массовую долю выхода продукта реакции. 6. Какое количество теплоты выделится при взаимодействии 500 л азота с 1200 л водорода (н. у.), если тепловой эффект реакции равен 46 кДж на 1 моль аммиака? Примените свои знания 7. Изучите диаграмму индекса химического производства в России в период с 1993 по 2020 г. Что показывает данная диаграмма? Какие выводы о состоянии химической про- мышленности в России в этот период можно сделать? Используя свои знания по истории России, соотнесите максимумы и минимумы на диаграмме с истори- ческими событиями, происходившими в стране и мире в соответствующие годы. Используйте дополнительную информацию
142 Выводы к главе III «НЕМЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ» 1. Простые вещества неметаллы проявляют как окислительные свойства (по отношению к водороду, металлам и неметаллам, электроотрицательность которых меньше), так и восстановительные (по отношению к неметаллам, электроотрицательность которых больше, кислороду и сложным веществам — окислителям). 2. Простые вещества галогены — сильные окислители. Окислительные свойства уменьшаются в ряду F2 — Cl2 — Br2 — I2. В этом же ряду возрас- тает плотность, а также интенсивность окраски. 3. Галогеноводороды — газообразные вещества, водные растворы которых являются кислотами. 4. Устойчивые степени окисления: для серы –2, 0, +2, +4, +6; для азота –3, 0, +1, +2, +3, +4, +5; для фосфора –3, 0, +3, +5, для углерода –4, 0, +2, +4, для кремния –4, 0, +4. 5. В различных степенях окисления большинство неметаллов образуют ок- сиды и соответствующие им гидроксиды (кислородсодержащие кислоты). Чем выше степень окисления неметалла, тем сильнее выражены кислотные свой- ства соответствующих оксида и кислоты. 6. Углеводороды — это органические соединения, состоящие из двух эле- ментов: углерода и водорода. Различают предельные (насыщенные) углеводоро- ды: метан CH4, этан C2H6 — и непредельные (ненасыщенные) углеводороды: этилен CH2 CH2, ацетилен НСyCH. 7. К кислородсодержащим органическим соединениям относят: одноатом- ные спирты (этиловый C2H5OH) и многоатомные спирты (например, глицерин CH2OH — CHOH — CH2OH); карбоновые кислоты (например, уксусная кислота СН3СООН). 8. Силикатная промышленность — это производство стекла, строительных материалов (цемента, кирпича), а также керамики, фарфора, фаянса. 9. Получение серной кислоты включает три стадии: получение оксида серы(IV) m получение оксида серы(VI) m получение серной кислоты. 10. Получение аммиака, как и серной кислоты, основано на использовании научных принципов производства: противотока, теплообмена, выбора оптималь- ных условий (температуры, катализатора), циркуляции, охраны окружающей среды от химического загрязнения.
МЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ IV
144 § 28. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ Из 118 элементов Периодической системы Д. И. Менделеева более 90 — это металлы. Что общего в строении атомов металлов? Какие физические свойства металлов обусловлены особенностями металлической кристалли- ческой решётки? Строение атомов. Атомы металлов на внешнем энергетическом уровне, как правило, содержат от одного до трёх электронов. Для элементов А-групп это валентные электроны. Напомним, что валентными называют те электро- ны, которые участвуют в образовании химических связей. При образовании химических связей атомы металлов отдают валентные электроны. Этот факт указывает на то, что эти электроны относительно слабо связаны с ядром. Относительно слабая связь валентных электронов с ядром вызвана двумя причинами. 1. Небольшое число электронов на внешнем энергетическом уровне. Для получения электронной оболочки, подобной устойчивой оболочке благород- ного газа, при образовании химических связей металлам проще отдать один— три валентных электрона, чем присоединить пять—семь электронов других атомов. 2. Сравнительно большие радиусы атомов. Электроны внешнего энерге- тического уровня атомов металлов располагаются на значительном удале- нии от ядра и соответственно слабее к нему притягиваются. При большом радиусе атома элементы могут проявлять металлические свойства, даже если содержат четыре—шесть валентных электронов (например, олово, висмут, по- лоний). Таким образом, атомы металлов характеризуются небольшим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (один—три электрона) и большим радиусом атома. Положение металлов в Периодической системе. Строение атомов металлов определяет их положение в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Во-первых, среди элементов А-групп примерно половина — металлы. По- скольку атомы металлов характеризуются малым числом валентных электро- нов, а их число совпадает с номером группы элемента, «левый фланг» элемен- тов А-групп (I—II группы) занят металлами. Кроме того, элементы-металлы с большим радиусом атома расположены в последних периодах Периодической системы (вы помните, что с возрастанием номера периода увеличивается число энергетических уровней атома и, следовательно, его радиус). Следовательно, элементы-металлы А-групп расположены слева внизу от условной диагонали, проведённой от бора к астату (рис. 69). Во-вторых, к металлам относятся все элементы Б-групп. У атомов этих эле- ментов происходит заполнение электронами не только внешнего, но и предвнеш-
145 него энергетического уровня. На внешнем же уровне остаётся один-два элек- трона, что и определяет металлические свойства элементов Б-групп. Ещё более наглядно положение металлов представлено в длиннопериодном варианте Пери- одической системы (рис. 70). В-третьих, все химические элементы, вынесенные в обоих вариантах пери- одической таблицы за её пределы и называемые лантаноидами и актиноида- ми, — это металлы. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетиче- ском уровне (соответственно шестом и седьмом) по два электрона. Рис. 69. Расположение металлов (обозначены разными оттенками синего цвета) в Перио- дической системе Д. И. Менделеева (короткопериодный вариант) Рис. 70. Расположение металлов (обозначены разными оттенками синего цвета) в Периодической системе Д. И. Менделеева (длиннопериодный вариант)
146 Почему же мы не указываем точное число металлов среди элементов Периодической системы? Дело в том, что деление элементов на металлы и не- металлы достаточно условно. Целый ряд «пограничных» элементов (например, германий, олово) проявляют переходные свойства. Атомы металлов, вступая друг с другом в химические связи, образуют про- стые вещества, которые также принято называть металлами. Названия хи- мических элементов-металлов и соответствующих им простых веществ оди- наковы. Почему химические формулы таких неметаллов, как азот, кислород, озон, белый фосфор (соответственно N2, O2, O3, P4), записывают с использо- ванием индекса, а химические формулы простых веществ — металлов — только символом элемента? Особенности строения атомов металлов отражаются и на природе химиче- ских связей, которые они образуют друг с другом. Эту связь называют метал- лической связью. У металлов в кристаллическом состоянии в узлах кристаллической решётки располагаются катионы металлов или атомы металлов, а скрепляют этот «кар- кас» электроны, свободно перемещающиеся по всему кристаллу. Физические свойства металлов По некоторым своим физическим свойствам металлы значительно отлича- ются друг от друга. Литий (R 0,5 г / см3) вдвое легче воды (R 1 г / см3) и в 45 раз легче са- мого тяжёлого металла — осмия (R 22,61 г / см3). Ртуть при комнатной тем- пературе — жидкий металл (tпл –39 oС), цезий и галлий можно расплавить в ладони (tпл соответственно 28,5 oС и 30 oС), а у самого тугоплавкого метал- ла — вольфрама температура плавления (3420 oС) лишь вдвое меньше, чем на поверхности Солнца. Литий, натрий, калий свободно режутся ножом, а са- мый твёрдый из металлов — хром — царапает стекло. Тем не менее металлическая химическая связь и металлическая кристал- лическая решётка определяют многие общие физические свойства металлов. Электропроводность. При обычных условиях движение электронов в образце металла хаотическое. Но стоит приложить к металлическому проводнику разность потенциалов (положительный и отрицательный полюсы источника тока), как движение электронов приобретает направленный характер. Электроны начинают упорядоченно двигаться от отрицательного полюса источника тока к положительному. Как вы знаете из курса физики, направленное движение заряженных частиц называют электрическим током. Все металлы — проводники электрического тока. Лучше всего проводят электрический ток серебро и золото. Конечно, эти металлы слишком дороги для того, чтобы изготавливать из них провода, ска- жем, для бытовых электроприборов. Однако сочетание высокой электропровод- ности с химической устойчивостью названных металлов делает их незамени-
147 мыми для изготовления электрических контактов и деталей в космической, авиационной, военной технике, атом- ной энергетике. Алюминий сочетает в себе относи- тельно невысокую стоимость и доста- точно высокую электропроводность. Провода высоковольтных линий элек- тропередачи изготавливают именно из алюминия, который имеет ещё одно существенное преимущество перед дру- гими металлами — лёгкость (рис. 71). Хуже всего проводят электрический ток ртуть, свинец, марганец, вольфрам. Однако и такое свойство металлов нахо- дит своё применение. Например, нить накаливания электрической лампочки раскаляется именно потому, что воль- фрам, из которого она изготовлена, плохо проводит электрический ток. В соче- тании с высокой температурой плавления вольфрам для этой цели просто неза- меним. Следует отметить, что в настоящее время лампы накаливания на основе вольфрамовой нити заменяют более экономичными лампами (галогеновыми, светодиодными и др.). Теплопроводность. Помимо электропроводности, движение электронов в ме- таллах определяет их высокую теплопроводность. Если нагревать один конец металлического прутка, электроны начинают двигаться с боXльшими скоростя- ми. Поскольку они легко перемещаются в холодную часть металла, теплота быстро распространяется по всей длине металлического изделия и температура его выравнивается (рис. 72). Отражающая способность (метал- лический блеск). Блестят металлы по- тому, что не пропускают сквозь себя лучи света, как стекло, и не поглоща- ют их, как сажа, а отражают благодаря свободным электронам, заполняющим пространство между узлами кристал- лической решётки. Самые блестящие металлы — ртуть, серебро, палладий. Но их использова- ние ограничено: палладий дорог, ртуть ядовита, серебро на воздухе чернеет в результате химических превращений. Поэтому для нанесения декоративных металлических покрытий используют сравнительно недорогие и не теряющие со временем своего блеска металлы — никель и хром. Пластичность. Металлы способны без разрушения изменять форму под Рис. 71. Высоковольтная линия электропередачи Рис. 72. Радиаторы отопления изготавливают из металлов вследствие их высокой теплопроводности
148 действием силы. Великий русский учё- ный М. В. Ломоносов определил метал- лы как «светлое тело, которое ковать можно». Причина пластичности металлов определяется, конечно, их строением. При ударе или давлении отдельные слои кристаллической решётки «сколь- зят» друг относительно друга благодаря наличию связывающих их свободных электронов. Самый пластичный металл — золото (рис. 73). Благодаря удивительной хи- мической устойчивости, красивому цве- ту, мягкости этот металл стал любимым материалом ювелиров и художников. Достаточно пластичным металлом является железо. Его вытягивают в про- волоку различного диаметра, разрубая которую на кусочки и сплющивая один конец в шляпку получают гвозди. Железо прокатывают в тонкие листы, трубы, прутки различного сечения, уголки и т. д. Однако пластичность металла — не только благо, но и большая проблема. Алюминиевые провода линий электропередачи вытягиваются под собственным весом. Несмотря на лёгкость алюминия, из него не изготовить самолёт, по- скольку от перегрузок он сомнётся, как бумажный. Из чистого железа не из- готовить рельс, поскольку тяжёлый трамвай или железнодорожный состав бы- стро раскатает его в лепёшку. Для того чтобы придать металлам необходимые свойства, их превращают в сплавы. Так, чистая медь очень плохо поддаётся литью, в то время как брон- за — сплав меди и олова — имеет прекрасные литейные свойства. Чистый алюминий — очень мягкий металл, а сплав из алюминия, магния, марганца, меди и никеля — дюралюминий — в четыре раза прочнее алюминия на раз- рыв и гораздо твёрже его. Железо и его сплавы относят к чёрным металлам, остальные металлы и их сплавы — к цветным металлам. Металлы. Металлическая связь. Металлическая кристаллическая решётка. Чёрные металлы. Цветные металлы 1. Каковы особенности строения атомов металлов? Как в Периодической системе Д. И. Менделеева располагаются элементы-металлы? 2. Из приведённого перечня выпишите названия металлов, запишите символы этих элементов: олово, кадмий, мышьяк, иод, олово, теллур, барий, криптон, молибден, селен, ртуть, бериллий, бор. Проверьте свои знания Рис. 73. Золотая фольга
149 3. Какую связь называют металлической? Как происходит её образование в про- стых веществах — металлах? 4. Как устроена кристаллическая решётка металлов? 5. Какие физические свойства обусловлены общим для всех металлов типом кристаллической решётки? Назовите области применения металлов, основанные на указанных вами физических свойствах. 6. Сравните металлическую кристаллическую решётку с ионной, атомной и молеку- лярной кристаллическими решётками. 7. Определите атомные номера и названия элементов по следующим данным: а) расположен в пятом периоде, IIА-группе; б) имеет 23 электрона в электронной оболочке; в) заряд ядра атома равен +29; г) в ядре его изотопа 65Э содержится 35 нейтронов; д) электронная оболочка атома состоит из трёх электронных слоёв, на внешнем слое расположен один электрон. 8. Какие свойства металлов использованы в образных выражениях «железный харак- тер», «свинцовый кулак», «золотой характер», «серебряный дождь», «медный волос»? Примените свои знания 9. Подготовьте сообщение по одной из тем: 1) «Элементы-металлы в организме человека и их биологическая роль»; 2) «Металлы в технике». Используйте дополнительную информацию § 29. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ Особенности строения атомов металлов объясняют тот факт, что метал- лы проявляют только восстановительные свойства, т. е. отдают валентные электроны. Какие вещества выступают в этом случае в роли окислителей? Химические свойства, способы получения и области применения металлов во многом зависят от их активности. Малоактивные металлы можно встретить в природе в свободном состоянии, металлы более активные восстанавливают из их природных соединений химическими восстановителями, а для получения самых активных металлов требуется электрический ток. Скорость химической реакции зависит от различных факторов (перечисли- те их), в том числе от природы реагирующих веществ. Чем активнее металл, тем легче протекает реакция с его участием.
150 В 1865 г. выдающийся русский химик Н. Н. Бекетов защитил докторскую диссертацию на тему «Исследования над явлениями вытеснения одних ме- таллов другими». Проанализируйте фрагмент химического эксперимента, выполненного Бекетовым. Цинк способен вытеснять железо из растворов солей: Zn + FeSO4 ZnSO4 + Fe. Проведение реакции в обратном направ- лении невозможно. В свою очередь, железо вытесняет медь из растворов солей меди: Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu. Как вы думаете, способна ли медь вытеснить цинк из раствора его соли? Расположите три металла в порядке уменьшения их активности. На основании проведённых экспериментов Н. Н. Бекетов составил ряд ак- тивности металлов, который называют также электрохимическим рядом на- пряжений металлов: Rb K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Au Активность металлов уменьшается Этим рядом необходимо пользоваться при рассмотрении химических свойств металлов. Роль металлов в химических реакциях можно охарактеризовать одним словом — восстановители. В электрохимическом ряду способность атомов металлов к отдаче электронов (восстановительные свойства) уменьшается сле- ва направо, следовательно, ослабевают металлические свойства простых ве- ществ — металлов, уменьшается их активность: М 0 – ne m Mn+ Напротив, в том же ряду слева направо уси- ливается склонность катионов металлов присоеди- нять электроны, т. е. возрастает их окислитель- ная способность: Мn+ + ne m М 0 Рассмотрим общие химические свойства метал- лов. 1. Взаимодействие металлов с неметаллами Скорость реакции металла с неметаллом зави- сит как от активности металла, так и от окисли- тельной способности неметалла. При взаимодействии с кислородом металлы образуют оксиды. Окисление активных металлов (лития, кальция) кислородом воздуха протекает при нагревании: 4Li + O2 2Li2O (выше 200 oС) 2Ca + O2 2CaO (выше 300 oС) Николай Николаевич Бекетов (1827—1911)
151 Окисление менее активного металла, например меди, происходит при ещё более высокой температуре. А благородные металлы — золото, платина — не окисляются кислородом ни при каких условиях. С галогенами, особенно с хлором, взаимодействие активных металлов про- текает очень бурно, с выделением большого количества теплоты. Например, нагретый порошок железа или железная проволока сгорает в атмосфере хлора, при этом образуется хлорид железа(III): 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 С серой большинство металлов начинает реагировать при нагревании, затем реакция поддерживается за счёт выделяющейся теплоты: 2Al + 3S Al2S3 2. Взаимодействие металлов с водой При комнатной температуре с водой реагируют только самые активные металлы: щелочные и щелочноземельные. При этом образуются растворимые в воде основания — щёлочи: 2Na + 2H2O 2NaOH + H2l Сa + 2H2O Сa(OH)2 + H2l Менее активные металлы также могут реагировать с водой, но только при высокой температуре. Например, железо реагирует с перегретым водяным па- ром при 500 oС. В данном случае продуктом реакции не могут быть гидроксиды железа(II) или железа(III), поскольку при такой температуре они разлагаются на оксид и воду. Наряду с водородом в результате этой реакции образуется оксид железа(II, III), состав которого выражается формулой Fe3O4 — железная окалина: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2l 3. Взаимодействие металлов с кислотами С кислотами при комнатной температуре реагирует гораздо больше метал- лов, чем с водой. Определить, какие это металлы, поможет электрохимический ряд напряжений. В него, помимо металлов, помещён и водород. Металлы, сто- ящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснять его из растворов кислот: 2Al +3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2l Fe + 2HCl FeCl2 + H2l Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений после водорода, не взаимодействуют с растворами кислот. Реакция между кислотой и металлом возможна лишь в том случае, если образующаяся соль растворима в воде. В противном случае она покрывает по- верхность металла и препятствует его контакту с кислотой. Напомним: свинец, стоящий в ряду напряжений до водорода, с раствором серной кислоты не вза- имодействует, поскольку образующаяся соль — сульфат свинца — в воде не- растворима. Взаимодействию щелочных и щелочноземельных металлов с рас- творами кислот предшествует взаимодействие этих металлов с водой.
152 Концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации реа- гируют с металлами иначе, поскольку окис- лителями в названных кислотах выступают не катионы водорода, а соответственно сера и азот кислотных остатков. Эти реакции мы рассмотрели в параграфах 15 и 18. 4. Взаимодействие металлов с раствора- ми солей Более активный металл способен реаги- ровать с солью менее активного металла, вытесняя его из раствора. Для правильно- го написания уравнения подобных реакций вновь воспользуемся электрохимическим рядом напряжений металлов. Любой металл вытесняет из растворов солей все металлы, стоящие за ним правее, и, в свою очередь, может быть вытеснен расположенными ле- вее, например: Cu + 2AgNO3 Cu(NO3)2 + 2Agn Это правило не распространяется на ще- лочные и щелочноземельные металлы, поскольку при попадании в раствор соли они в первую очередь реагируют с водой, а не с растворённой солью. Кроме того, вновь образующаяся соль должна быть растворима в воде. Реакцию между цинковой пластинкой и раствором ацетата свинца называ- ют «сатурново дерево»: Zn + (CH3COO)2Pb (CH3COO)2Zn + Pbn Кристаллы свинца выделяются на цинковой пластинке причудливым узо- ром (рис. 74). Налейте в пробирку 5 мл раствора сульфата меди(II). Погрузите в раствор железный гвоздь, привязанный на нитку. Через 2—3 минуты извлеките гвоздь из пробирки, потянув за нитку. Что наблюдаете? Сделайте выводы об относительной активности железа и меди. Лабораторный опыт 41 5. Взаимодействие металлов с оксидами Как установил Н. Н. Бекетов, вытеснительная способность металлов про- является в реакциях не только с солями, но и с оксидами. Эти реакции про- текают не в растворах, а при нагревании твёрдых реагентов. Учёным были за- ложены основы алюминотермии — одного из способов получения металлов. Он заключается в восстановлении металлов из их оксидов с помощью алюминия. Например, действием порошка алюминия на оксид хрома(III) получают метал- лический хром: 2Al + Cr2O3 Al2O3 + 2Cr + Q Рис. 74. Сатурново дерево
153 В результате протекающей реакции за- мещения выделяется большое количество теплоты, которая может быть использова- на. Так, смесь порошков алюминия и ок- сида железа(III), называемая термитной смесью, при поджигании воспламеняется и сгорает: 2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe + Q При этом температура пламени дости- гает 2700 oС, что вполне достаточно для плавления железа (tпл 1536 oC). Термит- ную смесь используют для сварки рель- сов, при отливке крупных деталей, для сплавления проводов линий электропере- дачи, в военном деле — для снаряжения зажигательных снарядов (рис. 75). Алюминотермия. Термитная смесь 1. Общие химические свойства металлов — простых веществ можно обозначить одним химическим термином. Назовите его. 2. Перечислите общие химические свойства металлов. Подчеркните особенности взаимодействия металлов с растворами кислот и солей. 3. Если металл проявляет различные степени окисления, то укажите факторы, от ко- торых зависит состав продукта взаимодействия металлов с неметаллами и раство- рами кислот и солей. Приведите примеры. Проверьте свои знания 4. От чего зависит скорость протекания химического процесса? Расположите ука- занные металлы в порядке уменьшения скорости реакции с соляной кислотой: а) олово; б) железо; в) магний; г) цинк. 5. Охарактеризуйте химические свойства следующих металлов: а) калий; б) цинк; в) медь. Запишите уравнения соответствующих химических реакций. Рас- смотрите их с точки зрения теории электролитической диссоциации и процес- сов окисления — восстановления. В чём сходство и различия свойств перечис- ленных металлов? 6. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответ- ствующие следующим схемам: а) Ba + N2 m Ba3N2 б) Ca + H2O m Ca(OH)2 + H2 в) Al + HCl m AlCl3 + H2 г) Sn + AgNO3 m Sn(NO3)2 + Ag Для каждой реакции определите окислитель и восстановитель. Примените свои знания Рис. 75. Вспышка термитной смеси
154 7. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: а) CuO m Cu m Cu(NO3)2 m Cu(OH)2 m CuO m CuCl2 б) Na m NaOH m NaHSO4 m Na2SO4 m BaSO4 в) ZnS m ZnO m Zn m ZnSO4 m ZnCl2 m ZnCO3 m ZnO г) MgCl2 m Mg m MgO m MgSO4 m Mg(OH)2 m Mg(NO3)2 8. Запишите уравнения тех реакций, протекание которых возможно: а) Со + ZnCl2 m г) Ag + HCl m б) Ni + CuSO4 m д) Au + CuO m в) Mg + HCl m е) Zn + Hg(NO3)2 m 9. В 50 г воды растворили 2,74 г бария. Определите массовую долю гидроксида бария в полученном растворе. 10. Рассчитайте массу алюминия, который полностью прореагирует с 60,8 г оксида хрома(III). Какая масса хрома при этом получится? 11. Почему раствор сульфата меди(II) нельзя хранить в оцинкованном железном ведре? 12. Медную пластинку погрузили в раствор нитрата серебра. Через некоторое вре- мя масса пластинки увеличилась на 1,52 г. Определите массу серебра, выделив- шегося на пластинке. 13. Подготовьте сообщение об использовании металлов в пиротехнике или военном деле. Используйте дополнительную информацию § 30. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ IA-ГРУППЫ Элементы IA-группы Периодической системы Д. И. Менделеева носят на- звание щелочные металлы. Общее название предполагает совокупность общих свойств во всех формах существования элементов: атомов, простых веществ и соединений. Какие это свойства? Строение атомов. Атомы щелочных металлов содержат на внешнем энерге- тическом уровне по одному электрону. Восстановительные свойства возрастают от лития к цезию в связи с ростом радиусов атомов. Щелочные металлы как простые вещества. Щелочные металлы имеют ме- таллическую кристаллическую решётку — это серебристо-белые мягкие веще- ства (легко режутся ножом) с характерным блеском на свежесрезанной поверх- ности (рис. 76). Все они лёгкие и легкоплавкие, причём, как правило, плотность этих метал- лов возрастает от лития к цезию, а температура плавления, наоборот, умень- шается. Щелочные металлы активно реагируют с составными частями воздуха, поэтому их хранят под слоем защитной жидкости: вазелинового масла (литий) или керосина (остальные металлы).
155 Щелочные металлы в природе. Из-за чрезвычайно высокой активности щелочные металлы в свободном состоянии в природе не встречаются. Все эти элементы проявляют в соединениях единственно возможную степень окисле- ния +1. Важнейшие природные соединения щелочных металлов — это камен- ная соль (галит) NaCl, сильвин (KCl), сильвинит (KCl NaCl), чилийская се- литра (NaNO3). Громадные запасы солей щелочных металлов в растворённом состоянии содержатся в Мировом океане. Получают щелочные металлы электролизом расплавов их соединений (см. § 36): 2NaCl(расплав) электролиз } m}}}}} 2Na + Cl2 На практике проводят электролиз расплавов гидроксидов металлов, по- скольку они имеют гораздо более низкую температуру плавления: 4NaOH(расплав) электролиз } m}}}}} 4Na + 2Н2О + О2 Химические свойства. Щелочные металлы активно взаимодействуют почти со всеми неметаллами. Вы хорошо знаете, что при взаимодействии простых веществ с кислородом образуются оксиды. Именно в реакциях с этим окислителем проявляются осо- бые свойства щелочных металлов. Литий подчиняется общим закономерностям и при взаимодействии с кислородом образует оксид лития: 4Li + O2 2Li2O Натрий же при горении на воздухе даёт в качестве продукта не оксид, а пе- роксид натрия: 2Na + O2 Na2O2 Пероксидами называют соединения, в которых кислород вместо привычной степени окисления –2 проявляет степень окисления –1. Пероксид натрия — твёрдое белое вещество, которое в результате реакции обмена с водой позволяет получить другой пероксид — пероксид водорода: Na2O2 + 2Н2О 2NaOH + H2O2 t Рис. 76. Щелочные металлы
156 Литий также обладает необычным химическим свойством: это един- ственный из всех металлов, способный реагировать с азотом при комнатной температуре (остальные — при нагревании). В результате образуется нитрид лития: 6Li + N2 2Li3N Щелочные металлы взаимодействуют с водой, образуя щёлочи (отсюда на- звание группы) и водород. При этом скорость химической реакции возрастает от лития к цезию. Например: 2Li + 2Н2О 2LiOH + H2l 2Cs + 2Н2О 2CsOH + H2l Оксиды щелочных металлов. Оксиды натрия и калия получают нагревани- ем их пероксидов с избытком металла, например: Na2O2 + 2Na 2Na2O Оксиды щелочных металлов представляют собой твёрдые белые вещества с ярко выраженными осноXвными свойствами. Они реагируют с кислотными оксидами и с кислотами с образованием солей: K2O + SO2 K2SO3 Li2O + 2HNO3 2LiNO3 + H2O Оксиды щелочных металлов легко взаимодействуют с водой с образованием соответствующих гидроксидов металлов — щелочей: Na2O + Н2О 2NaOН Гидроксиды щелочных металлов. В лабораторных условиях раствор гидрок- сида щелочного металла можно получить не только растворением в воде его оксида, но и взаимодействием с водой самого металла. В промышленности щёлочи получают электролизом водных растворов хло- ридов щелочных металлов: 2NaCl + 2H2O электролиз } m}}}}} H2 + 2NaOH + Cl2 Щёлочи взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами, амфо- терными гидроксидами, кислотами, солями: 2NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O 2KOH + Al2O3 + 3H2O 2K[Al(OH)4] 2NaOH + Zn(OH)2 Na2[Zn(OH)4] LiOH + HCl LiCl + H2O 2KOH + CuSO4 K2SO4 + Cu(OH)2n (Запишите ионные уравнения всех приведённых выше химических реакций.) Гидроксид натрия в технике имеет ещё несколько названий: каустическая сода, едкий натр. Гидроксид калия называют также едким кали.
157 Гидроксид натрия применяют для очистки нефти и масел, в производстве бумаги, мыла, искусственных волокон. Раствор гидроксида калия используют в качестве электролита в щелочных ак- кумуляторах. Соли щелочных металлов представ- ляют собой твёрдые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Их химические свойства определяются главным образом природой аниона. Так, галогениды (за исключением фторидов) вступают в реакции обмена с нитратом серебра, карбонаты при взаимодействии с кислотами выделяют углекислый газ, а нитраты при нагревании разлагаются на нитрит щелочного металла и кисло- род: KCl + AgNO3 AgCln + KNO3 Li2CO3 + H2SO4 Li2SO4 + H2O + CO2l 2NaNO3 t 2NaNO2 + O2l Без специального оборудования определить, какой щелочной металл входит в состав соединения, достаточно трудно. Однако у катионов этих металлов есть одно удивительное свойство — они окрашивают бесцветное пламя спиртовки в различные цвета: литий — в красный, натрий — в жёлтый, калий — в фио- летовый (рис. 77). Наибольшее значение и практическое применение имеют хлориды, карбона- ты, сульфаты и нитраты калия и натрия. Хлорид натрия NaCl. Бытовое название хлорида натрия — поваренная соль. Это не просто вкусовая приправа, а необходимый компонент пищи. Биологи- ческая роль хлорида натрия известна вам из курса химии 8 класса, а теперь вы знаете, что хлорид натрия — ценное химическое сырьё. Электролизом его раствора получают гидроксид натрия, хлор, водород. Хлорид калия KCl используют в сельском хозяйстве в качестве калийно- го удобрения, в химической промышленности — для получения гидроксида калия. Стёкла и линзы, выточенные из больших кристаллов хлорида калия, применяются в специальных оптических приборах, поскольку они, в отличие от стеклянных, пропускают ультрафиолетовое излучение. Карбонат натрия Na2CO3 известен под названием технической или сти- ральной соды. До недавнего времени при стирке белья или чистке посуды это вещество добавляли в воду для её умягчения. В промышленности карбонат на- трия применяют как сырьё при производстве стекла. Кроме того, это вещество используют в производстве некоторых моющих средств. а в б г Рис. 77. Окраска пламени ионами щелочных металлов: а — Li+; б — Na+; в — K+; г — Cs+
158 Гидрокарбонат натрия NaHCO3. Это вещество хорошо известно вам под на- званиями пищевая сода или питьевая сода. При нагревании гидрокарбонат натрия разлагается в соответствии с уравнением 2NaHCO3 t Na2CO3 + H2O + CO2l, поэтому его используют в качестве разрыхлителя теста в кулинарии. При вы- печке изделия под действием высокой температуры и в присутствии кислот (знакомый многим из вас процесс гашения соды уксусом) образуются углекис- лый газ и водяной пар, поднимающие тесто из-за образовавшегося внутри мно- жества газовых пузырьков. Карбонат калия K2СО3 в технике известен под названием поташ. Такое название связано с устаревшим способом получения этого вещества. В Средние века варили мыло, нагревая козье сало с золой костра. Позже из золы стали выделять вещество, которое и превращало жир в мыло, — карбонат калия. В специальных глиняных горшках сжигали деревянные чурки, древесную золу обрабатывали водой и выпаривали поташ (от англ. рot — горшок, ash — зола). До сих пор карбонат калия используют в производстве жидкого мыла, а также для получения специального стекла, красителей, других соединений калия. Сульфат натрия Na2SO4. В 1648 г. немецкий алхимик Иоганн Рудольф Глаубер получил соль состава Na2SO4 10H2O, которая с тех давних пор при- меняется в качестве слабительного средства. За веществом так и закрепилось название глауберова соль. В природе встречается минерал мирабилит, который имеет точно такой же состав. В промышленности глауберову соль используют в производстве стекла и волокон, при крашении тканей. Нитрат калия KNO3. Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов называют селитрами. Калийная селитра — один из компонентов чёрного по- роха. Таким пороховым зарядом снаряжали пушки, ружья, мушкеты, писто- леты, стреляющие ядрами и пулями. Нитрат калия в порохе выполняет роль окислителя, который превращает остальные компоненты пороха (серу и уголь) в газообразные вещества. Они-то и создают необходимое давление, выталки- вающее заряд. Теперь у калийной селитры вполне мирные «профессии» — её используют в качестве удобрения, в производстве стёкол, как консервант в пи- щевой промышленности. 1. Дайте общую характеристику щелочных металлов на основании их положения в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Найдите сход- ство и различия в строении атомов щелочных металлов. 2. Как хранят щелочные металлы в лаборатории? 3. Перечислите химические свойства щелочных металлов и раскройте зависимость скорости протекания реакций от природы щелочного металла. Проверьте свои знания Щелочные металлы. Пероксиды. Гидроксид натрия (едкий натр, кау- стическая сода). Гидроксид калия (едкое кали). Сульфат натрия (глауберова соль)
159 4. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций: а) калия с водой; б) на- трия с серой; в) оксида цезия с соляной кислотой; г) гидроксида лития с оксидом углерода(IV); д) оксида натрия с водой. В уравнениях окислительно-восстанови- тельных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. 5. В трёх склянках без этикеток находятся белые кристаллические порошки хлори- дов калия, натрия и лития. Предложите способ распознавания этих веществ. 6. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: а) KОН m K m KCl m KNO3 m KNO2 б) Li m Li2O m LiOH m Li2SO4 m LiCl в) Na m NaOH m Na2CO3 m NaNO3 m NaNO2 7. Вместо многоточий впишите в уравнения реакций формулы веществ: а) … + SO2 Na2SO3 б) KOH + … KNO3 + H2O в) … + … 2LiCl + BaSO4n г) 2Na + 2H2O … + … 8. В тесто добавили половину чайной ложки (2,1 г) питьевой соды. Какой объём углекислого газа (н. у.) выделится при полном разложении этого вещества? Примените свои знания 9. Подготовьте сообщение об истории открытия одного из щелочных металлов, о его свойствах и применении. Используйте дополнительную информацию § 31. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ IIА-ГРУППЫ К элементам IIА-группы Периодической системы Д. И. Менделеева относят бериллий, магний и щелочноземельные металлы — кальций, стронций, барий, радий. Обладают ли щелочноземельные и щелочные металлы сход- ными свойствами? Строение атомов. На внешнем энергетическом уровне атомов элементов IIA- группы находятся два электрона, которые они отдают при химических взаи- модействиях, получая при этом степень окисления +2. Металлы IIА-группы — сильные восстановители. Восстановительные свойства возрастают от бериллия к барию, что связано с увеличением радиусов их атомов. Простые вещества. Это лёгкие серебристо-белые металлы, твёрдые. Строн- ций значительно твёрже бария, который по мягкости близок к свинцу. В отличие от бериллия и магния, щелочноземельные металлы на воздухе реа- гируют с кислородом и водяными парами, поэтому их, подобно щелочным ме- таллам, хранят под слоем керосина. Бериллий и магний на воздухе покрываются прочной оксидной плёнкой, которая предохраняет их от дальнейшего разрушения.
160 Своё название щелочноземельные металлы получили потому, что их оксиды (алхимики называли их землями) при растворении в воде образуют щёлочи. Металлы IIA-группы в природе. В свободном состоянии бериллий, магний и щелочноземельные металлы в природе не встречаются. Из этих металлов са- мый распространённый в земной коре элемент — кальций. Основные природ- ные соединения кальция — кальцит, мрамор (рис. 78), известняк, мел. Все они содержат главный компонент — карбонат кальция СаСО3. Химические свойства. Активность металлов IIA-группы возрастает от бе- риллия к цезию (как вы думаете, почему?). При взаимодействии с кислородом бериллий, магний, кальций и стронций образуют оксиды, а более активный барий — пероксид: 2Ca + O2 2 2 CaO − Ba + O2 BaO −1 2 Бериллий, магний и щелочноземельные металлы при нагревании реагиру- ют и с другими активными неметаллами: галогенами, серой, азотом, образуя бинарные соединения — галогениды, сульфиды, нитриды: Be + Cl2 BeCl2 Mg + S MgS 3Ca + N2 Ca3N2 Скорость взаимодействия металлов IIA-группы с водой также увеличивается от кальция к барию: Са + 2Н2О Са(ОН)2 + Н2l Бериллий при комнатной температуре с водой не взаимодействует, магний реагирует медленно и только при нагревании. Большое количество кальция идёт на получение других металлов кальций- термией — восстановлением металлов из их оксидов кальцием, например: ТiO2 + 2Ca t Ti + 2CaO Бериллий, магний и стронций ис- пользуют как компоненты сплавов. Оксиды металлов IIA-группы Оксид бериллия — типичный ам- фотерный оксид. Помимо кислот, он реагирует и со щелочами, образуя ком- плексные соли: ВеО + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4] Оксид магния проявляет основный характер, но с водой при обычных ус- ловиях реагирует слабо. t t Рис. 78. Образец природного мрамора
161 Оксиды щелочноземельных металлов представляют собой твёрдые белые ве- щества, проявляющие основные свойства. Оксиды щелочноземельных металлов реагируют с водой с образованием ще- лочей, например: SrО + Н2О Sr(ОН)2 Их осноXвные свойства проявляются также в реакциях с кислотными окси- дами и кислотами, в результате которых образуются соли: CaO + CO2 CaCO3 BaO + 2HCl BaCl2 + H2O Оксиды щелочноземельных металлов получают разложением их карбонатов при нагревании, например при обжиге известняка: СаСО3 СаО + CO2l Оксид кальция в технике называют негашёной известью и используют в строительстве. Поскольку существует негашёная известь, очевидно, должна быть и гашё- ная. Это действительно так: она представляет собой продукт взаимодействия негашёной извести с водой, т. е. гашения: СаО + Н2О Са(ОН)2 + Q При гашении извести выделяется большое количество теплоты, вода частич- но превращается в пар. Создаётся впечатление, что загасили водой тлеющие угли костра. Гидроксиды металлов IIA-группы. В полном соответствии с характером ок- сидов гидроксид бериллия проявляет амфотерные свойства, гидроксиды осталь- ных металлов IIA-группы — осноXвные. Гидроксиды щелочноземельных металлов можно назвать щелочами, посколь- ку они растворимы в воде. Растворимость гидроксидов увеличивается в ряду Ca(OH)2 m Sr(OH)2 m Ba(OH)2 Гидроксид магния в воде растворяется очень незначительно. Гидроксид каль- ция малорастворим в воде, но тем не менее его раствор под названием извест- ковая вода используют для качественного обнаружения углекислого газа: Са(ОН)2 + СО2 СаСО3n + Н2О Если к воде добавить больше гидроксида кальция, чем может в ней раство- риться, получится мутная взвесь твёрдых частичек основания в жидкости — известковое молоко. Его применяют в строительстве и в свеклосахарном про- изводстве для очистки сахарных растворов. По аналогии с известковой водой можно приготовить баритовую воду — раствор гидроксида бария. Баритовую воду применяют для поглощения угле- кислого газа из воздуха. При нагревании гидроксиды бериллия, магния и щелочноземельных метал- лов разлагаются с образованием соответствующих оксидов: Mg(OH)2 MgO + H2O
162 Немного порошка оксида кальция поместите в химический стакан и прилейте 20 мл воды. Тщательно перемешайте содержимое стакана стеклянной палочкой и дайте отстояться. Профильтруйте по 2 мл содержимого стакана в 2 пробирки. С помощью трубочки для коктейля через раствор первой пробирки продувайте выдыхаемый воздух. Что наблюдаете? С какой целью используют данную реакцию? К раствору во второй пробирке добавьте 1—2 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? О чём свидетельствует появление окраски? Лабораторный опыт 42 Соли металлов IIA-группы. В отличие от солей щелочных металлов, многие соли металлов IIA-группы малорастворимы или нерастворимы в воде (найдите соответствующие данные в таблице растворимости). Карбонат кальция СаСО3 представляет собой белое кристаллическое веще- ство, нерастворимое в воде. Легко вступает в реакцию обмена с кислотами с бурным выделением углекислого газа: СаСО3 + 2HCl СаCl2 + Н2О + CO2l При пропускании углекислого газа через известковую воду образуется оса- док карбоната кальция, известковая вода мутнеет. Кристаллики соли получа- ются очень мелкими. Карбонат кальция, полученный таким способом, является основой зубных паст, косметических средств, его используют также в произ- водстве бумаги высокого качества (мелованная бумага) и резины. Если продолжать пропускать углекислый газ через помутневшую извест- ковую воду, осадок через некоторое время исчезает, раствор вновь становится прозрачным. Это происходит потому, что карбонат кальция под действием из- бытка углекислого газа превращается в растворимую соль — гидрокарбонат кальция: СаСО3 + СО2 + H2О Са(НСO3)2 Сульфат магния MgSO4 содержится в морской воде и придаёт ей горький вкус. Эта соль известна под названием горькая или английская соль. Её ис- пользуют в медицине в качестве противосудорожного средства, компонента слабительных средств, а также как антидот (противоядие) при отравлениях солями тяжёлых металлов. Сульфат бария BaSO4 — нерастворимая в воде соль. Перемешивая её с не- большим количеством воды, получают так называемую баритовую кашу, которую используют в медицине для рентгеноскопии желудочно-кишечного тракта. Суль- фат бария, в отличие от мягких тканей организма, задерживает рентгеновское излучение (поэтому его называют контрастным веществом) и, проникая в пище- вод, желудок, кишечник, даёт на рентгенограмме чёткое изображение внутрен- него органа. Сульфат бария используют как наполнитель при производстве керамики, бумаги, резины, как компонент белых масляных красок. Сульфат кальция СаSO4 встречается в природе в виде осадочной породы гипса, имеющего состав СаSO4 2H2O. При прокаливании гипса он частично теряет воду, превращаясь в белый порошок — алебастр 2CaSO4 H2O (или CaSO4 0,5H2O). Если к алебастру снова добавить небольшое количество воды,
163 полученная кашица через некоторое время затвердеет, вновь превратившись в гипс. Такие превращения используют в строительстве, при отделке помеще- ний, для изготовления лепных украшений, статуй, в медицине для наложения гипсовых повязок. Бериллий. Магний. Щелочноземельные металлы. Оксид кальция (негашёная известь). Гидроксид кальция (гашёная известь). Извест- ковое молоко. Баритовая вода 1. Какие металлы IIА-группы называют щелочноземельными? Объясните происхож- дение этого названия. 2. Сравните щелочные и щелочноземельные металлы. Укажите вид связи и тип кристаллической решётки в простых веществах, образованных этими металлами. 3. Перечислите общие химические свойства щелочноземельных металлов. Под- черкните особенности взаимодействия этих металлов с водой. Проверьте свои знания 4. С помощью какой химической реакции можно доказать, что в состав природных соединений кальция — известняка, мрамора, кальцита — входит карбонат этого металла? Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. 5. Охарактеризуйте свойства оксида кальция как осно+вного оксида. Ответ подтвер- дите уравнениями химических реакций в молекулярной и ионной формах. 6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: а) Сa m СaCl2 m СaСО3 m СаО m Са(OH)2 m Са(NO3)2 m CaF2 б) BaCO3 m BaO m Ba(OH)2 m BaCl2 m Ba3(PO4)2 Для реакций обмена запишите ионные уравнения. 7. При обработке 9,8 г смеси карбоната, гидроксида и сульфата кальция избытком соляной кислоты выделилось 0,896 л газа (н. у.) и осталось 2,1 г твёрдого остатка. Вычислите массовую долю компонентов в смеси. Примените свои знания 8. Щелочные металлы получают электролизом расплавов их гидроксидов — щело- чей. Для получения щелочноземельных металлов используют электролиз расплавов их солей. Как вы думаете, почему для этих целей не годятся гидроксиды щелочно- земельных металлов? Напишите уравнение электролиза расплава хлорида кальция. 9. Подготовьте сообщение об истории открытия одного из щелочноземельных ме- таллов, его свойствах и применении. Используйте дополнительную информацию
164 § 32. ЖЁСТКОСТЬ ВОДЫ И СПОСОБЫ ЕЁ УСТРАНЕНИЯ Вы уже знаете, что стиральную соду используют для умягчения воды. Какое значение имеет этот процесс в промышленности и в быту? Для потребителя, использующего воду в бытовых и технических целях, важна особая характеристика воды, которую называют жёсткостью. Воду называют жёсткой, если она содержит катионы кальция, магния и же- леза (Ca2+, Mg2+, Fe3+). Понятно, что содержание этих катионов в воде обусловливают раствори- мые соединения кальция, магния и железа, например соли (хлориды, ни- траты, сульфаты). В жёсткой воде мыло не мылится. Дело в том, что мыла представляют собой натриевые (твёрдые) или калиевые (жидкие) соли жирных органических кислот, общую формулу которых можно условно записать как R−COONa или R−COOK. Как и все калиевые и натриевые соли, мыла рас- творимы в воде и диссоциируют: R−COONa R−COO– + Na+, чего не скажешь об аналогичных солях кальция и магния. И до тех пор, пока все ионы Са2+, Mg2+ и Fe3+ не будут переведены с помощью мыла в осадок, оно мылить, т. е. стирать и мыть, не будет: 2R−COO– + Ca2+ (R−COO)2Can В жёсткой воде мясо и крупы плохо развариваются. Эти неприятности, которые приносит человеку жёсткая вода, далеко не ис- черпывают их список. Загляните внутрь чайника или, когда в вашем доме или квартире проводится капитальный ремонт, в разрез трубы центрального отоп- ления. Что наблюдаете? Белый, сероватый, рыжеватый рыхлый слой накипи. Оказывается, не только средние растворимые соли кальция и магния явля- ются причиной жёсткости воды, но и их кислые соли. Гидрокарбонаты этих металлов хорошо растворимы в воде и диссоциируют, обусловливая тем самым её жёсткость: Са(НСО3)2 Са2+ + 2НСО3 − Карбонаты кальция и магния практически нерастворимы. При нагревании жёсткой воды присутствующие в ней гидрокарбонаты каль- ция и магния превращаются в нерастворимые карбонаты: Са(НСО3)2 СаСО3 + Н2О + СО2 Именно они и образуют накипь в чайнике, трубах центрального отопления, паровых котлах и т. д. (рис. 79).
165 Жёсткость воды, обусловленную со- держанием в ней гидрокарбонатов каль- ция и магния и устраняемую кипячени- ем, называют временной жёсткостью. Жёсткость воды, обусловленную со- держанием в ней других соединений кальция и магния (хлоридов и суль- фатов) и не устраняемую кипячением, называют постоянной жёсткостью. И временная, и постоянная жёст- кость воды легко устраняются добавле- нием карбоната натрия: СаCl2 + Na2CO3 CaCO3n + 2NaCl Ca2+ + СО3 2− СаСО3n Временную жёсткость воды можно устранить, добавляя к ней рассчитанное количество суспензии гидроксида кальция — так называемого известкового мо- лока. При этом кислые соли (гидрокарбонаты) переходят в средние соли (кар- бонаты) и выпадают в осадок: Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 2CaCO3n + 2Н2О Са2+ + НСО3 − + ОН– СаСО3n + Н2О Самая жёсткая природная вода — это вода морская. Общее среднее содер- жание солей в Мировом океане составляет 35 г на 1 л. Самая мягкая при- родная вода — это дождевая и талая, содержание солей в которой близко к нулю. Вода некоторых природных источников содержит катионы K+, Na+, Ca2+ , Mg2+ и др., а также анионы Cl–, SO4 2−, НСО3 − и др., т. е. необходимые организму минеральные соли. Если содержание солей превышает 1 г / л, такие воды и их источники называют минеральными. Наиболее богат минеральными источниками одноимённый район Кавказских Минеральных Вод. Например, наиболее известная и широко применяемая минеральная вода — кисловодский «Нарзан» — рекомендована как лечебно-столовая сульфатно-гидрокарбонатная вода. Содержание солей в ней составляет 2—3 г / л. Вода, очищенная путём перегонки от всех примесей, — дистиллированная вода — находит широкое применение в медицине, в производстве продуктов питания, в химическом анализе, для получения люминофоров, в радиоэлект- ронной промышленности (производство полупроводников) и ядерной технике. Жёсткая вода. Временная жёсткость воды. Постоянная жёсткость воды. Минеральная вода Рис. 79. Накипь на нагревательном элементе кипятильника
166 1. Какую воду называют жёсткой? Какова химическая природа жёсткости воды? 2. Какие виды жёсткости воды различают? Какова их химическая природа? 3. Как устраняют временную жёсткость воды, а как — постоянную? 4. Какой вред человеку наносит жёсткая вода? Проверьте свои знания 5. Почему при устранении временной жёсткости воды следует избегать добавления избытка известкового молока? 6. Что такое минеральная вода? Предложите потребительскую классификацию ми- неральных вод. 7. В образце жёсткой воды объёмом 1 л содержится 450 мг хлорида кальция. Ка- кую массу кристаллической соды Na2CO3 10H2O необходимо добавить к 250 л та- кой воды для устранения её постоянной жёсткости? 8. Какую массу соды (безводный карбонат натрия Na2CO3) необходимо добавить к 100 л природной воды, содержащей 610 мг / л катионов кальция, для её полного умягчения? Примените свои знания 9. Предложите свой проект по экономии бытового потребления воды. Выразите своё мнение Практическая работа 6 ЖЁСТКОСТЬ ВОДЫ И СПОСОБЫ ЕЁ УСТРАНЕНИЯ 1. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой и проверьте прибор на герметичность. 2. В прибор для получения газов внесите 2—3 небольших кусочка мрамо- ра. Закрепите прибор в лапке штатива. В воронку налейте немного соляной кислоты, чтобы она покрывала кусочки мрамора. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах. 3. Газоотводную трубку прибора опустите в пробирку с прозрачной извест- ковой водой. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах. 4. Продолжайте пропускание углекислого газа до получения прозрачного раствора. Запишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах. Полученную жёсткую воду разделите на три пробирки. 5. К содержимому первой пробирки добавьте немного раствора мыла, за- кройте её пробкой и сильно встряхните. Что наблюдаете? Почему? 6. Вторую пробирку зажмите в пробиркодержателе и нагрейте на пламени спиртовки до кипения жидкости. Объясните наблюдаемое явление. 7. К содержимому третьей пробирки добавьте раствор соды. Что наблюдаете? 8. В пробирку прилейте 1—2 мл раствора хлорида кальция. Вставьте пробирку в пробиркодержатель и нагрейте содержимое пробирки. Наблюдаете ли вы какие- нибудь изменения, свидетельствующие о протекании химической реакции? Почему? 9. Установите пробирку в штатив и добавьте к содержимому 1—2 мл рас- твора карбоната натрия. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакции в мо- лекулярной и ионной формах. Оформите отчёт о работе.
167 § 33. АЛЮМИНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Для алюминия характерно редкое сочетание ценных свойств: лёгкости, пла- стичности, блеска, хорошей электро- и теплопроводности, коррозионной стойкости, нетоксичности. В каких областях производства используют эти свойства алюминия? Алюминий в природе. Алюминий — третий по распространённости в лито- сфере химический элемент (после неметаллов кислорода и кремния). Несмотря на устойчивость на воздухе, алюминий в свободном виде в природе не встре- чается. Наиболее распространены такие его природные соединения, как алю- мосиликаты, бокситы, каолин, полевые шпаты, глинозём, корунд. Практиче- ски во всех перечисленных минералах их основная масса приходится на оксид алюминия Al2O3. Многие из этих минералов содержат также оксиды кремния, щелочных и щелочноземельных металлов. Алюминий как простое вещество. Алюминий сразу после его открытия при- влёк химиков своей красотой и лёгкостью. Внешне он походит на серебро, при- мерно в три раза легче железа и меди. Алюминий очень пластичный металл: можно прокатать его в тонкую фольгу, сделать из него тончайшие украшения, придать ему нужную форму. Вот только прочность чистого алюминия невели- ка, но его сплавы с другими металлами заметно прочнее. Уже созданы сплавы алюминия с прочностью, в десять раз превышающей прочность стали. Каждый держал в руках изделия из этого серебристо-белого, лёгкого, срав- нительно мягкого металла, будь то посуда, электропровод, проволока или фольга. Такое широкое использование алюминия и его сплавов объясняется со- четанием практически полезных свойств: высокой электропроводности, тепло- проводности, пластичности, устойчивости к воздействию влаги и воздуха, не- токсичности, лёгкости механической обработки и главное — малой плотности. Сейчас ежегодно в мире получают около 60 млн т алюминия. Химические свойства алюминия. В алюминии сочетаются свойства типич- ных металлов и некоторые особенности, свойственные металлам, образующим амфотерные оксиды и гидроксиды. Несмотря на сравнительно небольшой ра- диус атома (алюминий — элемент третьего периода) и значительное число элек- тронов на внешнем энергетическом уровне (алюминий — элемент IIIА-группы, следовательно, у него три валентных электрона), это довольно активный ме- талл. В электрохимическом ряду напряжений он расположен следом за щелоч- ноземельными металлами. Однако на воздухе алюминий устойчив, поскольку его поверхность покрывается тонкой и очень прочной оксидной плёнкой, кото- рая защищает его от взаимодействия с компонентами воздуха и водой: 4Al + 3O2 2Al2O3 Если оксидную плёнку удалить механически или с помощью кислоты, алю- миний способен медленно реагировать с водой: 2Al + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2l
168 Помимо кислорода, алюминий реагирует с большинством неметаллов, об- разуя бинарные соединения: 2 3 22 3Al Cl AlCl хлорид алюминия 2 3 2 3Al S Al S сульфид алюминия 4 3 4 3Al C Al C карбид алюминия (Рассмотрите окислительно-восстановительные процессы для этих реакций.) Алюминий легко реагирует с кислотами — соляной и разбавленной серной: 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2l 2Al + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2l (Запишите ионные уравнения этих реакций и рассмотрите окислительно- восстановительные процессы.) Однако с концентрированными серной, азотной и фосфорной кислотами алюминий при комнатной температуре не взаимодействует. Дело здесь также в образовании плотной защитной оксидной плёнки на поверхности металла. Алюминий способен вытеснять менее активные металлы не только из рас- творов солей, но и из оксидов: 2Al + 3CuСl2 2AlCl3 + 3Cu 2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe (Запишите ионное уравнение первой реакции и рассмотрите окислительно- восстановительные процессы.) Укажем ещё одно необычное свойство алюминия — он реагирует со щело- чами с образованием комплексных солей и выделением водорода: 2Al + 2NaOH + 6H2O 2Na[Al(OH)4] + 3H2l (Запишите ионное уравнение этой реакции и рассмотрите окислительно-вос- становительные процессы.) Эту реакцию можно использовать в лабораторных условиях для получения водорода. Применение. Алюминий используют для изготовления проводов линий элек- тропередачи, алюминиевых труб для нефтяной промышленности. Если поверх- ность алюминия отполировать, она становится блестящей. Это свойство метал- ла используют для производства зеркал, прожекторов, мощных отражателей. Пластичность и нетоксичность алюминия лежат в основе его использования в производстве различных упаковочных материалов для пищевых продуктов. Вспомните хотя бы алюминиевую фольгу для обёртки шоколада или приго- товления пищи, алюминиевые банки для прохладительных напитков, крышки пластиковых баночек с йогуртом. t t t
169 Большая часть производимого алюминия идёт на получение сплавов. Бла- годаря лёгкости и прочности их широко используют в авиационной и косми- ческой промышленности (рис. 80). Недаром алюминий называют крылатым металлом. Способность порошка алюминия гореть ослепительным пламенем использу- ют в пиротехнике — производстве бенгальских огней, салютов, фейерверков. Соединения алюминия Оксид алюминия Al2O3. Оксид алюминия входит в состав не только широко распространённых в земной коре минералов, но и некоторых полудрагоценных и драгоценных камней: рубина, сапфира, граната, изумруда, александрита, ак- вамарина. Рубин в переводе с латинского означает «красный». Цвет от ярко-красного до фиолетово-красного придают природному рубину примеси соединений меди, железа, хрома (рис. 81). Этот драгоценный камень используют не только в качестве украшения, но и в часовой промышленно- сти, в электронике, для изготовления лазе- ров. Потребность в рубинах достаточно вели- ка, удовлетворить спрос только природными камнями не удаётся. Поэтому химики научи- лись выращивать кристаллы искусственных рубинов. Ещё одна разновидность прозрачного ок- сида алюминия — сапфир. Окраска этого драгоценного камня более разнообразна: си- няя, фиолетовая, зелёная, жёлтая, оранже- вая, даже чёрная (рис. 82). Рис. 80. Алюминиевые сплавы — основа авиационной техники Рис. 81. Обработанные рубины
170 Оксид алюминия — типичный амфотер- ный оксид. Он взаимодействует и с кисло- тами, и со щелочами с образованием солей: Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O Al O KOH H O K Al(OH) тетрагидроксоалюминат калия 2 3 2 4 2 3 2 [ ] Сплавление твёрдого оксида алюми- ния со щелочами приводит к образованию не комплексного соединения, а твёрдых со- лей метаалюминиевой кислоты, имеющей формулу HAlO2: Al O NaOH NaAlO H O метаалюминат натрия 2 3 2 22 2 t Гидроксид алюминия Al(OH)3, подобно оксиду, проявляет амфотерные свой- ства. Получить студневидный осадок этого нерастворимого в воде вещества можно добавлением щёлочи к раствору соли металла (рис. 83): Al2(SO4)3 + 6NaOH 2Al(OH)3n + 3Na2SO4 При проведении этой реакции следует избегать добавления избытка щёлочи, потому что в этом случае полученный осадок вновь растворится: Al OH NaOH Na Al OH тетрагидроксоалюминат натрия ( ) [ ( ) ]3 4 Взаимодействует гидроксид алюминия и с кислотами, например соляной: Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O При нагревании гидроксид алюминия, как все не- растворимые гидроксиды, разлагается на оксид метал- ла и воду: 2Al(OH)3 t Al2О3 + 3H2O Соли алюминия представляют собой твёрдые кри- сталлические вещества, среди которых сульфат, нитрат и галогениды растворимы в воде. Хлорид алюминия AlCl3. Из водных растворов хлорид алюминия кристаллизуется в виде кристаллоги- драта. Состав такого кристаллогидрата AlCl3 6H2О. Безводный хлорид алюминия широко используют в ка- честве катализатора в органическом синтезе. Сульфат алюминия Al2(SO4)3 получают обработкой бокситов серной кислотой. Рис. 82. Различная окраска обработанных сапфиров Рис. 83. Получение осадка гидроксида алюминия
171 Сульфат алюминия широко применяют на водоочистных станциях для очистки воды, которая подаётся в водопроводную сеть. Раствором этой соли пропитывают ткани перед окрашиванием, чтобы краситель прочно удерживал- ся на волокнах. Такую обработку называют протравливанием, а сульфат алю- миния — протравой. Алюминий. Оксид и гидроксид алюминия. Соли алюминия 1. Запишите схему распределения электронов по энергетическим уровням в атоме алюминия. 2. Охарактеризуйте физические свойства алюминия и области применения этого металла. 3. Перечислите химические свойства алюминия. Подчеркните особенности его вза- имодействия с серной и азотной кислотами. Запишите соответствующие уравнения реакций. Проверьте свои знания 4. Рассчитайте площадь алюминиевой фольги толщиной 0,01 мм, которую можно изготовить из 1 моль этого металла, если плотность алюминия равна 2,7 г / см3. 5. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую- щие превращения: а) Al m Al2(SO4)3 m Al(OH)3 m Al2O3 m Al(NO3)3 б) Al m AlCl3 m Na[Al(OH)4] m Al(OH)3 m Al2(SO4)3 Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения. В уравне- ниях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. 6. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции, соответ- ствующее следующей схеме: Al + HNO3 m Al(NO3)3 + N2O + H2O Укажите окислитель и восстановитель. 7. Почему при добавлении к концентрированному раствору щёлочи небольшого ко- личества раствора сульфата алюминия не выпадает осадок гидроксида алюминия? Каким должен быть порядок приливания реагентов для получения осадка гидрок- сида? Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций раствора сульфата алюминия с избытком раствора гидроксида натрия. Примените свои знания 8. Подготовьте сообщение об истории открытия алюминия, его свойствах и при- менении. 9. Какую роль играет сульфат алюминия в процессе очистки воды на водоочистных станциях? Используйте дополнительную информацию
172 § 34. ЖЕЛЕЗО И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Железо неразрывно связано с историей человечества. Алхимики исполь- зовали для обозначения железа символ управляющей им, по их мнению, планеты — Марса. Как вы думаете, почему? Алхимическое обозначение железа связано с богом войны Марсом. Железо и его сплавы до сих пор являются основой военной и космической техники. Строение атома железа существенно отличается от строения атомов метал- лов А-групп. Главное различие состоит в том, что у атома железа происхо- дит заполнение электронами не внешнего, а предвнешнего электронного слоя. Именно поэтому железо, как и все остальные элементы-металлы, у которых заполняется предвнешний энергетический уровень, расположено в Б-группе Периодической системы. Схема строения атома железа: 26Fe 2e, 8e, 14e, 2e Железо — элемент с переменной валентностью. В соединениях железо мо- жет проявлять степени окисления +2, +3 и даже +6. Из этого следует, что к валентным относятся электроны не только внешнего, но и предвнешнего энергетического уровня. Железо в природе. Железо — один из самых распространённых элементов в Солнечной системе, особенно на планетах земной группы (назовите эти пла- неты). На Земле боXльшая часть железа сосредоточена в ядре. Но и в земной коре на долю этого элемента приходится более 4 % массы, и это второе ме- сто среди металлов (после алюминия) и четвёртое среди всех химических эле- ментов. Среди железных руд, т. е. горных пород, из которых можно добывать железо в промышленных масштабах (рис. 84), наибольшее значение имеют красный железняк (гематит) Fe2O3, магнитный железняк (магнетит) Fe3O4, бурый железняк (лимонит) Fe2O3 nH2O. В природе также широко распростра- нён пирит (серный, или железный, колчедан) FeS2, однако он не относится к железным рудам, а служит сырьём для получения серной кислоты. По за- пасам железных руд Россия занимает первое место в мире. а б в Рис. 84. Железные руды: а — красный железняк; б — бурый железняк; в — магнитный железняк
173 Железо как простое вещество. Это серебристо-белый блестящий металл с температурой плавления 1536 oС. Очень пластичный, поэтому легко обра- батывается, куётся, штампуется. Железо способно намагничиваться и размаг- ничиваться, поэтому его применяют в качестве сердечников электромагнитов в различных электрических машинах и аппаратах. Как правило, в технике, в промышленности, в быту используют не чистое железо, а сплавы железа с углеродом — сталь и чугун. Химические свойства. Как и все металлы, простое вещество железо в лю- бых химических реакциях проявляет восстановительные свойства. В зависимо- сти от природы второго участника реакции — окислителя, в продуктах реак- ции железо может иметь степень окисления +2 или +3. Например, при взаимодействии железа с серой образуется сульфид железа(II): Fe S FeS 0 0 2 2 + − Более сильный окислитель — хлор окисляет железо уже до степени окис- ления +3: 2 3 2 0 0 2 3 1 3Fe Cl FeCl + − В этом отношении интересна реакция железа с кислородом. При высокой температуре порошок железа сгорает с образованием необычного оксида, кото- рый называют железной окалиной, а состав отражают формулой Fe3O4: 3Fe + 2О2 t Fe3O4 Что же необычного в этом оксиде? Если рассчитать степень окисления железа в этом веществе, то получится дробное число +8 / 3. Дело в том, что в данном оксиде степени окисления трёх атомов железа различны: у двух +3, у одного +2. Поэтому химическое название железной окалины — оксид железа(II, III). Подобные оксиды называют смешанными оксидами. Формулу оксида железа(II, III) можно записать по-другому: FeO Fe2O3. При высокой температуре раскалённое железо реагирует с перегретым во- дяным паром. При этом также образуется оксид железа(II, III) и водород: 3Fe + 4H2O t Fe3O4 + 4H2l На протекании этой реакции основан железо-паровой способ получения во- дорода. (Проанализируйте окислительно-восстановительные процессы для рассмо- тренных реакций.) Поскольку железо в электрохимическом ряду напряжений металлов стоит левее водорода, оно способно восстанавливать катионы водорода из растворов кислот: Fe HCl FeCl H 0 1 2 1 0 2 2 2 l − Fe H SO Fe SO H 0 1 2 0 2 4 4 2 l А вот концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют железо и при комнатной температуре с ним не взаимодействуют. Фосфорная кислота также не реагирует с железом, поскольку при контакте этих веществ поверх- t t
174 ность металла покрывается тонкой плёнкой нерастворимого фосфата железа, что предохраняет его от дальнейшего взаимодействия. В соответствии с положением в электрохимическом ряду напряжений желе- зо может вытеснять металлы, стоящие правее его, из водных растворов их со- лей, например: Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu (Запишите ионное уравнение реакции и рассмотрите окислительно-восста- новительные процессы.) Соединения железа Оксид железа(II) FeO можно получить разложением соответствующего ги- дроксида железа(II): Fe(ОН)2 t FeO + H2O Оксид железа(II) — порошок чёрного цвета, проявляет осноXвные свойства, т. е. реагирует с кислотами с образованием солей железа(II): FeО + 2HCl FeCl2 + H2O (Запишите ионное уравнение реакции.) Оксид железа(II) довольно легко окисляется до соединений железа в степе- ни окисления +3: FeО + 4HNO3(конц.) Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O Оксид железа(III) Fe2O3 в лабораторных условиях также можно получить разложением гидроксида при нагревании: 2Fe(ОН)3 t Fe2O3 + 3H2O Этот оксид имеет буро-коричневый цвет. Оксид железа(III) — амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Он сравнительно легко растворяется в кислотах с образованием солей железа(III): Fe2O3 + 6HCl 2FeCl3 + 3H2O Со щелочами оксид железа(III) реагирует только при высокой температуре: Fe O NaOH NaFeO H O2 3 2 22 2 t Оксид железа(III) обладает замечательным свойством: он способен намаг- ничиваться и размагничиваться. Именно он входит в состав магнитного слоя столь популярных гибких сувенирных наклеек, которыми украшают домашние холодильники. Многим из вас хорошо знакома краска для металла, называемая железным суриком. Пигментом (красителем) в ней служит оксид железа(III). Природный Fe2O3 используют для производства термостойкой керамической плитки. Оксид железа(II, III) Fe3O4. Именно этот смешанный оксид является про- дуктом реакции железа с кислородом. Чёрные блестящие «скорлупки» желез- диоксоферрат(III) натрия
175 ной окалины образуются на сварочном шве при электросварке металлов. При взаимодействии же- лезной окалины с кислотами образуются сразу две соли железа в различных степенях окисления: Fe3O4 + 8HCl FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O Гидроксид железа(II) получают действием щё- лочи на растворы солей железа(II): FeCl2 + 2NaOH Fe(OH)2n + 2NaCl Гидроксид железа(II) — нерастворимое в воде вещество, проявляет основные свойства. Растворя- ясь в кислотах, он образует соли железа(II): Fe(OH)2 + H2SO4 FeSO4 + 2H2O При получении гидроксид железа(II) имеет зеленоватую окраску, которая затем переходит в бурую, поскольку под действием кислорода происходит его окисление до гидроксида железа(III): 4Fe(OH)2 + О2 + 2H2O 4Fe(ОН)3 Гидроксид железа(III) Fe(OH)3 также можно получить реакцией обмена между раствором соли железа в соответствующей степени окисления и щёло- чью (рис. 85): FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3n + 3NaCl В одну пробирку налейте 2 мл раствора сульфата железа(II), в другую — такой же объём раствора хлорида железа(III). В каждую пробирку добавьте по 1 мл раствора гидроксида натрия. Что наблюдаете? Каков цвет образующихся осадков? Лабораторный опыт 43 Соли железа в степени окисления +3 более устойчивы по сравнению с его солями, в которых металл находится в степени окисления +2. Сульфат железа(II) образует кристаллогидрат состава FeSO4 7H2O, извест- ный под названием железный купорос. Эти светло-зелёные кристаллы хорошо знакомы дачникам: раствором железного купороса обрабатывают садовые куль- туры для защиты от вредителей. Хлорид железа(III) FeCl3 проявляет довольно сильные окислительные свойства. Он способен окислять не только такие сильные восстановители, как иодиды металлов, но и сами металлы — цинк, железо и даже медь: 2FeCl3 + 2KI 2FeCl2 + I2 + 2KCl 2FeCl3 + 3Zn 2Fe + 3ZnCl2 2FeCl3 + Fe 3FeCl2 2FeCl3 + Cu 2FeCl2 + CuCl2 Хлорид железа(III) используют в качестве катализатора в органическом син- тезе. t Рис. 85. Гидроксид железа(III)
176 Катион Fe3+ можно обнаружить в растворе с помощью качественной реак- ции c роданидом калия KNCS или роданидом аммония NH4NCS. При добавле- нии этого реагента катионы железа(III) образуют соединение красного цвета — роданид железа: FeCl3 + 3KNCS Fe(NCS)3 + 3KCl Кроме того, для обнаружения в растворе катионов Fe2+ и Fe3+ используют особые реагенты — растворы красной кровяной соли K3[Fe(CN)6] (химическое название этого вещества — гексацианоферрат(III) калия) и жёлтой кровяной соли K4[Fe(CN)6] (гексацианоферрат(II) калия) соответственно. Своё название кровяные соли носят с тех давних пор, когда их получали нагреванием крови животных с железными стружками и карбонатом калия. Если к растворам, содержащим ионы Fe2+ или Fe3+, добавить соответствен- но растворы красной кровяной соли или жёлтой кровяной соли, то в обоих случаях выпадает осадок синего цвета, имеющий одинаковый состав: Fe +2 Сl2 + K3[Fe +3 (CN)6] KFe +3 [Fe +2 (CN)6]n + 2KCl Fe +3 Сl3 + K4[Fe +2 (CN)6] KFe +3 [Fe +2 (CN)6]n + 3KCl В одну пробирку налейте 2 мл раствора сульфата железа(II), в другую — такой же объём раствора хлорида железа(III). В первую пробирку добавьте 3—4 капли рас- твора красной кровяной соли, во вторую — 3—4 капли раствора жёлтой кровяной соли. Что наблюдаете? Сравните цвет образующихся осадков. Лабораторный опыт 44 Соединения железа содержатся в любых живых организмах. Растения, произрастающие на почве, лишённой железа, теряют свою окраску. Человек, не получающий с пищей соединения железа, заболевает анемией (малокрови- ем). Дело в том, что железо, как вы знаете, входит в состав белка гемоглоби- на, ответственного за перенос кислорода в крови. Падение уровня гемоглобина в крови вызывает бледность, быструю утомляемость и упадок сил. Железо. Оксиды и гидроксиды железа. Соли железа(II) и (III). Желез- ная окалина. Качественные реакции на катионы железа 1. Расскажите о нахождении железа в природе. 2. Не производя расчётов, укажите, в какой из руд — красном, буром, магнитном железняке или пирите — массовая доля железа наибольшая. 3. Перечислите химические свойства железа. Подчеркните особенности его взаи- модействия с растворами кислот и солей, а также с неметаллами. Проверьте свои знания
177 4. Составьте уравнения химических реакций, с помощью которых можно осуще- ствить следующие превращения: а) FeO m Fe m FeCl3 m Fe(OH)3 m Fe2O3 m Fe2(SO4)3 m FeCl3 б) Fe m FeCl2 m Fe(OH)2 m FeO m FeSO4 m FeСl2 Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения. В двух урав- нениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты мето- дом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. 5. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения окислительно-вос- становительных реакций, соответствующих схемам: а) Fe(OH)2 + O2 + H2O m Fe(OH)3 б) Fe + Br2 m FeBr3 в) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 m Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O Укажите окислитель и восстановитель. 6. Напишите по два молекулярных уравнения, соответствующих каждому ионному уравнению: а) Fe2+ + 2OH– Fe(OH)2n б) Fe2O3 + 6H+ 2Fe3+ + 6H2O в) 2Fe3+ + 2I– 2Fe2+ + I2 7. Железный купорос FeSO4 7H2O широко используют как фунгицид — средство для борьбы с грибковыми заболеваниями растений. Какую массу железного купо- роса можно получить из 2,8 кг железных опилок и необходимого количества раз- бавленной серной кислоты? 8. Один из учащихся написал формулу двойной соли железа и аммония как NH4Fe(SO4)2 12H2O, а другой — как (NH4)2Fe(SO4)2 6H2O. Кто из них прав? До- кажите ваше утверждение. 9. На трёх карточках опишите свойства различных металлов, не называя эти ме- таллы. Раздайте карточки своим одноклассникам, получите от них три аналогичные карточки с описанием. К следующему уроку постарайтесь определить, описания ка- ких металлов вам достались. Можно ли по полученному вами тексту сделать одно- значный вывод? Примените свои знания Практическая работа 7 РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ «МЕТАЛЛЫ» Опыт 1. Осуществление цепочки превращений Проведите химические реакции, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: MgO m MgCl2 m Mg(OH)2 m MgSO4 m MgCO3 Все опыты проводите в одной пробирке, добавляя по каплям следующий реагент до прекращения признаков протекания реакции. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
178 Опыт 2. Получение соединений металлов и изучение их свойств Используя предложенные вам реактивы, получите хлорид железа(II). До- кажите наличие иона Fe2+ в полученном растворе. Используя в качестве окислителя пероксид водорода, получите из хлорида железа(II) хлорид железа(III). Докажите наличие иона Fe3+ в полученном рас- творе. Переведите ион Fe3+ в осадок в виде гидроксида железа(III). Напишите уравнения всех реакций в молекулярной и ионной формах. Опыт 3. Распознавание соединений металлов В четырёх пронумерованных пробирках без этикеток находятся кристалли- ческие соли: сульфат магния, сульфат цинка, сульфат натрия, карбонат каль- ция. С помощью предложенных вам реактивов распознайте каждую соль. На- пишите уравнения проведённых реакций в молекулярной и ионной формах. § 35. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ И СПОСОБЫ ЗАЩИТЫ ОТ НЕЁ Ежегодно около четверти металлургических предприятий мира работают на восполнение потерь от коррозии. Что такое коррозия и как уменьшить потери от неё? Каждому из вас знаком печальный результат коррозии: ржавые пятна на кузове автомобиля, испорченные водопроводные трубы, неоткручивающие- ся болты и гайки. Ржавчина — это результат окисления железа кислородом воздуха в присутствии влаги. Ржавление железа — это частный вид коррозии. Её результат — это и зе- лёный налёт на бронзовой скульптуре, и почерневшее серебряное украшение, и прохудившаяся дюралевая лодка. Коррозия — это разрушение металла или сплава в результате взаимодей- ствия с окружающей средой. Слово «коррозия» происходит от латинского corrodere — разъедать. Некоторые металлы природа наделила замечательным свойством — устой- чивостью к атмосферной коррозии. Благородные металлы не корродируют из- за своей химической инертности. На поверхности других, например алюминия или магния, образуется тончайшая и очень прочная плёнка оксида, предохра- няющая металл от дальнейшего разрушения. У таких металлов, как хром и никель, оксидная плёнка настолько тонкая, что не скрывает их естествен- ного металлического блеска. К сожалению, продукты окисления железа на его поверхности рыхлые и непрочные, они не защищают металл от проникновения к нему окислителя (рис. 86). Однако не только потеря металлов, но и порча изделий из них обхо-
179 дится очень дорого. Затраты на ремонт или замену деталей судов, автомобилей, аппаратуры химических производств, приборов и коммуникаций во много раз превышают стоимость металла, из которого они изготовлены. Коррозия вызывает серьёзные экологические последствия. Утечка газа, неф- ти, других опасных химических продуктов из разрушенных коррозией трубо- проводов приводит к загрязнению окружающей среды. Коррозию металлов и сплавов (их окисление) вызывают такие компоненты окружающей среды, как вода, кислород, оксиды азота и серы, содержащиеся в воздухе, водные растворы солей (морская вода, грунтовые воды), кислотные дожди. Под воздействием высокой температуры металлические поверхности покры- ваются рыхлым слоем окалины. Это пример высокотемпературной газовой кор- розии, которую называют также химической: 3Fe + 2O2 = Fe3O4 Особенно сильно корродируют металлы, в первую очередь железо, во влаж- ном воздухе, при соприкосновении с водой или растворами электролитов. Упро- щённое уравнение этой реакции выглядит так: 4Fe + 6H2O + 3O2 4Fe(OH)3 Химически чистое железо практически не подвержено коррозии, а техниче- ское железо, которое содержит различные примеси, например в чугуне или ста- ли, ржавеет. Следовательно, одной из причин возникновения коррозии являет- ся наличие примесей в металле, т. е. его неоднородность. Сущность процесса в этом случае отличается от реакций, протекающих при химической коррозии. Рассмотрим механизм разрушения металла на следующих примерах. Если два различных металла, соприкасающиеся друг с другом, опустить в водный раствор электролита (в реальных условиях в качестве такого раство- ра могут выступать грунтовые или дождевые воды, сконденсированная влага атмосферного воздуха), то более активный металл, т. е. стоящий в электро- Рис. 86. Корродирующий металлолом
180 химическом ряду напряжений левее, будет разрушаться, предохраняя менее активный металл от коррозии. Например, при контакте железа с медью в вод- ной среде железо, как более активный металл, постепенно корродирует, пре- вращаясь в ионы Fe3+: Fe 0 – 3e– m Fe3+ (на поверхности железа) Электроны, высвобождающиеся из атомов железа, переходят на поверх- ность менее активного металла — меди. Здесь протекает процесс восстановле- ния веществ, вызывающих процесс коррозии, например кислорода в присут- ствии воды: О2 + 2Н2О + 4е– m 4ОН– Взаимодействие ионов железа и гидроксид-ионов приводит к образованию столь знакомого нам бурого налёта — ржавчины. Упрощённо образование ржавчины можно записать следующим образом: Fe3+ + 3OH– m Fe(OH)3n Коррозию, при которой атомы металлов, превращаясь в ионы, перехо- дят в раствор, а высвобождающиеся электроны восстанавливают окислитель на других участках поверхности металла, называют электрохимической кор- розией. Обязательным условием электрохимической коррозии является нали- чие электролита. Коррозию, сопровождающуюся переходом электронов от бо- лее активного металла к менее активному, также относят к электрохимической коррозии. С учётом колоссальных убытков экономики от коррозии инженерам, тех- нологам, химикам приходится решать непростую проблему защиты металлов и сплавов. Способы защиты металлов от коррозии 1. Нанесение защитных покрытий на поверхность металлического изделия. Процесс покрытия может быть физическим: окраска металла лаками, краска- ми, эмалями. Однако такие защитные плёнки недолговечны. Знаменитую Эй- фелеву башню в Париже красят каждые семь лет (в 2009 г., к 120-му дню рож- дения, её покрасили в 19-й раз). За 120 лет масса башни увеличилась на 200 т (рис. 87). Более стойки химические покрытия. Так, предохраняемый металл можно покрыть сло- ем другого металла, менее подверженного коррозии: золота, серебра, хрома, никеля. Один из самых старых способов — это лу- жение, т. е. покрытие железного листа слоем олова. Такое железо называют белой жестью, его используют, например, для изготовления металлических банок для консервирования продуктов. 2. Добавка легирующих элементов. Для предотвращения коррозии к стали при её производстве добавляют специальные ве- Рис. 87. Окраска Эйфелевой башни в разные годы
181 щества, которые называют легирующими добавками. Например, сталь, содержащая легирующие добавки хрома, никеля или марганца, не подвергается коррозии и на- зывается нержавеющей. Нержавейка, из ко- торой изготавливают столовые приборы, со- держит до 12 % хрома и до 10 % никеля. Лёгкие нержавеющие сплавы содержат в ка- честве добавок алюминий или титан. Из ли- стов нержавеющей стали создана знаменитая скульптура В. И. Мухиной «Рабочий и кол- хозница» (рис. 88). 3. Изменение состава поверхностного слоя металлического изделия. Вы обраща- ли внимание, что стволы огнестрельного оружия, как правило, чёрного цвета? Это результат воронения (по ассоциации с воро- ном, имеющим чёрное с синеватым отливом оперение) — термической или химической обработки, в результате которой на поверх- ности металла образуется тончайший плот- ный слой (0,004—2,5 мкм) оксидов железа. Воронение — частный случай процесса окси- дирования, которое используют для защит- ного и декоративного покрытия поверхности металлического изделия. 4. Использование ингибиторов — веществ, которые в десятки и сотни раз уменьшают скорость коррозии. Например, в антифриз, охлаждающий двига- тель автомобиля, вводят специальные добавки, которые препятствуют коррозии внутренней поверхности мотора или системы охлаждения. 5. Протекторная защита — контакт металлического изделия с более актив- ным металлом (протектором). При контакте железа с металлическим цинком в агрессивной среде разру- шается в первую очередь более активный металл — цинк: Zn – 2e m Zn2+ Высвободившиеся электроны попадают на поверхность менее активного ме- талла — железа, на котором происходит процесс восстановления веществ, вы- зывающих коррозию: О2 + 2Н2О + 4e m 4ОН– В результате окисления цинка образуется гидроксид этого металла: Zn2+ + 2OH– Zn(OH)2n, при этом железо защищено от коррозии. Теперь вы сможете объяснить, почему на днища кораблей прикреп- ляют массивные цинковые слитки, которые по мере разрушения заменяют но- выми. Рис. 88. Скульптурная композиция В. И. Мухиной «Рабочий и колхозница» изготовлена из нержавеющей стали
182 Коррозия химическая и электрохимическая. Легирующая добавка 1. Что такое коррозия? Какие виды коррозии различают? 2. Проиллюстрируйте химическую коррозию на примере процессов, протекающих с литием на воздухе, сопроводив их соответствующими уравнениями реакций. 3. Перечислите способы защиты от коррозии. Проверьте свои знания 4. Медь на воздухе покрывается налётом тёмного цвета, представляющим собой тонкую плёнку оксида меди(II). Напишите уравнение соответствующей реакции. Предложите способ химической очистки поверхности меди от оксидной плёнки без повреждения металла. 5. Бронзовые скульптуры под действием кислорода воздуха, углекислого газа и влаги покрываются патиной — зеленоватым налётом, состоящим главным обра- зом из вещества с формулой (CuOH)2CO3. К какому классу соединений относится это вещество? Дайте его название. Напишите уравнение реакции этого соединения с раствором серной кислоты. 6. В состав преобразователей ржавчины, которые превращают рыхлый гидрок- сид железа(III) в тонкую прочную плёнку фосфата железа(III), входит фосфорная кислота. Напишите уравнение реакции, протекающей при обработке ржавой по- верхности фосфорной кислотой. Является ли данная реакция окислительно-вос- становительной? 7. В начале XX в. из порта Нью-Йорка вышла в открытый океан красавица яхта. Её владелец, американский миллионер, изготовил корпус яхты из очень дорогого в то время алюминия, листы которого скреплялись медными заклёпками. Это было очень красиво: сверкающий серебристый корабль, усеянный золотистыми головка- ми заклёпок! Однако через несколько месяцев обшивка корпуса начала расходить- ся, и яхта пошла ко дну. Почему? Напишите соответствующие уравнения реакций. 8. Для защиты от коррозии железного листа (жести) его покрывают тонким слоем металлического цинка. Каким образом цинковое покрытие предохраняет железо от коррозии? Рассмотрите электрохимические процессы, протекающие на поверх- ности обоих металлов. 9. Выполните домашний эксперимент «Изучение коррозии железных гвоздей». Реактивы и оборудование: растворы аммиака (нашатырный спирт), хлорида на- трия (поваренная соль), уксусной кислоты (столовый уксус), карбоната или гидро- карбоната натрия (стиральная или питьевая сода), вода; пять гвоздей, пять про- зрачных пузырьков (например, из-под лекарств); любой самодельный индикатор1. Примените свои знания 1 Самодельный индикатор можно приготовить из свёклы, краснокочанной капусты, черники, вишни. Возьмите немного сырья (точное количество не имеет значения), измельчите его, положите в кастрюльку и залейте 200 мл воды. Кипятите в течение 2—3 мин. Раствор после охлаждения профильтруйте. Для работы используйте свеже- приготовленный раствор.
183 Ход работы 1) Возьмите пять пузырьков и опустите в каждый по чистому блестящему гвоздю. Аккуратно! Не разбейте донышки пузырьков! 2) Налейте в каждый пузырёк раствор одного из реагентов так, чтобы он полностью покрыл гвоздь. 3) С помощью любого индикатора определите среду каждого раствора. Оставьте гвозди в растворах до следующего дня. Проследите за тем, какие изменения об- наружились при этом. 4) Напишите отчёт о проделанной работе, ответив на следующие вопросы: • В каких растворах наблюдались, а в каких не наблюдались признаки коррозии? • Удалось ли вам установить какие-либо закономерности при проведении опыта? Каковы они? Как можно объяснить эти закономерности? • Заметили ли вы разницу в том, как протекает коррозия на поверхности, шляпке, остром кончике гвоздя? § 36. МЕТАЛЛЫ В ПРИРОДЕ. ПОНЯТИЕ О МЕТАЛЛУРГИИ Некоторые металлы встречаются в природе в самородном состоянии, боль- шинство же — в виде различных соединений. Тем не менее и те и другие получают посредством физических и химических процессов, которые в со- вокупности называют металлургией. Что представляет собой эта отрасль науки и производства? Содержание металлов в земной коре колеблется в очень широких пределах: от самого распространённого — алюминия (он составляет почти 8 % земной коры) до неуловимого франция, содержание которого во всей земной коре оце- нивают немногим более чем в 20 граммов! Некоторые металлы встречаются в природе в свободном состоянии. Как пра- вило, это благородные металлы — химически малоактивные металлы, которые не поддаются агрессивному воздействию окружающей среды. Благородными металлами называют золото, серебро, платину, а также ближайших «соседей» платины по группе — палладий, иридий, родий, ру- тений, осмий. В чём же состоит их «благородство»? Во-первых, изделия из этих металлов выглядят красиво. Во-вторых, поразительна их химическая стойкость: на них не действуют растворы кислот и щелочей, да и концен- трированные кислоты растворяют не всякий благородный металл; благород- ные металлы также не корродируют, не разрушаются на воздухе. Серебро — самый дешёвый из благородных металлов, а наиболее дорогой из них — родий.
184 Золото, серебро и платина встречаются в природе в свободном состоянии. Например, золотые вкрапления обнаруживают в скальных породах. Под дей- ствием воды, ветра и солнца горные породы постепенно разрушаются (выве- триваются), кристаллики золота высвобождаются и вместе с потоками воды попадают в русла рек, образуя золотые россыпи. Крупные куски металлов на- зывают самородками. Медь в сухом воздухе также достаточно устойчива. Именно самородная медь послужила первобытному человеку заменой камня для изготовления орудий труда и охоты на заре медного века человечества. Из более активных металлов в свободном состоянии на Земле встречается только железо, да и то метеоритного происхождения. Невероятно, но факт: чистое железо, в отличие от железа, содержащего примеси, не ржавеет, по- этому осколки железных метеоритов находят и через многие сотни лет после их падения на Землю. Остальные металлы присутствуют в природе в виде соединений — оксидов и солей: галогенидов, сульфидов, карбонатов, сульфатов и других соединений. Состав и названия важнейших природных соединений металлов представлены в таблице 3. Отрасль науки и промышленности, которая занимается получением ме- таллов и сплавов, называют металлургией (от греч. metallon — рудник и ergon — работа). Природное сырьё с большим содержанием металла встречается нечасто. Но, например, для получения меди пригодна руда, содержащая всего 0,5 % металла. Сначала руду обогащают, т. е. отделяют её от пустой породы. Перед тем как извлечь металл из руды, её подвергают предварительной об- работке. Наиболее пригодны для получения металлов их оксиды, поэтому сульфид- ные руды предварительно подвергают обжигу. При этом из сульфидов металлов получают оксиды, например: 2ZnS + 3O2 2ZnO + 2SO2 Для того чтобы получить чистый металл, необходимо передать катиону не- достающее число электронов — восстановить его: Мn+ + ne m M 0 В металлургии все металлы и сплавы подразделяют на цветные и чёрные. К чёрным относят железо и все сплавы на его основе (чугун, сталь). Все осталь- ные металлы и сплавы называют цветными. В зависимости от того, каким способом восстанавливают металл, существует несколько видов металлургического производства. 1. Пирометаллургия. Этот термин произошёл от греческого слова pyros — огонь. Для получения металла руду нагревают с подходящим восстановителем: углеродом (коксом), водородом или более активным металлом. Например, железо восстанавливают из руд коксом в специальных печах, называемых доменными печами или домнами (рис. 89).
185 Кокс в доменном процессе служит не только восстановителем, но и топли- вом для поддержания высокой температуры: С + О2 СО2 + Q Взаимодействуя с избытком кокса, углекислый газ превращается в другой восстановитель — оксид углерода(II): СО2 + С 2СО Fe O CO Fe CO 3 2 0 4 2 3 23 2 3 Таблица 3 Состав и названия важнейших природных соединений металлов Название природного соединения Химический состав Химическое название основного компонента 1. Оксиды металлов Магнетит, магнитный железняк Fe3O4 Оксид железа(II, III) Гематит, красный железняк Fe2O3 Оксид железа(III) Лимонит, бурый железняк Fe2O3 nH2O Гидрат оксида железа(III) Корунд, бокситы Al2O3 Оксид алюминия Касситерит SnO2 Оксид олова(IV) 2. Галогениды металлов Галит NaCl Хлорид натрия Сильвин KCl Хлорид калия Флюорит CaF2 Фторид кальция Криолит Na3AlF6 Гексафторалюминат натрия 3. Сульфиды металлов Пирит, железный колчедан FeS2 Дисульфид железа(II) Сфалерит, цинковая обманка ZnS Сульфид цинка Галенит, свинцовый блеск PbS Сульфид свинца(II) 4. Карбонаты металлов Мрамор, известняк, мел, кальцит CaCO3 Карбонат кальция Доломит CaCO3 MgCO3 Карбонат кальция и магния Магнезит MgCO3 Карбонат магния Малахит (CuOH)2CO3 Гидроксокарбонат меди(II) 5. Сульфаты металлов Гипс СaSO4 2H2O Сульфат кальция Глауберова соль, мирабилит Na2SO4 ⋅ 10H2O Сульфат натрия
186 Расплавленное железо растворяет некоторое количество кокса (практически чистого углерода), и получается сплав железа с углеродом — чугун. Сплав железа с углеродом, в котором массовая доля углерода составляет от 2 до 4 %, называют чугуном. Из-за хрупкости чугун нельзя ковать или прокатывать, однако это доста- точно твёрдый и прочный сплав. Изделия из него получают методом литья: расплавленный чугун заливают в формы и охлаждают. Из чугуна отливают массивные детали станков, корпуса двигателей, трубы, шестерни, батареи отоп- ления. Жители Санкт-Петербурга по праву гордятся чугунным кружевом оград парков и мостов (рис. 90). Каким же образом придать сплаву железа с углеродом ковкость? Очевид- но, нужно удалить из него излишки углерода, выжигая его в специальных печах — конверторах (рис. 91). Так чугун превращают в сталь. Рис. 89. Схема устройства доменной печи
187 Сплав железа с углеродом, в ко- тором массовая доля углерода со- ставляет от 0,2 до 2 %, называют сталью. Чем больше содержание углерода в стали, тем она прочнее и твёрже. Сни- жение массовой доли углерода позволя- ет получать мягкую, пластичную сталь. Для получения самого тугоплавко- го металла — вольфрама — в качестве восстановителя в пирометаллургиче- ском производстве используют водород: WО3 + 3H2 W + 3H2О Металл из оксида можно вытеснить другим, более активным металлом. Та- кой процесс называют общим термином металлотермия. Наибольшее значение приобрёл процесс восстановления металлов алюминием — алюминотермия. Так получают, например, хром и молибден: Cr2О3 + 2Al 2Сr + Al2O3 MoO3 + 2Al Mo + Al2O3 2. Гидрометаллургия. Само название этого вида металлургии указывает на то, что получение металла ведут из раствора (от греч. hydor — вода). По- этому природное соединение металла предварительно переводят в раствор дей- ствием подходящего реагента, например: СuO + H2SО4 СuSО4 + H2O t t Рис. 90. «Твоих оград узор чугунный…»: Банковский мост через канал Грибоедова в Санкт-Петербурге Рис. 91. Схема устройства кислородного конвертора: 1 — корпус; 2 — сталь; 3 — ковш
188 Затем катионы металла в растворе восстанавливают более активным метал- лом или электрическим током: Fe + CuSО4 FeSО4 + Cu 3. Электрометаллургия. Активные металлы из их природных соединений очень трудно восстановить с помощью химических веществ. Катионы щелоч- ных, щелочноземельных металлов или алюминия с большим трудом прини- мают недостающие электроны. Так, о существовании щелочных и щелочнозе- мельных металлов химики знали задолго до того, как получили их в чистом виде. А произошло это в начале XIX в. благодаря работам английского химика и физика Хемфри Дэви. Дэви первым предложил использовать в качестве вос- становителя не химические вещества, а электрический ток. Химические реакции, протекающие под действием постоянного электри- ческого тока в растворе или расплаве электролита, называют электролизом. Пропустив электрический ток через расплавы соединений активных металлов, можно получить эти металлы в свободном состоянии: 2 2NaCl (расплав) Na + Cl электролиз 2} m}}}}} КАТОД – Na + 1 Na+ 0 e m 2Cl 2 Cl2 0– – e m Сырьём для производства алюминия служат обезвоженные бокситы, т. е. Al2O3. Для понижения температуры плавления оксид алюминия растворяют в расплавленном минерале криолите (K3AlF6) и в специальных ваннах под- вергают электролизу. Упрощённо процесс электролиза оксида алюминия можно выразить урав- нением 2Al2O3 электролиз } m}}}}} 4Al + 3O2 Благородные металлы. Чёрная металлургия. Цветная металлургия. Пирометаллургия. Металлотермия. Гидрометаллургия. Электроме- таллургия. Чугун. Сталь. Доменная печь. Конвертор. Электролиз рас- плавов 1. Какие металлы называют благородными? Чем обусловлена возможность их су- ществования в природе в свободном состоянии? 2. Что такое металлургия? Какие способы получения металлов из природного сырья вы знаете? Сравните разные виды металлургии. Проверьте свои знания
189 3. К каким классам относятся основные вещества природных соединений метал- лов? Приведите примеры минералов, основные вещества которых относятся к раз- ным классам. Напишите химические формулы минералов. 4. Как различия в составе чугуна и стали определяют химическую суть производ- ства стали? 5. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответ- ствующие следующим схемам: а) Cu2O + C m Cu + CO б) Fe2O3 + CO m Fe + CO2 в) V2O5 + Al m Al2O3 + V 6. Напишите уравнения электролиза расплавов: а) хлорида калия; б) бромида натрия; в) хлорида магния. 7. Какой из железосодержащих минералов предпочтительнее использовать для по- лучения железа, учитывая содержание в руде нужного элемента: пирит FeS2, ли- монит Fe2O3 ⋅ 2H2O, магнетит Fe3O4, гематит Fe2O3? Ответ обоснуйте, рассчитав массовую долю железа в указанных соединениях. 8. Массовая доля сульфида цинка в руде сфалерит составляет 42 %. Рассчитайте, какую массу цинка можно получить из 1 т такой руды. 9. В состав минерала халькопирита входят медь (массовая доля 34,78 %), желе- зо (массовая доля 30,44 %) и сера (массовая доля 34,78 %). Определите формулу минерала. 10. Массовая доля оксида алюминия в образце боксита составляет 81,6 %. Какую массу алюминия можно получить из 1 т этого сырья, если производственные по- тери металла составляют 6 %? 11. Какие массы хрома и никеля потребуются для получения нержавеющей ста- ли из 200 кг железа, если содержание в конечном сплаве никеля составляет 8 %, а хрома — 10 %? Примените свои знания 12. Подготовьте сообщение о металлургическом производстве и его продукции. 13. Как получают титан, никель, бериллий, хром? Где и почему применяют эти металлы? Используйте дополнительную информацию 14. Представьте, что вам нужно выбрать место для строительства нового комбината по производству алюминия в России. Какие требования к строительной площадке вы будете предъявлять? Выразите своё мнение
190 ВЫВОДЫ К ГЛАВЕ IV «МЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ» 1. Металлы в таблице Д. И. Менделеева располагаются под диагональю B−At. Только из элементов-металлов состоят Б-группы. 2. Металлы — простые вещества в твёрдом состоянии имеют металлическую кристаллическую решётку, а потому обладают электро- и теплопроводностью, ковкостью, пластичностью, тягучестью, металлическим блеском. 3. Металлы — простые вещества проявляют только восстановительные свойства. Они взаимодействуют с неметаллами (кислородом, серой, галогена- ми), а также растворами кислот и солей в соответствии со своим положением в электрохимическом ряду напряжений. Кроме того, при соблюдении опреде- лённых условий большинство металлов взаимодействует с водой, а некоторые (Li, Ca, Mg, Al) восстанавливают другие металлы из их оксидов (металлотер- мия). 4. Металлы (например, Al и Zn), оксиды и гидроксиды которых проявляют амфотерные свойства, взаимодействуют со щелочами. 5. Коррозия — это разрушение металла или сплава в результате химических реакций с веществами окружающей среды. Различают химическую и электро- химическую коррозию. 6. Основные способы защиты от коррозии: • нанесение защитных покрытий на поверхность металлического изделия • добавка легирующих элементов • изменение состава поверхностного слоя металлического изделия • использование ингибиторов • протекторная защита 7. Металлургия — отрасль науки и промышленности, которая занимается получением металлов и сплавов. Различают чёрную (получение железа и его сплавов) и цветную (получение остальных металлов и их сплавов) металлургии. 8. Общие промышленные способы получения металлов: пирометаллургия, гидрометаллургия и электрометаллургия. 9. Химические реакции, протекающие под действием электрического тока в растворах или расплавах электролитов, называют электролизом. 10. Практическое значение электролиза: • получение щелочных и щелочноземельных металлов и алюминия • получение галогенов, водорода и кислорода
ХИМИЯ И ОКРУЖАЮЩАЯ СРЕДА V
192 § 37. ХИМИЧЕСКИЙ СОСТАВ ПЛАНЕТЫ ЗЕМЛЯ Все живые и неживые объекты природы состоят из одних и тех же 90 химических элементов. Как устроена планета Земля с точки зрения химии? Солнце более чем наполовину состоит из водорода (рис. 92), а гигантская планета Солнечной системы Юпитер (рис. 93) почти полностью построена из этого химического элемента. Из-за огромных давлений водород на Юпитере находится в твёрдом состоянии. Вообще во Вселенной господствуют два хими- ческих элемента — водород и гелий. Учёные считают, что на водород прихо- дится около 75 % массы всего космического вещества, а на гелий — около 23 %. Наша планета Земля весом миллиард триллионов тонн состоит из самых разных веществ. А эти вещества, в свою очередь, построены из 90 различных химических элементов. Именно столько элементов обна- ружено на нашей планете. Остальные эле- менты Периодической системы ни на Земле, ни в космосе не встречаются, они получены искусственно. Из курса физической географии вы знае- те, что планета Земля имеет сложное строе- ние (рис. 94). Внутреннее ядро планеты состоит из двух элементов — железа и никеля. Несмотря на высокую температуру в центре земного шара (4000—5000 oС), внутреннее ядро твёр- дое из-за огромного давления. За внутренним ядром следует внешнее, жидкое ядро. По современным представле- ниям, оно состоит в основном из железа. Ядро Земли окружает мантия (от греч. mantion — покрывало), на которую при- ходится основная масса Земли. Мантия со- стоит из веществ, образованных главным образом тремя химическими элементами: алюминием, кремнием и кислородом. Благо- даря высокому давлению вещество мантии, по-видимому, находится в твёрдом кристал- лическом состоянии с отдельными участками аморфных веществ. Температура мантии со- ставляет 2000—2500 oС, поэтому в тех участ- ках, где давление меньше, вещества образу- Рис. 92. Солнце более чем наполовину состоит из водорода Рис. 93. Юпитер — самая большая планета Солнечной системы
193 ют густую расплавленную массу — магму (от греч. magma — густая мазь). При излиянии магмы на поверхность Земли формируются магматические горные породы, главные из которых — базальт и гранит (рис. 95). Рассмотрите при помощи увеличительного стекла или лупы кусочек гранита. Хорошо заметно его неоднородное строение. Красноватые или сероватые зёрна — это по- левой шпат, полупрозрачные — кварц, блестящие чешуйчатые зёрнышки — слюда. Лабораторный опыт 45 Горные породы представляют собой сочетание нескольких различных ве- ществ. В этом легко убедиться, рассматривая горную породу при небольшом увеличении с помощью лупы. Например, гранит — плотная зернистая горная порода с крупными кристаллами. Своё название эта горная порода получила от латинского granum — зерно. Рис. 94. Внутреннее строение Земли ба Рис. 95. Образцы пород вулканического происхождения: а — базальт; б — гранит
194 Из магматических горных пород и состоит в основном наружная оболочка Зем- ли — земная кора. Средняя толщина зем- ной коры около 35 км, однако на участках, покрытых океанами, она составляет всего 5—10 км, а на материковой части благода- ря горным хребтам может быть значительно больше. Горные породы состоят из минералов. Минералы, в отличие от горных пород, — это однородные по составу и свойствам при- родные тела, которые образуются в резуль- тате процессов, протекающих в земной коре. Геологам известно около 3000 минералов, и каждый год учёные находят десятки но- вых. Один из самых распространённых мине- ралов — кварц (рис. 96), главной составной частью которого является оксид кремния(IV) SiO2. Мелкие кристаллики кварца представ- ляют собой обыкновенный песок. Минерал галит, или каменная соль (рис. 97), состо- ит главным образом из хлорида натрия NaCl. Из каменной соли и воды соляных озёр по- лучают важную пищевую приправу — пова- ренную соль. Минералы, из которых в промышленно- сти получают металлы, называют рудами. Рудой является минерал куприт Cu2O (рис. 98, а), из которого получают медь. Железо выплавляют из железосодер- жащих руд, например магнетита (магнитного железняка Fe3O4) и гематита (красного железняка Fe2O3) (рис. 98, б). Поверхностные отложения (внешняя часть земной коры) занимают слой толщиной около 2 км. Его составляют, помимо минералов, осадочные горные породы. Рис. 96. Кристаллы кварца Рис. 97. Галит, или каменная соль ба Рис. 98. Образцы руд: а — куприт; б — гематит
195 Неорганические осадочные горные породы представляют собой результат воздействия на горные породы воды, ветра, солнечных лучей. В результате порода выветривается, измельчается, дробится. Так образуются песок, галька, глина. Эти породы оседают на дно водоёмов или накапливаются на суше. Органические осадочные горные породы (каменный уголь, нефть, горючие сланцы, торф, мел, известняк) образуются из остатков растительных и живот- ных организмов. Минералы и горные породы, которые используют в качестве сырья для хи- мического производства, называют полезными ископаемыми. Литосфера — это оболочка Земли, образованная земной корой и прилегаю- щими к ней слоями мантии. Литосфера на 82 % состоит из трёх химических элементов: кислорода, кремния и алюминия. Ещё 16 % приходится на пять элементов: железо, кальций, натрий, калий, магний. Примерно восьмидеся- ти элементам приходится довольствоваться оставшимися двумя процентами. Распространённость химических элементов в литосфере представлена на рисун- ке 99. Водную оболочку нашей планеты называют гидросферой. Главная со- ставная часть гидросферы — Мировой океан (рис. 100). В морской и океа- нической воде растворено много веществ, причём в ней можно обнаружить практически все известные в природе химические элементы, даже золото. Средняя солёность Мирового океана составляет около 35 г солей в 1 л воды (чуть больше столовой ложки на литр). Если бы вода всех морей и океанов внезапно испарилась, на дне образовался бы слой веществ толщиной 50 м. БоXльшая его часть (примерно 78 %) приходилась бы на хлорид натрия, ко- торый и придаёт морской воде солёный вкус. А горьковатый привкус — ре- зультат присутствия соединений магния. Относительное содержание различных химических элементов в гидросфере приведено на рисунке 101. Рис. 99. Элементный состав литосферы (по массе)
196 Атмосфера, воздушная оболочка Земли, представлена исключительно эле- ментами-неметаллами, а соединения металлов могут содержаться в ней лишь как случайные компоненты, обусловленные загрязнением воздуха промыш- ленными отходами и некоторыми другими веществами (пыль, микроорганиз- мы, пыльца растений и т. п.). Азот, кислород, благородные газы относят к по- стоянным компонентам атмосферного воздуха, их содержание колеблется у поверхности Земли очень незначительно. Азот присутствует в воздухе глав- Рис. 100. Мировой океан занимает 71 % поверхности Земли Рис. 101. Элементный состав гидросферы (по массе)
197 ным образом в виде простого вещества N2. Аналогично кислород представлен в атмосфере преимущественно про- стыми веществами: кислородом О2, а в верхних слоях атмосферы — озо- ном О3. Кислород в атмосфере входит также в состав некоторых переменных составных частей воздуха, например оксидов: углекислого (СО2) и угарно- го (СО) газов, оксидов азота и серы (рис. 102). Полезные ископаемые литосферы, минеральные вещества гидросферы, компоненты атмосферы служат сырьём для химического производства и перерабатывающей промышленности. Со спо- собами получения металлов и неметаллов из природных источников вы уже познакомились. Строение Земли: ядро, мантия, земная кора, литосфера, гидросфера, атмосфера. Горные породы. Минералы. Руды. Полезные ископаемые 1. Каково строение нашей планеты? Какие химические элементы преобладают в каждой из оболочек Земли? 2. Что такое минералы, осадочные породы? Приведите названия пяти минералов из коллекции Минералогического музея им. А. Е. Ферсмана. Для выполнения за- дания воспользуйтесь сайтом музея. 3. Охарактеризуйте химический состав гидросферы. Соединения каких химических элементов, помимо кислорода и водорода, преобладают в Мировом океане? 4. Расскажите о составе атмосферного воздуха. Проверьте свои знания 5. Один из самых солёных водоёмов на планете — Мёртвое море. Для того чтобы приготовить аналог его вод, нужно в 1 л чистой воды растворить 490 г соли. Рас- считайте массовую долю солей в Мёртвом море. 6. Массовые доли элементов в минерале криолите составляют: калий — 58,2 %, алюминий — 13,4 %, фтор — 28,4 %. Определите формулу минерала. Примените свои знания 7. Одна из глобальных проблем человечества — нехватка пресной воды. При этом, например, в прибрежных странах Африки солёных вод предостаточно. Какие спо- собы опреснения морской воды вы можете предложить? Выразите своё мнение Рис. 102. Состав атмосферного воздуха
198 § 38. ОХРАНА ОКРУЖАЮЩЕЙ СРЕДЫ ОТ ХИМИЧЕСКОГО ЗАГРЯЗНЕНИЯ Химическое производство — основа жизни современного общества. Од- нако оно далеко не безопасно для окружающей среды, в которой живёт человечество. Какие наиболее известные глобальные экологические про- блемы требуют незамедлительного решения? В условиях расширения промышленного производства возрастает роль хи- мии как в обеспечении потребностей человека в современных веществах и ма- териалах, так и в создании условий, максимально уменьшающих воздействие химического производства на окружающую среду. Ежегодно синтезируется около 250 тыс. новых химических соединений, из которых только десятая часть подвергается экспертизе для оценки их воз- действия на живые организмы, тогда как десятки тысяч этих новых веществ являются потенциально опасными для человека и всего живого. Кроме этого, крупнотоннажное производство минеральных кислот, удобре- ний, пластмасс, нефтепродуктов сопровождается выбросами в атмосферу окси- дов углерода, азота и серы. Аналогичное воздействие на окружающую среду оказывают металлургическое производство, энергетические предприятия (те- плоэлектроцентрали) (рис. 103). Атмосферу загрязняют выхлопные газы мил- лионов автомобилей. Рис. 103. Загрязнение окружающей среды
199 Следствием химического загрязнения окружающей среды являются такие экологические проблемы, как нарушение биогеохимических круговоротов хи- мических элементов, потепление климата, кислотные дожди и др. Деятельность человека в первую очередь влияет на круговороты углеро- да, кислорода, азота, фосфора и серы. Так, сжигание ископаемого топлива и переработка полезных ископаемых вводят в биосферу углерод и другие хи- мические элементы, которые были ранее выведены из круговорота. В атмо- сфере повышается содержание так называемых парниковых газов — углекис- лого газа, паров воды, метана и др. Как следствие, усиливается парниковый эффект — свойство атмосферы пропускать световую энергию Солнца, но за- держивать тепловое излучение Земли. Только за последние 100 лет средне- годовая температура Земли повысилась на 0,8 С. Это приводит к усилению таяния льдов и повышению уровня морей и океанов. По расчётам экспертов, к 2025 г. подъём уровня океана может составить 40 см, что может привести к затоплению прибрежных территорий. В 1997 г. в Киото, Япония, был принят международный документ — Киотский протокол, который обязывает развитые страны и страны с переход- ной экономикой сократить или стабилизировать выбросы парниковых газов. Поступающие в атмосферу выбросы металлургических и других предпри- ятий, а также выхлопные газы автомобилей служат причиной выпадения кис- лотных дождей. Кислотные дожди, точнее, осадки — дождь или снег, pH которых < 5,6, об- разуются в результате химических реакций между содержащимися в атмосфе- ре водяными парами и кислотными оксидами: SO2 + NO2 SO3 + NO 2NO + O2 2NO2 SO3 + H2O H2SO4 2NO2 + H2O HNO3 + HNO2 Кислотные осадки переводят нераствори- мые соли тяжёлых металлов в растворимые, которые усваиваются растениями, а потом по- падают в организм животных и человека. Та- кие соединения также представляют угрозу для здоровья. Кроме того, в результате кислотных осадков гибнут леса и луга (рис. 104), разру- шаются скульптуры, памятники архитектуры, металлические конструкции и т. д. Ещё опаснее кислотный туман — аэрозоль с капельками растворов серной и азотной кислот. Он имеет ещё более кислую среду (pH < 2) и, по- падая в дыхательные пути, вызывает тяжёлые респираторные и сердечно-сосудистые заболева- ния. С химическим загрязнением атмосферы, возможно, связана и проблема уменьшения озо- нового слоя планеты, который располагается в стратосфере на высоте 20—25 км и защищает Рис. 104. Повреждения листьев, вызванные кислотными дождями