Учебник Химия 11 класс Шиманович

На сайте Учебник-скачать-бесплатно.ком ученик найдет электронные учебники ФГОС и рабочие тетради в формате pdf (пдф). Данные книги можно бесплатно скачать для ознакомления, а также читать онлайн с компьютера или планшета (смартфона, телефона).
Учебник Химия 11 класс Шиманович - 2014-2015-2016-2017 год:


Читать онлайн (cкачать в формате PDF) - Щелкни!
<Вернуться> | <Пояснение: Как скачать?>

Текст из книги:
УДК 54(075.3=161.1) ББК24я721 Х46 Авторы: И. Е. Шиманович, Е. И. Василевская, О. И. Сечко, В. Н. Хвалюк Рецензенты: каф. химии и хим. технологии Гродненского гос. ун-та имени Янки Купалы (д-р хим. наук, зав. каф., декан фак-та биологии и экологии В. Н. Бурдь)\ учитель химии высшей категории гимназии № 21 г. Минска Ю. И. Макаренко Химия : учеб, пособие для 11-го кл. общеобразоват. учреждений Х46 с рус. яз. обучения с 12-летним сроком обучения (базовый и повышенный уровни) / И. Е. Шиманович [и др.] ; под ред. И. Е. Шимано-вича. — 2-е изд., перераб. — Минск : Нар. асвета, 2008. — 367 с.; ил. ISBN 978-985-12-1928-1. УДК 54(075.3=161.1) ББК24я721 ISBN 978-985-12-1928-1 © Оформление. УП «Народная асвета», 2008 ство заданий достаточно просты, доступны любому учащемуся после прочтения текста параграфа. Вместе с тем имеются и более сложные задания, отмеченные звездочкой (*), выполнение которых рекомендуется тем, кто изучает химию на повышенном уровне. В учебном пособии вы встретите условные обозначения: а определения и правила; интересно знать; — выводы. В конце книги приводятся ответы, предметный указатель. Желаем вам успехов в изучении химии! Авторы Важнейшие классы неорганических веществ Рис. 1. Основные типы неорганических соединений как правило, совпадают с названиями соответствующих химических элементов (железо, платина, сера, кислород). Исключение составляют названия аллотропных модификаций углерода (алмаз, графит, фуллерен, карбин) и кислорода (кислород и озон). Сложные неорганические вещества подразделяются по числу химических элементов, из которых они состоят, на бинарные и многоэлементные, которые классифицируются дальще на основе их состава, строения и свойств (рис. 1). Бинарные соединения (от греч. ди (би) — два) состоят из атомов двух различных химических элементов. Если в соединении есть металл, то его химический символ в формуле записывается первым; NaH, М§зЫ2, А1Р, K2S. В формулах веществ, содержащих кислород, его химический символ записывается на втором месте: SO3, Р2О5. Название условного аниона бинарного соединения обычно имеет суффикс -ид. Рассмотрим некоторые бинарные соединения подробнее. Важнейшие классы неорганических веществ ZnO + 2НС1 = ZnCl2 + Н2О; ZnO + 2NaOH = Na2Zn02 + H2O. Несолеобразующие оксиды обычно легко окисляются: 2СО + 0г = 2С02. К халькогенидам принадлежат бинарные соединения элементов группы VIA (сера, селен, теллур) с менее элетроотрицательными элементами. Эти соединения разнообразны по агрегатному состоянию; от газообразного (Н28)до твердого (КгЗе). Водные растворы водородных соединений серы, селена и теллура являются бескислородными кислотами: HjS — сероводородная, H2Se — селеноводородная, Н2Те — теллуроводородная. Соединения металлов с халькогенами рассматриваются как соли этих кислот: Na2S — сульфид натрия, K2Se — селенид калия, CdTe — теллурид кадмия. К нитридам относятся бинарные соединения азота с менее электроотрицательными элементами. С металлами азот образует твердые нитриды; NajN — нитрид натрия, MgjN2 — нитрид магния. Особое место среди нитридов занимают водородные соединения азота. Они часто имеют специальные названия: NH3 — аммиак, N2H4 — гидразин. Аммиак и гидразин — газообразные вещества. Водный раствор аммиака рассматривается как основание — NH3 • Н2О, его производные — соли аммония: NH4CI —хлорид аммония. Фосфидами являются бинарные соединения фосфора с металлами и менее электроотрицательными неметаллами. Фосфиды неметаллов немногочисленны, некоторые из них — газообразные вещества: Н3Р (или РН3) — фосфид водорода (фосфин), ядовитый газ. Фосфиды металлов — твердые вещества (К3Р — фосфид калия), легко взаимодействуют с водой. К карбидам относятся соединения углерода с металлами и неметаллами. Карбиды некоторых неметаллов (В4С — карбид бора) очень твердые и тугоплавкие вещества. Карбиды металлов IA- и ПА-групп также твердые вещества, легко разлагаются водой: СаС2 + 2Н2О = С2Н2 + Са(ОН)2. Гидриды — соединения водорода с металлами и некоторыми неметаллами. Гидриды неметаллов (SiH4 — силан, AsHg — арсин) — газообразные вещества. Гидриды металлов — твердые вещества, легко взаимодействуют с водой: NaH -Ь Н2О = NaOH -Ь Н2. Интерметалл иды — химические соединения двух или нескольких металлов. При обычных условиях это твердые, хрупкие вещества со смешанным 10 Важнейшие классы неорганических веществ Рис. 2. Классификация солей Основное свойство оснований — их способность взаимодействовать с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей: NaOH + HCUNaCl + ЩО; Са(ОН)2 -f СО2 = СаСОз + Н2О. Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислотах на атомы металлов или групп ОН в основаниях на кислотные остатки. В зависимости от степени замещения атомов водорода или гидроксо-групп соли классифицируются, как показано на рисунке 2. Согласно принципам систематической номенклатуры название каждой соли происходит от латинского названия кислотного остатка (он называется первым) в именительном падеже и названия металла в родительном падеже: нитрат натрия — NaNOj, сульфат железа(П) — FeS04, карбонат кальция — CaCOg. В соответствии с официальной номенклатурой ИЮПАК сначала называется металл, а затем кислотный остаток в именительном падеже: натрий-нитрат, железо(П)-сульфат, кальций-карбонат. Кислые соли называют, добавляя к названию кислотного остатка слово ги-дро-: гидрокарбонат натрия — NaHCOj, дигидрофосфат кальция — Са(Н2Р04)2. В названиях основных солей добавляется слово гидроксо- : хлорид гидроксомаг-ния — Mg(OH)Cl, нитрат дигидроксоалюминия — А1(ОН)2ЫОз. К основным химическим свойствам солей относится их взаимодействие с кислотами, щелочами, металлами, другими солями. Гидраты — соединения, содержащие в своем составе молекулы воды. Как правило, гидраты нестойкие и существуют только в растворе. Но наиболее прочные гидраты могут быть выделены из раствора в виде кристаллогидратов: CUSO4 • 5Н2О — пентагидрат сульфата меди(П) (медный купорос), На2СОз • IOH2O — декагидрат карбоната натрия (кристаллическая сода). При повышенных температурах кристаллогидраты теряют воду. г. Важнейшие классы неорганических веществ Проведя указанные реакции, мы осуществили цепочку превращений: Са ^ СаО ^ Са(ОН)2 ^ CaS04, которая показывает, что простое вещество кальций является родоначальником цепочки сложных веществ, между которыми существует генетическая связь. Если взять неметалл, например серу, то можно установить другую линию генетической связи, последовательно осуществляя такие превращения: SO, ^ 50я H2SO4 CaS04. '2 ^^3 Запищите самостоятельно соответствующие уравнения реакций. На примере других известных металлов и неметаллов можно показать подобные переходы от простых веществ к сложным. Металлы и неметаллы при окислении образуют оксиды. Основные оксиды прямо или косвенно могут быть превращены в основания, а кислотные оксиды — в кислоты. Таким образом, металлы и неметаллы выступают родоначальниками двух рядов генетически связанных веществ: металл ^ основный оксид —*■ основание; неметалл —>■ кислотный оксид —» кислота. Напомним, что вещества одного генетического ряда друг с другом не взаимодействуют. Взаимосвязь,между веществами различных генетических рядов показана на рисунке 3. При взаимодействии веществ, относящихся к разным генетическим рядам, всегда образуются соли. В приведенном выще примере соль получалась в реакции гидроксида кальция с серной кислотой: Са(ОН)2 + H2SO4 = CaS04i -Ь 2Н2О. Эту же соль можно получить при взаимодействии основного оксида кальция с кислотным оксидом cepbi(VI): СаО + SO3 == CaS04, этого же оксида с серной кислотой: СаО + H2SO4 = CaS04i + Н2О, Неметаллы Кислотные оксиды ' Кислоты 1-1 соли t / Соли Металлы < > Основные оксиды < > Основания Рис. 3. Взаимосвязь веществ различных генетических рядов Соли 14 Важнейшие классы неорганических веществ ментов в молекуле: Не, I2, СН4, H2SO4, CgHg. Лишь в некоторых случаях в формулах простых веществ молекулярного строения с большим числом атомов в молекуле (Р4, Sg) опускают числовые индексы, особенно при составлении химических уравнений с участием таких простых веществ. В случае простых веществ немолекулярного строения, существующих обычно в форме металлических и атомных кристаллов, формула показывает лищь, из атомов какого химического элемента состоит данное вещество. Например, формулы простых веществ металлов: натрия Na, магния — Mg, серебра — Ag, а простых веществ неметаллов: углерода — С, кремния — Si. Состав сложного вещества немолекулярного строения выражают с помощью формулы, которая показывает простейшее численное соотношение между атомами разных химических элементов, входящих в состав вещества. Такие группы атомов, как известно, носят назвате формульных единиц (ФЕ). Например, формула вещества ионного строения CaCl2 означает, что на каждый атом кальция приходится два атома хлора (точнее, на один ион Са^+ приходится два иона С1“). Формула вещества атомного строения SiOj показывает, что в кристалле этого оксида на каждый атом кремния приходится два атома кислорода. Точно так же и формулы химических соединений двух или нескольких металлов между собой (их называют интерметаллиды) отражают лишь простейшее численное соотношение между атомами металлов: Си2щ, NagPb,,. Существует взаимосвязь между простыми и сложными неорганическими веществами. Вещества, принадлежащие к генетическим рядам металлов и неметаллов, взаимодействуют между собой с образованием солей. Химическая формула вещества молекулярного строения отражает полный качественный и количественный состав элементарной структурной единицы таких веществ — молекулы. Формула вещества немолекулярного строения показывает простейшее соотношение между числом атомов химических элементов, входящих в состав этого вещества. Такие формулы называются формульными единицами. Вопросы и задания 1. Приведите по два примера генетических рядов металлов и неметаллов. Запишите формулы солей, образующихся при взаимодействии представителей этих рядов между собой. 2. Составьте уравнения реакций всех возможных способов получения сульфатов бария, магния и алюминия; хлоридов калия, кальция и серебра(1). ГЛАВА II fc» Ut -'I Основные понятия и законы химии § 3. Вещества, Атомы. Химические реакции Химия так же, как и физика, ботаника, зоология, геология, изучает природу, материальный мир во всем многообразии форм его существования и происходящих явлений. Все явления, которые происходят в природе, можно разделить на две группы: к первой относятся самые разнообразные взаимодействия и изменения тел, при которых меняется только физическое состояние веществ, форма физических тел, образованных этими веществами, или положение тел в пространстве. Ко второй группе относятся явления, связанные с превращениями веществ, т. е. с изменением их качественного и количественного состава, строения, физических и химических свойств. Предметом химии является изучение явлений второй группы. а Химия — это наука о веществах и их превращениях. Что же такое вещество? Какой физический и химический смысл этого понятия? Физический смысл понятия «вещество» Из курса физики вы уже знаете, что материя — это объективная реальность, т. е. то, что существует независимо от нашего сознания и воспринимается нами с помощью органов чувств или с помощью приборов. Все разнообразные формы существования материи делятся на два вида: вещество и поле. Вещество — это материальное образование, состоящее из частиц, имеющих собственную массу. Другими словами, вещество — это материя на разных стадиях ее организации — от элементарных частиц до сложных образований: элементарные частицы (протоны, нейтроны, электроны и др.) ядра атомов атомы —>■ ионы молекулы различные агрегаты (объединения) атомов, ионов или молекул в виде твердых тел, жидкостей или газов. Поэтому можно сказать, что веществом в физическом смысле является все то, что обладает массой (более строго — массой покоя). 18 Основные понятия и законы химии а точнее, одного из его изотопов — нуклида '^С. Эта величина получила название атомной единицы массы и имеет международное обозначение и: т„ 12 19,93 12 = 1 U® 1,66 • 10 ^^кг. В последнее время ее называют также постоянной атомной массы. Сравнивая массы атомов различных элементов с атомной единицей массы, получают численные значения относительных атомных масс химических элементов. Относительная атомная масса обозначается символом Л,., где г — начальная буква латинского слова «relativus» — «относительный». Например, масса атома фтора mj(¥) равна 3,15 • 10“^® кг. Следовательно, относительная атомная масса фтора: д (F)=^ «19. Щх 1,66-10“2’'кг Очевидно, что относительная масса атома углерода ЛДС) равна 12. В природе большинство химических элементов существует в виде смеси изотопов с разными массовыми числами. Поэтому относительная атомная масса данного элемента является средней величиной массовых чисел всех его природных изотопов с учетом доли каждого в природной смеси. В Относительная атомная масса элемента — физическая величина, которая показывает, во сколько раз средняя масса атомов данного химического элемента больше У,2 части массы нуклида углерода-12 ('^С). По величине относительной атомной массы элемента можно рассчитывать среднюю массу атома любого элемента X: 10 -27 КГ. Шз(Х) = ЛХХ)- 1и=Л,(Х)- 1,66 Химическая реакция В самом начале изучения химии вы узнали о том, что атомы — мельчайшие химически неделимые частицы. Это означает, что в процессе химических превращений они не исчезают и не возникают вновь, а только переходят из одних веществ в другие. Следовательно, сущность химических реакций сводится к превращению одних веществ в другие без изменения общего числа и природы атомов. При этом меняется состав или строение веществ. У Химическая реакция — это процесс превращения одних веществ в другие без изменения общего числа и природы атомов, из которых эти вещества состоят. Основные понятия и законы химии Молекула — наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его химические свойства. Химический смысл понятия «вещество» Отдельные молекулы также не имеют многих физических свойств, пре>вде всего температур плавления и кипения, плотности и т. п. Такие свойства проявляются только тогда, когда молекулы начинают связываться между собой за счет сил межмолекулярного взаимодействия. Точно так же у веществ немолекулярного строения только при объединении отдельных атомов в атомные кристаллы (например, алмаз, графит, металлы) или ионов в ионные кристаллы (типа NaCl, К2СО3 и др.) проявляются физические и химические свойства данного химического вещества. Следовательно, только химическое вещество обладает определенным набором как химических, так и физических свойств. У Химическое вещество — это устойчивая совокупность частиц (атомов, ионов или молекул), обладающая определенными химическими и физическими свойствами. Физические или химические свойства данного вещества определяются, прежде всего, его составом и строением. Простые и сложные вещества Вещество, которое состоит из атомов одного элемента, называется простым, а состоящее из атомов разных элементов, — сложным веществом или химическим соединением. Названия большинства простых веществ совпадают с названиями соответствующих химических элементов, поэтому необходимо различать эти понятия (табл. 2). Таблица 2. Различие понятий «химический элемент» и «простое вещество» Понятие Химический элемент Простое вещество Определение Вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра Вещество, образованное атомами одного вида Обозначение Химический знак: Н, С1, Р, Fe Химическая формула: Нз, CI2, Р4, Fe Характеризуется Определенным положительным зарядом ядра его атомов Составом и строением; определенными физическими и химическими свойствами Следует различать качественный состав вещества, который определяется видом атомов элементов, образующих данное вещество, и количественный состав. 22 Основные понятия и законы химии Таблица 3. Сравнительная характеристика веществ молекулярного и немолекулярного строения Признаки для сравнения Вещества молекулярного строения немолекулярного строения Элементарная структурная единица вещества Молекула Формульная единица Частицы, образующие вещество Молекулы Атомы, ионы Прочность связи между частицами Небольшая Большая Летучесть (способность к испарению) Летучи Нелетучи Температуры плавления и кипения Низкие Высокие Агрегатное состояние при обычных условиях Твердое, жидкое, газообразное Твердое Нахождение в природе Основа органического мира; входят в состав живых организмов; составляют большинство газообразных и жидких веществ Основа минерального мира; входят в состав горных пород, минералов; образуют самородные металлы Особенности строения этих двух типов веществ, характер химических связей между частицами в их составе, причины, определяющие различие в свойствах, более подробно мы разберем в главе IV. Химическим веществом является устойчивая совокупность частиц (атомов, ионов или молекул), обладающая определенными химическими и физическими свойствами. Каждое химическое вещество характеризуется определенным качественным и количественным составом, строением, физическими и химическими свойствами. Структурной единицей веществ молекулярного строения является молекула, а немолекулярного — формульная единица. Вопросы и задания 1. Можно ли утверждать, что: а) молекула брома состоит из двух атомов; б) молекула брома желтого цвета; в) бром — простое вещество; г) бром — жидкое вещество? Ответ поясните. 2. Среди перечисленных свойств оксида углерода(1\/) выберите его физические и химические свойства: а) проявляет кислотные свойства; б) частично реагирует с водой; 24 Основные понятия и законы химии О Относительной молекулярной (формульной) массой вещества называется величина, равная отношению средней массы элементарной структурной единицы данного вещества к '/,2 части массы нуклида угле-рода-12 С^С). Химическое количество вещества Абсолютные массы атомов, как вы уже хорошо знаете, крайне малы. Однако в обычной химической практике мы имеем дело не с отдельными частицами (атомами, ионами или молекулами): во взаимодействии участвуют такие порции веществ, массы которых измеряются в граммах, килограммах или даже тоннах. Нетрудно подсчитать, что число частиц, которые содержатся в той или иной порции вещества, огромно. Так, уже в кусочке меди массой 1 г содержится примерно 9,5 • 10^' атомов, а в стакане воды массой 200 г находится 6,7 • молекул. Пользоваться на практике такими числами затруднительно. Поэтому в химии, физике и других областях естествознания используется физическая величина, характеризующая число частиц в данной порции вещества. Эта величина получила название количество вещества. При химическйх расчетах, когда речь идет о химических веществах, эту физическую величину следует называть химическим количеством вещества. Й Химическое количество вещества — физическая величина, пропорциональная числу элементарных структурных единиц (атомов, молекул или формульных единиц), составляющих данную порцию вещества. Эту величину обозначают латинской буквой п. Она является одной из семи основных величин Международной системы единиц (СИ) и имеет свою собственную единицу, которая называется моль. И Моль — это химическое количество вещества, которое содержит столько же элементарных структурных единиц этого вещества (атомов, молекул, формульных единиц), сколько атомов содержится в углероде-12 массой 12 г (или 0,012 кг). Число атомов в углероде массой 0,012 кг (т. е. в порции химическим количеством 1 моль) легко определить, зная массу атома углерода (1,993 • 10“^® кг): 0,012 кг п пп i п2з N = - = 6,02-10^^ атомов {число Авогадро). 1,993 •10“^'’кг Порции различных веществ, массы которых в граммах численно равны их относительным молекулярным (формульным) массам, содержат одинаковое число элементарных единиц. 26 Основные понятия и законы химии лярная масса железа — M(Fe) = 56 г/моль, кислорода — Л1(02) = 32 г/моль, молекулярного вещества глюкозы — M(CgH,20g)= 180 г/моль, а вещества немолекулярного строения карбоната кальция — Л1(СаСОз)= 100 г/моль. Приведенную выше формулу можно представить и в других видах: «(Х) = ^(моль) или т {\) = п{\) М{\) (г). /И(л) Зная молярную массу вещества, можно рассчитать химическое количество вещества по его массе. Вычислим, например, химическое количество гидроксида натрия NaOH, масса которого равна 100 г. Так как молярная масса гидроксида M(NaOH) = 40 г/моль, то, воспользовав-щись формулой п = т/М, находим: «(NaOH) = 100 г 40 г/моль = 2,5 моль. Вторая формула позволяет рещить обратную задачу: найти массу вещества, если известно его химическое количество. Например, определим'массу глюкозы CgH,20g, химическое количество которой п равно 5 моль. По формуле т = п- М, зная, что молярная масса глюкозы M(CgHj20g)= 180 г/моль, определяем: т = 5 моль ■ 180 г/моль = 900 г. Формула ш(Х) = п{Х) ■ Л4(Х) позволяет уяснить физический смысл понятия химическое количество вещества как величины, связывающей между собой массу и молярную массу вещества. Таким образом, определенную порцию любого вещества можно количественно охарактеризовать с помощью различных физических величин. Например, для воды массой 90 г эта схема имеет вид, представленный на рисунке 4. Относительная молекулярная (формульная) масса вещества представляет собой сумму относительных атомных масс всех элементов, образующих данное вещество. Химическое количество вещества — физическая величина, пропорциональная числу элементарных структурных единиц, содержащихся в данной порции вещества. Моль — единица химического количества вещества, т. е. такое его количество, которое содержит 6,02 ■ 10^^ структурных единиц данного вещества. 28 Основные понятия и законы химии § 6. Стехиометрические расчеты в химии Используя количественные характеристики веществ, можно проводить расчеты, связанные с формулами веществ, их количественным составом, а также с количественными изменениями реагентов и продуктов реакции в ходе любого химического процесса. Основой таких расчетов являются законы стехиометрии — раздела химии, в котором исследуется количественный состав химических соединений, а также количественные соотношения между реагирующими веществами в химических реакциях. Термин «стехиометрия» (от греч. стехион — основа, элемент и метрейн — измерять) появился еще на рубеже XVIII—XIX вв., когда усилия химиков были направлены на установление весовых соотношений элементов в соединениях. В современной химии стехиометрические расчеты имеют фундаментальное значение. Они являются основой количественного химического анализа. Математическую базу любых химических экспериментов в лаборатории составляют стехиометрические расчеды. В химической промышленности знание стехиометрии позволяет вычислять необходимый расход реагентов, выход химических продуктов и эффективность химических процессов. Закон сохранения массы веществ Теоретической основой стехиометрических расчетов служат фундаментальные количественные законы химии, часто еще называемые стехиометрическими законами. Из курса 8-го класса вам уже известен основной закон химии, сформулированный еще в XVIII в. великими естествоиспытателями — русским ученым М. В. Ломоносовым и независимо от него французским химиком А. Лавуазье, — закон сохранения массы веществ. Й Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции. С позиций атомно-молекулярного учения сохранение массы веществ объясняется следующим образом. Поскольку при химических реакциях атомы не исчезают и не возникают вновь, их общее число остается неизменным. А так как атомы имеют постоянную массу, то и суммарные массы веществ, образованных ими, до и после реакции одинаковы. Закон верен лишь в практическом смысле. Так как любое химическое взаимодействие сопровождается изменением энергии системы, то, как вам известно из курса физики, должна изменяться и масса системы {АЕ = Атс^). Однако, 30 Основные понятия и законы химии ные молярные количества исходных веществ и продуктов, т. е. простейшее целочисленное соотношение между числами молей (химическими количествами) каждого вещества. Эти количественные данные позволяют вычислять массы веществ — участников данного процесса. Закон постоянства состава вещества Важнейшей характеристикой (своеобразным паспортом!) вещества является его состав, который в химической практике обычно определяется с помощью качественного и количественного химического анализа. Еще в начале XIX в. французский ученый Ж • Пруст, исследовав составы ряда химических веществ, полученных разными способами или привезенных из разных частей света, сформулировал закон постоянства состава вещества. а Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав вещества. Согласно этому закону каждое чистое вещество всегда состоит из атомов одних и тех же элементов,'связанных между собой одинаковыми количественными соотношениями. Например, молекула воды Н2О состоит из атомов водорода и кислорода, количественное соотношение которых 2:1. Это означает, что на 2 моль атомов водорода приходится 1 моль атомов кислорода. Зная молярную массу атомов этих элементов, нетрудно установить их массовое соотношение: т{Н):т{0) = 2 • 1 г/м 1-16 г/м 16 3:8. Жозеф Луи Пруст (1754—1826) Французский химик, один из основателей атомно-молекулярного учения. Сформулировал и экспериментально обосновал закон постоянства состава вещества. Разработал метод выделения глюкозы, исследовал ряд неорганических и органических соединений. 32 Основные понятия и законы химии Дано: a;(Na) = 32,4 % ш(5) = 22,5 % ш(0) = 45,1 % Na.S„0, — ? Решение 1. Обозначим числа атомов натрия, серы и кислорода в эмпирической формуле вещества соответственно х, у н Z. Тогда формулу этого вещества можно представить как Na^S^O,. 2. Соотношение х \ у \ z представляет собой количественное (т. е. молярное) соотношение между атомами соответствующих элементов. Поскольку массовые доли каждого элемента в процентах можно рассматривать как массы их атомов в 100 г вещества, то, разделив эти величины на молярные массы атомов, получим соотношение между химическими количествами атомов этих элементов: у. гп{^. 32,4 г Af(Na) ■ M(S) ■ М(0) 22,5 г . 45,1 г n(Na);rt(S):«(0) = 1,4 моль : 0,70 моль : 2,8 моль. 23 г/моль ’ 32 г/моль ' 16 г/моль 3. Для написания эмпирической формулы с целочисленными значениями индексов необходимо разделить каждый член полученного соотношения на наименьшую величину (0,7): ^ ^ 0,7 ■ 0,7 ■ 0,7 =2:1:4. Следовательно, эмпирическая формула вещества: N82804. Ответ: N82804. У молекулярных веществ истинная, т. е. молекулярная, формула не всегда совпадает с эмпирической. Например, эмпирическая формула этана СН3, а молекулярная — C2Hg, у бензола, молекулярная формула которого CgHg, эмпирическая — СН. Для нахождения молекулярной (истинной) формулы вещества необходимо знать его относительную молекулярную массу. Пример 2. Установите молекулярную формулу углевода, массовые доли углерода, водорода и кислорода в котором соответственно равны 40 %, 6,67 % и 53,33 %. Относительная молекулярная масса вещества равна 180. Решение 1. Обозначив числа атомов углерода, водорода и кислорода в эмпирической формуле углевода соответственно х, у и Z, запишем ее как С^Н^О^. 2. Найдем молярное соотношение между атомами у и - 7= = fiiCs ■ • пЮ) = М(С) • Л1{Н) ■ Л1(0) ^ ^ ^ Дано: ш(С) = 40 % НН) = 6,67 % г;у(0) = 53,33 % Л4ДС,Н А) =180 СДР, — ? 34 Основные понятия и законы химии § 7. Газообразное состояние веществ Вещества могут находиться в трех агрегатных состояниях: твердом, жидком и газообразном (рис. 5). Твердое и жидкое состояния объединяются общим названием конденсированное состояние. В общем случае агрегатное состояние вещества определяется температурой и давлением. При очень высокой температуре устойчиво газообразное состояние, при низкой, наоборот, большинство веществ находится в конденсированном состоянии. Повыщение давления способствует переходу вещества в конденсированное состояние. В твердом состоянии расстояния между частицами, из которых состоит данное вещество, очень малы (см. рис. 5), поэтому частицы находятся в непосредственной близости друг к другу, образуя строго упорядоченную структуру. В жидкостях расстояния между частицами несколько больше (примерно на 10— 15 %), но силы взаимодействия между ними еще достаточно прочны, чтобы не позволить частицам отрываться друг от друга (см. рис. 5). В то же время жидкости уже не имеют определенной формы, принимая форму сосуда, в котором находятся. В газообразном состоянии расстояния между частицами в десятки, сотни раз больще размеров самих частиц (как правило, при обычных условиях — молекул). Эти расстояния зависят от внешнего давления и от кинетической энергии молекул газа. А кинетическая энергия молекул, в свою очередь, определяется толь- оЯоЯоЯо оЯоЯоЯо оЯоЯоЯо о8я8я8° Замерзание Плавление о о О°0о сЯр о о§ о оОо 8о°о8о Твердое состояние Жидкость Рис. 5. Агрегатные состояния веществ и переходы между ними 36 Основные понятия и законы химии Так как молярный объем газа зависит от температуры и давления, то при проведении различных расчетов в химии берутся обычно объемы при нормальных условиях (сокращенно — н.у.). Нормальным условиям соответствуют температура О °С и давление 101,325 кПа. В дальнейшем мы будем говорить только о газах, находящихся при н. у. Установлено, что при нормальных условиях отношение объема любой порции газа к химическому количеству газа есть величина постоянная и равная 22,4 дм^. Другими словами, молярный объем любого газа при нормальных „ у 22,4 д»* ,, *^ = д=-й;5;г=22,4д«/™оль. Этот вывод называют вторым следствием из закона Авогадро. Если преобразовать последнюю формулу в выражение V=n-V^, то нетрудно понять, что химическое количество вещества является величиной, связывающей объем щтото газообразного вещества и его молярный объем. Вспомните, что точно так же химическое количество является величиной, связывающей между собой массу и молярную массу вещества: т = п ■ М. Выразив химическое количество вещества X через отношение п{Х) = подставив в формулу V=n ■ V^, получим соотношение: т{Х) МЩ т{Х) М(Х)’ которое позволяет рассчитывать объем порции любой массы данного газа X, и наоборот, зная объем порции определенной массы газа, рассчитывать молярную массу данного газообразного вещества: т{Х) M(X) = V„ \/(Х)- Молярный объем газа при нормальных условиях является фундаментальной физико-химической постоянной, которая широко используется при различных химических расчетах. Она дает возможность использовать объем газа вместо его массы, поскольку на практике значительно легче измерить объем газа, чем его массу. Молярная концентрация вещества В емкости определенного объема может находиться разное количество газа, т. е. на единицу объема сосуда будет приходиться различное химическое количество газообразного вешества X. В таких случаях можно говорить о разной молярной концентрации с(Х) газообразного вещества. 38 Основные понятия и законы химии Отношение объемов исходных веществ и продуктов реакции равно: V{NH,):V{0,):V{N,):V{H,0) = = 4 • 22,4 дм^ : 3 • 22,4 дм® : 2 ■ 22,4 дм® : 6 • 22,4 дм® = 4 : 3 : 2 : 6, т. е. коэффициенты в уравнении химической реакции с участием газов показывают объемные отношения газообразных веществ. Например, если в реакцию вступают аммиак и кислород, объемы которых равны соответственно 4 см® и 3 см®, то в результате реакции образуются азот объемом 2 см® и пары воды объемом 6 см®. Пример. Определите объем (н.у.) водорода, который потребуется для взаимодействия с азотом массой 112 г. Каков объем образовавшегося аммиака? Дано: m(N2)= 112 г V(H,) К(ННз) - ? Решение Находим химическое количество азота: m(N2) _ 112 г пШ- A1(N2) 28 г/моль 4 МОЛЬ. 2. Записываем уравнение реакции и определяем химические количества веществ: N2(r) + 3H2(r) =2ЫНз (г). 1 моль 3 моль 2 моль (из уравнения реакции) 4 моль 12 моль 8 моль (по условию задачи) 3. Определяем объем водорода: К(Н2) = 12 моль • 22,4 дм® = 268,8 дм®. 4. Определяем объем аммиака: К(ЫНз) = 8 моль • 22,4 дм® = 179,2 дм®. Ответ: объем водорода — 268,8 дм®; объем аммиака — 179,2 дм®. В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (давлении, температуре) содержится одинаковое число молекул. Молярный объем газа есть объем его порции химическим количеством 1 моль. При нормальных условиях (р= 101,325 кПа, ^ = 0°С) молярный объем любого газа является величиной постоянной, равной 22,4 дм®/моль. Коэффициенты перед формулами газообразных веществ в уравнениях химических реакций соответствуют объемным отношениям этих веществ. 40 Основные понятия и законы химии Чаще всего относительную плотность газообразных веществ определяют по отношению к водороду как самому легкому газу или по отношению к воздуху. Так как молярная масса водорода равна 2 г/моль, то относительная плотность любого газа X по водороду вычисляется по формуле ^Н2(Х) = ®. Воздух является смесью газов, но можно говорить о его средней «молярной массе», которая является массой воздуха объемом 22,4 дм®. Эта величина численно равна: * 29 г/моль. Поэтому относительная плотность любого газа (X) по воздуху: Г) _ М(Х) 29 • Зная относительную плотность одного газа по другому, можно определить его молярную массу по формулам: М(Х) = 2 г/моль • D^gCX); М(Х) = 29 г/моль • Пз„зд(Х). Например, определим молярную массу газа, относительная плотность которого по водороду равна 15. Так как (X) = 15, то М{Х) = 2 г/моль • 15 = 30 г/моль. Пример. Определите относительную плотность: а) кислорода по водороду; б) углекислого газа по воздуху. Дано: Л4(02) = 32 г/моль Л1(С02) = 44 г/моль DhM) - ? Решение а) Найдем относительную плотность кислорода по водороду: ЩО2) _ 32 г/моль _ J g ^Н2 (®2 ) ' 2 г/моль ^возд(С02) - ? б) Определим относительную плотность углекислого газа по воздуху: г> тг\ \ - ЩСО2) _ 44 г/моль _ , Чозд(^02) 29г/моль” Ответ: относительная плотность кислорода по водороду равна 16, а относительная плотность углекислого газа по возлуху — 1,52. 1 42 Основные понятия и законы химии Относительной плотностью одного газа по другому является отношение молярной массы одного газа к молярной массе другого. Объединенный газовый закон устанавливает, что объем данной порции газа прямо пропорционален температуре и обратно пропорционален давлению. Вопросы и задания 1. Определите относительную плотность хлора: а) по водороду; б) по кислороду; в) по воздуху. 2*. При давлении 98,7 кПа и температуре 91 °С некоторое количество газа занимает объем 680 см^. Определите объем газа при н. у. 3*. Газ, относительная плотность которого по воздуху равна 0,6, содержится в сосуде объемом 200 см^ при температуре 20 °С и давлении 146,5 кПа. Вычислите значение массы газа. 4*. Установите значение молярной массы вещества, если его пары массой 2,6 г при температуре 87 °С и давлении 83,2 кПа занимают объем, равный 1200 см^. 5*. При взаимодействии соляной кислоты и сплава магния и алюминия массой 1,20 г выделился газ объемом 1,42 дм^, измеренным при 23 °С и 100,7 кПа. Определите массовые доли металлов в сплаве. § 9. Решение задач по теме «Основные понятия и законы химии» Любое вещество представляет собой систему взаимосвязанных частиц (атомов, ионов или молекул), обладающую определенными физическими и химическими свойствами. Каждое вещество, независимо от его агрегатного состояния, имеет постоянную количественную характеристику — молярную массу М (г/моль), величина которой определяется только качественным и количественным составом. В то же время отдельная порция вещества характеризуется величиной химического количества этого вещества п (моль), массой т (г), объемом К(дм^), числом структурных единиц N. Если химическое количество вещества равно 1 моль, то такая порция любого вещества при любых условиях характеризуется массой, численно равной молярной массе М, и числом структурных единиц 6,02 ■ 10^^, а газообразные вещества при и. у. еще и определенной величиной молярного объема — 22,4дмУмоль. Масса, число структурных единиц и объем любой другой порции вещества, например X, связаны простыми математическими зависимостями с вышеуказанными характеристиками: т(Х) = д(Х)-М(Х); ад = л(Х)-Л^д; V(X) = n(X)-V^. 44 Основные понятия и законы химии в) в 22,4 дм^ СО2 находится 6,02 • 10^^ молекул в 44,8 дм^ СО2 находится 2 молекул откуда Z- 44,8-6,02-10 22,4 ,23 12,04-10^'^ (молекул). Дано: niO^) = 5 моль yV(0) — ? МО2) - ? т{0^) — ? V(0,) - ? Ответ: масса СО2 равна 88 г, химическое количество СО2 — 2 моль, число молекул СО2 — 12,04 • 10^^. Пример 2. Какое число атомов и молекул содержится в порции кислорода химическим количеством 5 моль? Рассчитайте массу и объем данной порции кислорода при и. у. Решение jV = « • Л^д; N{02) = «(О2) ■ Nf^ = 5 ■ 6,02 • 10^^ = 30,01 • 10^® (молекул). Поскольку каждая молекула кислорода О2 состоит из двух атомов, то атомов кислорода будет вдвое больше, чем молекул, т. е. 30,01 • 1023.2 = 60,2 • Ю^з (атомов). Находим массу кислорода: ’Л4(02) = 16 • 2 = 32 г/моль; т(02) = «(02)-М(02); т(02) = 5-32= 160(г). Определяем объем кислорода при и. у: V{02) = n(02)-V^-К(02) = 5-22,4= 112 (дм3). Ответ: в 5 моль кислорода содержится 30,1 • Ю^з молекул и 60,2 • Ю^з атомов; масса кислорода равна 160 г, а объем — 112 дмЗ. Пример 3. Определите массовые доли элементов в оксиде железа)III) Ре20з. Рассчитайте массу железа, которое содержится в руде массой 10 кг, если массовая доля Рс20з в руде составляет 60 %. Дано: 10 кг т(Ре20з): ш(Ре2Оз) = 60 % ЦРе) — ? [0(0) — ? /п(Ре) — ? Решение 4(Ре) = 56; Л,(0)= 16; МХРе20з) = 56-2 + 16-3= 160. Находим массовые доли каждого элемента: ЦО) = Д^^ТЮ'О.З, нл„30%. 46 Основные понятия и законы химии 3. Определяем эмпирическую формулу вещества: г 3.33 ■ 6,67 . 3,33 _ , ■ о . , ^ ^ 3,33 • 3,33 • 3,33 следовательно, формула — СН2О. 4. Вычисляем молярную массу соединения: М(С,Н^О,) = 29 • Оз = 29 ■ 2,07 « 60 г/моль. 5. Находим «молярную массу» CHgO: М(СН20)=1 • 12 + 2- 1 + 1 • 16 = 30 г/моль. 6. Определяем соотношение между величинами молярной массы вещества и «молярной массы» СН2О: _ 60 г/моль _2 Л1(СН20) 30 г/моль ’ т. е. численное значение индексов в молекулярной формуле в 2 раза больше, чем в эмпирической. 7. Устанавливаем молекулярную формулу вещества: (СН20)-2 = С2Н,02- Ответ: молекулярная формула вещества С2Н4О2. Вопросы и задания 1. Рассчитайте химическое количество вещества и число атомов, которые содержатся в: а) меди массой 0,64 г; б) воде массой 3,6 г; в) AI2O3 массой 51 г; г) глюкозе CeHigOg массой 45 г. 2. Вычислите массу фосфора, который можно получить из фосфорита массой 1 т, массовая доля Саз(Р04)2 в котором составляет 31 %. 3. При взаимодействии алюминия массой 0,54 г с серой массой 0,96 г образовался белый порошок сульфида металла. Установите формулу этого вещества и назовите его. 4. В газообразном соединении азота с водородом массовая доля водорода 12,5 %. Относительная плотность соединения по воздуху равна 1,1. Установите молекулярную формулу соединения. 5. Рассчитайте относительную плотность по водороду и по воздуху следующих газов: а) кислорода; б) метана; в) хлороводорода; г) паров воды. 6*. При прокаливании кристаллической соли Ма2СОз • ХН2О массой 5,72 г осталось вещество массой 2,12 г. Выведите формулу кристаллогидрата. 7*. Газовая смесь (н. у.) состоит из кислорода объемом 4,48 дм^ и оксида серы{1У) объемом 6,72 дм^. Рассчитайте массу смеси и ее плотность по водороду. Определите объем оксида серы(У1), который можно получить при сжигании оксида серы(1У) в кислороде, находящемся в смеси. 8*. При нагревании некоторого вещества массой 2,45 г образовался хлорид калия массой 1,49 г и выделился кислород объемом (н. у.) 672 см^. Определите формулу этого вещества. 48 Строение атома и периодический закон Заряд электрона (символическое обозначение е“) равен 1—, а масса в 1836 раз меньше массы протона. Отсюда понятно, что практически вся масса атома сосредоточена в его ядре. В таблице 4 приведены основные характеристики элементарных частиц, входящих в состав атома. Таблица 4. Основные характеристики элементарных частиц, входящих в состав атома Частица Символ Масса покоя Заряд абсолютная, кг относительная, и электрический, Кл В единицах элементарного заряда Протон Р 1,673- 10“2^ 1,0073» 1 1,602- 10“'^ и- Нейтрон п 1,675- 10“2’' 1,0087 » 1 0 0 Электрон е“ 9,109- 10~^‘ 0,0005 -1,602- 10 1- Протоны и нейтроны удерживаются в ядре особыми силами, которые так и называются ядерные силы. Ядерные силы действуют только на очень малых расстояниях (порядка 10“'^ см), но их величина в сотни и тысячи раз превышает силу отталкивания одноименно заряженных протонов. Энергия связи нуклонов в ядрах атомов в миллион раз превышает энергию химической связи. Поэтому при химических реакциях ядра атомов не разрушаются, а происходит лишь перегруппировка атомов. Число протонов (Z) в ядре атома носит название протонного числа. Оно равно атомному номеру элемента и определяет его место в периодической системе. В этом заключается физический смысл атомного номера. Атомный номер определяет место элемента в периодической системе, и поэтому его часто называют порядковым номером. Заряд ядра определяется числом протонов, и поскольку атом в целом элек-тронейтрален, то очевидно, что число протонов в его ядре равно числу электронов. Атомный (порядковый) номер элемента Относительный заряд ядра атома Число протонов в ядре Число электронов в атоме Общее число протонов (Z) и нейтронов {N) называется массовым (или нуклонным) числом (Л): Л = Z -I- Л^. Массовое число практически определяет массу атома в атомных единицах, так как масса электронов составляет ничтожную часть общей массы атома. 50 Строение атома и периодический закон виде смеси нуклидов, то относительная атомная масса данного элемента является средней величиной массовых чисел нуклидов с учетом доли каждого из них в природной смеси. Это объясняет тот факт, что относительные атомные массы большинства элементов не являются целочисленными велмчынажи.Например, углерод существует в природе в виде двух нуклидов — (доля в природной смеси 0,9889) и (доля в природной смеси 0,0111). Относительная атомная масса этого элемента составляет: 4(С)= 12 • 0,9889 + 13 • 0,0111 = 12,011. Явление радиоактивности Все нуклиды делятся на два типа: стабильные и радиоактивные. Стабильные нуклиды могут существовать без изменения состава ядер неограниченно долго. Поэтому большинство природных нуклидов, входящих в состав окружающих нас веществ, стабильны. Устойчивому состоянию ядер атомов соответствуют определенные соотношения чисел протонов и нейтронов: для легких элементов (с атомными номерами от 1 до 20) — Z/N~ 1, для тяжелых — около 0,6. При нарушении протонно-нейтронного соотношения ядро (а вместе с ним и атом) становится радиоактивным. Й Радиоактивностью называется самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц. Основными типами радиоактивных превращений являются (рис. 7): 1) а-распад: 210 84 Ро 206 82 РЬ 4- зНе (а-частица); а-частицы представляют собой ядра нуклида \Не с положительным зарядом 2+; Рис. 7. Основные типы радиоактивных лучей: 1 — источник радиоактивного излучения; 2 — пластины заряженного конденсатора; 3 — лист бумаги; 4 — лист алюминия; 5— свинцовый блок 52 Строение атома и периодический закон Вопросы и задания 1. Какие физические явления явились доказательством сложности строения атома? Дайте объяснение каждого из них. 2. Природная медь представляет собой смесь изотопов ®^Си и ®^Си. Доля первого в природной смеси равна 73 %, второго — 27 %. Вычислите относительную атомную массу меди. 3. Чему равен относительный заряд ядра, число нейтронов и число электронов в нуклидах: 35С1, '‘«К, 5бре, 208рь? 4. Дайте определение понятий: «протонное число», «нуклонное число», «массовое число». 5. Объясните причину и суть радиоактивности. Чем отличается радионуклид от стабильного нуклида того же элемента? 6*. Определите число атомов углерода в CgHij химическим количеством 0,2 моль. §11. Состояние электрона в атоме Химические свойства атомов проявляются только при химических реакциях. Так как состав ядер атомов при этом не меняется, то очевидно, что все изменения, происходящие с данным атомом в процессе химического превращения, являются результатом изменения его электронного состояния. Большинство свойств атома определяется его электронным строением. Как оно влияет на конкретные свойства атома, на свойства веществ, в составе которых атом находится, можно понять, только правильно представляя состояние электрона в атоме. Движение электрона в атоме Основой современной теории строения атома являются законы и положения квантовой волновой механики — раздела физики, изучающего движение микрообъектов (электронов, протонов, нейтронов и других частиц, обладающих ничтожной массой). Согласно квантовомеханическим представлениям движущемуся электрону присуща двойственная природа. Он является частицей (имеет определенную массу, заряд), но его движение вокруг ядра имеет волновой характер (отсутствует определенная траектория движения, точное местоположение в пространстве и др.). Следовательно, микрообъекты, в том числе и электрон, обладают одновременно корпускулярными и волновыми свойствами. Поскольку у движущегося электрона в атоме отсутствует траектория, то для описания такого движения используется вероятностный подход. Математически определяется не точное положение электрона в атоме, а вероятность его нахождения в той или иной области околоядерного пространства. Строение атома и периодический закон Z Рис. 11. Взаимное расположение р-орбиталей в многоэлектронном атоме р-Орбитали располагаются (т. е. ориентируются) в пространстве относительно ядра вдоль каждой из осей координат под углом 90° друг к другу (рис. 11). Более сложную форму имеют орбитали d-типа (рис. 12) и /-типа. Графически орбиталь обычно изображают в виде клеточки {квантовой ячейки), г электрон — в виде стрелки. Так, орбиталь атома водорода с его единственным электроном можно изобразить следующим образом: ш Кроме движения вокруг ядра, каждый электрон характеризуется собственным механическим моментом движения, который называется спином. Упрощенно спин Рис. 12. Различные типы с/-орбиталей 56 Строение атома и периодический закон На рисунке 13 приведена схема энергетических уровней и их электронной емкости. Электроны одного и того же энергетического уровня могут немного различаться значениями энергии. Они образуют в пределах данного уровня энергетические подуровни. Следовательно, энергетический уровень представляет собой совокупность энергетических подуровней, несколько различающихся по энергиям. Они обозначаются буквами s, р, d, /, .... Число подуровней, на которые расщепляется (т. е. из которых состоит) данный энергетический уровень, равно его номеру. Первый энергетический уровень (« = 1) состоит из одного подуровня (s), второй (« = 2) — из двух {s, р), третий (« = 3) — из трех (s, р, d) и т. д. Каждый подуровень, в свою очередь, состоит из определенного числа атомных орбиталей. Так, S-подуровень состоит из одной орбитали, р-подуровень — из трех, подуровень — из пяти орбиталей (рис. 14). Из приведенной схемы видно, что s-подуровень каждого энергетического уровня обладает наименьшим запасом энергии: Е^<Е^<Е,<.... Для того чтобы различать энергетические подуровни и орбитали разных энергетических уровней, их обозначают двумя знаками: Is, 2р, 3s, 3d. Цифра соответствует номеру энергетического уровня, а буква — типу энергетического подуровня. о; 1- о. ф I О 50е- ■32е- 18е- 8е- •2е- 2п2 Рис. 13. Схема энергетических уровней: п — номер уровня; 2п^ — максимальное число электронов на уровне 3d Jill I 3s.^ ГТ 2р цш 2s ^ & Is □ Рис. 14. Схема энергетических подуровней и орбиталей в атоме 58 Строение атома и периодический закон 4. На какой орбитали — 2s или 3s — электрон имеет большую энергию? Где он прочнее связан с ядром? Почему? 5. Укажите число атомных орбиталей в невозбужденных атомах кислорода и аргона. 6. Определите суммарное число протонов, нейтронов и электронов в Саз(Р04)г химическим количеством 0,05 моль. § 12. Электронные конфигурации атомов Общее число электронов в атоме определяется зарядом его ядра, т. е. протонным числом. Оно равно атомному номеру элемента. Электроны в зависимости от их энергии распределяются в атоме по энергетическим уровням и подуровням, каждый из которых состоит из определенного числа орбиталей. Распределение электронов выражается с помощью электронных формул (или электронных конфигураций) атома. Например, у водорода, элемента с атомным номером 1, электронная формула: jH ls‘. В этой формуле цифрой записывается номер энергетического уровня, затем следует буква, обозначающая тип подуровня, и, наконец, цифра вверху справа указывает число электронов на этом подуровне. Схематически электронное строение атома изображается с помощью электронно-графической схемы, в которой орбитали представляются в виде клеток, а электроны — в виде стрелок. Электронно-графическая схема атома водорода записывается так: 1s ,нШ Для правильного изображения электронных формул необходимо соблюдать несколько основных правил. 1 -е правило. Распределение электронов в атоме, находящемся в основном (наиболее устойчивом) состоянии, определяется принципом минимума энергии: основному состоянию атома соответствуют наиболее низкие из возможных энергетические уровни и подуровни. Поэтому электроны (у атомов элементов первых трех периодов) заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии: Is ^ 2s ^ 2р ^ 3s ^ 2>р. 2-е правило. На каждой орбитали максимально может находиться не более двух электронов, причем с противоположными спинами. Таким образом, у следующего за водородом гелия jHe электронная формула: а электронно-графическая схема: „Не \s\ Is ,He[n] 60 Строение атома и периодический закон У атомов кислорода, фтора и неона число электронов увеличивается, и они вынуждены размещаться на р-орбиталях второго энергетического уровня по два: gO Is2 2s2 2p^ gF Is2 2s2 2p5; ,gNe \s‘^2s'^2p\ Электронно-графические схемы атомов этих элементов: 2р 2р 1s вОИ 2s Е fi t f Is ,fE 2s E 2p ti ti t Is 10 Ne[n] 2s PfT ti ti ti Электронная конфигурация внешнего слоя 2s^ 2р® соответствует его полному заполнению и поэтому является устойчивой. В атомах элементов третьего периода начинает формироваться третий электронный слой. Сначала заполняется электронами s-подуровень у натрия и магния: [jNa ls^2s^2p®3s' и i2Mg ls2 2s^2p®3s^, а затем р-подуровень у алюминия, кремния, фосфора, серы, хлора и аргона: ,8 Аг Is2 2s2 2p6 3s2 3p®. Электронно-графическая схема для атома аргона: 3d Is isAr Щ в атоме аргона на внешнем электронном слое находится 8 электронов. Следовательно, он завершен, так как в атоме любого элемента на внешнем энергетическом уровне максимально может находиться не более 8 электронов. 1 Застраивание третьего электронного слоя этим не исчерпывается. В со-^ ответствии с формулой = 2«^ максимально на нем может находиться 18 элек-i тронов: 8 на S- и р-подуровнях и 10 — на d-подуровне. Этот подуровень будет формироваться у элементов четвертого периода. Но сначала у первых двух элементов четвертого периода — калия и кальция — появляется четвертый электронный слой, который открывается s-подуровнем (энергия подуровня ' 4s несколько меньше, чем подуровня 3d (см. рис. 14): 19 К 1 s^ 2s^ 2р® 3s^ Зр® 4s ‘ и 1 s^ 2s^ 2р® 3s^ Зр® 4s^ 62 Строение атома и периодический закон Вопросы и задания 1. Сколько подуровней может быть у каждого из энергетических уровней с п = 1, 2, 3, 4? Как обозначаются эти подуровни? Сколько электронов максимально может находиться на каждом подуровне и уровне? 2. Составьте электронные схемы, а затем электронные конфигурации и электроннографические схемы атомов: gB, gF, I3AI, ,48!, ^yCl. 3. Сколько электронов находится на внешнем электронном слое атомов: лития, углерода, магния, серы, аргона? Сколько из них спаренных и неспаренных? 4. Атомам каких элементов соответствуют указанные схемы распределения электронов на внешнем энергетическом уровне? 2р Зр 2s Зр ti t t 3s tl 3s tl n tl t 5*. Запишите полные электронные конфигурации, а затем изобразите электроннографические схемы следующих атомов и ионов: Ga, Y, Fe, Pb, 1“, S^“. § 13, Периодический закон и периодическая система химических элементов Вот уже четвертый год вы изучаете химию и все это время пользуетесь таблицей химических элементов, которая является графическим изображением периодической системы элементов. Периодическая система, в свою очередь, является выражением периодического закона, открытого русским химиком Д. И. Me и -делеевым в 1869 г. С тех пор периодический закон является основой современной химии, всего естествознания. Физический смысл периодического закона стал понятен только после создания теории строения атома. Но сама эта теория развивалась и развивается на основе периодического закона и периодической системы. Согласно этой теории главной характеристикой атома является положительный заряд ядра. Заряд ядра определяет число электронов в атоме, его электронное строение и, следовательно, все свойства атомов данного элемента и его положение в периодической системе. Поэтому современная формулировка периодического закона такова. а Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер. CmpnKmi^pa периодической системы Со структурой периодической системы в общих чертах вы уже знакомы. Все химические элементы в ней располагаются в порядке возрастания атомного но- 64 Таблица 7. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня у атомов элементов А-групп (1—4-й периоды) Группа 1А IIA IllA IVA VA VIA VIIA VIIIA I -й период \s^ 2-й период 2s‘ 2s2 25^2/7' 2s4p^ 2s^2p^ 2s%‘' 2s^2p^ 2^2p^ 3-й период 3s' 3s^ 3s^3p' 3s^3p^ 35^3^"* 3s^3p^ 3s4p^ 4-й период 4s' 4s^ d-элементы 4s^4p' 4s4p^ 4s^4p^ 4s4p'‘ 4^4p^ 4s^4p® Общая электронная конфигурация «s' ns^ 2 1 ns np ns^np^ 9 Я ns^np 2 4 ns np 9 Я ns np ns^np^ 1 Строение атома и периодический закон При этом номер периода совпадает с номером п внешнего энергетического уровня. Другими словами, номер периода указывает на число энергетических уровней, на которых находятся электроны в атомах данного элемента. В этом заключается физический смысл номера периода. Каждый из периодов (исключая первый) начинается типичным металлом (щелочной металл) и заканчивается благородным газом, которому предшествует неметалл, т. е. в периоде с увеличением зарядов ядер атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связывается с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне. Первые три периода содержат только s- и р-элементы. Четвертый, пятый и последующие периоды включают также элементы, у атомов которых происходит заполнение ^-подуровня предвнешнего энергетического уровня. У элементов шестого и седьмого периодов, помимо S-, р- и d-подуровней, заполняются и /-подуровни третьего снаружи электронного слоя./-Элементы объединяются в семейства, называемые лантанидами (4/-элементы) и актинидами (5/-элементы), которые вынесены за пределы таблицы (см. форзац I). Группы В вертикальных колонках, называемых группами, объединены элементы, атомы которых имеют сходное электронное строение. Всего в таблице 18 групп, пронумерованных арабскими цифрами. Кроме того, группы имеют традиционную нумерацию римскими цифрами от I до VIII с добавлением букв А или В. У атомов элементов А-групп последними заполняются s- и р-подуровни внешних энергетических уровней (табл. 7). Элементы, у которых последними заполняются d-подуровни второго снаружи или /-подуровни третьего снаружи энергетического уровня, составляют В-группы. Атомы элементов групп А и В различаются своими химическими свойствами, однако им присуще и общее, что объединяет их в группы с одинаковыми римскими номерами (I, II и т. д.). 66 Строение атома и периодический закон § 14. Периодичность изменения свойств атомов химических элементов и их соединений Поскольку электронная конфигурация атомов химических элементов изменяется периодически с ростом зарядов их ядер, все свойства, определяемые электронным строением, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. К таким свойствам относятся прежде всего различные химические и многие физические характеристики атомов: атомные и ионные радиусы, электроотрицательность, степень окисления и др. Периодически изменяются также многие химические и физические свойства простых и сложных веществ, образованных элементами-аналогами. Атомные и ионные радиусы С точки зрения квантовой механики атом не имеет строго определенных границ, так как орбитали его электронов также не имеют точных размеров. О размерах атомов и ионов судят по экспериментальным данным о расстояниях между соседними атомами в молекулах или кристаллах. Условно форму атома или иона считают шарообразной, поэтому количественной характеристикой их размера служит радиус. Различают атомные радиусы и ионные радиусы. При этом радиусы положительно заряженных ионов (катионов) всегда меньше радиусов атомов соответствующих элементов, так как они отдают электроны, а радиусы отрицательно заряженных ионов (анионов) больше радиусов атомов, поскольку образовались путем присоединения дополнительных электронов. Например, радиус атома натрия Na — 189 нм, а иона натрия Na+ — 99 пм, радиус атома хлора С1 — 99 пм, а его иона С1“ — 181 пм (1 пм (пикометр) = 10“'^ м). Как изменяются радиусы атомов в периоде и в группе с ростом атомных номеров элементов? У элементов, находящихся в одной группе, при переходе сверху вниз от одного элемента к другому увеличивается число электронных слоев и, следовательно, увеличиваются радиусы как атомов, так и ионов. Например, в группе щелочных металлов радиусы атомов: Li — 155 пм, Na — 189 пм, К — 236 пм, а ионов: Li+ — 68 пм, Na"^ — 99 пм, — 138 пм. В периодах периодической системы по мере увеличения зарядов ядер атомов увеличивается притяжение к ним электронов, находящихся на одном и том же электронном слое, что и приводит к уменьшению радиусов атомов. Например, у элементов третьего периода атомные радиусы уменьшаются от натрия к хлору (у аргона Аг отсутствуют химические соединения) от 189 пм до 99 пм. Энергия ионизации. Сродство к электрону Проявление металлических или неметаллических свойств атомами данного элемента связано, прежде всего, с их способностью терять или приобретать электроны. Эта способность количественно характеризуется энергией иони- 68 Строение атома и периодический закон Электроотрицательность Отдача или присоединение электронов атомами обычно происходит в процессе химического взаимодействия. Комплексной характеристикой атома, учитывающей его способность как присоединять, так и отдавать электроны, является электроотрицательность элемента. Эта характеристика обозначается греческой буквой X (хи). а Электроотрицательность элемента — условная величина, характеризующая способность его атомов в химических соединениях притягивать к себе электроны от атомов-партнеров. Под атомами-партнерами понимаются атомы, с которыми непосредственно связан атом данного элемента. Величина электроотрицательности зависит от энергии ионизации и от сродства к электрону и упрощенно может рассматриваться как полусумма этих двух характеристик: X = ‘/2 (^„о„ + -^ср)- Для практической оценки этой способности атомов введена условная шкала относительных электроотрицательностей. По этой шкале наиболее электроотрицательным среди элементов, способных образовывать химические соединения, является фтор F, а наименее электроотрицательным — франций Fr. У элементов А-групп в периоде с ростом атомного номера элемента электроотрицательность возрастает, а в группе, как правило, убывает. По величине электроотрицательности можно определить принадлежность элемента к металлам или неметаллам. Все неметаллы обычно имеют значение электроотрицательности больше двух. Они располагаются в правой верхней части периодической таблицы. У металлов значение электроотрицательности меньше двух. Несколько элементов (В, Si, Ge, As, Те) со значением электроотрицательности, близким к 2, располагаются вдоль диагонали от бора В к астату At. Атомы этих элементов проявляют промежуточные свойства, поэтому их часто называют полуметаллами. Периодичность изменения свойств соединений Периодический характер изменения строения, физических и химических свойств присущ также простым и сложным веществам. Рассмотрим в качестве примера закономерности изменения некоторых свойств атомов и соединений элементов 111 периода (табл. 8). 70 Строение атома и периодический закон С увеличением атомного номера в пределах каждого периода электроотрицательность увеличивается, а в группе уменьшается, т. е. металлические свойства элементов в периоде ослабляются, а в группе усиливаются. Периодическое изменение свойств атомов химических элементов при увеличении положительных зарядов ядер объясняется тем, что периодически повторяется строение внешних электронных слоев атомов. Вопросы и задания 1. Как изменяются радиусы атомов и ионов в группах и периодах периодической системы? 2. У атома какого элемента — хлора или брома — радиус больше? Как объяснить, что радиус атома серы больше, чем атома хлора? 3. Атомы каких элементов: а) лития или натрия; б) магния или фосфора легче теряют электроны? Почему? 4. Дайте определение электроотрицательности элемента. Что характеризует эта величина? Как изменяется по группам и периодам периодической системы? 5. В порядке увеличения электроотрицательности элементы расположены в ряду: а) С, I, В, Si; б) As, Se, Cl, F; в) Br, P, H, Sb; r) O, S, Se, Br. Выберите правильный ответ. 6. Что такое металличность и неметалличность элементов? Какой из двух элементов обладает более выраженными неметаллическими свойствами: а) С или Si; б) С1 или Вг; в) N или Р; г) S или Se? § 15. Характеристика химического элемента по его положению в периодической системе и строению атома Периодический закон и отражающая его периодическая система элементов являются как бы кратким обобщением всей химии элементов и их соединений. Таблица периодической системы содержит сведения, позволяющие описать строение атомов химических элементов, предсказать состав, строение и свойства образованных ими простых веществ и наиболее характерных соединений: оксидов, соответствующих им гидроксидов, солей, летучих водородных соединений и т. д. Именно поэтому таблица периодической системы является непременной составляющей любого учебного и справочного пособия по химии. В описании любого элемента особую роль играет его атомный номер Z, с которым связано положение элемента в периодической системе. Атомный номер определяет не только порядковый номер элемента в периодической системе, но и его место в периоде и группе, а также электронное строение его атомов. 72 Строение атома и периодический закон Натрий 1. Название химического элемента — натрий, химический знак — Na, относительная атомная масса — 23. 2. Натрий — элемент с атомным номером 11, находится в 3-м периоде, 1А-группе. 3. Заряд ядра атома натрия 1 И-, следовательно, в ядре находится 11 протонов, общее число электронов также 11. Основной нуклид натрия ff Na содержит в ядре еще 12 нейтронов. Кратко состав этого атома записывается: “Na = lip, 12п, Не-. 4. Электронная схема атома натрия: uNa 2е~, 8е“, le". Электронная формула: ,[Na ls^2s^2p®3s'. Электронно-графическая схема: 1s цМа[й] 2s Гй 2р птпгт 3s Ш Электронная конфигурация внещнего энергетического уровня: 3s', следовательно, это S-элемент. 5. Так как на внещнем энергетическом уровне у натрия находится 1 электрон, то этот элемент относится к группе металлов. Простое вещество при обычных условиях — твердый металлический кристалл. Формула простого вещества — Na. 6. Степень окисления в высщем оксиде +1. Летучих водородных соединений не образует. Электроотрицательность натрия: x(Na)= 1,01. 7. Формула высщего оксида — NajO, он имеет основный характер. Гидроксид, соответствующий ему, представляет собой основание NaOH, растворимое в воде, т. е. щелочь. 8. Летучего водородного соединения не образует. Следующий элемент — фосфор, проанализируем по тому же алгоритму, но в более сжатой форме. Фосфор 1. Фосфор Р, Л^Р) = 31. 2. 15. Положение в периодической системе: jjP — 3-й период, VA-rpynna. 3. Состав атома (нуклида ®'Р): Р = 15р, 16п, 15е ГЛАВА IV Химическая связь и строение вещества § 16. Природа и типы химической связи. Ковалентная связь При обычных условиях химические элементы существуют в форме различных атомных частиц в составе простых и сложных веществ. Из них только простые вещества благородных газов (элементов VIIIA-группы) являются одноатомными молекулами, а остальные представляют собой самые разнообразные соединения. Число атомов в таких соединениях колеблется от двух до сотен и тысяч. Силы, которые обеспечивают существование таких агрегатов (молекул, радикалов, кристаллов и др.), получили название химическая связь. а Химическая связь*— это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в более сложные системы (молекулы, радикалы, кристаллы и т. д.). Причиной образования химической связи является стремление атомов путем взаимодействия с другими атомами достичь более устойчивого состояния, т. е. состояния с минимально возможным запасом энергии. Следовательно, основным условием образования химической связи является понижение полной энергии Е многоатомной системы по сравнению с суммарной энергией изолированных атомов, т. е. ^Ав ^ отталкивание притяжение Рис. 15. Схема электростатических взаимодействий в системе из двух ядер и двух электронов в случае образования вещества АВ из атомов А и В. Таким образом, образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии. Природа сил химической связи — электростатическая, т. е. обусловлена различными видами взаимодействий положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов (рис. 15). Главную роль при образовании химической связи между атомами играют их валентные электроны, т. е. те электроны, которые обычно находятся на внещнем энергетическом уровне и наименее прочно связаны с ядром атома. У атома на внещнем энергетическом уровне может содержаться от одного до восьми электронов. Завершенными, Химическая связь и строение вещества В графических (или структурных) формулах пару электронов обозначают с помощью черточки; В случае молекулы водорода эта единственная черточка символизирует ковалентную связь. У Химическая связь, возникающая в результате обобществления электронов с образованием общих электронных пар между атомами, называется ковалентной связью. Образование ковалентной связи можно показать и с помощью электронно-графических схем, на которых обычно указываются только орбитали внешнего энергетического уровня: Is iH|T] Н; ,нШ ш Is 1s Рис. 17. Схема перекрывания s-электронных облаков при образовании ковалентной связи Волнистая линия между двумя орбиталями Is указывает на то, что каждый электрон как бы одновременно находится как на одной, так и на другой орбитали. В данном случае ковалентная связь образована в результате перекрывания двух s-op-биталей (или S-облаков) (рис. 17). Подобным образом образуется ковалентная связь и между двумя атомами фтора в молекуле Fj. Атом фтора имеет 7 электронов на внешнем электронном слое, один из них — неспаренный электрон. При сближении двух атомов фтора происходит перекрывание электронных облаков их неспаренных электронов, образуется обитая электронная пара и внешний энергетический уровень каждого атома фтора завершается до октета (8 электронов): 2р 2р 2s п ti ti t 2s n 11 n ti i 1 i 2p n 2s ■ti ti t^ ti ti n 2p 78 Химическая связь и строение вещества Вопросы и задания 1. Какие вещества существуют в форме свободных атомов? Объясните причину такого явления. 2. Какие электроны называются валентными? 3. Напишите электронные и структурные формулы CIg и Ig. Покажите с помощью электронно-графических схем образование ковалентной связи в этих молекулах. 4. Нарисуйте схемы перекрывания р-облаков в молекулах CIg и Bfj с учетом закономерностей изменения размеров атомов. Какая молекула прочнее? Дайте объяснение. 5. Объясните различие между связывающими и несвязывающими парами электронов. 6*. Водород, полученный в результате реакции цинка с соляной кислотой, при 18,7 °С и 108,3 кПа занимает объем 3,425 дм^. Найдите массу прореагировавшего цинка. § 17. Кратные связи. Полярная и неполярная ковалентная связь Два атома могут быть связаны между собой не только одной, но и несколькими ковалентными связями. В таком случае говорят о кратности связи, понимая под этим термином число электронных пар, участвующих в образовании ковалентной связи. Кратные связи У атомов азота (элемента VA-группы) до завершения внешнего энергетического уровня не хватает трех электронов: 2s tN 2р jN ls^2s^2p^ n t t t Поэтому при образовании молекулы N3 атомы азота обобщают уже не одну, а три пары электронов: 2р 2р 2s м + .N п t t t i 1 2s П C>N, 2s 2р ti It tv t; 4'»'* n n n 2s 2р Схема образования молекулы азота: :N- + -N: — а графическая формула молекулы: _ _ N = N Одна из ковалентных связей, образовавшаяся в результате перекрывания р-элек-тронных облаков вдоль линии связи, представляет собой а-связь. Две другие образуют- 80 Химическая связь и строение вещества Полярная и неполярная ковалентная связь До сих пор мы рассматривали ковалентную связь, образованную атомами одного и того же элемента. В этом случае общая пара электронов располагается симметрично между двумя атомами с одинаковой электроотрицательностью. Такая ковалентная связь называется неполярной. Если же взаимодействуют атомы с различными электроотрицательностями, т. е. атомы разных элементов, то общая электронная пара смещается к атому с большей электроотрицательностью. В таких случаях возникает полярная ковалентная связь. Например, в молекуле хлороводорода НС1 общая электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного элемента, каким является хлор; Н- + -Cl: — Н :С1: В данном случае перекрываются сферическое s-электронное облако атома водорода и гантелеобразное р-облако атома хлора (рис. 21). Схема такого перекрывания: 1s ■,н[Т] Is HCI 17 С1 п U U i ti ti n n 3s 3p 3s 3p В результате смещения общей электронной пары в молекуле HC1 на атоме хлора возникает частичный отрицательный заряд, а на атоме водорода — такой же по величине, но положительный заряд; 5+ н- 8- •С1 (греческая буква 5 (дельта) обозначает частичный заряд, т. е. заряд меньше единицы). Значение заряда 5 можно рассматривать как меру полярности связи: чем больше частичные заряды на атомах, тем больше полярность связи. Например; связь Н — F более полярна, чем Н—C1, так как частичные заряды на атомах Н и F С1 Рис. 21. Схема перекрывания s- и р-электронных облаков в молекуле HCI 82 Химическая связь и строение вещества Ковалентная связь, при образовании которой области перекрывания электронных облаков находятся по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов, называется л-связью. При соединении двух атомов с разными электроотрицательностями возникает ковалентная полярная связь. Вопросы и задания 1. Что характеризует кратность связи? Приведите примеры молекул с кратными связями. 2. Сколько а- и я-связей в молекулах С2Н2 и С2Н4? 3. Что такое диполь? От чего зависит полярность молекул? 4. Как изменяется полярность связей в ряду водородных соединений элементов VIIA-группы? Дайте объяснение. 5. Нарисуйте общую и электронно-графическую схему образования молекулы Н2О. Почему эта молекула является диполем? 6*. При нагревании соли массой 25,6 г образовалась вода массой 14,4 г и азот объемом 8,96 дм^. Установите формулу соли, если ее молярная масса равна 64 г/моль. § 18. Механизмы образования ковалентной СВЯЗИ Различают два основных механизма образования ковалентной связи менный и донорно-акцепторный. об- Обменный механизм образования связи Ковалентная связь образуется двумя атомами с помощью двух электронов с ан-типараллельным спином, т. е. химическая связь находится (локализована) между двумя атомами. Так как нахождение двух электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем пребывание каждого электрона в поле своего ядра, то в образовании ковалентной связи принимают участие все одноэлектронные орбитали внешнего энергетического уровня. Например, атом азота имеет три неспаренных электрона на внешнем уровне: 2р 2s атом кислорода — два: ,N ,0 ti 2s ftl t t t 2p n t t 84 Химическая связь и строение вещества В то же время атомы элементов третьего и следующих периодов имеют на внешнем энергетическом уровне й?-подуровень, на который при возбуждении могут переходить s- и р-электроны: Зр 3s 3d 17 Cl ti ti tl t AAA 3s 3p V 3d 17 Cl* t t t t t t t Благодаря этому атом хлора способен образовывать не одну, а несколько ковалентных связей, вплоть до семи, как, например, в оксиде CljO^. Таким образом, атомы при образовании ковалентных связей используют все свои неспаренные электроны, как находящиеся в основном состоянии, так и образовавшиеся при распаривании. а Механизм образования ковалентной связи за счет обобществления неспаренных электронов двух взаимодействующих атомов называется обменным. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи Образование ковалентной связи возможно и при взаимодействии атомов, один из которых имеет пару неподеленных электронов (А:), а другой — свободную орбиталь (nB). В этом случае атом А предоставляет атому В в общее пользование пару электронов, и она становится связывающей парой, образуя между этими атомами ковалентную связь: А: + ПВ ^ А: В Атом, предоставляющий электронную пару для образования связи, называется донором, а участвующий в обобществлении пары за счет свободной орбитали, — акцептором. Такой механизм образования ковалентной связи получил название донорно-акцепторного. а Механизм образования ковалентной связи за счет неподеленной пары электронов одного атома и свободной орбитали другого называется донорно-акцепторным. 86 Химическая связь и строение вещества 3*. Какой атом называется донором, а какой акцептором при взаимодействии молекул NH3 и BF3 с образованием соединения NHg ■ BF3? 4. Составьте электронно-графические схемы атомов кремния, серы и брома в основном и возбужденном состоянии. Укажите число неспаренных электронов в каждом из рассмотренных случаев. 5*. Атомы каких элементов 2-го периода могут быть донорами и акцепторами электронных пар? Чем это определяется? Лабораторный опыт 1 (*1) Составление моделей молекул с ковалентным типом химической связи 1. Из полученных моделей атомов выберите шарики указанных цветов: 4 белых шарика — модели атомов водорода, 3 красных — атомов кислорода, 1 синий — атома азота, 1 зеленый — атома хлора, 1 серый — атома иода. 2. Из подготовленных шариков сконструируйте следующие молекулы: воды, хлороводорода, иодоводорода, аммиака, кислорода и азота. Обратите внимание, что первые четыре вещества имеют только одинарные связи, кислород — двойную, азот — тройную связь. (Если в школе нет готовых моделей, изготовьте их из разноцветного пластилина, попробуйте сделать шарики, разные по величине, учитывая, что атомы имеют различные размеры. Для соединения атомов в молекулы воспользуйтесь спичками, зубочистками, любыми палочками.) 3. Зарисуйте модели молекул в тетрадь в следующем порядке: а) вещества с ковалентным полярным типом связи; б) вещества с ковалентным неполярным типом связи. *§ 19. Свойства ковалентной связи В § 17 вы уже познакомились с одной из характеристик ковалентной связи — полярностью. Полярность связи и всей молекулы в целом во многом определяет физические и химические свойства вещества, такие, как температуры кипения и плавления, растворимость и даже способность вступать в химические реакции с другими веществами. Рассмотрим еще некоторые характеристики ковалентной связи. Энергия и длина связи Одной из важнейших характеристик химической связи является ее прочность. Прочность связей определяет реакционную способность вещества. Мерой прочности связи является та энергия, которую необходимо затратить на ее разрыв. Эту характеристику называют энергией связи. В случае веществ 88 Химическая связь и строение вещества Рис. 23. Пространственная ориентация о-связи, образованной за счет перекрывания s-облаков Рис. 24. Пространственная ориентация а-связи, образованной за счет перекрывания р-облаков Направленность ковалентной связи Ковалентная связь между двумя атомами располагается таким образом, чтобы обеспечить максимальное перекрывание электронных облаков. Поскольку в образовании связей принимают участие электронные облака различной формы и ориентации в пространстве, то и ковалентные связи, образованные этими облаками, также характеризуются определенной направленностью. Если ковалентная связь образуется путем перекрывания сферических s-элек-тронных облаков, как, например, в молекуле Н2, то она может располагаться в любом направлении (рис. 23) относительно центра данного атома. А вот в молекуле CI2, где ковалентная связь образована за счет перекрывания /7-облаков, область перекрывания располагается только вдоль линии связи, определенной пространственной ориентацией р-облака (рис. 24). Следовательно, направленность ковалентных связей объясняется различным расположением электронных облаков в пространстве. Основными характеристиками ковалентной связи являются ее длина, энергия, полярность, насыщаемость. Ковалентные химические связи характеризуются определенной направленностью. Вопросы и задания 1. В какой из двух молекул длина связи больше: а) CIg, Вгг; б) HF, НВг; в) NH3, РН3; г) СН4, CF4? 2. Атомы химических элементов VIA-группы образуют с водородом молекулы состава HgS. Как изменяется при увеличении атомного номера элемента: а) полярность связи Н—Э в этих молекулах; б) длина этой связи? 90 Химическая связь и строение вещества Рис. 27. Схема образования химических связей в молекуле аммиака Рис. 28. Кристаллическая решетка кремния Аналогично в молекуле NH3 углы межлу связями N—Н, образованные тремя р-орбиталями атома азота, также должны быть близки к 90° (рис. 27), а вся молекула в целом должна иметь форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине. Действительные значения углов между связями (104,5° в молекуле Н2О и 107° в молекуле NH3) отличаются от ожидаемых. Увеличение валентных углов можно объяснить взаимным отталкиванием положительно заряженных атомов водорода. Например, уже в молекуле HgS такое отталкивание слабее, чем в молекуле Н2О (так как радиус атома серы больше радиуса атома кислорода), и угол Н—S—Н ближе к 90°, чем угол Н—О—Н. За счет ковалентной связи образуются не только молекулы. Некоторые простые и сложные вещества построены из атомов, связанных друг с другом ковалентными связями, и образуют протяженные кристаллические структуры — атомные кристаллические решетки. Примерами таких веществ являются простые вещества — бор, алмаз, кремний. В кремнии (как и в кристалле алмаза) (рис. 28) каждый атом связан четырьмя ковалентными связями с другими атомами. Подобное строение имеют и сложные вещества: карбид кремния SiC и оксид кремния Si02 (кварц). Атомных кристаллов сравнительно немного. Благодаря высокой прочности ковалентных связей они имеют очень высокие температуры плавления, большую твердость. Так, самым твердым природным веществом является алмаз — его температура плавления более 3500 °С. Карбид кремния SiC также является одним из самых твердых веществ с очень высокой температурой плавления — более 2700 °С. Стереохимия — раздел химии, рассматривающий пространственное строение молекул или кристаллов. г 92 Химическая связь и строение вещества 180° 180° (s + р)-орбитали две sp-гибридные орбитали Рис. 31. sp-Гибридизация атомных орбиталей Рис. 32. Пространственное строение молекулы BeClj Условия устойчивой гибридизации: 1) в гибридизации могут участвовать орбитали с близкими значениями энергий, т. е. S- и р-орбитали внешнего энергетического уровня и flf-орбитали внешнего или предвнешнего уровня; 2) гибридная атомная орбиталь должна более полно перекрываться с орбиталями другого атома при образовании связей; 3) в гибридизации участвуют орбитали с достаточно высокой электронной плотностью, которыми в большинстве случаев являются орбитали элементов начальных периодов; 4) гибридные орбитали должны быть ориентированы в пространстве таким образом, чтобы обеспечить максимальное взаимное удаление друг от друга. В этом случае энергия их отталкивания (и, следовательно, энергия всей системы) минимальна. Ориентация гибридных орбиталей определяет геометрическую структуру молекулы и молекулярных ионов. Так, при комбинации одной s- и одной р-орбитали возникают две sp-гибридные орбитали, расположенные симметрично под углом 180° (рис. 31). Соответственно связи, образованные с участием электронов этих орбиталей, также располагаются под углом 180°. Например, у атома бериллия 120° (s + р + р)-орбитали три sp^-гибридные орбитали Рис. 33. sp^-Гибридизация атомных орбиталей Рис. 34. Пространственное строение молекулы BF3 94 Химическая связь и строение вещества Гибридные орбитали должны быть ориентированы в пространстве таким образом, чтобы обеспечить максимальное взаимное удаление друг от друга. Гибридные орбитали участвуют в образовании только а-связи. Вопросы и задания 1. Какие условия определяют возможность гибридизации атомных орбиталей? 2. Назовите пространственные конфигурации, соответствующие каждому типу гибридизации. 3. Сколько гибридных орбиталей образуется при sp-, sp^- и sp^-гибридизации? 4. Определите тип гибридизации атомных орбиталей в атомах углерода в молекулах CgHg, С2Н4, CgHg. Какова пространственная конфигурация каждой молекулы? 5. Укажите тип гибридизации атомных орбиталей центральных атомов в следующих парах: а) COj и SOgi б) BCI3 и PCI3. Отличаются ли пространственные конфигурации молекул в каждой паре? *§ 22. Пространственное строение молекул Пространственное строение молекул или молекулярных ионов зависит от типа гибридизации и взаимного расположения в пространстве гибридизованных орбиталей центральных атомов. В реальных молекулярных структурах углы между связями часто отличаются от углов, соответствующих типу гибридизации. В чем причина таких отклонений? Прежде чем ответить на этот вопрос, выделим несколько положений, на которых основываются подходы к рассмотрению геометрии молекул. Линия связи (или ось связи) — это прежде всего область перекрывания электронных облаков при образовании а-связей. Поскольку я-связи располагаются в тех же областях межъядерного пространства, что и а-связи, и влияют только на длину и прочность связи между двумя атомами, геометрическая конфигурация молекул определяется в основном пространственной направленностью а-связей. а-Связи (поделенные пары электронов) так же, как и неподеленные пары, представляют собой области повышенной электронной плотности, т. е. отрицательного заряда. Устойчивому состоянию молекулы соответствует такое пространственное расположение электронных облаков валентного слоя, при котором их взаимное отталкивание минимально. Поэтому такие электронные пары стремятся максимально оттолкнуться друг от друга, располагаясь в пространстве под возможно большим углом. 96 Химическая связь и строение вещества Таблица 11. Виды геометрических конфигураций, соответствующих некоторым типам гибридизации Тип гибри- дизации Число электронных пар атома Тип молекулы Валент- ный угол Пространственная конфигурация Примеры связы- вающие неподе- ленные sp 2 0 ABj 180° ? ? S Линейная Вер2, СО2, NgO, HCN sp^ 3 0 АВз 120° А в в Треуголь- ная AIF3, BCI3, СО3", NO3 2 1 :АВ2 <120° А В в Угловая NOF, SO2, NO2 sp^ 4 0 АВ4 109°28' в Тетраэдри- ческая СН4, CCI4, NH^, SO^, POCI3 3 1 :АВз <109°28' л в Тригональ- но-пирами- дальная PCI3, NH3, SO^ 2 2 АВг <109°28' Угловая 0F2,C102, H20 98 Химическая связь и строение вещества (2) (3) Поскольку в этой молекуле оба атома кислорода (О и О) равноценны (и, следовательно, равноценны обе их связи с азотом), строение молекулы лучше передает графическая формула с делокализованной я-связью: Н — о—N4 в этой формуле пунктирные линии означают, что одна из общих электронных пар в равной степени распределена между одной и другой связями N—О. Другими словами, эта электронная пара принадлежит не двум, а трем атомам и, следовательно, образованная ею связь является трехцентровой. Примерами структур с многоцентровыми (делокализованными) я-связями могут служить такие, как CgHg, COg” , и др. Геометрия любой молекулы определяется в основном пространственной направленностью ст-связей, т. е. углами между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов. На пространственное строение молекул оказывают влияние и несвязывающие (неподеленные) пары электронов, уменьшающие углы связей между а-связями. Вопросы и задания 1. Укажите условия устойчивого геометрического состояния молекулы. 2. Составьте схему образования иона аммония. Какую геометрическую форму он имеет? Укажите величину углов между связями. 3. Олишите пространственную структуру молекул: а) НС1; б) HgS; в) PHg; г) Sil-14; д) HNO3: е) H2SO4: ж) Н2СО3. 4. Какова пространственная структура иона гидроксония? 5. Определите тип гибридизации орбиталей атома N в молекуле NO2. Какова пространственная структура молекулы? 6. Укажите координационное число центральных атомов в молекулах: HNO3, H2SO4, Н2СО3, Н3РО4. § 23. Валентность и степень окисления Валентность и валентные возможности атомов Мы установили, что атомы способны образовывать ковалентные связи различным образом. Количественно эта способность атомов оценивается с помощью характеристики, называемой валентностью. 1100 Химическая связь и строение вещества элементов всего четыре орбитали, и, следовательно, атомы максимально могут образовать только четыре ковалентные связи. У атомов элементов третьего периода в связи с появлением d-подуровня валентные возможности увеличиваются, так как в результате распаривания Ър- и 3s-электронов может образоваться от четырех до семи (у хлора) неспаренных электронов. Например, сера, помимо валентности II в основном состоянии: 3d 16' может проявлять также валентности IV и VI: 3d 16 S* 16 S* Такое распаривание электронов проявляется обычно под действием атома более электроотрицательного элемента, например фтора, кислорода, поэтому свои высшие валентности атомы проявляют обычно в соединениях с кислородом и фтором. Таким образом, валентность является численной характеристикой способности атомов данного элемента образовывать ковалентные связи и поэтому может относиться только к соединениям с таким типом связи. Степень окисления Более универсальной характеристикой состояния атома в химическом соединении является степень окисления. а Степень окисления — это условный заряд атома в химическом соединении, если предположить, что оно состоит из ионов. При определении степени окисления атомов предполагают, что все связыва-югцие электронные пары перешли к более электроотрицательному атому. На самом деле такого полного смещения не происходит даже при взаимодействии элементов с большой разницей в электроотрицательностях. Однако условно считают такое смещение электронных пар полным независимо от реальной степени смещения. 1 102 Химическая связь и строение вещества молекуле гидроксиламина NH2OH общая степень окисления азота равна — 1, так как по двум связям с водородом азот проявляет суммарную степень окисления —2, а по связи с атомом кислорода +1: - ^О—Н - Степень окисления характеризует состояние атомов элемента в сложном веществе независимо от типов связей его атомов. Особенно важна эта характеристика при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций. Валентность химического элемента определяется числом ковалентных связей, которыми его атом связан с другими атомами, или, что то же самое, числом орбиталей, используемых данным атомом для образования связей. Степень окисления — это условный заряд атома в химическом соединении, вычисленный из предположения, что оно состоит из ионов. Вопросы и задания 1. Сколько ковалентных связей теоретически может образовать атом бериллия? 2. Какие элементы имеют постоянную степень окисления в сложных веществах? Почему? 3. Определите валентность и степень окисления атомов в молекулах; СН4, NH3, Brg, СН3ОН, H2SO4. 4. Определите степень окисления и валентность атомов фосфора в: а) РН3; б) Р2О3; в) НРО3; г) Н3РО4. 5*. Какой тип гибридизации атомных орбиталей центрального атома осуществляется при образовании СО|”, SO|“, CIO3, ВО|“, РО|“? Укажите валентность и степень окисления центральных атомов. 6*. Определите валентность и степень окисления атомов углерода в молекулах COCIg, С2Н5ОН, СН3СНО. Изобразите электронные и структурные формулы этих молекул. § 24. Ионная связь. Металлическая связь Ковалентная химическая связь обычно возникает между атомами неметаллов с одинаковой или не очень сильно различающейся электроотрицательностью. Если различие в электроотрицательности атомов, между которыми образуется химическая связь, велико (А% превыщает 1,7), то общая электронная пара практически полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью. В результате этого образуются частицы, имеющие заряды — положительно и отрицательно заряженные ионы с устойчивой электронной конфигурацией атомов ближайше- 1 104 Химическая связь и строение вещества Экспериментально установлено, что в действительности электроны не отрываются полностью от атома металла, а лишь смещаются в сторону атома хлора. Это смещение тем значительней, чем больше разность электроотрицательностей атомов, между которыми образуется ионная связь. Однако даже в случае фторида цезия CsF, в котором разность электроотрицательностей превышает 3,0, заряд атома цезия не равен 1-Ь. Это означает, что электрон атома цезия не полностью переходит к атому фтора. В случае других соединений, для которых разность электроотрицательностей не так велика, смещение электрона еще меньше, и поэтому следует говорить об ионной химической связи с определенной долей ковалентной. Соединения, в которых вклад ионной связи значителен, принято называть ионными. Большинство бинарных соединений, содержащих атомы металлов, являются ионными, т. е. в них химическая связь в значительной степени ионная. К числу таких соединений относятся галогениды, оксиды, сульфиды, нитриды и др. Ионная связь возникает не только между простыми катионами и простыми анионами типа F", С1“, S^“, но и между простыми катионами и сложными анионами типа NO3, 504“, РО4" или гидроксид-ионами ОН”. F[oдaвляющee большинство солей и оснований являются ионными соединениями, например Na2S04, Си(ЫОз)2, Mg(OH)2. Существуют ионные соединения, в состав которых входят сложные катионы, не содержащие атомы металла, например ион аммония NH4, а также соединения, в которых сложными являются и катион, и анион, например сульфат аммония (NN4)2804. Ионные кристаллы Flo своим свойствам ионная связь отличается от ковалентной. Так как силы электростатического взаимодействия направлены от иона во все стороны, то каждый ион может притягивать ионы противоположного знака в любом направлении. Поэтому ионное соединение представляет собой гигантскую ассоциацию ионов противоположных знаков, расположенных в определенном порядке, в форме ионного кристалла. Кристаллы ионных соединений состоят из катионов и анионов, которые определенным образом располагаются в пространстве благодаря равновесию сил притяжения и отталкивания. На рисунке 42 представлено строение кристалла хлорида натрия NaCl, состоящего из катионов натрия Na+ и анионов хлора С1“. Каждый катион натрия окружен щестью ани- .Cl ш ^ Рис. 42. Ионный кристалл хлорида натрия онами хлора, а каждый анион хлора — шестью катионами натрия. Наименьшей структурной единицей кристалла (т. е. наименьшей частью), отражающей все особенности структуры его кристалличе- 106 Химическая связь и строение вещества ©©©С©©.©© ©©©с ©©.©с ©с©©'©©©.© ©'©©©;©©©.© © ©*© © © © © с ©.© ©,Q.©.C .©.© © ©’©*© ©С ©’©■ —^ © .С‘© © Q © © ©V©‘©’c.*©©^ С©©©'©‘©0^ ©‘©•©©’©©.ё© ©■©•С©)©Х..©.© ©'© с'©*©©) © *© ©*©;©.©*©©) с © ©©©©©’с*©’© ©с©©©’©©© @ катион металла ^ атом металла • электрон Рис. 44. Схема кристаллической решетки металла © © © © © ©.© © © © С ©.© © с.© C.©‘©Q.C©l©.© ^©©■©©‘Q©© ©,с ^©@ с © ©*©с ©©.с ^ (J) ©©©©©©© ©©‘©'с ©*©'©'© у Химическая связь между атомами в металлическом кристалле посредством обобществления валентных электронов называется металлической связью. Металлическая связь не имеет направленности в пространстве. Эта химическая связь является коллективной, как и ионная, в ней принимают участие все атомы кристалла металла. Металлическая связь сходна с ковалентной связью тем, что при ее образовании так же, как и при образовании ковалентной связи, электроны обобществляются. Однако в случае металлической связи эти электроны связывают все атомы металлического кристалла, тогда как в ковалентном соединении связываются лишь находящиеся рядом атомы. Взаимосвязь различных типов химической связи Вы познакомились с тремя типами химической связи и соответствующими веществами, которые мы характеризовали как вещества с ковалентным (О2, Ng, CI2), ионным (LiF, NaCl) и металлическим типом связи (металлы). В реальности в большинстве неорганических веществ взаимодействие мещду различными атомами носит более сложный характер, являясь как бы комбинацией различных типов связи. Это особенно характерно проявляется в ряду простых и сложных бинарных веществ элементов III периода, который Д. И. Менделеев назвал «типическим». В углах представленного треугольника химических связей (рис. 45) расположены вещества, являющиеся наиболее характерными представителями ка>вдого типа связи: NaCl — соединений ионного типа, Clg — ковалентного, а 108 Химическая связь и строение вещества В ряду от Na до Clj располагаются простые вещества третьего периода. Свойства этих веществ последовательно изменяются от металлических к неметаллическим, что соответствует изменению характера химической связи от металлического к ковалентному. Таким образом, мы можем заключить, что однозначное определение типа химической связи в больщинстве неорганических соединений невозможно. В реальности химическая связь между разнородными атомами носит смещанный характер с той или иной долей ковалентной, ионной или металлической составляющей. Ионная связь осуществляется за счет электростатического притяжения между противоположно заряженными ионами. Химическая связь между атомами в металлическом кристалле посредством обобществления электронов называется металлической связью. Вопросы и задания 1. Изобразите схемы образования ионной связи в следующих соединениях: NaBr, KgS, BaO, CagNj. 2. Напишите электронные формулы ионов: Na"^, Са^"^, S^“, F~. 3. У какого из веществ в каждой паре химическая связь имеет более ионный характер: а) Li20 и Rb20; б) AI2S3 и AICI3? 4. Среди указанных веществ выделите вещества с ионной, полярной и неполярной ковалентной, металлической связью: HgO, CaS, Hg, NH3, AuCug, CIg, BaClg, ZnBrg, CCI4. 5. Определите тип связи в следующих соединениях: молекулярный бром, бромид водорода, бромид калия, хлорид брома(1). 6*. Определите, какой металл, проявляющий степень окисления +4, образует хлорид с массовой долей хлора 40,7 %. § 25. Межмолекулярное взаимодействие Молекулы, несмотря на свою электронейтральность, способны взаимодействовать между собой. Такое взаимодействие называется межмолекулярным. Силы, за счет которых возникает это взаимодействие, часто называют ван-дер-вааль-совыми в честь голландского ученого И. Д. Ван -дер - Ваальса. Эти силы обусловливают притяжение молекул данного вещества (или разных веществ) друг к другу в жидком и твердом агрегатном состоянии. Природа межмолекрлярного взаимодействия Межмолекулярное взаимодействие, как и химическая связь между атомами, имеет электростатическую природу. Несимметричность распределения электронов 110 Химическая связь и строение вещества I crtk ‘Чо лучении этих газов из воздуха. Углеводороды с большой молекулярной массой кипят при более высокой температуре, чем низкомолекулярные углеводороды. Это свойство углеводородов лежит в основе процесса перегонки нефти. молекула СОг Рис. 47. Схема молекулярного кристалла СО^ Молек1^лярные кристаллы В узлах молекулярной кристаллической решетки расположены молекулы, связанные между собой слабыми межмолекулярными связями (рис. 47). Молекулярные кристаллические решетки образуют водород, азот, кислород, сера, иод, вода, углекислый газ, многие органические вещества. Кристаллы благородных газов также молекулярные, они построены из одноатомных молекул. Для веществ, образующих молекулярные кристаллы, характерны низкие температуры плавления и кипения, значительная сжимаемость, небольшая твердость. Нагревание некоторых молекулярных кристаллов, например иода, углекислого газа, приводит к переходу вещества из твердого состояния сразу в газообразное, минуя жидкую фазу. Этот процесс называется возгонкой или сублимацией. В то же время многие органические вещества с большими молекулами, содержащими десятки тысяч и более атомов, вообще не плавятся, так как прочность связей между молекулами в сумме оказывается выше прочности связей внутри молекулы. Попробуйте расплавить, например, крахмал, целлюлозу, вату. Вы убедитесь в том, что вещество начнет разрушаться раньше, чем плавиться. Однако надо иметь в виду, что реакционная способность молекулярных веществ зависит от прочности не межмолекулярных, а внутримолекулярных связей. Ведь при химическом взаимодействии разрываются именно внутримолекулярные связи. Например, парафин — механически непрочное вещество, связи между молекулами в нем слабые. Но это вещество химически достаточно устойчиво. Водородная связь Одной из разновидностей межмолекулярного взаимодействия является водородная связь. Она осуществляется между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы и отрицательно поляризованным атомом другой молекулы: 5_ g+ 6- s+ X—н-х—н, где X — атом одного из наиболее электроотрицательных элементов — F, О, N, реже С1 и S. f 112 Химическая связь и строение вещества Рис. 50. Зависимость температуры кипения водородных соединений элементов IV—Vl-rpynn от номера периода (молекулярной массы соединения) Водородная связь в несколько раз сильнее, чем обычное межмолекулярное взаимодействие, но слабее ковалентной связи. С повышением температуры прочность водородной связи уменьшается. Поэтому водородная связь более характерна для веществ в твердом и жидком состояниях. Наличие водородной связи существенно влияет на физические свойства веществ. Так, аномально высокие температуры кипения Н2О, HF, NH3 по сравнению с аналогичными веществами, образованными элементами этих же групп других периодов (рис. 50), объясняются образованием ассоциатов за счет водородных связей. Водородная связь 0---Н наиболее распространена в природе. Именно ее наличием обусловлены аномальные свойства воды, в том числе высокие температуры кипения и плавления, необычайно высокие теплоемкость и диэлектрическая проницаемость. Благодаря своей ажурной структуре (см. рис. 49) лед имеет меньшую плотность, чем жидкая вода. Поэтому зимой лед находится на поверхности воды, и глубокие водоемы не промерзают до дна. Светло-голубой цвет чистой воды и толстого слоя льда обусловлен водородными связями. Когда одна молекула воды колеблется, то она заставляет колебаться и другие, связанные с ГЛАВА V Химические реакции § 26. Классификация химических реакций Изучая химию, вы познакомились со многими химическими реакциями. Мир химических реакций огромен и многообразен. В этих процессах участвуют различные частицы (молекулы, атомы, ионы), в результате протекания химических реакций образуются разнообразные вещества (простые и сложные), выделяется или поглощается теплота, в некоторых случаях — свет. Сущность химических реакций состоит в превращении одних веществ в другие. При этом разрущается структура исходных веществ за счет разрыва химических связей и возникают новые вещества с новыми связями и другим строением. Однако масса и общее число атомов каждого элемента остаются постоянными, а это значит, что и суммарная масса веществ после реакции не изменяется. Эта закономерность выражается хорощо известным вам законом сохранения массы веществ. Хотя любое химическое взаимодействие сопровождается изменением энергии системы, общее количество энергии сохраняется и лишь переходит из одной формы в другую. Энергия химических реакций может превращаться в другие виды: тепловую, электрическую, механическую, световую и др. Каждая химическая реакция имеет свои характеристики. Ее можно рассматривать, выделяя отдельные признаки: изменение степени окисления, выделение или поглощение теплоты, соотношение числа исходных веществ и продуктов реакции и др. Рассмотрим некоторые из них. 1. По признаку соотношения числа исходных веществ и продуктов химические реакции можно разделить на реакции соединения, разложения, замещения и обмена. Реакции соединения — это такие химические реакции, в результате которых из двух или нескольких исходных веществ образуется только один продукт реакции. В такие реакции могут вступать как простые, так и сложные вещества: 2Н2 + 02 = 2Н20; SO3 + Н2О = H2SO4. 116 Химические реакции молекул) к другим, в результате чего изменяются степени окисления атомов. Процессы окисления и восстановления взаимосвязаны, другими словами — не бывает окисления без восстановления. Например: о о 2Fe + 3CL +3 -1 2FeCU Здесь железо Fe — восстановитель, который окисляется, а CI2 — окислитель, который восстанавливается. 3. По признаку выделения или поглощения тепловой энергии в ходе химических превращений реакции делятся на экзотермические и эндотермические. Такие реакции характеризуются тепловым эффектом. У Тепловым эффектом называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается при химической реакции. Тепловой эффект химических реакций обозначается буквой латинского алфавита Q и измеряется в килоджоулях. Экзотермические реакции — это реакции, протекающие с выделением теплоты, или с положительным тепловым эффектом. Например, реакция образования хлороводорода из водорода и хлора: Н2 + С12 = 2НС1+ 184,6 кДж. К экзотермическим реакциям обычно относят большинство реакций соединения, горения, обмена и некоторые реакции разложения. • Эндотермические реакции — это реакции, протекающие с поглощением теплоты из окружающей среды. Иначе эти реакции можно назвать реакциями с отрицательным тепловым эффектом. Например, реакция образования оксида азота(И) из азота и кислорода протекает с поглощением теплоты и поэтому осуществима только при высокой температуре; N2 + О2 = 2NO 180,8 кДж. К таким реакциям также относятся реакции восстановления металлов из руд, фотосинтез в растениях и др. Для успешного протекания такие химические реакции требуют постоянной подачи энергии. 4. По признаку изменения направления протекания реакции делятся на обратимые и необратимые. Обратимые химические реакции — это реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях. В уравнениях обратимых 118 Химические реакции Гетерогенные (гетеро — разный) — это реакции, участники которых имеют различное агрегатное состояние, например реакции между твердыми веществами и газами: S(tb)+ 02(г) = S02(r); СаО(тв) + С02(г)= СаСОз(тв); жидкими и газообразными веществами: Н20(ж) + С02(г) = Н2СОз(ж) или твердыми и жидкими веществами: Ре(тв) + 2НС1(р-р) = РеС12(тв) + Н2(г). Таким образом, все химические реакции классифицируются по различным признакам. Каждую отдельную химическую реакцию можно охарактеризовать на основе рассмотренных признаков. Так, например, реакции образования аммиака о о Fe -3-I-1 N2(r)+3H2(r)^ 2ЫНз(г)+(? может быть дана следующая характеристика. 1. Реакция соединения, так как из двух веществ образуется одно новое — аммиак. 2. Окислительно-восстановительная — атомы водорода и азота изменяют свои степени окисления. 3. Обратимая, потому что образовавшийся аммиак разлагается на исходные вещества — водород и азот. 4. Гомогенная, так как вступающие в химическую реакцию вещества и продукты реакции — только газы. 5. Экзотермическая, потому что прямая реакция, протекающая с образованием аммиака, идет с выделением теплоты. 6. Каталитическая, потому что для успешного протекания реакции необходимо участие катализатора — металлического железа. Охарактеризуем реакцию термического разложения гидроксида магния: Mg(OH)2(TB) = MgO(TB) + Н20(г) — Q. Это реакция: разложения; без изменения степеней окисления атомов; необратимая; гетерогенная; эндотермическая; некаталитическая. г Ш 120 Химические реакции означает, что превращение газообразного азота химическим количеством 1 моль и газообразного кислорода таким же химическим количеством в оксид азота(П) (2 моль) сопровождается поглощением 180,8 кДж теплоты. Очевидно, если реакция соединения протекает с выделением теплоты, то обратная ей реакция разложения будет идти с поглощением теплоты. Откуда берется теплота в химических реакциях? При протекании химических реакций происходит разрыв химических связей в исходных веществах, который требует затраты энергии и сопровождается поглощением теплоты. Образование химических связей в продуктах реакций происходит с выделением энергии. Если разрушающиеся связи в исходных веществах менее прочны, чем образующиеся в продуктах реакции, то энергии при образовании продуктов реакции выделяется больще, чем уходит на разрыв связей в исходных веществах. Тогда мы можем утверждать, что данная химическая реакция относится к экзотермическим. Например, реакция образования хлороводорода из водорода и хлора: Н—Н + С1—С1 ^ 2Н —С1 + 184,6 кДж. Выигрыш энергии’при образовании двух связей Н — С1 (2-431,4 кДж) превышает расход энергии на разрыв связей Н—Н (435,9 кДж) и С1—С1 (242,3 кДж); 431,4 • 2 - 435,9 - 242,3 = 184,6 цДж. Можно считать, что теплота, которая выделяется или поглощается в ходе химической реакции, является своеобразным ее участником. Термохимические уравнения используют для проведения различных расчетов. т Первые измерения теплового эффекта реакции, в частности горения угля, были проделаны знаменитым французским химиком А. Лавуазье. Он изобрел специальный прибор — калориметр и дал своему прибору название, состоящее из двух частей: калор (лат. жар) и метро (греч. измерять). При составлении термохимических уравнений часто указывается агрегатное состояние участвующих в реакции веществ: (тв) — твердое, (ж) — жидкое, (г) — газообразное. Это объясняется тем, что тепловой эффект химических реакций зависит от агрегатного состояния реагирующих веществ и продуктов реакции, их природы. С термохимическими уравнениями можно производить все действия, как и с алгебраическими: переносить значение теплового эффекта из одной части в другую с противоположным знаком: С(тв) + О2 (г) = С02(г) -ь 396 кДж; С(тв) + 02(г) — 396 кДж = С02(г). Е 122 Химические реакции 1 ГПШЛ1Л I 2. Составляем термохимическое уравнение образования глюкозы, расставляем над формулами известные величины по условию задачи. Под формулой — химическое количество глюкозы согласно уравнению реакции: 3 моль 8409 кДж 6СО, + 6Н,0 = + 60 6^ М2^ моль -Q. X кДж Составляем и решаем пропорцию на основе рассуждения: на образование 3 моль глюкозы необходимо затратить 8409 кДж теплоты на образование 1 моль глюкозы необходимо затратить х кДж теплоты Q = х= —8409 кДж • 1 моль : 3 моль = —2803 кДж. Ответ: термохимическое уравнение реакции фотосинтеза бСОз + 6 HgO = СбН,20б + 6О2 - 2803 кДж. Термохимические расчеты имеют большое значение для различных сфер деятельности человека. Самым первым в истории цивилизации практическим применением реакций с участием кислорода было получение теплоты. Проводя такие расчеты сегодня, мы можем сравнивать энергетическую ценность топлива, прогнозировать его использование для различных целей. Протекание любой химической реакции сопровождается поглощением или выделением теплоты. Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими, а с поглощением, — эндотермическими. Вопросы и задания 1. Укажите, какие из реакций, уравнения которых приведены, относятся к экзотермическим, а какие — к эндотермическим: а) 2КЫОз= 2KNO2 + О2- Q; б) СО -г 2Нг = СН3ОН -г О; в) СН4 -ь HgO = ЗН2 + СО - О; г) 2NaOH N2804 = Na2S04-b 2Н2О -г О. 2. Термохимическое уравнение горения метана: СН4 + 2О2 = СО2 -г 2Н2О -I- 804 кДж, а угля; С(тв) + 02 = СО2 + 396 кДж. Рассчитайте, какое из указанных веществ выгоднее применять в качестве топлива в расчете на массу 1 кг. 3*. Составьте термохимическое уравнение разложения карбоната кальция, если известно, что на разложение его массой 340 г необходимо 533,8 кДж теплоты. 124 Химические реакции Дальнейшее прибавление гидроксида натрия приводит к полной нейтрализации кислоты с образованием средней соли. На каждой стадии выделяется определенное количество теплоты, и общий тепловой эффект получения сульфата натрия химическим количеством 1 моль будет равен сумме тепловых эффектов промежуточных стадий: NaHS04 + Н2О + 61,76 кДж + Na0H + H2S04: NaOH + NaHSO, = NajSO, -1- HgO + 69,70 кДж 2Na0H + H2S04: N33804 + 2H2O -1-131,46 кДж При вычислении теплового эффекта реакции допустимо использование дробных коэффициентов при формулах веществ. Это объясняется тем, что коэффициенты при формулах веществ в термохимических уравнениях обозначают только химические количества веществ, а они могут быть разными. Например, термохимическое уравнение реакции образования воды из водорода и кислорода можно выразить уравнением реакции: 2Н2(г) + 02(г) = 2Н20(ж) + 571,68 цДж. Такая запись обозначает, что при образовании жидкой воды химическим количеством 2 моль из газообразных водорода и кислорода при стандартных условиях выделяется 571,6 кДж теплоты. Это уравнение можно записать и в расчете на 1 моль воды: Н2(г)-1- '/202(г)= Н20(ж)-(- 285,84 кДж. Тепловой эффект реакции образования данного сложного вещества химическим количеством 1 моль из простых веществ называется теплотой образования данного вещества. Теплоту образования простых веществ принято считать равной нулю. Согласно закону сохранения энергии такое же количество энергии необходимо затратить, чтобы разложить жидкую воду химическим количеством 1 моль на газообразные водород и кислород. Точнее, теплота образования равна теплоте разложения, взятой с противоположным знаком: Н20(ж)= Н2(г)-ь V202(r) — 285,84 кДж. Рассмотрим пример использования закона Гесса при термохимических расчетах. Пример. Вычислите тепловой эффект (^2) реакции образования СО2 из СО и кислорода, если известно, что теплота образования СО2 из углерода и кислорода равна 393,5 кДж, а теплота образования СО равна 110,5 кДж. 126 Химические реакции 1 эффект реакции горения метана, разбив ее на стадии: разложение метана на водород и углерод, образование COg из простых веществ, образование воды из простых веществ. 3. Определите тепловой эффект реакции горения этанола CgHgOH по теплоте образования веществ: этанол (ж) — 227,7 кДж; углекислый газ — 393,5 кДж, вода (г) — 242 кДж. 4. Термохимическое уравнение разложения карбоната кальция: СаСОз(тв) = СаО(тв) ч- С02(г) - 178,4 кДж. Вычислите теплоту образования оксида кальция, если известно, что теплота образования карбоната кальция равна 1207 кДж, а теплота образования оксида углерода(1\/) равна 393,5 кДж. § 29. Скорость химических реакций Для того чтобы произошло химическое взаимодействие, реагирующие частицы должны столкнуться друг с другом. Однако не каждое столкновение приводит к их химическому взаимодействию, следовательно, частицы должны быть достаточно активными, т. е. обладать таким запасом энергии, который приводит к ослаблению химических связей, а затем и к их разрыву. Энергия активации Взаимодействующие частицы должны перейти в состояние, когда они будут обладать повышенной энергией, т. е. они должны преодолеть определенный энергетический барьер, называемый энергией активации. Й Энергия активации — это та минимальная энергия, которую необходимо сообщить молекулам (частицам), чтобы они стали активными и их столкновение привело к химической реакции. Энергетические изменения в системе реагирующих веществ можно представить схемой, которая изображена на рисунке 51. Пусть уравнение реакции двух газообразных веществ Аз и Bj: 2АВ. Аз -н Вг: Схема характеризует ход реакции: (исходные вещества) (переходное состояние) ^ (продукты реакции). По оси ординат отложена энергия системы. — это энергия активации, т. е. тот энергетический барьер, который должны преодолеть вещества Aj и Вз, чтобы превратиться в вещество АВ. В переходном состоянии на вершине кривой фактически уже нет вешеств A3 и Вз, но еше и не образовались частицы вещества АВ. Такое состояние существует очень короткое время (около 10''° с). После этого начинается образование химических связей в веществе АВ, которое сопровождается выделением энергии. I 128 Химические реакции 1 Как вы уже знаете, отношение величины химического количества жидких и газообразных веществ (X) к объему системы называется молярной концентрацией или просто концентрацией этих веществ: с(Х) = (моль/дм®). Поэтому для измерения скорости химических реакций обычно используют величины: концентрация вещества в моль/дм^и время протекания реакции в секундах (с). Тогда скорость гомогенной реакции количественно можно характеризовать изменением концентрации любого участника реакции в единицу времени. Рассмотрим, например, скорость гомогенной химической реакции между веществами А и В: A + B = C + D. Изменение концентрации реагирующих веществ от времени протекания реакции можно проследить на графике (рис. 52). Пусть молярная концентрация вещества А до реакции была равна С[(А) моль/дм^, а после ее окончания, через промежуток времени ~ t,) (в секундах) она стала равна С2(А) моль/дм^. Тогда изменение концентрации будет С2(А) — С[(А), а изменение времени ~ t, Если скорость химической реакции и, то она будет равна: _С2(А) Cj_(A) _ (моль/дм® • с). 12 — *1 А? Знак « —» перед дробью ставится потому, что несмотря на убывание концентрации вещества А, т. е. на отрицательное значение разности С2(А) — с,(А), скорость реакции может быть только положительной величиной. Скорость химической реакции можно измерять по изменению концентрации не только одного из реагентов, но и продуктов реакции. Концентрация продуктов реакции будет возрастать, поэтому в правой части уравнения необходимо поставить знак «-1-»: _ Ас(р) At • Время протекания реакции (f) Рис. 52. Изменение концентрации реагирующих веществ и продуктов в ходе реакции По изменению концентрации одного вещества можно судить о соответствующих изменениях концентрации всех остальных, так как они связаны одним уравнением. По мере уменьщения концентрации вещества А скорость реакции будет уменьшаться. Следовательно, скорость химиче- i л 130 Химические реакции *Лабораторный опыт 2 Исследование действия разбавленных серной и уксусной кислот на цинк В две пробирки положите по грануле цинка. В одну пробирку прилейте раствор серной кислоты объемом примерно 1 —2 см^, во вторую — такой же объем уксусной кислоты. Концентрации кислот в растворах должны быть одинаковыми. По интенсивности выделения водорода определите, в какой из пробирок реакция протекает с большей скоростью. Сделайте вывод о влиянии природы реагирующих веществ на скорость химической реакции. Таким образом, мы убедились, что природа взаимодействующих веществ — один из факторов, от которого зависит, с большей или меньшей скоростью будут взаимодействовать вещества между собой. Концентрация реагирующих веществ Чтобы изучить влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции, проведем небольшой эксперимент. Лабораторный опыт 2 (*3) Исследование влияния температуры и концентрации кислоты на скорость взаимодействия цинка и соляной кислоты 1. В пробирку положите гранулу цинка и прилейте небольшой объем соляной кислоты с молярной концентрацией растворенного вещества 0,1 моль/дм^. Отметьте интенсивность выделения водорода. Затем прилейте в пробирку столько воды, чтобы объем раствора увеличился в два раза. Таким образом, вы уменьшите концентрацию кислоты примерно в два раза. Сравните интенсивность выделения водорода с первоначальной и сделайте вывод о влиянии концентрации кислоты на скорость химической реакции. 2. Нагрейте содержимое пробирки и обратите внимание на увеличение интенсивности выделения водорода. Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость химической реакции. Как можно объяснить наблюдаемые явления? Химическое взаимодействие является результатом столкновения активных частиц. Рассмотрим два случая взаимодействия веществ А и В. Пусть в первом случае концентрация вещества А равна с,(А), а во втором — в два раза меньше: С,{А): С,(А) 132 1 Химические реакции Якоб Хендрик Вант-Гофф (1852—1911) Голландский физикохимик. Создал теорию пространственного расположения атомов в молекуле. Открыл законы химической кинетики, вывел основные уравнения химической термодинамики. Заложил основы теории разбавленных растворов. Лауреат Нобелевской премии (1901). Катализатор Одно из наиболее эффективных воздействий на химические реакции — это применение катализатора. Как вы уже знаете, катализаторы — это вещества, ускоряющие химические реакции. Присутствие катализаторов изменяет скорость реакции в тысячи и даже миллионы раз. Катализаторы активно участвуют в химической реакции, но в отличие от реагентов в конце ее остаются неизменными. а Катализаторы — это вещества, которые изменяют скорость протекания реакции, но сами не расходуются в ходе реакции и не входят в состав конечных продуктов. Важной характеристикой каталитической реакции (катализа) является однородность или неоднородность катализатора и реагирующих веществ. Различают гомогенные и гетерогенные каталитические процессы. При гомогенном (однородном) катализе ме>цду реагирующими веществами и катализатором отсутствует поверхность раздела. В данном случае катализ осуществляется через образование неустойчивых промежуточных продуктов. Например, вещество А должно вступить в реакцию с веществом В. Однако для начала реакции необходимо сильное нагревание, и реакция далее протекает медленно. Тогда подбирают катализатор с таким расчетом, чтобы он с веществом А образовал активное промежуточное соединение, способное потом энергично реагировать с веществом В: А -1- Кат. = А • Кат. А • Кат. -г В = АВ -г Кат. кат. А-г в = АВ bi Химические реакции Опыт показывает, что катализаторы строго специфичны для конкретных реакций. Например, в реакции Н2 + ЗН2 = 2ННз катализатором является металлическое железо, а в реакции окисления оксида се-ры(1У) в оксид серы(У1) катализатор — оксид ванадия(У) V2O5. Часто в качестве катализаторов используют платину, никель, палладий, оксид алюминия. Для ускорения процесса разложения пероксида водорода в качестве катализатора применяют оксид марганца(1У). Если в стакан с раствором пероксида водорода добавить немного оксида марганца(1У), сразу происходит бурное вспенивание жидкости в результате выделения кислорода. В уравнениях химических реакций формулы катализаторов записывают над знаком «=» и «^» или пишут «катализатор», «кат.», «к.». Например: СН2=СН2 -ь Hg катализатор СН3—СН3. Катализатором реакции взаимодействия алюминия и иода является обычная вода. Если к смеси алюминия и иода прилить воду, то вещества в смеси бурно реагируют. Существуют вещества, способные замедлять химическую реакцию — осуществлять так называемый отрицательный катализ. Их называют ингибиторами. Такие вещества применяют при необходимости замедлить некоторые процессы, например коррозию металлов, окисление сульфидов при хранении и др. Площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ Для гетерогенных реакций, протекающих с участием твердых веществ, особую роль играет площадь соприкосновения реагирующих веществ. Из повседневного опыта вы знаете, что быстрее сгорит, например, 1 кг стружек, чем 1 кг цельной древесины. Чем больше площадь соприкосновения реагирующих веществ, тем быстрее протекает химическая реакция. Поэтому в промышленности и лабораториях исходные вещества измельчают, растворяют в воде или переводят в парообразное состояние. Чтобы исследовать зависимость скорости химической реакции от площади соприкосновения реагирующих веществ, в две пробирки нальем равные объемы соляной кислоты с массовой долей 0,1. В первую пробирку положим измельченный в порощок кусочек писчего мела, основу его составляет карбонат кальция. Во вторую — примерно равный по массе кусочек мела или мрамора. Видно, что выделение углекислого газа более бурно происходит в пробирке с измельченным мелом, т. е. там, где площадь соприкосновения с кислотой большая. Знание факторов, влияющих на скорость протекания химических реакций, имеет неоценимое значение в технике и быту, когда необходимо ускорить процессы с 136 Химические реакции У Обратимыми называются реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлениях. Например, при взаимодействии иода с водородом при температуре 410° С лишь 78 % исходных веществ превращаются в иодоводород, а 22 % — остаются в виде простых веществ. Эти процессы можно выразить таким образом: Нг+ I2 2HI (прямая реакция) и 2HI ^ + I2(обратная реакция). В суммарной схеме процесса между левой и правой частями уравнения ставят две стрелки, указывающие на обратимость реакций, т. е. возможность протекания процесса в обоих направлениях: H2 + I2 ^ 2HI. Химическое равновесие В любой обратимой реакции обычно наступает состояние, когда скорости прямого и обратного прццессов уравниваются. Такое состояние называется химическим равновесием. Например, в реакции получения иодоводорода равновесие наступает тогда, когда в единицу времени образуется столько же мо.1Вкул иодоводорода, сколько их распадается на молекулы иода и водорода. В состоянии равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются и в реагирующей смеси видимых изменений не происходит. Если скорость прямой реакции обозначим ц„р, а обратной Уобр, то в состоянии химического равновесия *^обр‘ Скорость химической реакции прямо пропорциональна концентрации исходных веществ, следовательно, концентрации иодоводорода, водорода и иода в состоянии химического равновесия не будут изменяться со временем (рис. 55). Эти концентрации называют равновесными концентрациями. Для обратимой реакции ак + 5В состоянии равновесия: % = • с“(А) •с''(В), а скорость обратной реакции равна: Уобр = ^2^'(С)- сС в Рис. 55. Изменение скорости прямой (Упр) и обратной (^^обр) реакций с течением времени г 138 Химические реакции У Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру или давление), то оно способствует протеканию той реакции — прямой или обратной, — которая ослабляет это воздействие. Влияние температуры Для начала большинства химических реакций необходимо нагревание исходных веществ, т. е. частицы веществ должны получить необходимую энергию, чтобы стать активными и вступить в химическую реакцию. Однако затем скорость прямой и обратной реакций зависит от того, являются эти реакции экзотермическими или эндотермическими. Если прямая реакция, например: N2-b02^2N0 - Q, эндотермическая, то постоянное повышение температуры способствует ее ускорению, что приводит к образованию большего количества оксида азота(П) N0. И наоборот, если реакция экзотермическая, как, например: N2+3H2 ^ 2МНз+д, то повышение температуры смеси благоприятствует протеканию реакции с поглощением теплоты — разложению аммиака на азот и водород. Равновесие сместится влево (в сторону исходных веществ). Понижение температуры вызовет смещение равновесия вправо (в сторону образования аммиака). Влияние давления Давление газов в системе при постоянной температуре определяется числом молекул газообразных веществ, или, что то же самое, химическим количеством этих веществ. Поэтому для оценки влияния изменения давления необходимо подсчитать число молей газообразных веществ в левой и правой частях уравнения. Если реакция протекает с уменьшением химического количества газообразных веществ в системе, то наблюдается уменьшение давления. В этом случае повышение давления будет способствовать ее ускорению. Например, химическая реакция синтеза аммиака протекает с уменьшением количества газообразных веществ: N2+3H2 ^ 2ЫНз+д. 1 моль 3 моль 2 моль Проведем несложный расчет: 1 моль азота + 3 моль водорода = 4 моль газов до реакции. Из них образуется 2 моль аммиака, следовательно, из 4 моль газов образуется 2 моль газов. В этом случае повышение давления ускорит прямую реакцию и приведет к смещению равновесия вправо. 140 Химические реакции 3*. Метанол можно получить в результате химической реакции: СО(г) + 2Нг(г) СНзОН(ж) + Q. Можно ли увеличить выход продукта реакции понижением давления и повышением температуры? 4. В каком направлении сместится химическое равновесие в системе: 2802(г) -ь 02(г) 280з(г) О при повышении: а) концентрации кислорода; б) концентрации оксида серы(У1)? 5*. Через некоторое время после начала реакции М2(г)+ЗН2(г)т±2МНз(г) концентрации веществ стали равны: c(N2) = 2 моль/дм^, с(Н2) = 1,5 моль/дм^, с(ЫНз) = = 4 моль/дм®. Рассчитайте исходные концентрации азота и водорода. § 32. Окислительно-восстановительные реакции К концу XVIII в. широкое распространение в химии получила кислородная теория окисления. Согласно этой теории окисление — это процесс соединения вещества с кислородом, а восстановление — это процесс отнятия у него кислорода. В 9-м классе вы познакомились с современной электронной теорией окислительно-восстановительных процессов. Она объясняет протекание эти.х процессов переходом электронов от восстановителя к окислителю. Согласно данной теории в химических реакциях, протекающих с изменением степеней окисления атомов, происходит передача электронов от одних частиц к другим. Такими частицами могут быть атомы, ионы. Й Реакции, протекающие с изменением степени окисления аточов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Частицы, которые в течение окислительно-восстановительных реакций отдают электроны, называются восстановителями, а процесс — окислением: о +4 S - 4е- = S; -2 +4 S - 6е- = S; +4 -»-6 S - 2е-= S. Из всех простых веществ легче всего окислению подвергаются металлы. Металлы в свободном состоянии могут быть только восстановителями и в своих соединениях проявляют только положительные степени окисления: о +1 Na — 1е“ = Na. 142 Химические реакции 2. Расставим степени окисления атомов элементов, выделим элементы, изменившие степень окисления в ходе реакции: + 1 -2 О +1 -2 +4 -2 Нг S О2 = Н2 О -I- S О2. 3. Определим число электронов, приобретенных двумя атомами кислорода (четыре) и отданных атомом серы (шесть). Запишем это в виде отдельных процессов — окисления серы и восстановления кислорода: -2 S +4 - 6е- ^ S 6 12 2 + 2-2е- — 20 4 3 восстановитель окислитель Для того чтобы сбалансировать число отданных и принятых электронов, находим наименьшее общее кратное этих чисел (12), которое поочередно делим на число отданных и принятых электронов. Результаты деления будут коэффициентами в уравнении химической реакции. 4. Переносим коэффициенты в левую часть схемы химической реакции: 2Н28-ь302 = 2H2O + 2SO2. Числа атомов водорода, которые не участвовали в окислительно-восстановительном процессе, уравниваем подбором. Этот метод уравнивания окислительно-восстановительных реакций называется методом электронного баланса и широко применим особенно в тех случаях, когда в качестве исходных берутся вещества, не диссоциирующие на ионы. Обратите внимание, что уравнение процесса восстановления составлено для двух атомов кислорода. Это общее правило: число атомов в электронных схемах окисления и восстановления должно соответствовать их числу всрор-мулах исходных веществ. В реакциях с участием ионных соединений часть ионов участвует в окисди-тельно-восстановительных процессах, часть — в реакциях обмена. Поскольку в методе электронного баланса рассматривается лишь переход электронов от восстановителя к окислителю, то найденные коэффициенты относятся только к формулам соединений, содержащих восстановитель и окислитель. Все остальные коэффициенты расставляются методом подбора. Например, в химической реакции взаимодействия азотной кислоты с металлами часть атомов азота со степенью окисления -Ь5 из нитрат-ионов восстанавливается, а часть в составе этих ионов идет на связывание ионов металла для образования соли, не изменяя степени окисления. 144 Химические реакции Вопросы и задания 1. Определите степени окисления атомов химических элементов в следующих соединениях: КМПО4 , HNO3, AI2S3, К2СГ2О7, Н2О2. 2. Окислите следующие вещества при помощи хлора (хлор восстанавливается до степени окисления -1): Fe, FeCl2, KBr. 3. Какие из указанных простых веществ — Н2, О2, А1, I2, Мд — будут реагировать между собой? Атомы каких элементов в этих реакциях должны только окисляться? Составьте уравнения химических реакций. 4. Приведите три примера соединений, атомы элементов в которых могут быть и окислителями, и восстановителями. Какие из предложенных веществ — Zn, CuO, HCI, H2SO4, NaH, МазМ, СаСОз, OF2, N3, FI2S — могут быть только: а)окислителями; б) восстановителями? Ответ поясните. 5. Расставьте коэфс^)ициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель в следующих уравнениях: а) Н2О2 + К1 ^ I2 -г КОН; б) ZnS -г О2 —^ ZnO + SO2. 6. Рассчитайте, хватит ли алюминия массой 20 г для восстановления железа из железной руды массой 156 г, в которой массовая доля оксида железа(111) составляет 68 %. 7*. Укажите сумму коэффициентов в левой и правой частях уравнения окислительновосстановительной реакции: Zn -г Н2504(конц.) ^ ZnS04 -г FI2ST -г Н2О. Рассчитайте химические количества серной кислоты, которая восстановилась и которая затратилась на солеобразование. Практическая работа 1 (*2) Химические реакции 1. Проведите возможные химические реакции между веществами, которые выданы вам учителем. В качестве реагентов вы можете также воспользоваться кислородом воздуха, углекислым газом, который содержится в выдыхаемом возлухе, продуктами проведенных реакций. Подберите такие пары веществ, реакции между которыми будут различных типов: соединения, замещения, обмена; окислительно-восстановительные; эндотермические, экзотермические; гомогенные, гетерогенные. Составьте уравнения химических реакций, три (или по выбору учителя) из них охарактеризуйте по всем возможным признакам классификации. Для уравнений окислительно-восстановительных реакций составьте электронные балансы. 146 Химические реакции акции. Опишите наблюдаемые явления. Дополните схему окислительно-восстановительной реакции; КМПО4 + Н2О2 -I- H2SO4 = K2SO4 -I- MnS04 + О2 -I-.... Укажите ее тип, окислитель и восстановитель, составьте электронный баланс, расставьте коэффициенты. 4. Окисление аммиака. В пробирку внесите раствор перманганата калия объемом примерно 1 см^ и 3—5 капель аммиака. Смесь слегка подогрейте. Как изменилась окраска раствора? Составьте уравнение реакции, учитывая, что аммиак окисляется до азота (пузырьки газа), а КМПО4 восстанавливается до МПО2 (бурый осадок). Сделайте выводы о проделанной работе. 148 Химия растворов Q (растворения) = —(^(разрыв химических связей) + + Q (образование химических связей). Например, при растворении в воде серной кислоты или гидроксида калия наблюдается сильное разогревание раствора. В этом случае количество теплоты, которое выделилось при химическом взаимодействии растворителя с растворяемым веществом, значительно больше количества теплоты, которое ушло на разрыв связей в молекуле серной кислоты или разрушение кристаллической решетки гидроксида калия. Гидраты и кристаллогидраты Химическое взаимодействие растворенного вещества с растворителем (водой) приводит к образованию соединений, которые называются гидратами. Химические формулы гидратов записываются следующим образом; H2SO4 • HjO, H2SO4 - 2Н2О. Гидратную теорию растворов предложил русский ученый Д. И. Менделеев. Он писал: «Растворы суть химические соединения, определяемые силами, действующими между растворителем и растворенным веш,ествому>. Этот процесс взаимодействия растворяемого вещества с водой называется гидратацией. Обычно образовавшиеся гидраты непрочны и легко разрушаются. Иногда гидратные соединения настолько устойчивы, что выделяются в виде кристаллов. а Кристаллы, в состав которых входят молекулы воды, называются кристаллогидратами, а содержащаяся в них вода — кристаллизационной. Так, в кристаллогидрате медного купороса CUSO4 • SHjO (рис. 56) с 1 моль сульфата меди(П) связано 5 моль воды, а в кристаллогидрате железного купороса — FeS04 - 7Н2О — 7 моль воды (табл. 12). Таблица 12. Формулы и названия некоторых кристаллогидратов Название кристаллогидрата Химическая формула Сода кристаллическая Na2C03- IOH2O Медный купорос CUSO4•5Н2О Железный купорос FeS04■7Н2О Глауберова соль Na2S04- IOH2O Гипс CaS04 • 2H2O О Рис. 56. Кристаллогидраты: 1 — Маг504 • ЮНгО; 2 — CUSO4 • бН^О; 3 — FeS04 • 7НгО 150 Химия растворов Растворимость веществ в воде Способность веществ растворяться в воде или другом растворителе называется растворимостью. По растворимости все вещества, в зависимости от своей природы, делятся на три группы: хорошо растворимые, малорастворимые, практически нерастворимые. Абсолютно нерастворимых веществ нет. Если опустить в воду стеклянную палочку, кусочек золота или серебра, то они в ничтожно малых количествах все же растворяются в воде. Поэтому их называют практически нерастворимыми. К малорастворимым веществам относят, например, сульфат кальция, диэти-ловый эфир, бензол, кислород. Растворимые, или, как мы их назвали, хорошо растворимые, в воде вещества могут быть как твердыми (сахар, сульфат меди(П), гидроксид натрия), так и жидкими (спирт, уксусная кислота, серная кислота), и газообразными (хлороводород, аммиак). Таким образом, растворимость зависит прежде всего от природы самого ве-щества. Второй фактор, влияющий на растворимость веществ, — это температура. Как правило, растворимость твердых веи^еств с увеличением температуры заметно возрастает. Растворимость газов с повышением температуры уменьшается, так как при их растворении выделяется теплота: газ + вода = раствор + Q. При повыщении давления растворимость газов возрастает. Эти свойства газов учитываются при получении газированных напитков; углекислый газ растворяют в воде при пониженной температуре и повышенном давлении. Растворимость веществ при различных температурах количественно характеризуется с помощью величины коэффициента растворимости. Коэффициент растворимости (s) — это максимальная масса веи^е-ства (г), которое можно растворить при данной температуре в воде массой too г. Зависимость растворимости веществ от температуры можно показать при помощи графиков, которые называют кривыми растворимости (рис. 58). По кривым растворимости производят различные расчеты. Например, можно определить массу вещества, которое выпадает из раствора при его охлаждении. Если приготовить насыщенный при 50 °С раствор нитрата калия в 100 г воды, а затем охладить его до 20 °С, то по кривой растворимости видно, что из раствора выпадет 80 г — 30 г = 50 г соли. Процесс выделения твердого вещества из раствора при понижении температуры называется кристаллизацией. Кристаллизация играет огромную роль в приро- г 152 Химия растворов 2. Находим молярную концентрацию гидроксида натрия в растворе: ^:(NaOH) n(NaOH) ; c(NaOH)= 0,02 моль 2 да^ = 0,01моль/дм^. Ц(р-ра) Ответ: c(NaOH) = 0,01 моль/дм®. Пользоваться молярной концентрацией удобно, так как с ее помощью легко найти химическое количество вещества в определенном объеме раствора. Важной количественной характеристикой раствора является также его плотность р — величина, равная отношению массы данного раствора к его объему: Р = Y (кг/дм^ или г/см^). Зная эту характеристику, легко перейти от одного способа выражения состава раствора к другому. Пример 2. Плотность раствора серной кислоты с массовой долей H2SO4 20% равна 1,15 г/см^. Вычислите молярную концентрацию серной кислоты в растворе. 1. Находим массу раствора объемом 1 дм^ (1000 см^): т(р-ра) = р • 1,15 г/см^ • 1000 см^ = 1150 г. 2. Вычисляем массу и химическое количество растворенного вещества (H2SO4) в этом объеме раствора: m(H2S04) = т(р-ра) • щ(Н2504) = 1150- 0,2 = 230 г. ш(Н2804) _ 230 г . 98г/моль n(H2S04): Л1(Н2804) 3. Определяем молярную концентрацию H2SO4: 2,35 моль 2,35 моль. <^(H,so.)= 1ДМ 2,35 моль/дм^. Ответ: c(H2S04) = 2,35 моль/дм^. Еще одним способом выражения состава растворов является массовая концентрация вещества в растворе (Т). Массовая концентрация вещества в растворе (Т) (г/см^) — величина, численно равная отношению массы растворенного вещества (X) к объему раствора (V) и выражается в кг/дм^ или г1см?\ т)= F(p-pa) (г/см^). Пример 3. Определите массовую концентрацию азотной кислоты в растворе, в котором массовая доля HNO3 равна 15 %, а плотность раствора составляет 1,012 г/смз. 154 Химия растворов § 34. Электролитическая диссоциация веществ в растворах Вам уже хорошо известно, что существуют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Такие вещества называют электролитами. К электролитам относятся соли, щелочи, кислоты, т. е. соединения с ионным и ковалентным полярным типами химической связи. Причина электропроводности растворов заключается в том, что при растворении под влиянием полярных молекул воды электролиты распадаются, т. е. диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные частицы — ионы. Эти ионы являются переносчиками электрического тока в растворах. Теория, объясняющая электропроводность растворов, была первоначально предложена шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. Однако эта теория не могла объяснить наличие тепловых эффектов при растворении, роль молекул растворителя и другие явления. В дальнейшем она была развита на основе учения о строении атомов и химической связи другими учеными. Русский ученый И. А. Ка б -луков дополнил теорию электролитической диссоциации положением о взаимодействии ионов с молекулами воды с образованием неустойчивых гидратов, чем увязал ее с гидратной теор'ией Д. И. Менделеева о взаимодействии растворенного вещества и растворителя. Сущность теории электролитической диссоциации с современной точки зрения можно свести к следующему основному положению. В Электролиты в растворах и расплавах распадаются (диссоциируют) на разноименно заряженные частицы — ионы. Диссоциация электролитов с ионным и ковалентным типами химической связи протекает по-разному. Диссоциация соединений с ионным типом связи В основе строения ионных соединений находится ионная кристаллическая решетка. Разрушение кристаллов происходит под воздействием полярных молекул воды (рис. 59). Особенностью диссоциации ионных соединений является то, что в этих веществах имеются уже готовые ионы и диполям воды остается только разрушить ионный кристалл. К электролитам с ионным типом связи относятся основания и соли. Основания диссоциируют в водных рас- р^с, 59. Разрушение кристалла творах на гидроксид-ионы и ионы металла. На- род действием молекул воды 156 Химия растворов Молекула воды — донор электронной пары, ион водорода — ее акцептор. Однако в дальнейшем для упрощения записей в уравнениях ионных реакций мы будем записывать гидратированный ион водорода просто как Н+. Кислоты диссоциируют в водных растворах на ионы водорода и кислотвых остатков: HNO3 ^ Н+ + NO3. По числу атомов водорода кислоты делятся на одно-, двух-, трехосновные. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. По первой ступени диссоциация протекает обычно легко, последующие ионы водорода отщепляются менее активно: Н3РО4 Н2РО; HPQ2 Н" + Н2РО;; Н+-Г ПРО ^ Н+ + РО^ 4 ’ /4 — 1 1 -г г v^4 . Свойства ионов отличаются от свойств атомов и молекул, потому что они обладают различным электронным строением. Ионы, как известно, образуются в результате отдачи или присоединения электронов атомами, что и является причиной наличия заряда у ионов. Так же, как ионы водорода, все ионы в водных растворах гидратируются, т. е. взаимодействуют с молекулами воды. Гидратация отчасти затрудняет обратное соединение ионов {ассоциацию). Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды. При написании формул гидратированных ионов их можно обозначать: NaCI ^ Na'^(p-p)4- С1“(р-р), однако для простоты написания указания в скобках опускают. Свойства заряженных ионов отличаются от свойств электронейтральных атомов. Ионы натрия Na"^ не разлагают воду, а нейтральные атомы натрия Na® взаимодействуют с ней с выделением водорода. Ионы хлора СП не имеют ни цвета, ни запаха, не являются токсичными, т. е. не проявляют свойств газообразного хлора. В электрическом поле ионы перемещаются к разноименно заряженным электродам. Положительно заряженные ионы направляются к катоду, и их называют катионами. Отрицательно заряженвые ионы называют анионами, так как они перемещаются к аноду (рис. 61). Сильные и слабые электролиты Электролиты диссоциируют на ионы в различной степени.,Полнота распадаза-висит от природы электролита и растворителя, температуры, концентрации растворенного вещества. Количественно диссоциация характеризуется степенью диссоциации а. 158 Химия растворов ная, которые поэтому так и называют — сильные кислоты. В растворах сильных электролитов практически отсутствует процесс обратного объединения ионов, поэтому диссоциацию таких электролитов записывают в виде уравнения распада со стрелкой в одном направлении: H2SO4 - на КОН 2Н+ + 50^; ■ H+ + CI-; ■ -ь ОН-. К слабым электролитам относятся соединения с ковалентной малополярной связью. При растворении в воде они лишь частично диссоциируют на ионы. Степень диссоциации слабых электролитов очень мала (а << 1). К ним относятся большинство органических кислот, например уксусная кислота СН3СООН, многие неорганические кислоты, такие, как сероводородная кислота H2S, сернистая кислота H2SO3, плавиковая кислота HF. Двухосновные слабые кислоты диссоциируют практически только по первой ступени; H2S — H+ + HS-. В растворах слабых электролитов непрерывно протекает процесс диссоциации молекул на ионы и обратный процесс объединения ионов в молекулы. Между этими двумя процессами устанавливается динамическое равновесие. Таким образом, можно сказать, что диссоциация слабых электролитов — процесс обратимый. Степень диссоциации таких электролитов растет с уменьшением концентрации раствора, так как уменьшается вероятность встречи ионов в растворе. Слабым электролитом является вода: Н2О — Н+ + ОН-. Степень диссоциации воды при 25 °С равна примерно 1 ■ 10"’’. Это означает, что только одна ее молекула из десяти миллионов распадается на ионы. Wmd Ионы имеют свойства, отличные от свойств атомов и молекул. ** Электролиты — это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Они делятся на сильные и слабые. Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации. Вопросы и задания 1. Каким образом можно усилить диссоциацию (сместить равновесие вправо) уксусной кислоты? 2. Чему равна степень диссоциации некоторого электролита, если из вещества химическим количеством 2 моль распалось на ионы примерно 1,4 моль? 160 Химия растворов 3. Исключаем из обеих частей уравнения не участвующие в реакции ионы и записываем сокращенное ионное уравнение, которое и отображает сущность химической реакции: 20Н-+2Н^ 2Н2О, или ОН- + Н+ = Н2О. 4. Делаем вывод, что сущность данной реакции заключается в связывании катионов водорода гидроксид-ионами, приводящем к образованию ма-лодиссоциированного вещества — воды. Если в результате реакции получается осадок, обозначаем это стрелкой, направленной вниз (i), если газ — стрелкой, направленой вверх (Т). Пример 1. Составьте молекулярное и ионное уравнения химической реакции растворов хлорида железа(П1) и гидроксида натрия. Составляем молекулярное уравнение реакции: ЕеС1з + ЗЫаОН = Ее(ОН)з1 + 3NaCl. Составляем ионное уравнение реакции: ЕеЗ+ + ЗС1- + 3Na+ + ЗОН* = Ее(ОН)з1 + 3Na+ + ЗСЕ Записываем сокращенное ионное уравнение реакции: ЕеЗ+ + ЗОН- = Ее(ОН)з1. В результате связывания ионов Ее^"^ и трех гидроксид-ионов ОН^ образовался осадок нерастворимого основания гидроксида железа(1П) (рис. 62). Пример 2. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции между раствором сульфида натрия и соляной кислотой. 2NaCl + H2St. Na2S + 2HCI 2Na+ + S2-+2H+ + 2Cl = 2Na+ + 2CI- + H2SI S2- + 2H+-H.,St. r V / Рис. 62. Образование осадка Ре(ОН)з Образование газообразного продукта реакции сероводорода — это результат взаимодействия катионов водорода и сульфид-аниона. L 162 Химия растворов 5*. Рассчитайте массу раствора азотной кислоты с массовой долей 0,2, который потребуется для полной нейтрализации гидроксида бария из раствора объемом 85 см^ с массовой концентрацией щелочи 0,04 г/см®. 6*. Какая окраска лакмуса будет в растворе, полученном при сливании растворов, содержащих гидроксид кальция химическим количеством 0,6 моль и фосфорную кислоту химическим количеством 0,1 моль? § 36. Кислоты, основания, соли в свете теории электролитической диссоциации Раствор каждого вещества обладает определенными свойствами. Если учитывать, что в растворах электролитов преобладают ионы, на которые диссоциирует электролит, то логично, что свойства растворов — это свойства данных ионов. Некоторые ионы в растворах очень легко обнаружить. Например, катионы серебра(1) Ag"^ хорошо связываются с анионами хлора С1” с образованием белого творожистого осадка хлорида серебра(1) AgCl . Взаимодействуют между собой с образованием новых веществ такие пары ионов, как Ва®"^ и SO,", и ОН" Однако ионы в растворах можно обнаружить не только по их связыванию другими ионами. Катионы водорода и гидроксид-ионы определяют при помощи индикаторов. Как вы уже хорошо знаете, в присутствии кислот (катионов водорода) лакмус изменяет окраску на красную, метилоранж — на малиновую. Щелочи (гидроксид-ионы) изменяют окраску фенолфталеина на малиновую, метилоранжа — на желтую, лакмуса — на синюю. Дистиллированная вода окраску индикаторов не изменяет, хотя ее молекулу можно представить как продукт связывания ионов и ОН". Измерения электропроводности воды показали, что она относится к очень слабым электролитам, в 1 дм® ее при 25 °С концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и составляют по 10“'' моль/дм®. Водородный показатель Концентрации ионов и ОН" в воде и любом водном растворе взаимосвязаны. Увеличение концентрации ионов Н®" (например, при добавлении кислоты) вызывает уменьшение концентрации ионов ОН" и наоборот. Растворы, в которых концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов, называют нейтральными. Если концентрация ионов водорода больше: с(Н®‘) > с(ОН“), то среда в растворе кислотная, если меньше: ДН®") < с(ОН“), — раствор щелочной, так как концентрация гидроксид-ионов будет больше. Кислотность растворов обычно выражают через концентрацию ионов водорода Н®". Однако выражать такими цифрами, как 10“® моль/дм® или 10“'* моль/дм®, концентрацию ионов водорода неудобно, и в химии применяют водородный показа- 164 Химия растворов Лабораторный опыт 3 (*6) Определение pH раствора с помощью индикатора 1. В одну пробирку налейте соляную кислоту, а во вторую — раствор серной кислоты объемом по 1 —2 см^. В первую пробирку прибавьте несколько капель метилоранжа, а во вторую — лакмуса. Обратите внимание на изменение окраски индикаторов под воздействием растворов кислот. Это подтверждает наличие ионов водорода, т. е. кислотной среды. Следовательно, pH в данных растворах будет ... 7. 2. В две пробирки налейте раствор гидроксида натрия по 1 —2 см^. В одну пробирку прибавьте несколько капель фенолфталеина, а во вторую — лакмуса. Обратите внимание на изменение окраски индикаторов под воздействием раствора щелочи. Это подтверждает наличие гидроксид-ионов, т. е. щелочной среды. Следовательно, pH в данном растворе будет ... 7. Больщинство химических реакций между кислотами, основаниями и солями протекают в растворах. Это реакции между ионами. Рассмотрим, какие ионы определяют свойства веществ основных классов неорганических соединений. Кислоты Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Таким образом, мы можем сказать, что свойства кислот обусловлены реакциями, в которые вступают катионы водорода. Обнаружить ионы водорода в растворе кислоты можно при помощи индикаторов. Лакмус в растворах кислот меняет фиолетовый цвет на красный, метилоранж — также на красный, в чем вы убедились, проведя лабораторный опыт. Кислоты также вступают в химические реакции с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, основными оксидами, основаниями и солями, образованными более слабыми кислотами. Рассмотрим эти свойства на примере серной и соляной кислот (табл. 13). Таблица 13. Химические свойства кислот Реагент Молекулярное уравнение Ионное уравнение Металл H2SO4-1- Zn = ZnS04 + Н2 2H+-rZn“=Zn2+ + H2 Основный оксид H2SO4 + CuO = CUSO4 + Н2О 2H+-bCu0 = Cu2+ + H20 Щелочь HCI + КОН = KCI -г H2O H+ + 0H" = H20 Нерастворимое основание 2HC1 4- Cu(OH)2 = CUCI2+ 2H2O 2H+ + Cu( OH >2 = Сц2+ + 2H2O Соль 2HCI + NajCOg = 2NaCI 4- H2O + COj 2H+-I- СОз“ =С02-Г H2O Вывод; свойства кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации обусловлены наличием в их растворах катионов водорода Н^. 166 Химия растворов Таблица 15. Химические свойства солей Реагент Молекулярное уравнение Ионное уравнение Металл CUSO4 ч- Fe = FeSO^ -ь Си Cu2+ + Fe° = Cu°4-Fe2+ Кислота К2СО3 + 2HNO3 = 2KNO3 -г Н2О -г СО2 CO^" +2H+ = C02 -ЬНзО Соль BaCl2+ NagSO^ = BaSO^ + 2NaCI Ba2++ 504"= BaS04 Щелочь FeCl3-i-3NaOH = Fe(OH)3-b 3NaCI Fe®+ + 30H'=Fe(0H)3 Вывод: свойства солей с точки зрения теории электролитической диссоциации обусловлены наличием в их растворах катионов металлов и анионов кислотных остатков, их образующих. Свойства растворов электролитов обусловлены ионами, образующимися при их диссоциации. Свойства кислот в водных растворах обусловлены ионами водорода, образующимися при диссоциации кислот. Свойства оснований в водных растворах обусловлены гидроксид-ионами. Кислотный и основный характер растворов характеризуется водородным показателем pH. Вопросы и задания 1. С какими веществами будет вступать в химическое взаимодействие серная кислота? Составьте три уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде. 2. Какой величины (больше или меньше 7) будет pH раствора, если в химическую реакцию вступила серная кислота с избытком гидроксида натрия? 3*. Хватит ли раствора фосфорной кислоты массой 200 г с массовой долей кислоты 0,15 для полной нейтрализации гидроксида калия в растворе объемом 300 см® с массовой концентрацией КОН 0,05 г/см®? Какая величина pH (больше или меньше 7) будет в растворе после реакции? 4. Рассчитайте массу карбоната натрия, необходимого для осаждения всех ионов кальция из раствора хлорида кальция массой 260 г с массовой долей 0,1. 5. Смешали раствор, содержащий серную кислоту химическим количеством 2 моль, и раствор, содержащий гидроксид калия химическим количеством 5 моль. Какая среда в растворе будет по окончании реакции? 6*. В растворе фтороводородной кислоты число непродиссоциировавших молекул в два раза больше суммы чисел ионов водорода и фторид-ионов. Укажите pH раствора, если исходная концентрация кислоты равна 0,05 моль/дм®. 168 Химия растворов дой образовать слабые электролиты. Ионы и ОН из воды не высвобождаются, и среда раствора будет нейтральной (pH = 7). Соли сильного основания и слабой кислоты (KCN, Ыа2СОз, NagS, CHgCOONa и др.) подвергаются гидролизу по аниону. При растворении в воде соль, например ацетат натрия CHgCOONa, диссоциирует на ионы: CHXOONa СНзСОО- + На+. Из двух видов образовавшихся ионов ионы натрия взаимодействовать с водой не будут, так как продуктом такого взаимодействия был бы гидроксид натрия NaOH, являющийся сильным электролитом: Na’*' + НОН —» реакция не идет. Ацетат-анионы СН3СОО" при взаимодействии с водой образуют слабый электролит, каким является уксусная кислота: СН,СОО- + НОН СН3СООН-ь ОН-. Освободившиеся гидроксид-ионы и обусловливают щелочную среду раствора (pH >7). Уравнение гидролиза этой соли в молекулярной форме: СНзСООНа + НОН СН3СООН + NaOH. Для большинства солей гидролиз — процесс обратимый, поэтому в уравнениях реакций гидролиза ставится знак обратимости «^=^». Соли слабого основания и сильной кислоты (NH4CI, AICI3, Си(НОз)2 и др.) подвергаются гидролизу по катиону. При растворении в воде соль, например хлорид аммония NH4CI, диссоциирует на ионы: NH4CI NH4+ + Cl- Из двух видов образовавшихся ионов ионы хлора взаимодействовать с водой не будут, так как продуктом такого взаимодействия был бы сильный электролит — соляная кислота: Cl" -t- НОН ^ реакция не идет. Ионы аммония NH4- при взаимодействии с водой образуют слабый электролит ЫНз- Н2О: NHt + НОН = NH3 ■ Н2О + НС При этом высвобождаются ионы водорода Н"^, которые и обусловливают кислую среду раствора (pH < 7). Уравнение реакции гидролиза этой соли в молекулярной форме: NH4CI + НОН ЫНз- H2O + HCI. 170 Химия растворов Соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами, подвергаются гидролизу по аниону. Среда растворов — щелочная. Соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами, подвергаются гидролизу по катиону. Среда в их растворах — кислая. Вопросы и задания 1. От чего зависит среда водных растворов различных солей? 2. Из предложенного перечня выберите соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой: сульфат калия, карбонат лития, фосфат кальция, нитрат цинка, сульфит натрия. 3. В растворе соли окраска лакмуса изменилась на синюю. Предложите 2—3 варианта формул солей, которые могут быть в этом растворе. 4. Больше или меньше 7 будет pH раствора сульфата железа(И) с учетом того, что данная соль подвергается гидролизу? 5. Вычислите массу соли, которая образуется при пропускании углекислого газа объемом 4,48 дм^ (н. у.) через раствор гидроксида натрия массой 120 г с массовой долей NaOH 0,2. Будет ли масса полученной соли в растворе соответствовать расчетной? Если нет, объясните почему. *§ 38. Гидролиз солей, содержащих многозарядные катионы и анионы Как уже было сказано, гидролиз солей качественно можно рассматривать как результат ион-дипольного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой (диполями воды) и упрощенно представить следующими схемами; КК+ + НОН ^ KtOH<"-»+ + Н+; Ah'"- -г нон ^ НАп("'-‘>- -н ОН". Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц KtOH<"^6+ НАп<'"“'*“. Чем больше заряд и меньше радиус ионов соли, тем сильнее их электростатическое взаимодействие с водой, слабее диссоциация образующихся частиц KtOH<"“6+ ц НАп<'"^б- ц в большей степени происходит гидролиз. Влияние на молекулы воды невелико у катионов щелочных и щелочноземельных металлов, однозарядных анионов С1“, Вг“, 1“, NO3 , у некоторых двухзарядных анионов, например SO4’, поэтому соли, образованные такими частицами, гидролизу не подвергаются. Большинство остальных многозарядных ионов (анионы слабых кислот и катионы слабых оснований) подвержены сильному гидролизу, который протекает в несколько стадий, ступенчато. Рассмотрим в качестве примеров гидролиз солей, содержащих многозарядный катион (AICI3) и многозарядный анион (ЫазСОд). 172 Химия растворов Соли такого типа из-за полного гидролиза нельзя получить в растворах, часто их получают при непосредственном взаимодействии металла и неметалла: 2A1 + 35 = AI2S3. Факторы, влияющие на процесс гидролиза Концентрация соли. Поскольку гидролиз — процесс обратимый, то добавление воды в раствор будет способствовать смещению этой равновесной реакции вправо, т. е. разбавление соли усиливает ее гидролиз. Температура. Все реакции нейтрализации идут с выделением теплоты. Следовательно, гидролиз — процесс эндотермический: соль + вода = продукты гидролиза — Q. Согласно принципу Ле-Шателье повышение температуры для таких процессов способствует смещению равновесия вправо, т. е. усиливает гидролиз соли. Влияние кислот и оснований. Процессы гидролиза солей сопровождаются выделением ионов или ОН". Поэтому добавление кислоты к раствору соли, гидролиз которой проходит по катиону, т. е. с образованием ионов Н+, смещает равновесие обратимого процесса влево, процесс гидролиза подавляется. Добавление к этому же раствору щелочи, наоборот, приводит к смещению равновесия вправо, так как ионы ОН" будут связывать ионы Н+ в молекулы воды, т. е. гидролиз усилится. В случае раствора соли, подвергающейся гидролизу по аниону, добавление кислоты или щелочи производит противоположный эффект. Свойство солей подвергаться гидролизу важно учитывать при работе с ними в лабораториях и на производстве. Желательно готовить растворы непосредственно перед их использованием или некоторые соли лучше использовать в сухом виде. Если необходимо долго хранить раствор, можно добавить в него несколько капель кислоты (или щелочи), которые ослабят гидролиз. Например, при необходимости длительного хранения раствора сульфата меди(П), гидролиз которого протекает по катиону, в раствор добавляют несколько капель серной кислоты. Все соли хранят в посуде с плотно прилегающими крышками, чтобы воспрепятствовать попаданию влаги из воздуха. Гидролиз солей многозарядных катионов и анионов протекает ступенчато, в основном по первой ступени. Если продукты гидролиза уходят из сферы реакции (образуется осадок или выделяется газ), то гидролиз протекает практически необратимо, приводя к полному разложению соли. 174 Химия растворов ем карбоната натрия. Укажите признаки химической реакции. Составьте уравнение химической реакции в молекулярном и ионном виде, назовите продукты реакции. 2. В пробирку с раствором хлорида железа(1П) по каплям прибавляйте раствор гидроксида натрия до появления признаков реакции. Составьте уравнение химической реакции в молекулярном и ионном виде, назовите продукты реакции. Сделайте вывод о свойствах щелочей как электролитов и их использовании для получения нерастворимых гидроксидов. III. Изучение свойств солей. 1. Проведите химические реакции, позволяющие осадить катионы металла и анионы кислотного остатка, которые содержатся в растворе соли сульфата меди(П). *2. Опустите железный гвоздь (или кнопку) в раствор хлорида иди сульфата меди(П). Какие признаки реакции вы наблюдаете через 1 —2 мин? Составьте уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде, назовите продукты реакций. Сделайте вывод о свойствах солей. * Практическая работа 5 Решение экспериментальных задач по теме «Химия растворов» Вариант I Задача 1. В трех пробирках содержатся растворы солей: карбоната натрия, сульфата цинка, хлорида калия. Используя в качестве реактивов только индикаторы, определите каждую из солей. Объясните ход ваших рассуждений, составьте уравнения соответствующих реакций. Задача 2. Приготовьте раствор карбоната калия. При помощи индикаторной бумажки определите pH данного раствора. Осуществите два действия, при помощи которых вы усилите гидролиз соли. Определите pH раствора после ваших действий. Объясните ход ваших рассуждений, составьте уравнения соответствующих реакций. Задача 3. Проведите реакции, позволяющие осуществить следующие превращения: карбонат натрия —>• гидрокарбонат натрия —>• карбонат натрия ^ углекислый газ. Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций. Вариант 2 Задача 1. В трех пробирках содержатся растворы солей: хлорида железа(1П), сульфита натрия, сульфата калия. Используя в качестве реактивов только ин- ГЛАВА VII Комплексные соединения i Наиболее обширный и разнообразный класс неорганических веществ представляют комплексные соединения. В переводе с латинского complexus означает «сочетание». И действительно, большинство комплексных соединений образуется в результате соединения (сочетания) более простых веществ: NHg + НС1 ^ ЫНз • HCI ^ NH4CI; 2КОН + Zn(OH)2 ^ 2КОН • Zn(OH)2 ^ K2[Zn(OH)J; Ni + 4CO — Ni(CO)4. Комплексные соединения, которые образуются в результате таких реакций, обладают свойствами, отличающимися от свойств исходных веществ. Например, аммиак и хлороводород газы, а NHg • НС1 — твердая соль, Ni — металл. СО — газ, а продукт их взаимодействия — бесцветная, легко испаряющаяся жидкость. Комплексные соединения имеют большое значение в различных областях науки и техники. Их используют в качестве катализаторов, в производстве синтетических моющих средств и лаков, для получения металлов высокой аепени чистоты и разделения смеси металлов, в аналитической химии и медицине, пищевой и фармацевтической промышленности. Особое место занимают комплексные соединения в живой природе. Именно эти соединения образуют активные центры ферментов, многих витаминов, осуществляют перенос кислорода в биологических системах, являются основными участниками большинства ферментативных и фотохимических процессов. Достаточно упомянуть только два таких природных объекта, содержащих комплексные соединения, как хлорофилл и гемоглобин. У таких соединений есть и второе название — координационные соединения. Это название связано с особенностями их строения, взаимного расположения (координации) всех частиц, входящих в их состав. Строение и свойства комплексных соединений объясняются координационной теорией, основы которой были заложены швейцарским химиком А. Вернером в 1893 г. Согласно Вернеру комплексным соединением называется вещество, в узлах кристаллической решетки которого находятся сложные частицы, построенные за счет координации одним атомом (ионом) элек- 178 Комплексные соединения или в сокращенном ионном виде: Си2+ + 4ЫНз = [Си(ЫНз), 12 + Рассмотрим структуру комплексных соединений. В составе комплексного иона выделяют центральный атом (или ион) — комплексообразователь. В нашем примере — это ион меди(П). В качестве комплексообразователей могут в принципе выступать любые атомы или ионы, но наиболее характерна способность к комплексообразованию для катионов переходных металлов (d-элементов). Вокруг комплексообразователя группируются {координируются) щ>утш атомы, ионы (чаще анионы) или нейтральные молекулы, которые называются лигандами. Например, лигандами могут выступать нейтральные молекулы: воды Н2О, аммиака NH3, оксида углерода) II) СО, этилендиамина NH2CH2CH2NH2, ионы С1~, I", Вг“, ОН^, СО3", SO3", NO2 и т. д. Так, в комплексном ионе [Си(ЫНз)4р+лигандами являются нейтральные молекулы аммиака. Слово «лиганд» образовано от латинского «ligo» — «связываю». Впервые этот термин в химическую литературу был введен немецким химиком А, Штоком в начале XX в. Однако в современном его значении слово «лиганд» ввел в научную литературу датский ученый Н. Бьеррум. Число, показывающее, сколько лигандов (ионов или молекул) присоединено кдан-ному комплексообразователю, называется его координационным числом. Так, в комплексном ионе [PtCl4f “ координационное число платины равно 4, а в комплексном ионе [Fe(CN)gf“ координационное число железа 6. Координационное число зависит от заряда (степени окисления) и размера комплексообразователя, природы и размеров лигандов, а также от условий образования комплексов (концентрация исходных компонентов, температура и т. д.). Координационные числа могут иметь значения от I до 12 и даже 14, но чаще встречающиеся — 2, 4, 6. Например, для Ag(I) координационное число равно 2, для Cu(II), Zn(II) — 4, Pt(IV), Fe(III) — 6 и т. д. Лиганды могут образовывать химические связи с комплексообразователем посредством одного или нескольких атомов, входящих в их состав. В зависимости от количества таких атомов лиганды подразделяют на монодентатные и по-лидентатные (от лат. dentatus — «имеющий зубы»). Пример монодентатного лиганда — аммиак NH3, молекулы которого присоединяются к комплексообразователю посредством атома азота, имеющего одну неподеленную пару электронов: г ! 180 Комплексные соединения При взаимодействии хлорида железа(П1) с раствором желтой кровяной соли K4[Fe(CN)g] Uj^ образуется темно-синий осадок берлинской лазури Fe4(Fe(CN)g]3. Это соединение было получено в 1704 г. немецким мастером Дисбахом, готовившим краски для художников. Берлинскую лазурь применяли для окраски тканей, бумаги, в иконописи и при создании фресок. *Лабораторный опыт 8 Образование комплексных соединений меди, цинка, железа В три пробирки налейте растворы следующих солей, сульфата меди(П), хлорида цинка и хлорида железа(1П) объемом 1—2 см ■ В первую пробирку прибавьте по каплям раствор аммиака NH3 • Н^О с массовой долей NH3 10 % до полного растворения осадка, выпавшего при добавлении первых капель аммиачного раствора. Во вторую пробирку добавьте по каплям раствор щелочи (NaOH или КОН) также до полного растворения первоначально образовавшегося осадка. К раствору FeClg в третьей пробирке прилейте несколько капель раствора желтой кровяной соли Ki[Fe(CN)g] до выпадения синего осадка берлинской лазури Fe4[Fe(CN)g]3. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакции образования комплексных соединений. Соединения, имеющие в своем составе комплексные ионы, называются комплексными соединениями. В составе комплекса выделяют центральный атом (или ион) — ком-плексообразователь, к которому присоединено определенное число лигандов — нейтральных молекул или ионов. Число лигандов, соединенных с центральным атомом, называют его координационным числом. Вопросы и задания 1. Что такое лиганды? Приведите примеры частиц, которые могут быть лигандами. 2. Используя в качестве лигандов анионы брома, составьте формулы комплексных ионов с комплексообразователями Pt(ll) и Pt(IV). 3. Определите комплексообразователь, лиганды, внутреннюю и внешнюю сферы у следующих соединений: [Со(МНз)б]С1з, K4[Fe(CN)g], Кз[А1(ОН)б], [Co(H20)g]S04. Чему равен заряд комплексных ионов в этих соединениях? 4. Зная, что координационное число алюминия равно 6, запишите уравнения реакций растворения алюминия и гидроксида алюминия в избытке щелочи. 5. Рассчитайте объем водорода (н. у.), который выделится при растворении цинка 182 Комплексные соединения Глобин Рис. 66. Схема строения центральной части ядра (хелата) гемоглобина К хелатным соединениям относятся и важнейшие природные комплексы — гемоглобин и хлорофилл. Они имеют примерно одинаковую структуру ядра (порфириновое кольцо). Разница заключается только в том, что у хлорофилла Me = а у гемоглобина — Fe^"^. Координационное число данных ионов равно 6, поэтому по вакантным местам присоединяются еще две молекулы других веществ. Р1апример, в гемоглобине по одну сторону хелата (центральной части ядра) присоединяется молекула белка глобина, а по другую — молекула кислорода, благодаря чему это соединение является переносчиком кислорода в крови (рис. 66). По знаку электрического заряда внутренней сферы различают комплексы; катионные (например, [Со (МНз)е]С1з, [Al(H20)50H]Cl2); анионные (например, Кз[Ре(СЫ)е], Na2[Zn(OH),,]); нейтральные (например, [Ni(CO)4f, [Со(ЫНз)зС1з]°). Нейтральные комплексы не имеют внешней сферы и являются неэлектролитами. Существуют также координационные соединения, состоящие из комплексных катионов и комплексных анионов, например [Со(ЫНз)еР'^ • [Fe(CN)gf”. Комплексные соединения классифицируют также по координационному числу, по степени окисления комплексообразователя, по строению и др. Номенклатура комплексных соединений Знакомясь с новым классом химических соединений — комплексными соединениями, рассмотрим более подробно основные принципы их номенклатуры. При написании формулы внутренней сферы комплексного соединения вначале записывают центральный атом (Me), а затем лиганды (L) с указанием их числа п. При этом лиганды, в зависимости от их заряда, располагаются в следующем порядке. Сначала записываются электронейтральные лиганды, а затем — лиганды с отрицательным зарядом: [Me(L«)(L-)]. Название комплексного соединения состоит из названия комплексного иона и названия противоиона. При этом сначала указывается анион в именительном падеже, а затем катион в родительном, независимо от того, какой из этих ионов комплексный'. ‘Согласно номенклатурным правилам ИЮПАК порядок названия комплексного соединения обратный. При этом и катион, и анион называют в именительном падеже. г 184 Комплексные соединения В названии нейтрального комплекса перечисляются все лиганды, а затем указывается русское название комплексообразователя в именительном падеже: [Сг(МНз)(Н20)2С1з] — трихлородиакваамминхром(1П) J [Ре(СО)5] — пентакарбонилжелезо; [Со(МНз)зС1з] — трихлоротриамминкобальт(П1). Устойчивость комплексных соединений Большинство комплексных соединений при обычных условиях представляют собой твердые вещества, как правило, хорошо растворимые в воде. Ионная связь между внешней и внутренней сферами комплексного соединения при растворении вещества в воде легко разрушается. Происходит первичная диссоциация, которая протекает по типу диссоциации сильных электролитов: [Ag(NH3)2]Cl-[Ag(NH3)2r + Cl-. Диссоциация внутренней сферы комплекса, называемая вторичной, протекает по типу диссоциации слабых электролитов и характеризуется наличием равновесия между комплексом, центральным ионом и лигандами: [Ag(NH3)2r=^Ag- + 2NH3. При написании формулы внутренней сферы комплексного соединения вначале записывают центральный атом (Me), а затем лиганды (L) с указанием их числа п. Название комплексного соединения состоит из названия комплексного иона и названия противоиона. Название комплексного иона строится по схеме «п + L + Ме» (справа налево по формуле). Различают первичную и вторичную диссоциацию комплексного соединения. Вторичная диссоциация характеризуется наличием равновесия между комплексом, центральным ионом и лигандами. Вопросы и задания 1. Из приведенных соединений выпишите отдельно аквакомплексы и гидроксокомплек-сы: [Со(МНз)б]С1з, Кз[А1(ОН)б], К[Ад(МОг)2], [Со(Н20)б]304, [Cu(NH3)J(OH)2, [Сг(НзО)5]С1з. 186 Комплексные соединения 3. Разделите содержимое пробирки аммиачного комплекса меди(П) из опыта 2 на две пробирки. В одну — добавьте раствор сульфида натрия, а во вторую — раствор серной кислоты (ш(Н2304)= 10 %). Обратите внимание на изменение окраски вследствие разрушения аммиачного комплекса. Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярном и ионном виде. 4. В первую пробирку внесите 5 капель раствора FeClg, а во вторую — 5 капель K3[Fe(CN)g]. Добавьте в каждую пробирку по 1 капле раствора роданида калия (KSCN) или роданида аммония (NH4SCN). Сопоставьте изменение цвета в пробирках, а) Напишите уравнения электролитической диссоциации K3[Fe(CN)g]. б) Как происходит взаимодействие исходной соли и роданида аммония? Приведите соответствующие уравнения реакций. 188 Неметаллы ющего строение электронной оболочки Is^, относятся к s-элементам, все остальные атомы неметаллов — к р-элементам. Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов /7-элементов в основном состоянии: цз^цр'^®, где п — номер периода. Атомы неметаллов в их соединениях с атомами металлов, водорода и других менее электроотрицательных элементов проявляют отрицательные степени окис- -1 -2 -3 ления от —4 до —1, например NaCl, H2S, NH3, -4 СН4. В соединениях с более электроотрицательными элементами для атомов неметаллов характерны положительные степени окисления, например НСЮ, +4 +4 SO2, NO2 и др. Благородные газы — ксенон Хе и в меньшей мере криптон Кг — в своих соединениях со фтором и кислородом также способны' проявлять положительные степени окисления 4-2, +4, 4-6 и 4-8. Исключение составляет лишь фтор F, который в своих соединениях с другими элементами проявляет одну степень окисления — 1. Простые вещества Физические свойства простых веществ, образуемых неметаллами, отличаются большим разнообразием. При обычных условиях простые вещества неметаллы могут существовать в твердом, жидком и газообразном состояниях (приведите примеры). Весьма разнообразна и их окраска (рис. 67). В широком интервале изменяются и другие физические свойства неметаллов. Так, аргон, хлор и сера в твердом состоянии являются диэлектриками, кремний — полупроводником, а достаточно высокая электропроводность графита позволяет использовать его в качестве токопроводящих электродов. В одной из инструкций XIX в. так описано испытание серы на чистоту; «Если ты хочешь испытать серу, хороша она или нет, то возьми кусок серы в руку и поднеси к уху. Если Рис. 67. Образцы простых веществ неметаллов; а — углерод; б — сера; в — красный фосфор; г— хлор 190 Неметаллы При взаимодействии со сложными веществами неметаллы проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства. Так, кислород способен окислять многие органические соединения, например этиловый спирт сгорает на воздухе: С2Н5ОН + ЗО2 = 2СОз + ЗН2О. С использованием простых веществ неметаллов и их значением в жизни и деятельности человека вы познакомитесь в следующих параграфах. WmA К неметаллам относятся 23 химических элемента из всех известных на сегодняшний день. В периодической таблице элементы неметаллы, кроме водорода, расположены в правой части таблицы в ША—VlIIA-rpynnax. Атомы неметаллов в их соединениях с металлами, водородом и другими менее электроотрицательными элементами проявляют отрицательные степени окисления от —4 до —1, а в соединениях с более электроотрицательными элементами — положительные степени окисления от -И до -1-7. В химических реакциях простые вещества неметаллы, кроме фтора, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Вопросы и задания 1. Запишите электронные конфигурации внешнего энергетического уровня для атомов гелия, углерода, фосфора, хлора. 2*. Запишите электронно-графические формулы внешнего энергетического уровня -2 +2 о -3 +3 ДЛЯ атомов неметаллов в следующих состояниях: S, S, С, N, С1. 3. Запишите уравнения реакций взаимодействия азота и кислорода с водородом. Укажите окислитель и восстановитель. Рассчитайте массу воды, образующейся при реакции водорода химическим количеством 1 моль с кислородом объемом (н. у.) 22,4 дм^. Какой газ и в каком химическом количестве останется? 4*. Рассчитайте объем (н. у.) воздуха, который потребуется для сжигания метана химическим количеством 2 моль. 5*. Из приведенных примеров выпишите в два столбика схемы, отражающие процессы окисления и восстановления: а) H2S ^ H2SO4: б) КМПО4 ^ МПО2; в) Р ^ Н3РО4; г) KCIO3 ^ KCI; д) HNO3 ^ N0; е) CI2 КСЮ. Определите степени окисления элементов, изменяющиеся в указанных процессах. § 42. Водород Строение атома и положение в периодической системе Атом водорода состоит из ядра, содержащего один протон, и одного электрона на окружающей ядро орбитали. Такое строение внещнего электронного слоя характерно для элементов 1А-группы, поэтому водород можно отнести к элементам этой группы. 192 Неметаллы Рис. 68. Основные химические свойства водорода кипения (—252,6 °С) и плавления (—259,2 °С). Низкая температура кипения обусловливает использование жидкого водорода в качестве хладагента. Водород незначительно растворяется в воде (около 0,09 г на 1 дм^ воды). Благодаря этому при получении его в лаборатории можно собирать методом вытеснения воды. Получение водорода. В лаборатории водород чаще всего получают при взаимодействии разбавленных соляной или серной кислот с цинком: 0+1+2 о Zn+2HCl = ZnCl2+H2t. В промышленности при производстве водорода используют метод каталитической конверсии метана: -4 +1 +1 +4 СН4 + 2Н2О = СО2+4Н2. Химические свойства. Простое вещество водород при взаимодействии с другими веществами может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Основные химические свойства водорода представлены на схеме (рис. 68), где над стрелками записаны вещества, взаимодействующие с водородом, а под стрелками указаны условия проведения реакций. Взаимодействие водорода с простыми веществами Водород как восстановитель проявляет себя в реакциях с простыми веществами неметаллами, образуя соединения, в которых его степень окисления равна -Ы. э р 194 Неметаллы Рис. 69. Области применения водорода присоединяться ко многим органическим молекулам: t, кат. СН2=СН2 + Н2 СНз—СНз. При взаимодействии водорода с оксидом углерода(П) получают метиловый спирт: t, р, кат. СО + 2Н, = СН3ОН. Во всех этих реакциях водород выступает в качестве восстановителя, образуя соединения, в которых его степень окисления равна +1. Области применения водорода представлены на рисунке 69. Согласно оценкам экспертов водород является весьма эффективным топливом: на единицу массы он выделяет теплоты в 2,6 раза больше, чем природный газ, в 8,3 раза больше, чем древесина. Водород — экологически чистое топливо, так как при его сгорании образуется только вода. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью. Простое вещество водород может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. 196 Неметаллы -1 -1 например KF, HCI и т. д. Хлор С1, бром Вг, иод I и астат At в соединениях с более электроотрицательными элементами (фтором, кислородом, азотом) про- + 1 являют положительные степени окисления -Ы, -ЬЗ, -1-5, -1-7, например; НСЮ, +3 +5 +7 НВгОз, BrFj, HjIOg. Для фтора характерна постоянная степень окисления — 1. Распространенность в природе Галогены в природе существуют только в виде соединений с другими элементами. Наиболее распространены хлор и фтор, их содержание составляет 0,19 % и 0,03 % от массы земной коры. Природные соединения галогенов представлены в таблице 16. Все галогены в виде солей содержатся в водах океанов, морей, рек и озер. Таблица 16. Основные природные соединения галогенов Элемент Природные соединения Фтор Сар2 — плавиковый шпат, флюорит, NagAlFg — криолит Хлор NaCl — каменная соль, галит, КС1 — сильвин, NaCl • КС! — сильвинит, КС1 • MgCl2 • 6Н2О — карналлит Бром В морской воде, в виде бромидов (NaBr, КВг, MgBf2) в отложениях хлоридов Иод В подземных буровых водах, в морских водорослях, KIO3 — в залежах селитры Простые вещества Физические свойства. Простые вещества галогены состоят из двухатомных молекул. При обычных условиях фтор и хлор — газы, бром — жидкость, иод и астат — твердые вещества. Температуры плавления и кипения простых веществ галогенов сверху вниз по группе повышаются (табл. 17). Таблица 17. Физические свойства галогенов Веще- ство Агрегатное состояние при обычных условиях Цвет Запах Температура плавления, °С Температура кипения, °С Фтор Р2 Газ, не сжижается при обычной температуре Светло-желтый Резкий, раздражающий -220 -188 Хлор CI2 Газ, сжижающийся при обычной температуре под давлением Желто-зеленый Резкий, удушливый -101 -34 Бром Вг2 Жидкость Буровато- коричневый Резкий, зловонный -7 4-58 Иод h Твердое вещество Черно-фиолетовый с металлическим блеском Резкий -И 13,5 -И86 198 Неметаллы Окислительная способность фтора по отношению к другим галогенам проявляется в образовании межгалогенных соединений (интергалогенидов). Эти соединения образуются при сочетании двух разных галогенов. Степень окисления фтора в них всегда равна — 1, а степени окисления других галогенов изменяются от -ь 1 до -1-7, например: фторид хлора(III) CIF3, фторид 6poMa(V)BrFg, фторид иода(УП) IF7. Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде. По группе от хлора к иоду окислительные свойства простых веществ галогенов уменьшаются. Рассматривая изменение окислительных свойств галогенов по группе, необходимо отметить, что каждый вышестоящий элемент вытесняет последующий из растворов галогеноводородных кислот и их солей. Так, хлор вытесняет бром и иод из растворов бромидов и иодидов, например: CI2 + 2КВг = 2KCI + Вг2. Бром вытесняет иод: Вг2 + 2NaI = 2NaBr + I2. В качестве окислителей галогены выступают и по отношению ко многим органическим соединениям, например: СН^ + CI2 Н CH3CI -ь НС1. Важнейшие химические свойства хлора представлены на схеме (рис. 71). 200 Неметаллы Например: H2 + Cl2 = 2HCl. В лаборатории хлороводород получают также, действуя на твердую соль концентрированной серной кислотой при нагревании: NaCl(TB.) + Н2504(конц.) = HCit + NaHSO,. Все галогеноводороды хорошо растворимы в воде. Растворы галогеноводоро-дов в воде являются кислотами, это HF— фтороводородная, или плавиковая, кислота, НС1 — хлороводородная, или соляная, кислота, НВг — бромоводородная кислота, Н1 — иодоводородная кислота. Плавиковая кислота слабая, остальные — сильные кислоты. Плавиковая кислота является слабой из-за способности ее молекул к образованию ассоциатов типа (H2F2) или (HFjj^g за счет водородных связей. Faлoгeнoвoдopoды и галогеноводородные кислоты проявляют окислительные свойства за счет атома водорода в степени окисления -F1: 2HCl + Mg = MgCl2 + H2. Газообразные НС1, НВг, Н1, а также соответствующие кислоты и их соли проявляют свойства восстановителей за счет атома галогена в степени окисления — 1. В качестве примера можно привести реакцию: 2Н1 + 2HNO3 = 12 + 2N02t + 2Н2О. В ряду галогенов от НС1 к HI восстановительная способность усиливается. HF и фториды восстановительных свойств не проявляют. ^оли галогеноводородных кислот Галогеноводородные кислоты образуют соли — галогениды: фториды, хлориды, бромиды, иодиды. Хлориды, бромиды и иодиды многих металлов хорошо )астворимы в воде. Для определения в растворе хлорид-, бромид- и иодид-ионов используют )еакцию с нитратом серебра(1) AgNOj. В результате взаимодействия хлоридов и самой соляной кислоты) с этим реактивом выпадает белый творожистый оса-щк хлорида серебра) I): AgNOs + КС1 = AgCli + KNO3. В реакциях нитрата серебра) I) с растворами бромоводородной кислоты и ее ‘.олей, иодоводородной кислоты и ее солей также образуются осадки, которые раз-шчаются оттенками: AgBri — светло-желтый; Agli — желтый. 202 Неметаллы около 2,3 объемов хлора. В получающейся при этом хлорной воде устанавливается равновесие: CI2 + H2O ^ на + нею. Хлорноватистая кислота НСЮ неустойчива: при освещении она быстро разлагается с выделением атомарного кислорода: НСЮ = на + О. Рис. 72. Обесцвечивание хлором красящих веществ: 1 — сухая окрашенная ткань не обесцвечивается; 2— влажная ткань обесцвечивается Протеканием этой реакции объясняются сильные окислительные свойства хлорной воды. Например, в ней обесцвечиваются многие органические красители (рис. 72). Именно из-за способности хлорноватистой кислоты окислять многие органические вещества в ряде стран, в том числе и в Беларуси, питьевая вода обеззараживается хлором. Гипохлориты входят в состав некоторых средств для дезинфекции и отбеливания. Сильным дезинфицирующим средством является хлорная (или белильная) известь, которая получается при взаимодействии хлора с гашеной известью: CI2 + Са(ОН)2 = Са(ОС1)С1 + Н2О. Хлорная известь является смешанной солью соляной и хлорноватистой кислот, ее название — гипохлорит-хлорид кальция. Применение галогенов и их соединений Кроме применения для обеззараживания воды, отбеливания бумаги и тканей, хлор применяется для получения соляной кислоты, органических растворителей, ядохимикатов. В цветной металлургии методом хлорирования руд из них извлекают некоторые металлы (титан, ниобий, тантал). Фтор применяют как окислитель ракетного топлива, для получения фторор-ганических соединений. В быту все более широкое применение находит посуда с покрытием из фторсодержащей пластмассы тефлона. Важное значение имеет фтор и в промышленном производстве, его природное соединение NajAIFg (как эно называется?) используется в производстве алюминия. Главными потребителями брома и иода являются фармацевтическая и химическая промышленность, а также производство светочувствительных фотоматериалов. Галогеноводороды можно получить при непосредственном взаимодействии водорода с простыми веществами галогенами. 204 Неметаллы Кислород в соединении со фтором OFj проявляет степень окисления +2. Атомы серы, селена и теллура в своих соединениях с более электроотрицательными элементами проявляют положительные степени окисления +2, +А и -1-6. Распространенность в природе Кислород — самый распространенный элемент на Земле. В виде простого вещества этот элемент является второй по количеству (примерно 21 % по объему) и первой по значению для жизни составной частью атмосферы. Кислород входит в состав воды, покрывающей % поверхности земного щара, многочисленных минералов и образуемых ими руд, многих органических соединений. Он необходим для жизни, так как участвует в процессе дыхания. Сера в природе встречается в самородном состоянии, в виде соединений с металлами — сульфидов или сульфатов. Сера относится к жизненно важным химическим элементам, она входит в состав биологических тканей всех растений и животных. Простые вещества Кислород. Вы уже знаете, что кислород существует в виде двух аллотропных модификаций — кислорода О2 и озона О3. Аллотропия кислорода и озона обусловлена различным числом атомов кислорода в молекулах веществ: О2 и О3. В таблице 19 приведены физические свойства кислорода и озона. Таблица 19. Физические свойства аллотропных модификаций кислорода Веще- ство Агрегатное состояние при обычных условиях Цвет Запах Температура плавления, °С Температура кипения, “С Кис- лород 02 Газ Бесцветный, в жидком состоянии — голубой Без запаха - 218,2 -182,8 Озон Оз Газ Бесцветный, в жидком состоянии — синий Резкий, характерный запах -251 -112 Простые вещества кислород и озон различаются и по своим химическим свойствам. Кислород непосредственно взаимодействует со всеми простыми веществами, кроме золота, платины и галогенов. Например, он способен окислять металлы, образуя оксиды: 2Си -г О2 = 2СиО; 4Li -г О2 = 2Li20. I 206 Неметаллы В природе кислород образуется в процессе фотосинтеза. Поглощая солнечную энергию, растения синтезируют глюкозу из углекислого газа и воды, выделяя при этом свободный кислород: 6СО2 + 6Н2О CgH|20g + 602- Озон получают при действии электрического разряда на кислород в специальном приборе — озонаторе: 4 3025^20з. В природе озон образуется при грозовых разрядах. Озон существует в верхних слоях атмосферы, образуя озоновый слой, который защищает Землю и ее обитателей от жесткого ультрафиолетового излучения Солнца. т Сильное обогащение воздуха озоном может стать опасным для здоровья человека: увеличение содержания озона в воздухе выше предельно допустимой концентрации (ПДК), равной 100 мкг/м^, приводит к появлению головных болей, раздражению дыхательных путей и глаз, а затем к ослаблению сердечной деятельности. Источниками озона являются работающие копировальные установки (ксероксы) и лазерные принтеры, а также источники ультрафиолетового и рентгеновского излучения. Области применения кислорода представлены на рисунке 73. Напомним, что кислород хранят в стальных баллонах, окрашенных в голубой цвет, под давлением около 15 МПа, а в лаборатории — в специальных приборах — газометрах. Озон используется для озонирования воздуха и питьевой воды; для обезвреживания промышленных сточных вод; как дезинфицирующее средство в медицине; Рис. 73. Применение кислорода 208 Неметаллы Рис. 76. Основные химические свойства серы Для кислорода в соединениях с другими элементами наиболее характерна степень окисления —2, атомы серы, селена и теллура проявляют степени окисления —2, +2, -)-4 и -1-6. Наиболее устойчивы три аллотропные модификации серы: ромбическая, моноклинная и пластическая. Окислительные свойства кислорода и серы проявляются в их реакциях с металлами, водородом и некоторыми другими неметаллами. Вопросы и задания 1. Вдыхаемый человеком кислород соединяется с гемоглобином крови. Известно, что гемоглобин массой 1 г присоединяет кислород объемом 1,35 см^. Содержание гемоглобина в крови здорового человека 140 г/дм^. Общий объем крови — 6 дм^. Рассчитайте химическое количество кислорода, который может оказаться в крови человека. 2. Рассчитайте химическое количество хлората калия, который необходим для получения кислорода объемом (н. у.) 6,72 дм^. 210 Неметаллы /S\ н н е if А. А ' 92° ” действие сероводорода объясняется тем, что, попадая в организм, он связывается с железом гемоглобина крови. Молекула сероводорода H2S также имеет угловое строение (рис. 77), но валентный угол в ней меньше, чем в молекуле воды, и равен 92°. Рис. 77. Строение молекулы сероводорода В отличие от воды сероводород термически нестоек и разлагается на простые вещества при нагревании: 370 °С H2S = H2+S. Сероводород растворим в воде, водный раствор сероводорода называется сероводородной кислотой. Эта кислота является слабой, ее диссоциация протекает ступенчато; H2S H++HS-; HS- H++S2- Химическив свойства Вода не обладает ярко выраженными окислительными или восстановительными свойствами, хотя может выступать при взаимодействии с другими веществами и как окислитель, и как восстановитель. В качестве окислителя вода выступает в реакциях с активными металлами (запищите самостоятельно примеры уравнений реакций), гидридами металлов, например: СаНз + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2H2t, и некоторыми другими веществами. Восстановительные свойства воды проявляются, например, в ее реакции со фтором: ^2е-^ 2H20-i-2F2 = 4HF + 02t. Вода способна присоединяться к молекулам или ионам других веществ, гидратируя их. Так, вода взаимодействует с оксидами металлов и неметаллов: Са0 + Н20 = Са(0Н)2; SO3 + Н2О = H2SO4; с органическими соединениями: СН,=СН, + Н,,0 кат. СН3СН2ОН. Взаимодействие с водой приводит к разложению (гидролизу) некоторых солей, сложных эфиров и других соединений. 212 Неметаллы 2^ Наличие в молекуле пероксида водорода атомов кислорода в промежуточной степени окисления —1 объясняет окислительно-восстановительную двойственность этого соединения. Так, например, в реакции с сульфитом калия пероксид водорода является окислителем: K2SO3 -t- Н2О2 = K2SO4-1- Н2О. Пероксид водорода может проявлять и восстановительные свойства в реакциях с более сильными окислителями, например с перманганатом калия КМПО4: и 'ч. Рис. 78. Строение молекулы пероксида водорода ЗН.б' +2КМПО4 :2Мп02 + 2КОН +ЗО2 + 2Н2О. 12^2 -г .iiV4uw4 - Пероксид водорода находит широкое применение для получения отбеливателей, антисептических средств, пероксидов и др. Пероксиды щелочных металлов используются для регенерации кислорода в замкнутых помещениях,*например на подводных лодках: 2N3202 -н 2СО2: 2Ыа2СОз -ь 02!. Получены и соединения серы с водородом общей формулы H2S„, где п изменяется от 2 до 20, например: Н — S—S—Н. Наиболее известны соли, например FeS2 — пирит, который можно рассматривать как соль кислоты H2S2. Кислород и сера образуют два ряда соединений с водородом. Наиболее известны среди них вода, пероксид водорода и сероводород. В окислительно-восстановительных реакциях вода может быть как окислителем, так и восстановителем. Водный раствор сероводорода является слабой сероводородной кислотой. В газообразном виде и в растворах H2S проявляет восстановительные свойства за счет атомов серы в степени окисления —2. Сероводородной кислоте соответствуют два ряда солей: сульфиды и гидросульфиды. Пероксид водорода обладает окислительно-восстановительной двойственностью. Вопросы и задания 1. Приведите 3—4 уравнения реакций, характеризующих окислительные свойства воды. 214 Неметаллы так и восстановительные свойства. (Составьте самостоятельно уравнения реакций сернистой кислоты с более сильными окислителями — кислородом и хлором.) В реакции с сероводородом сернистая кислота, наоборот, является окислителем: H2SO3 + 2H2S 3Si + зн,о. Оксид серы(У1) получают, окисляя оксид серы(1У) в присутствии катализатора при температуре около 500 °С: t, кат. 2SO2-I- О2 2SO, При обычных условиях оксид серы(У1) SO3 — бесцветная едкая жидкость, которая при температуре ниже 17 °С превращается в белое кристаллическое вещество. Это типичный кислотный оксид, который взаимодействует с водой, образуя сильную серную кислоту. SO3 -ь HgO H2SO4. Серная кислота Графическая формула и модель молекулы серной кислоты приведены на рисунке 79. В концентрированных растворах серная кислота диссоциирует обратимо как слабый электролит: H2SO, Н++ HSO 4 • в разбавленных растворах серная кислота является сильным электролитом, и ее диссоциацию описывают следующим образом: H2SO4 2Н+ + SOf Физические свойства серной кислоты. Серная кислота — тяжелая (плотность 1,83 г/см^), бесцветная маслянистая жидкость без запаха. Она смешивается с водой в любых отношениях. Процесс растворения H2SO4 химическим количеством 1 моль сопровождается выделением 92 кДж теплоты, что сравнимо с величинами тепловых эффектов химических реакций. При растворении серной кислоты в воде происходит разогревание смеси, которое может сопровождаться ее разбрызгиванием. Поэтому нельзя приливать воду к кислоте, следует при непрерывном перемешивании раствора вливать кислоту в воду. Выделение большого количества теплоты при взаимодействии серной кислоты с водой свидетельствует об образовании 10 11 H-0-S-0- II IO Рис. 79. Графическая формула и модель молекулы серной кислоты 216 Неметаллы лейте несколько капель раствора нитрата меди(П). Обратите внимание на цвет осадка в одной из пробирок. Какие ионы вам удалось обнаружить? Укажите формулу вещества в осадке. Во вторую пробирку добавьте 2—3 см^ раствора хлорида бария. Что вы наблюдаете? Какие ионы вам удалось обнаружить? Укажите формулу вещества в осадке. Какого оно цвета? Составьте уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде. Сделайте вывод о возможности обнаружения сульфат- и сульфид-ионов в растворах. Концентрированная серная кислота является более сильным окислителем, чем разбавленная. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами водород не выделяется. С металлами, стоящими в ряду активности после водорода (кроме золота и платины), реакция протекает с образованием оксида серы(1У) SO2: Си -г 2Н2504(конц.)= CUSO4 -t- 502! + 2Н2О. В реакции с металлами, находящимися в ряду активности до водорода, концентрированная серная кислота может восстанавливаться до SO2, серы S или сероводорода H2S в зависимости от активности металла и условий протекания реакции: 4Mg-t- 5Н2804(конц.)= 4MgS04 + H2St -г 4Н2О. В результате реакции, как правило, образуется смесь продуктов восстановления серы. Но уравнение реакции записывают с указанием преобладающего продукта. Чем выще реакционная способность металла (т. е. чем левее он стоит в ряду активности), тем вероятнее получение продукта с более низкой степенью окисления серы. Напомним, что железо, алюминий и некоторые другие активные металлы пассивируются концентрированной серной кислотой (при н. у.). Концентрированная серная кислота способна взаимодействовать с простыми веществами неметаллами, например с серой: S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2Н2О. Окисляя многие сложные органические соединения, серная кислота обугливает бумагу, ткань, древесину, одежду и кожу. Поэтому обращаться с концентрированной серной кислотой надо осторожно. 218 Неметаллы Рис. 80. Применение серной кислоты При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами водород не выделяется. Железо и алюминий концентрированной серной кислотой пассивируются при н. у. Для качественного обнаружения в водных растворах серной кисюты и ее солей используют растворимые соли бария. Вопросы и задания 1*. Определите массу серы, сгоревшей в кислороде, если при этом выделилось 29,69 кДж теплоты. Рассчитайте химическое количество вещества оксида серы(1У), который при этом образовался. Тепловой эффект реакции горения серы составляет 296,9 кДж/моль. 2. Пользуясь таблицей растворимости, составьте 2—3 уравнения реакций разбавленной серной кислоты с солями. 3. Рассчитайте объем концентрированного раствора серной кислоты (плотность 1,83 г/см^) с массовой долей 98 %, необходимого для растворения меди массой 6,4 г. 4*. Известный английский химик Хэмфри Дэви в 1808 г. описал взаимодействие открытого им бария с концентрированной серной кислотой: металл сначала тонул, а затем всплывал, окруженный пузырьками газа. Объясните, какие химические процессы наблюдал Дэви. Запишите уравнение реакции. 5*. Реакция превращения SOjB SO3 является равновесной. Перечислите условия, позволяющие сместить равновесие в сторону образования конечного продукта. Какие из этих условий можно реализовать на производстве? 220 Неметаллы Пример 1. При сжигании серы массой 48 г получен оксид серы(1У) объемом (н. у.) 28,6 дм^. Определите выход продукта реакции. Дано: ш(5) = 48 г Vkt(S02) = 28,6 дм3 Л — ? Решение 1. Чтобы найти объем SOj, который теоретически можно получить из серы массой 48 г, запишем уравнение реакции: S + О2 = SO2. Из серы химическим количеством 1 моль (32 г) согласно уравнению реакции получаем оксид серы(1У) химическим количеством 1 моль (22,4 дм^). Составим пропорцию: 32 г S — 22,4 дм3 SO2 48 г S — X дм3 SO2 ^±0 I ■ дг'^ 1/ / с\ 48 г • 22,4 дм оо с 3 ^^теор( SO2) = ---------оо1 ■ -■ = 33,6 дм ■теор\““^/ 32г 2. Рассчитаем выход продукта реакции: Л V __ *^npaKTV (SO2) 28,6дм3 QC око/ = — л = 0,85, ИЛИ 85 %. Ц-еор(^02) 33,6 дм' Ответ: выход продукта реакции равен 85 %. Пример 2. Определите массу пирита FeS2, который требуется подвергнуть обжигу для того, чтобы получить оксид cepbi(lV) объемом 8,96 мЗ, если выход продукта реакции составляет 90 %. Дано: P(S02) = 8,96 м3 Л = 90 % m(FeS2) — ? Решение 1. Определяем теоретический объем оксида серы(1У): V V ^ _ •'практ I/ _ '^практ . Л - 17—- откуда ----------------—, V^.eop(S02) = теор теор K.„,..(S02 ) 8,96 м^ _ 'практV 9,56 м\ TeopV---^2; ^ Q9 2. Составим уравнение реакции получения оксида серы(1У) и произведем расчет теоретической массы пирита: X кг 9,56 м'^ 4FeS2 -I- 1102= 8SO2 + 2Рс20з. 4 • 120 кг x = m,^JFeS2) = 8 • 22,4 м^ 4 120-9,56 = 25,61 (кг). -теорч- 2/ 8-22,4 Ответ: для получения оксида серы(1У) потребуется пирит массой 25,61 кг. 222 Неметаллы Распространенность в природе Азот. Объемная доля этого простого вещества в воздухе составляет 78 %, он входит в состав земной коры и живых организмов. В космосе азот занимает по распространенности четвертое место, вслед за водородом, гелием и кислородом. Фосфор в природе встречается только в виде соединений, важнейшими из которых являются минералы фосфориты и апатиты, содержащие фосфат кальция Саз(Р04)2. Кроме того, фосфор является постоянной составной частью тканей организмов человека, животных и растений. Особенно много фосфора содержат кости и зубы: их химический состав почти полностью совпадает с формулой минерала фосфорита Саз(Р04)2- Часть фосфора в организме человека распределена в мышечной, нервной и мозговой тканях. В виде производного фосфорной кислоты фосфор входит в состав нуклеиновых кислот — ДНК и РНК, осуществляющих передачу наследственных свойств организма. Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ — аденозинтрифосфорная кислота. Простые вещества Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул N2 (см. рис. 20). В молекуле N2 атомы азота связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью (одна а-связь и две л-связи). Энергия тройной связи велика и составляет 946 кДж/моль. Поэтому разрыв связей и образование атомов из молекул азота осуществляется только при температуре выше 3000 °С. Высокая прочность связи в молекулах обусловливает химическую инертность азота. Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций, различающихся между собой по строению, физическим свойствам и химической активности. Белый фосфор состоит из молекул Р4, имеющих форму тетраэдра (рис. 81, а). Молекулярное строение этого вещества обусловливает его легкоплавкость и летучесть. Рис. 81. Строение белого (а) и красного (б) фосфора 224 Неметаллы Рис. 82. Основные химические свойства азота Рис. 83. Основные химические свойства фосфора 226 Неметаллы 5. Расставьте коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций; SO2 -I- HjO; а) Р + H2SO4 (конц.) б) Р + HNO3 -ь Н2О ^ в) Р + CI2 ^ PCI5. Н3РО4- Н3РО4 + N0; \У Рис. 84. Схема строения молекулы аммиака Укажите окислитель и восстановитель. § 50. Аммиак. Соли аммония Среди соединений азота с водородом одним из важнейших является аммиак NH3. Химическая связь между атомами азота и водорода в молекуле аммиака NH3 является ковалентной полярной, общие электронные пары сильно смещены к атому азота, степень окисления которого в аммиаке равна —3. Молекула NH3 имеет форму тригональной пирамиды (рис. 84), в вершине которой расположен атом азота, а основание пирамиды составляет треугольник из атомов водорода. Физические свойства аммиака Аммиак — бесцветный газ, с резким характерным запахом, хорошо растворим в воде. 20—25 %-й раствор аммиака в воде называют аммиачной водой, а 5—10 %-й — нашатырным спиртом. Аммиак сжижается под небольшим давлением (температура его кипения —33,4 °С) и имеет высокую теплоту испарения. Полрчение аммиака В промышленности аммиак синтезируют из простых веществ азота и водо- 3H2 + N2 '2МНз+(?. Эта реакция является обратимой и экзотермической, т. е. происходит с выделением теплоты. В заводских условиях синтез аммиака осуществляют в присутствии катализатора (губчатого железа с примесями оксида алюминия AI2O3 и оксида калия К2О) при давлении 30—100 МПа и температуре около 450—500 °С. Эти условия считаются оптимальными для экономически целесообразного синтеза аммиака. 228 Неметаллы I восстанавливает металлы из их оксидов: i 2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2t+ЗН2О. Без изменения степени окисления атома азота аммиак вступает в реакции с водой и кислотами, относящиеся к реакциям соединения. Так, при растворении аммиака в воде происходит образование гидрата аммиака NHg • Н2О, который частично диссоциирует, образуя катионы аммония ЫН^'^и гидроксид-ионы ОН": NH3 + H2O NHg • Н2О NHT +ОН- Основные свойства аммиака проявляются и при его взаимодействии с кислотами. Например, при реакции аммиака с серной кислотой могут образовываться как кислые, так и средние соли: NH3 + H2S04 = NH4HS04; 2NH3 + H2S04-(NH,)2S04- Соли аммония Соли аммония проявляют как типичные для всех солей свойства, так и некоторые специфические, присущие только им. Как и другие соли, соли аммония диссоциируют в водных растворах с образованием катионов аммония и анионов кислотных остатков. Они взаимодействуют с кислотами, основаниями и другими солями, если соблюдаются условия протекания реакций обмена. Взаимодействие солей аммония со щелочами служит качественной реакцией на ион аммония NH4, так как в результате этой реакции образуется газ с характерным запахом — аммиак: NH^C\ + NaOH = NaCl + NHg + Н2О. (Примеры других реакций солей аммония запищите самостоятельно.) Лабораторный опыт 7(*13) Обнаружение ионов аммония в растворе Получите у учителя пробирку с хлоридом (сульфатом) аммония и добавьте к нему раствор гидроксида натрия объемом 1—2 см^. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой, второй конец которой держите в пробирке над водой с несколькими каплями фенолфталеина. Напишите формулы исходных веществ и продуктов реакции. Составьте уравнение химической реакции в молекулярном и ионном виде. Сделайте вывод о проделанной работе. Одним из характерных свойств солей аммония является их неустойчивость при нагревании. Например, хлорид аммония (нашатырь) NH4CI разлагается при нагревании с выделением аммиака: NH4CI NHgt + HClt. 230 Неметаллы 3*. Определите объем (н. у.) аммиака, который выделится при реакции хлорида аммония с гашеной известью массой 500 г, содержащей 5 % примесей. Выход реакции 85 %. 4. Составьте уравнения диссоциации в водных растворах сульфата, хлорида, фосфата аммония. Рассчитайте молярную концентрацию и массовую долю соли в растворе, полученном при добавлении хлорида аммония химическим количеством 4 моль в воду массой 200 г. Плотность полученного раствора равна 1 г/см^. 5*. Определите массу азота, который выделится при термическом разложении нитрита аммония NH4NO2 массой 76 г. Какой объем займет выделившийся газ при н. у.? * Практическая работа 7 Получение аммиака и изучение его свойств 1. Получение и собирание аммиака. Получите у учителя пробирку со смесью хлорида аммония и гидроксида кальция. Для проведения опыта соберите прибор для получения газов. При закреплении прибора в лапке штатива обратите внимание на наклон пробирки. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой, конец которой держите в пробирке над водой, подцвеченной несколькими каплями лакмуса или фенолфталеина. Пробирку со взятой смесью прогрейте сначала всю, а затем нагрейте в том месте, где находится смесь. При выполнении опыта строго соблюдайте правила»безопасного поведения! Почему газообразный аммиак нужно собирать в сухую пробирку, расположенную отверстием вниз? //. Изучение свойств аммиака. 1. Взаимодействие с водой. Обратите внимание на изменение окраски индикатора в растворе аммиака. Какой характер проявляет раствор аммиака? Укажите значение pH в растворе (больше или меньше 7). Присутствие каких ионов вы обнаружили при помоши индикатора? 2. Взаимодействие с кислотами, а) Пропустите газообразный аммиак через раствор серной кислоты, предварительно подцвеченный лакмусом. Какие изменения вы отметили? б) К раствору аммиака в воде из первого опыта прибавьте соляную кислоту до появления признаков химической реакции. Почему изменяется окраска индикатора? Составьте уравнения химических реакций в молекулярном и сокрашенном ионном виде. Сделайте вывод из проделанной работы. *§ 51. Оксиды азота. Азотистая кислота К важнейшим кислородсодержашим соединениям азота относятся оксиды, кислородсодержащие кислоты и их соли. Оксиды азота Для азота известны оксиды, отвечающие всем его положительным степеням окисления (+1, +2, -f 3, +4, +5) (табл. 21). 232 Неметаллы понижении давления равновесие в системе в соответствии с принципом Ле Ша-телье смещается влево. Поэтому в атмосфере могут одновременно присутствовать как оксид азота(П), так и оксид азота(1У). При растворении оксида азота(1У) в охлажденной воде одновременно образуются две кислоты — азотистая HNO2 и азотная HNO3; 2NO2 -г Н2О = HNO2 + HNO3. В присутствии кислорода образуется только азотная кислота: 4HNO,. 4NO2 + 2Н2О + О2: Азотистая кислота Азотистая кислота HNO, слабая кис- лота, которая существует только в растворе (рис. 87). При нагревании диспропорционирует: 3HNO2 = HNO3+ 2NO + Н2О. H-0-N=0 С с ч Рис. 87. Графическая формула и модель молекулы азотистой кислоты Наличие в молекулах азотистой кислоты атомов азота в промежуточной степени окисления +3 приводит к тому, что кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Так, она является окислителем по отношению к сероводороду: +3 -2 О +2 2HNO2 + HgS S+2NO + 2H20 и восстановителем в реакции с перманганатом калия КМПО4: + 3 +7 +5 +2 5HNO2 -ь 2КМПО4 -4- 3H2SO4 = 5НПОз-ь 2Мп504 -ь K2SO4 -ь ЗН2О. Соли азотистой кислоты — нитриты, кроме AgN02, хорощо растворимы в воде. Они используются в качестве пищевых добавок, в частности для придания приятного розового цвета мясным изделиям. Однако в больших дозах нитриты ядовиты. Азот образует несколько оксидов, в которых он проявляет степени окисления от -И до +5. При непосредственном взаимодействии азота и кислорода можно получить только оксид азота(П) N0. Окислительные свойства наиболее сильно выражены у N2O5 Азотистая кислота HNOg — слабая кислота, которая существует только в растворе. 234 Неметаллы Поличение азотной кислоты Сырьем для получения азотной кислоты в промышленности служат азот и водород. Азот превращают в аммиак, а затем процесс осуществляют по следующей схеме; NH, ^ N0 ^ N0, HNO, Сначала аммиак окисляют кислородом воздуха в присутствии катализатора (сплава платины и родия) до оксида азота(П): 4NH3 + 5O2 а затем оксид азота(П) 4NO + 6H2O, до оксида азота(1У): 2NO + O2-2NO2. При растворении оксида азота(1У) в воде в присутствии кислорода воздуха получают азотную кислоту: 4NO2 -ь 2Н2О -ь О2 = 4HNO3. Процесс получения азотной кислоты сложен, включает в себя много стадий и требует больщого количества оборудования. На тех промыщленных предприятиях, где пренебрегают очисткой газов, выбрасываемых в атмосферу, из фабричных труб выходят щлейфы желтого цвета. Это — оксид азота(1У) NO2, получающийся при окислении оксида азота(П) кислородом воздуха. Несмотря на веселое название такого дыма — «лисий хвост», он вовсе не безобиден. При действии влаги из NO2 получается азотная кислота, на землю выпадает «кислотный дождь». В лабораторных условиях азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на твердый нитрат натрия при незначительном нагревании (рис. 89): Н2504(конц.) -I- NaNOj(TB.) = = HNOjt + NaHS04. Реакция возможна потому, что азотная кислота более летуча, чем серная. При нагревании азотная кис- Рис. 89. Получение азотной кислоты в лабораторных условиях г 236 Неметаллы При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с малоактивными металлами образуются оксид азота(1У), нитрат металла и вода; Си + 4НЫОз(конц.)= Си(ЫОз)2 + 2N02t + 2Н2О. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами образуются соль металла, оксид азота(П) и вода, например: ЗСи + 8НЫОз= ЗСи(ЫОз)2 + 2NOt + 4Н2О. Если с кислотой взаимодействуют активные металлы (например, Са, Mg, Zn), то при увеличении степени разбавления HNO3 и при повышении температуры последовательно образуются продукты восстановления азота (см. рис. 90): оксидазо-та(П) N0, оксид азота(1) N2O, азот Ng и нитрат аммония NH4NO3. Образование соли — нитрата аммония — при реакции металла с сильно разбавленной азотной кислотой объясняется взаимодействием образующего аммиака с избытком кислоты в растворе. Фактически при действии азотной кислоты на металлы образуются смеси почти всех указанных веществ,* но в различных соотношениях в зависимости от природы металла, концентрации кислоты и условий проведения реакции. Например, взаимодействие магния с разбавленной азотной кислотой при 80 °С протекает в соответствии с уравнением: 5Mg +12НЫОз(разб.) = 5Mg(N03)2 +N2! + 6Н2О. Напомним, что концентрированная азотная кислота при низких температурах не взаимодействует с железом, хромом, алюминием, свинцом («пассивирует» их). Смесь концентрированных азотной и соляной кислот в объемном соотношении 1 : 3 называется «царской водкой», потому что растворяет «царя металлов» — золото — и другие благородные металлы. Растворение золота в «царской водке» может быть упрощенно описано следующим уравнением реакции: Аи -f HNO3 -I- ЗНС1 = AUCI3 -ь NOt -I- 2Н2О. Ш Кроме металлов, азотная кислота окисляет и неметаллы, например серу и фосфор: S + 6НЫОз(конц.) = H2SO4 + 6N02T + 2Н2О; Р + 5HNO3 (конц.) = Н3РО4 + 5N02! + Н2О. Азотная кислота способна окислять как сложные неорганические (сероводород, иодоводород, сернистый газ и др.), так и многие органические вещества, например углеводороды, спирты. 238 Неметаллы Селитры используются в сельском хозяйстве в качестве минеральных удобрений. Нитраты калия, аммония и натрия применяют для производства черного пороха и взрывчатых веществ, нитраты серебра — в медицинских целях. Wml Азотная кислота — бесцветная жидкость, с резким удушливым запахом, ■мШ на воздухе «дымит» и окрашивается в желтый цвет. Самым характерным свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность. При взаимодействии азотной кислоты с восстановителями происходит образование соединений азота в более низких степенях окисления, чем в азотной кислоте. Вопросы и задания 1. Какие металлы не разрушаются концентрированной азотной кислотой? Чем это объясняется? 2. Закончите уравнения реакций: а) СиО + НМОз(конц.) ^ ; б) NaOH + HNO3 (конц.) ^ ; в*) NH3 + HNO3 (конц.) — ; г*) НзЗ + HNO3 (конц.) Какие из них являются окислительно-восстановительными? В уравнениях окислительновосстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса. 3. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: оксид азота(1\/) азотная кислота ^ нитрат калия нитрит калия. 4*. При разложении нитрата аммония массой 3,20 г образовалась вода и выделился оксид азота(1). Определите массу магния, который необходимо взять для реакции с азотной кислотой определенной концентрации, чтобы выделилось такое же химическое количество оксида азота(1). 5*. Какой объем (н. у.) займут газы, выделяющиеся при взрыве черного пороха массой 1 кг, если реакция протекает по уравнению: 2KNO3 + ЗС -г S = KgS -г ЗСО2 + N2? § 53. Кислородсодержащие соединения фосфора Фосфор образует оксид фосфора (V), оксид фосфора(1П) и кислородсодержащие кислоты, среди которых наиболее важное промышленное применение находит фосфорная кислота. 240 Неметаллы В водном растворе фосфорная кислота диссоциирует ступенчато: Н++ Н2РО;: Н^+ HPO^; Н3РО4 Н2РО7 НРОГ Н—О Н++ POf н о р II о Рис. 92. Графическая формула и модель молекулы фосфорной кислоты Легче всего идет диссоциация по первой ступени, труднее всего — по третьей. По сравнению с азотной кислотой фосфорная кислота гораздо слабее. Фосфорная кислота проявляет все свойства, характерные для кислот. Она взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, с выделением водорода: 3Zn + 2НзР04= Zn(H2P04)2 + 3H2t; с основными оксидами: с основаниями: 3Li20 + 2Н,Р04= 2Li3 РО4 + ЗН2О; ЗЫаОН + Н3РО4 = ЫадР04 ч- ЗН2О. При этом в зависимости от соотношения реагентов образуются средние или кислые соли фосфорной кислоты, например: ЗКОН + Н3РО4 = К3РО4 + ЗН2О; ВаО + НзР04= ВаНР04 + Н2О; NaOH + Н3РО4 - ЫаН2Р04 + Н2О. Средние соли — фосфаты, например Саз(Р04)2, нерастворимы в воде, кроме фосфатов щелочных металлов. Из кислых солей гидрофосфаты (кроме гидрофосфатов натрия, калия и аммония), например СаНР04, мало растворимы в воде, а большинство дигидрофосфатов, например Са(Н2Р04)2, хорошо растворимы в воде. При действии на средние фосфаты нитрата серебра(1) выпадает осадок фосфата серебра)I) желтого цвета (рис. 93): МазР04 + 3AgN03 = = Ag3P04i + ЗЫаПОз. Эта реакция является качествен- Рис. 93. Качественная реакция на фос-ной на фосфат-ионы. фат-ионы 242 Неметаллы 4*. Определите массу раствора фосфорной кислоты с массовой долей Н3РО4, равной 80 %, которую можно получить из фосфора массой 31 кг, содержащего 5 % примесей. 5. Рассчитайте химическое количество нитрата сере6ра(1), необходимого для полного осаждения фосфат-ионов из раствора фосфорной кислоты массой 250 г с массовой долей кислоты, равной 0,04. § 54. Минеральные удобрения Удобрения — это вещества, которые содержат химические элементы, необходимые для питания и роста растений, и вносятся в почву для повышения урожайности. В росте и развитии растений принимают участие около 60 химических элементов. Некоторые требуются в большом количестве (углерод, кислород, водород), другие — в меньшем (азот, фосфор, калий, сера, магний, железо, кальций и др.), а некоторых (их называют микроэлементами) требуется совсем мало. Углерод, кислород и водород растения получают из воздуха и воды, остальные элементы — из почвенных растворов. Эти элементы вносятся в почву главным образом в виде растворимых соединений. По питательным элементам удобрения делят на азотные, фосфорные, калийные и комплексные. Азотные удобрения Азот — важнейший элемент роста и развития растений, входит в состав хлорофилла и белков. Азотные удобрения делятся на две группы: органические и минеральные удобрения. Органические азотные удобрения — это навоз, компост (удобрение, получаемое из органических остатков в результате их биологического разложения), торф, помет и зеленые удобрения на основе бобовых растений. Помимо азота они содержат и другие элементы, необходимые для питания растений. К минеральным азотным удобрениям относятся аммиачная вода, хлорид аммония NH4CI, сульфат аммония (NH4)2S04, нитрат аммония {аммиачная селитра) NH4NO3, нитрат калия {калийная селитра) KNO3, нитрат натрия {натриевая, или чилийская, селитра) NaNOj, нитрат кальция {кальциевая селитра) Са(ПОз)2, мочевина {карбамид) (NH2)2CO. Азот мочевины CO(NH2)2 растениями не усваивается, но под влиянием микроорганизмов в почве мочевина превращается в карбонат аммония: C0(NH2)2 + 2Н2О = (ПН4)2СОз. В этом виде азот хорошо усваивается всеми культурами, поэтому мочевину (карбамид) рекомендуют вносить во влажную почву перед посевом. Мочевину используют и как кормовую добавку для животных. 244 Неметаллы пример, азот в комбинации с фосфором входит в состав аммофоса — смеси двух солей: NH4H2P04H (NH4)2HP04. Если аммофос смешать с калийной селитрой, то получится аммофоска — комплексное удобрение, содержащее одновременно азот, фосфор и калий. Фосфорные удобрения в Беларуси производятся на ОАО «Гомельский химический завод». Калийные удобрения Химический элемент калий улучшает водный режим растений, повышает их засухоустойчивость и морозостойкость, способствует накоплению крахмала в клубнях картофеля, сахарозы в сахарной свекле. В качестве калийных удобрений используют хлорид калия КС1, нитрат калия 2,, сульфат калия K2SO4 и древесную золу. На базе Старобинского месторождения сильвинита работает производственное объединение «Беларуськалий», являющееся одним из ведущих мировых поставщиков калийных удобрений. Важным калийным удобрением является также зола дров, соломы, стеблей растений. Особенно много калия содержится в золе ботвы картофеля, томатов, стеблей подсолнечника. В золе калий находится в виде карбоната калия (по-mauia) К2СО3. Это вещество хорощо растворимо в воде и легко усваивается растениями. Кроме того, в золе содержатся фосфор, кальций, железо, медь, бор и другие элементы, необходимые для развития растений. Например, потребность большинства растений в боре полностью удовлетворяется при внесении древесной золы массой 70 г на 1 м^ поверхности почвы. Удобрения — это вещества, которые содержат химические элементы, необходимые для питания и роста растений, и вносятся в почву для повышения их урожайности. Минеральные удобрения подразделяются на азотные, фосфорные, калийные и комплексные. Вопросы и задания 1*. При действии азотной кислоты на известняк массой 160 кг получили нитрат кальция массой 250 кг. Определите массовую долю примесей в известняке. 2. Определите массу раствора фосфорной кислоты с массовой долей Н3РО4, равной 60 %, который можно приготовить из фосфорита массой 400 кг, если массовая доля Саз(Р04)2 в нем составляет 75 %. 3. Начинающий фермер решил внести в почву хорошо растворимое удобрение, содержащее фосфор. Он забыл его название, но сохранил результаты химического ана- 246 Неметаллы Распространенность в природе В земной коре содержится 0,093 % углерода по массе, причем он встречается как в свободном состоянии, так и в виде химических соединений с другими элементами. Углерод является основой органической жизни на Земле. Велика доля этого элемента в горючих ископаемых: угле, торфе, нефти и природном газе. Это ископаемые продукты разложения растительного мира Земли древнейших времен. Самое мягкое ископаемое — торф — содержит остатки растений, в нем имеется не более 50—60 % углерода. Самый твердый уголь — антрацит — может содержать от 85 % до 95 % углерода. При нагревании углеродсодержащих соединений без доступа воздуха образуется аморфный углерод: кокс, древесный уголь, костяной уголь, сажа. Кокс, получающийся при сухой перегонке каменного угля, широко используется как восстановитель в процессах промышленного получения металлов из руд. В виде углекислого газа углерод входит в состав атмосферы (0,03 % по объему). Природные неорганические соединения углерода — карбонаты. Минерал кальцит СаСОз является основой осадочных горных пород — известняков. Другие модификации карбоната кальция известны как мрамор и мел. т Из кристалликов кальцита состоят кораллы, раковины большинства моллюсков. Кальцит образует драгоценный камень — жемчуг, который часто называют «живым бриллиантом». Прозрачная разновидность кальцита — исландский uinam — высоко ценится в оптике из-за способности к двулучепреломлению света. Через кристалл исландского шпата любой предмет видится раздвоенным. Самый большой кристалл исландского шпата длиной до 6 м был найден в 1669 г. в Исландии и считался одним из чудес света. Кремний — второй по распространенности на Земле элемент после кислорода. Он широко распространен в виде кремнезема SiOgH различных силикатов. Например, гранит содержит более 60 % кремнезема, а кристаллический кварц является самым чистым из природных соединений кремния с кислородом. Кремний входит в состав растительных (хвощ, бамбук, крапива и др.) и животных организмов (скелет, соединительные ткани). т Листья крапивы покрыты колючими волосками из чистого оксида кремния(1У), которые представляют собой полые трубочки длиной 1 —2 мм. Трубочки заполняются жидкостью, содержащей муравьиную кислоту. При легком прикосновении листьев крапивы к телу волоски проникают сквозь кожу и кислота попадает внутрь, вызывая жжение. Если растение захватить быстро, то хрупкие волоски обламываются и жжения не ощущается. Кремний обнаружен также на Солнце и других звездах. Он является главной составной частью одной из разновидностей метеоритов, называемых аэролитами. Углерод и кремний — р-элементы IVA-группы 247 Простые вещества. Строение и физические свойства Известны следующие аллотропные модификации углерода-, графит, алмаз карбин и фуллерены. В алмазе каждый атом углерода окружен такими же атомами, расположенными в верщинах правильного тетраэдра (рис. 94, а). Такое строение обусловливает особые физические свойства алмаза и прежде всего его твердость. Алмаз служит эталоном твердости, которая по десятибалльной системе оценивается высшим баллом 10. Алмаз плохо проводит теплоту и почти не проводит электрический ток. |Г|^А Алмазы были известны еще в древности. Само слово «алмаз» происходит или от араб-1*Т*1 ского слова «алмас», что означает «твердейший», или от греческого слова «адамас», т. е. «несокрушимый, непреодолимый». Крупные алмазы имеют свою биографию и носят имена. Самый крупный из найденных алмазов — «Куллинан» из Южной Африки — имел массу 621 г. Ограненные прозрачные алмазы называются бриллиантами. В Графите атомы углерода расположены слоями, состоящими из щестичлен-ных колец (рис. 94, б). Слоистая структура графита обусловливает его мягкость: он легко оставляет след на бумаге. Из мельчайших кристаллов графита состоит сажа, образуюшаяся при неполном сгорании органических соединений. Карбин — это разновидность углерода, состоящая из цепочек углеродных атомов: =С=С = С = С= или —С=С — С = С—. Это вещество обладает полупроводниковыми свойствами. Фуллерены представляют собой шарообразные молекулы, образованные пяти- и шестиугольниками из атомов углерода, соединенных между собой (рис. 94, в). Внутри молекулы полые. В настоящее время получены фуллерены состава Cgg, С70 и др. Рис. 94. Аллотропные модификации углерода: а — алмаз; б — графит; в — фуллерен 248 Неметаллы Существует и аморфный углерод — стеклоуглерод. В нем беспорядочно связаны между собой структурные фрагменты алмаза, графита и карбина. Кристаллическое строение кремния аналогично строению алмаза, приведенному на рисунке 94, а. Кристаллический кремний имеет серо-стальной цвет и металлический блеск. Он обладает полупроводниковыми свойствами. Химические свойства простых веш,еств Для углерода (рис. 95) и кремния характерна невысокая химическая активность; большинство реакций с их участием протекают только при высокой температуре. Химические свойства различных аллотропных модификаций углерода сходны, отличаются лишь условия протеканий реакций, потому что энергия разрыва связей между атомами в алмазе, графите и других модификациях углерода различна. В химических реакциях с простыми веш,ествами углерод и кремний проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства (см. рис. 95). Как восстановители они проявляют себя в реакциях с кислородом и фтором. Рис. 95. Основные химические свойства углерода 250 Неметаллы Смазочные 1 1 Грифельная Ядерная материалы i масса 1 ! энергетика i Электроды Получение металлов из руд Наконечники для сверл и буров Графит I—► Искусствен- ^ Шлифоваль-________] I чью алмазы инстру- Рис. 96. Применение углерода Вопросы и задания 1. Сравните строение алмаза и графита и их физические свойства. 2. В одних случаях кремний является окислителем, а в других — восстановителем. Объясните эти факты, основываясь на строении атома кремния. Запишите примеры уравнений химических реакций. 3. Состав полевого шпата выражается формулой KjO • AljOj ■ BSiOs. Вычислите массовую долю кремния в полевом шпате. 4. Рассчитайте объем (н. у.) метана, который образуется при взаимодействии с водой карбида алюминия химическим количеством 0,5 моль. 5. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: а) С * СаС2 Si • С2Н2 СазЗ! СОо СО; SiHi —*■ SiOo б) Si02 § 56. Оксиды углерода и кремния В соответствии с возможными степенями окисления углерод образует с кислородом оксид углерода(П), или угарный газ, СО и оксид углерода(1У), или углекислый газ, СО2. Для химического элемента кремния более характерен оксид кремния (IV) Si02, поэтому мы ограничимся рассмотрением свойств этого оксида. 252 Неметаллы Продолжение Оксид углерода (II) Оксид углерода (IV) Оксид кремния (IV) Цвет и запах Не имеет Не имеет Не имеет Растворимость в воде Плохо растворим Растворим Не растворим Действие на организм человека Очень ядовит В больших количествах вызывает удушье Не ядовит Химические свойства оксидов Оксид углерода(П) является несолеобразующим оксидом — при обычных условиях он не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами. Но оксид углерода( 11) реагирует с простыми и сложными веществами, проявляя при этом восстановительные свойства. Он окисляется кислородом воздуха, превращаясь в оксид углерода) IV); кат. 2С0 + О2 = 2СО2. в присутствии катализатора — оксида марганца) IV) МпОз — эта реакция идет уже при комнатной температуре. В качестве восстановителя оксид углерода) 11) взаимодействует с оксидами металлов: t Fe -ь СО2. СО + FeO Эта реакция используется для промыщленного получения металлов из руд. Оксид углерода) 11) находит применение и в химических синтезах. Например, он реагирует с хлором на свету или в присутствии активированного угля с образованием фосгена: СО + CI2 = COCI2. Молекулы оксида углерода) И) способны взаимодействовать с атомами d-металлов с образованием карбонилов, например Fe)CO)j — карбонила железа. )Вспомните, какую опасность представляет оксид углерода) 11) для человека. Какие меры необходимо принять при отравлении угарным газом?) Оксид углерода(1У) СО2 и оксид кремния(IV) S102 являются кислотными солеобразующими оксидами. Они взаимодействуют с основаниями и основными оксидами. Оксид углерода) IV) СО2 при обычных условиях взаимодействует со щелочами в водных растворах, с твердыми щелочами и с основными оксидами, образуя соли — карбонаты. 254 Неметаллы Применение оксидов цглерода и кремния Оксид углерода(П) используется в качестве сильного восстановителя в металлургии, как топливо, служит исходным сырьем для получения большого количества органических веществ. Применение углекислого газа основано на том, что он не поддерживает жизнедеятельности бактерий и плесени. Поэтому в атмосфере СО2 хранят различные продукты питания, его используют также для газирования воды. Углекислый газ входит в состав природных минеральных вод различных источников. Спрессованный твердый COg {сухой лед) используется для хранения скоропортящихся продуктов. Кроме того, углекислый газ находит применение в производстве соды, сахара, используется в газовых лазерах. ш Углекислый газ накапливается в атмосфере за счет извержения вулканов, сжигания топлива, работы предприятий, а также в результате дыхания. Как и другие составные части воздуха, он прозрачен для видимого солнечного света, поэтому последний доходит до поверхности Земли через толщу атмосферы. Нагреваясь, земная поверхность испускает теплоту в виде инфракрасного излучения, которое частично поглощается молекулами СО2. Теплота не может уйти в "Космическое пространство, атмосфера Земли нагревается. Этот процесс называют парниковым эффектом (рис. 98). Другим «парниковым газом» является метан. Оксид кремния(1У) широко применяют в строительстве, для получения стекла, керамики, фарфора, кирпича, цемента. Потребителями кварца являются также радиотехника, акустоэлектроника, оптическое приборостроение. Кварцевая посуда широко применяется и в химических лабораториях. Синтетический Si02 (белая сажа) используется как наполнитель в производстве резины. Рис. 98. Схема парникового эффекта Углерод образует с кислородом оксид углерода(И), или угарный газ, СО и оксид углерода(IV), или углекислый газ, СО2. Для кремния более характерен оксид кремния(1У) SiOj. Оксид углерода(П) является несолеобразующим оксидом. Для него характерны восстановительные свойства. 256 Са(НСОз)2 = CaCOgi + CO^t + H2O. CaCOai + 2ЫаНСОз_ CaS04 + Ыа2СОз = CaCOgi + N32804. Лабораторный опыт 9 (*15) Превращение гидрокарбоната кальция в карбонат кальция В две пробирки налейте раствор гидрокарбоната кальция объемом примерно 2 см^. В первую пробирку прилейте гидроксид кальция объемом I—2 см^. Какие признаки химической реакции вы наблюдаете? Содержимое второй пробирки прокипятите в течение 1—2 мин. Какие признаки химической реакции вы наблюдаете? Составьте уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде. Сде- Л Неметаллы ; Соли угольной КИСЛОТЫ В ВОДНЫХ растворах подвергаются гидролизу по i аниону, поэтому растворы карбонатов и гидрокарбонатов имеют щелочную \ реакцию (окрашивают фенолфталеин в малиновый цвет). Карбонаты и гидрокарбонаты могут переходить друг в друга. Так, при избытке углекислого газа в присутствии воды карбонаты превращаются в гидрокарбонаты: СаСОз + Н2О -г СО2 = Са(НСОз)2. При нагревании растворимый гидрокарбонат кальция превращается в нерастворимый карбонат: Наличием гидрокарбонатов кальция и магния в природной воде обусловлена ее временная жесткость. В жесткой воде плохо мылится мыло, трудно стирать белье, плохо развариваются овощи. Использование жесткой воды приводит к образованию накипи на стенках котлов, труб парового отопления и домашних чайников. Жесткую воду можно умягчить, т. е. удалить из нее гидрокарбонаты кальция и магния, переведя их в нерастворимое состояние, например при нагревании. Гидрокарбонаты можно перевести в карбонаты также действием избытка щелочи: Са(НСОз)2 -ь 2NaOH = CaCOji -ь МззСОз + 2Н2О. В домашних условиях для смягчения воды используют карбонат натрия — соду: Са(НСОз)2 + Ыа2СОз: Добавление соды позволяет устранить и постоянную жесткость воды, которая обусловлена наличием в ней сульфатов кальция и магния: 258 Неметаллы В воде HjSiOg практически не растворяется и выпадает из реакционной смеси в виде студенистого осадка. Состав кремниевой кислоты чаще описывают общей формулой «Si02 ■ /rzHgO. Кремниевая кислота при нагревании или длительном хранении постепенно разлагается на воду и оксид кремния(1У): Н25Юз = Н20 + 8Ю2. Соли кремниевой кислоты — силикаты — можно получить в результате взаимодействия при высокой температуре оксида кремния(1У) с оксидами металлов, карбонатами или щелочами. Больщинство силикатов плохо растворимы в воде. Природные силикаты и алюмосиликаты, составляющие основную массу литосферы Земли, — довольно сложные вещества. Их состав обычно изображают как соединение нескольких оксидов. Например, состав силиката кальция можно показать таким образом: СаО • Si02, а состав слюды — К2О • AI2O3 • 6Si02 • Н2О. Применение солей кремниевой кислоты Растворимые в воде силикаты натрия и калия («растворимые стекла») применяются как огнеупорное средство для пропитки древесины и тканей. Для изготовления несгораемых и электроизоляционных текстильных изделий используются также природные силикаты — асбесты. Природные соединения кремния: кремнезем, силикаты и глина, как вы уже знаете, используются для получения керамики, стекла и цемента. Способ производства фарфора — просвечивающегося в тонком слое керамического материала — был разработан в Китае в IV—VI вв. и держался в строжайшей тайне. Однако в XIII в. венецианский путешественник Марко Поло увез в Италию не только образцы изделий из фарфора, но и рецепт его производства. Возможно, рецепт был утерян, потому что производство фарфора в Европе возникло лишь в начале XVIII в. Напомним, что для получения оконного стекла смесь песка Si02, соды ПззСОз и мела (известняка) СаСОз нагревают до температуры 800—1400 °С в специальных стекловаренных печах: СаСОз + Na2C03 -н бЗЮз = Na20 • СаО • 68102 -г COgt. Если при варке стекла в исходную смесь добавить немного оксида кобальта) П) СоО, то стекло приобретает синий цвет. Добавка примеси оксида марганца)П) МпО обеспечивает фиолетовый цвет стекла и т. д. Для получе- 260 Неметаллы сой 1 кг, если по рецептуре массовая доля гидрокарбоната аммония в тесте составляет 0,15%. 2. При обработке известняка массой 300 кг избытком соляной кислоты выделилось (н. у.) 56 дм^ углекислого газа. Вычислите массовую долю карбоната кальция в природном известняке. 3. В чем заключаются сходство и отличия угольной и кремниевой кислот? Какая из этих кислот сильнее? Как это доказать? 4. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Si ^ SiO, NajSiOg НзЗЮз SiOj. 5*. При длительном хранении растворов щелочей в стеклянной посуде в них появляется муть. Как можно объяснить это явление? Домашний эксперимент. Насыпьте в стакан 1 чайную ложку питьевой соды. Затем прилейте к ней 1 столовую ложку уксуса. Что происходит? Запишите уравнение реакции. Практическая работа 3(*8) Решение экспериментальных задач по теме «Неметаллы» Вариант 1 Задача 1. Определите при помощи качественных реакций выданные вам в пронумерованных пробирках вещества: сульфат натрия, карбонат натрия, *хло-рид аммония. (Перед началом работы проверьте, растворимы ли в воде выданные вам соли, а затем проведите качественные реакции на ионы, находящиеся в растворе.) Составьте уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде. Задача 2. Проведите реакции, позволяющие доказать качественный состав соляной кислоты. Укажите значение pH в растворе (больще или меньше 7). Составьте уравнение реакции определения хлорид-иона в растворе. Задача 3 (расчетно-экспериментальная). Нейтрализуйте выданный вам раствор гидроксида натрия раствором азотной кислоты (в присутствии индикатора). Составьте уравнение химической реакции в молекулярном и ионном виде. Рассчитайте, хватит ли раствора азотной кислоты массой 60 г с массовой долей HNO3, равной 10 %, на нейтрализацию гидроксида натрия в растворе массой 70 г с массовой долей NaOH, равной 5 %. *Вычислите массу и массовую долю соли, об-разовавщейся в результате реакции. Вариант 2 Задача 1. Определите при помощи качественных реакций выданные вам в пронумерованных пробирках вещества: сульфат аммония, хлорид натрия, *кар-бонат натрия. (Перед началом работы проверьте, растворимы ли в воде выдан- л Металлы § 58. Металлы как химические элементы Подавляющее большинство (93 из 117) известных в настоящее время химических элементов относится к металлам. Атомы различных металлов имеют много общего в строении, а образуемые ими простые и сложные вещества имеют схожие свойства (физические и химические). Положение в периодической системе и строение атомов металлов В периодической системе металлы располагаются левее и ниже условной ломаной линии, проходящей от бора к астату (см. форзац I). К металлам относятся почти все s-элементы (за исключением Н, Не), примерно половинар-элементов, все d- и /-элементы {лантаниды и актиниды). У больщинства атомов металлов на внещнем энергетическом уровне содержится небольшое число (до 3) электронов, только у некоторых атомов р-эле-ментов (Sn, РЬ, Bi, Ро) их больше (от четырех до шести). Валентные электроны атомов металлов слабо (по сравнению с атомами неметаллов) связаны с ядром. Поэтому атомы металлов относительно легко отдают эти электроны другим атомам, выступая в химических реакциях только в качестве восстановителей и превращаясь при этом в положительно заряженные катионы; Me — пе~ = Ме"^. В отличие от неметаллов для атомов металлов характерны только положительные степени окисления от -Ы до -1-8. Легкость, с которой атомы металла отдают свои валентные электроны другим атомам, характеризует восстановительную активность данного металла. Чем легче атом металла отдает свои электроны, тем он более сильный восстановитель. Если расположить в ряд металлы в порядке уменьщения их восстановительной способности в водных растворах, мы получим известный нам вытеснительный ряд металлов, который называется также электрохимическим рядом напряжений (или рядом активности) металлов (см. форзац И). Распространенность металлов в природе В первую тройку наиболее распространенных в земной коре (это поверхностный слой нащей планеты толщиной примерно 16 км) металлов входят алюминий, л 264 Металлы ровье человека. Поэтому в жаркую погоду врачи рекомендуют пить минеральную воду. Однако и избыточное содержание соли в пище негативно сказывается на работе наших внутренних органов (в первую очередь, сердца и почек). Краткие сведения об истории открытия важнейших металлов Познание человеком металлов своими корнями уходит в глубокую древность. Полагают, что первыми металлами, с которыми столкнулся древний человек и которые он начал использовать на практике, были медь, золото и серебро. Причина заключается в том, что именно эти металлы встречаются в природе в самородном состоянии и легко могли быть случайно найдены нашими предками. Древнейшие медные изделия были найдены при раскопках на Анатолийском плоскогорье в Турции и датируются 6,5—5,5 тыс. лет до и. э. Одним из наиболее важных этапов в использовании человеком металлов стало освоение процесса получения железа из его природных руд (в основном, оксидов железа). Для получения железа, пригодного для дальнейшего практического использования, необходима высокая температура — 1400—1600 °С (в зависимости от вида используемого оксида железа). Столь высокую температуру (путем продувки воздуха через горящий древесный уголь) древнему человеку удалось освоить лишь примерно к 1500 г. до н. э. История открытия еще одного очень важного металла — алюминия— началась с выделения в 1754 г. немецким химиком А. Маргграфом «квасцовой земли», представлявшей собой относительно чистый оксид алюминия. В 1825 г. датчанин Г. Эрстед смог получить из нее небольшое количество алюминия в виде металла. В то время стоимость алюминия превышала стоимость золота из-за чрезвычайной сложности его получения. И лишь после того, как в 1886 г., независимо друг от друга, американец Ч. Холл и француз П. Туссен разработали электролитический способ получения алюминия, началась эра широкого использования алюминия в промышленности и в быту. В Атомы металлов всегда выступают в химических реакциях в качестве восстановителей. В вытеснительном ряду металлов их восстановительная активность слева направо уменьшается. В отличие от неметаллов для атомов металлов характерны только положительные степени окисления. Вопросы и задания 1. Чему равна минимальная и максимальная степени окисления атомов металлов в соединениях? Приведите соответствующие примеры. 2. Какое число атомов содержится в медном кубике с длиной ребра, равной 2,00 см? Плотность меди равна 8,96 г/см®. i 266 Металлы Физические свойства металлов Схожесть строения простых веществ металлов в твердом состоянии (металлическая связь) обусловливает наличие у них ряда общих физических свойств. К ним относятся: высокая (по сравнению с неметаллами) электро- и теплопроводность; ковкость и пластичность; способность образовывать при смешивании друг с другом однородные смеси (сплавы); металлический блеск. Несмотря на то что у металлов есть много общего, физические свойства конкретных металлов могут различаться очень сильно (табл. 25). Причина этого в различной прочности металлической связи в кристаллах металлов, что обусловлено различным размером атомов, их эффективным зарядом и расположением в пространстве. Таблица 25. Физические свойства некоторых металлов Металл t ' °c *пл’ ^ i °r *КИП’ Плотность, r/cM^ Hg -39 357 13,6 РЬ ЧЪ1 1745 11,3 А1 660 2467 2,70 Ag 962 2212 10,5 Au 1064 2807 19,3 Си 1084 2567 8,96 Мп 1244 1962 7,44 Fe 1535 2750 7,87 Ti 1668 3330 4,51 Cr 1857 2672 7,19 Os 3054 5027 22,6 w 3407 5657 19,3 Если температура плавления металла ниже 1000 °С, его принято называть легкоплавким, а если выще — тугоплавким. Самым легкоплавким металлом является ртуть, температура плавления которой составляет —39 °С, а самым тугоплавким — вольфрам, он плавится почти при 3400 °С. Чемпионом по электропроводности среди металлов является серебро. Вслед 268 Металлы Сталь — сплав железа, в котором массовая доля углерода не превышает 2 %, содержащий также небольшие количества марганца, кремния, серы, фосфора и других примесей. Добавление в сталь вольфрама, ванадия, хрома, никеля и других металлов придает ей ряд очень ценных свойств (жаростойкость, устойчивость к коррозии, высокую твердость и др.). Бронза — сплав меди с некоторыми другими металлами (оловом, алюминием, свинцом, кремнием и др.). Латунь — сплав меди с цинком (массовая доля до 35 %). Обладает высокой пластичностью. Нихром — сплав никеля, хрома, железа, марганца. Обладает высоким электрическим сопротивлением и высокой жаропрочностью. Дуралюмин — сплав алюминия с небольшим количеством магния и меди. Применение металлов и сплавов Карбид вольфрама WC — очень твердое и химически инертное вещество, температура плавления которого составляет около 2800 °С. Оно используется для производства сверхтвердого сплава — победита, состоящего из карбидов вольфрама и кобальта. Из этого сплава производят наконечники сверл для сверления твердых материалов (победитовые сверла). Нихром благодаря высокой жаростойкости применяют для изготовления электрических нагревательных элементов. Из-за высокой твердости некоторые виды бронзы используются в приборостроении. Из бронзы делают художественные отливки (памятники, барельефы и др.). Невозможно представить себе современные высокотехнологичные производства без металлов и их сплавов: изготовление микросхем, оптических приборов, электроники (промыщленной и бытовой). Соединения металлов широко используются также во многих других технологических процессах. Некоторые области применения металлов, сплавов и соединений металлов представлены на рисунке 100. Хорошо известно бактерицидное действие малых концентраций серебра на питьевую воду. При содержании ионов этого металла 10—30 мг на 1 т воды предотвращается рост бактерий и других микроорганизмов. При этом вкус воды не изменяется. Вот почему препараты на основе серебра все щире используются для стерилизации питьевой воды. В бытовые фильтры иногда помещают «посеребренный» активированный уголь, выделяющий в воду малые количества серебра и являющийся одновременно адсорбентом. Кристаллы металлов построены из нейтральных атомов и катионов металлов. Внутри кристалла имеются электроны, которые свободно перемещаются по кристаллу. 270 Металлы § 60. Общие химические свойства металлов Вы уже знакомы с некоторыми общими химическими свойствами металлов: взаимодействием с кислотами, неметаллами, водой. Однако эти реакции для каждого из металлов часто имеют свои особенности. Специфические химические свойства простых веществ металлов во многом определяются электронным строением внещней (для веществ, образованных S- и /7-элементами) или предвнещней (для веществ, образованных d-элементами) электронной оболочки атомов металлов. Для металлов, расположенных в одной группе периодической системы и имеющих одинаковое строение внещней (или предвнещней) электронной оболочки, следует ожидать определенного сходства в химических свойствах простых веществ. Электрохимический ряд напряжений металлов Если опустить металлическую пластинку в водный раствор соли этого же металла, то на поверхности пластинки могут протекать два противоположных процесса: а) переход атомов металла из кристалла в раствор в виде катионов, в результате чего масса пластинки будет уменьшаться: Me = Me" + пе б) превращение катионов металла, содержащихся в растворе, на поверхности пластинки в атомы металла, в результате чего масса пластинки будет увеличиваться: Me +пе = Me. Какой из процессов будет преобладать, зависит от особенности строения атомов металла, или, как говорят химики, от природы металла. Для химически активных металлов должен легче протекать первый процесс, для малоактивных — второй. Если все металлы расположить в ряд в порядке уменьшения их условной способности отдавать электроны в водных растворах, то мы получим электрохимический ряд напряжений металлов (ЭХРНМ): Li, К, Ва, Na, Mg, Al, Мп, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb (H2) Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au, c которым мы уже встречались ранее под названием ряд активности. Положение металла в ЭХРНМ характеризует свойства металла и его катионов в водных растворах и связано с химической активностью металла. Химические свойства металлов По своей химической активности металлы очень сильно различаются. О химической активности металла можно примерно судить по его положению в ЭХРНМ. J 272 Металлы эти металлы также активно вступают в реакцию. Например, порошкообразный магний реагирует с горячей водой: Mg + 2H20 ‘°=°^ Mg(OH)2 + H2t. При повышенной температуре с водой вступают в реакцию и менее активные металлы: Zn, Fe, Мп и др. При этом образуются соответствующие оксиды. Например, при пропускании водяного пара над раскаленными железными стружками протекает реакция: ЗРе + 4Н20 = Рез04 + 4Н2!. Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, реагируют с кислотами (кроме HNO3) с образованием солей и водорода. Активные металлы (К, Na, Са, Mg) реагируют с растворами кислот очень бурно (с больщой скоростью): Ca + 2HCl = CaCl2-rH2t; 2А1 + 3H2SO4 = А12(504)з + ЗНз!. Малоактивные металлы часто практически не растворяются в кислотах. Это обусловлено образованней на их поверхности пленки нерастворимой соли. Например, свинец, стоящий в ряду активности до водорода, практически не растворяется в разбавленной серной и соляной кислотах вследствие образования на его поверхности пленки нерастворимых солей (PbS04 и PbClg). Лабораторный опыт 10 (*16) Взаимодействие металлов с растворами кислот Анализ результатов данного опыта проведите с позиции сравнения восстановительных свойств металлов, их положения в электрохимическом ряду напряжений. Способность отдавать электроны, т. е. быть восстановителями — общее свойство металлов. У различных металлов это свойство проявляется по-разному. Попробуйте сравнить восстановительную активность металлов по интенсивности выделения водорода в их реакциях с разбавленной серной кислотой. Задание. В три пробирки налейте раствор серной кислоты объемом 1 —2 см^. В первую пробирку опустите кусочек цинка, во вторую — меди, в третью — железа. Сравните активность протекания реакций и отметьте интенсивность выделения водорода цифрами: 0 — водород не выделяется, 1 — выделение водорода незначительное, 2 — выделение водорода активное, 3 — водород выделяется бурно. На основе наблюдений составьте в тетради свой маленький электрохимический ряд напряжений металлов, расположив химические знаки металлов над чертой в порядке убывания их восстановительных свойств. Черту превратите в стрелку, показывающую направление возрастания восстановительных свойств металлов. 274 Металлы О химической активности металлов можно примерно судить по их расположению в ЭХРНМ. Чем левее расположен металл, тем выше его химическая активность в водном растворе. Активные металлы размещаются в начале вытеснительного ряда, а малоактивные — в конце. Вопросы и задания 1. Укажите число электронов, протонов, нейтронов, электронных слоев в атомах: а) натрия-23; б) алюминия-27; в) бериллия-9; г) скандия-45; д) титана-48; е) свинца-207. 2. Приведите уравнения реакций взаимодействия с кислородом и бромом следующих металлов: барий, магний, железо. Назовите образующиеся бинарные соединения. 3. Определите массу алюминия, содержащегося в магний-алюминиевом сплаве массой 450 г с массовой долей магния 40 %. 4. Приведите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: а) Fe б) Са в) Си FeClj - Fe(OH)3 CaO CuCIo CaCIo CaCO, Cu ^ Си(МОз)2 - Fe; CaO -CuO Ca; ► Cu. 5. Рассчитайте массу раствора с массовой долей азотной кислоты 12 %, который необходим для полного растворения меди массой 280 г. 6*. При растворении цинка в растворе азотной кислоты выделилась смесь газов, состоящая из азота и оксида азота(1), имеющая относительную плотность по аргону 1,00. Рассчитайте массовую долю азота в выделившейся смеси газов. *§ 61. Свойства оксидов и гидроксидов металлов Для всех металлов известны оксиды и гидроксиды, причем большинство d-эле-ментов металлов проявляют несколько степеней окисления и поэтому образуют множество оксидов и соответствующих им гидроксидов. Кислотно-основные свойства этих оксидов и гидроксидов существенно зависят от положения металла в периодической системе, его активности и степени окисления атома металла. Оксиды и гидроксиды металлов С усилением металлических свойств соответствующих химических элементов усиливаются и основные свойства их оксидов и гидроксидов. Для S- и р-элементов по периоду слева направо они изменяются от ярко выраженных основных свойств у соединений щелочных и щелочноземельных металлов до амфотерных у металлов, стоящих ближе к линии, разделяющей металлы и неметаллы (у алюминия, германия, сурьмы, свинца). Так, например, све-жеосажденный гидроксид алюминия легко растворяется в растворах как кислот, так и щелочей; J 276 Металлы Кислотно-основные свойства этих оксидов изменяются от основных (у СгО и Сг(ОН)2) через амфотерные (у СГ2О3 и Сг(ОН)з) до кислотных (у СгОз и Н2СГО4). Аналогичная зависимость наблюдается и для других d-металлов. Качественное обнаружение ионов металлов На практике часто возникает потребность определить качественное и количественное содержание того или иного металла в образце (сплаве, детали, воде и т. п.). Возможность обнаружения металлов и их соединений в различных по своей природе объектах основана на различии в их физических и химических свойствах. Так, например, способность ионов металлов поглощать и излучать электромагнитное излучение с различной длиной волны может быть использована для качественного и количественного анализа. Если внести соединения натрия или калия в почти бесцветное пламя газовой горелки, то наблюдается различное окрашивание пламени: желтое в присутствии соединений натрия и фиолетовое в присутствии соединений калия. Соединения бария окрашивают пламя в бледно-зеленый цвет, а соединения лития, кальция и стронция — в различные оттенки красного (рис. 101). Различие в растворимости однотипных солей разных металлов также может быть использовано для их обнаружения и идентификации ионов металлов. Например, для того чтобы установить, в какой из двух пробирок с бесцветными растворами находится KCI, а в какой — CaClj, необходимо в обе прибавить раствор карбоната натрия. В одной из них образуется белый осадок, что свидетельствует о том, что в этой пробирке раствор СаС12.' Рис. 101. Окрашивание пламени ионами металлов: а — лития; б — бария; в — калия; г— стронция; д— натрия; е— кальция CaCl2 + ЫазСОз = 2NaCl -1- CaCOgi, или в ионной форме; Са^^+ СОз' CaCOgi. Металлы Вопросы и задания 1. В каждой паре оксидов укажите тот, основные свойства которого выражены сильнее: а) МдО и SrO; б) NajO и МдО; в) LijO и KgO. 2. Из приведенных гидроксидов выберите те, которые проявляют амфотерные свойства: ион, Ве(ОН)2, Мд{ОН)г, Си(ОН)2, Zn(OH)2, Са(ОН)2. 3. Приведите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: а) ВеО ^ Ве(ОН)2 ^ Na2[Be(OH)J; б) Сг СГ2О3 NaCrOo 4. Рассчитайте объем (н. у.) водорода, который выделится при взаимодействии цинка массой 10 г с: а) раствором, содержащим хлороводород массой 20 г; б*) раствором, содержащим гидроксид натрия массой 10 г. 5. В раствор массой 200 г, содержащий хлорид меди{11) массой 50 г, поместили железный гвоздь массой 5,0 г. Рассчитайте массовую долю хлорида меди(И) в растворе после окончания реакции. 6. К воде массой 100 г прибавили смесь оксида и гидроксида лития массой 5,00 г, в которой массовая доля лития равна 38,9 %. Рассчитайте массовую долю гидроксида лития в полученном растворе. *§62. Электрохимические процессы. Электролиз В результате многих химических реакций происходит переход электронов от одних атомов к другим. Такие реакции сопровождаются изменением степени окисления атомов и называются окислительно-восстановительными (см. § 32). Очень важное практическое значение имеют такие окислительно-восстановительные процессы, в которых переход электронов осуществляется не при непосредственном контакте частиц восстановителя и окислителя между собой, а в разных частях системы (на электродах, пространственно разделенных). Существуют два варианта проведения таких процессов. В первом варианте реакция, которая не может протекать самопроизвольно, протекает под действием внешнего источника электрического тока, и такой процесс называется электролизом. У Электролиз — это окислительно-восстановительная реакция, протекающая под действием электрического тока. На практике широко применяются процессы электролиза солей металлов (расплавов и водных растворов), оснований и кислот. 280 Металлы Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида кальция выражается уравнением: CaCl2= Ca + Cl2t. Схематически весь процесс электролиза можно представить следующим об- CaCl2 I Катод ( — ) •*—Са^++ 2СС ^ ( + ) Анод Са2+ + 2е- = Са 2С1“ - 2е" = Cl2t CaCl2 = Са + Cl2t Понятно, что осуществить процесс электролиза в расплаве можно только для электролитов, которые при нагревании переходят из твердого состояния в жидкое, не разлагаясь, т. е. термически стабильных. Например, невозможно провести электролиз расплавов таких соединений, как СаСОд, NH^Cl, Са(ОН)2 и т. д., поскольку попытка их расплавить путем'нагревания приводит к разложению на новые вещества. На практике в большинстве случаев электролизу подвергают расплавы солей (например, галогенидов). Однако электролизу можно подвергать и расплавы соединений других классов. Например, в промышленных условиях широко используют процесс электролиза расплавов солей (MgCl2 при получении магния и хлора), щелочей (NaOH при получении натрия), оксидов (раствор AI2O3 в расплавленном NagAlFg при получении алюминия). Анионы кислородсодержащих кислот (например, сульфаты, карбонаты, фосфаты) окисляются с большим трудом, и поэтому электролиз расплавов солей с такими анионами практически не проводят. Электролиз водных растворов солей Процесс электролиза растворов солей осложнен присутствием растворителя — воды. В тех случаях, когда на электроде возможно протекание нескольких процессов, наиболее вероятен тот, протекание которого связано с минимальными затратами энергии. При подключении к электродам внешнего источника тока принципиально на катоде могут протекать два процесса — восстановления катионов металла и молекул воды: Ме""^ -г пе“ = Me; 2H20-r2e^ = 20H--bH2t. 282 Металлы Катод (-) CUSO4 Cu2^ + SO, H2O ( + ) Анод H2O x2|Cu 2+ + 2e =Cu 2H20-4e- = 02t+ 4H+ 2CUSO4 + 2H2O = 2Cu + ОзТ + 2H2SO4 Катод (-) H2O X 2 I 2H2O + 2e- K2SO4 i 2K++SO4" ^ ( + )Анод H2O 2H20-4e- = 02t+ 4H+ H2t+ 20H- 6H2O = 2Н2? + ОзТ + 40H- + 4Н" 2H20 = 2H2t + 02? Обратите внимание, что суммарное уравнение электролиза водного раствора сульфата калия фактически сводится к разложению воды на водород и кислород. Сульфат калия формально в реакции не участвует. Однако провести электролиз чистой воды невозможно в силу того, что ее электропроводность очень мала и при реально используемых напряжениях источников тока в цепи протекает ничтожно малый электрический ток. Электролиз водных растворов кислот и оснований Процесс электролиза растворов кислот и оснований принципиально не отличается от такового для растворов солей. В растворе кислоты присутствуют катионы только одного вида — катионы водорода (или гидроксония НзО"^). И поэтому на катоде может протекать только процесс восстановления этих катионов, приводящий к выделению газообразного водорода. На аноде принципиально могут протекать два процесса — окисления анионов кислоты или молекул воды. Например, электролиз соляной кислоты и раствора серной кислоты можно представить следующими схемами: 284 Металлы Электролиз — это окислительно-восстановительная реакция, протекающая под действием электрического тока. Анод — это электрод, на котором протекает процесс окисления, а катод — электрод, на котором протекает процесс восстановления. Вопросы и задания 1. Приведите схемы электролиза расплавов следующих веществ: а) хлорида алюминия; б) карбоната натрия. Кратко поясните ответ. 2. Запишите суммарные уравнения, которые протекают в процессе электролиза водных растворов следующих веществ: а) нитрата свинца(Н); б) сульфата алюминия. 3. Почему при электролизе расплава и водного раствора хлорида кальция образуются разные продукты? Приведите суммарные уравнения этих процессов. 4. Водород какого объема (н. у.) выделился при электролизе водного раствора сульфата натрия массой 120 г, если масса раствора в процессе электролиза уменьшилась в 2 раза? 5. В результате электролиза водного раствора массой 2,0 кг с массовой долей сульфата меди{11) 14 % масса катода увеличилась на 80 г. Рассчитайте массовую долю сульфата меди(Н) в оставшемся растворе. *§ 63. Химические источники тока Кроме электролиза, возможен еще один вариант протекания окислительновосстановительной реакции. В этом случае электроны от восстановителя к окислителю переходят по металлическому проводнику через внешнюю электрическую цепь. В результате во внешней цепи возникает электрический ток, и такое устройство называют гальваническим элементом. Гальванические элементы являются химическими источниками тока — устройствами для прямого преобразования химической энергии в электрическую, минуя другие ее формы. Гальванические элементы на основе различных металлов и их соединений нашли широкое практическое применение как химические источники тока. Гальванический элемент В гальваническом элементе химическая энергия преобразуется в электрическую. Простейший гальванический элемент представляет собой два сосуда с растворами CUSO4 и ZnS04, в которые погружены соответственно медная и цинковая пластинки. Сосуды соединены между собой трубкой, которая называется солевым мостиком, заполненной раствором электролита (например, КС1). Такая система называется медно-цинковым гальваническим элементом. Схематически процессы, протекаюшие в медно-цинковом гальваническом элементе, представлены на рисунке 103. 286 Металлы раствор CUSO4. При этом образуются те же самые продукты — медь и ионы цинка. Но отличие реакции в медно-цинковом гальваническом элементе в том, что процессы отдачи и присоединения электронов пространственно разделены. Процессы отдачи (окисление) и присоединения (восстановление) электронов происходят не при непосредственном контакте атома Zn с ионом а в разных местах системы — соответственно на аноде и на катоде, которые соединены металлическим проводником. При таком способе проведения этой реакции электроны перемещаются от анода к катоду по внешней цепи, представляющей собой металлический проводник. Из курса физики вы уже знаете, что направленный и упорядоченный поток заряженных частиц (в данном случае электронов) и есть электрический ток. Во внешней цепи гальванического элемента возникает электрический ток. Химические источники тока Гальванические элементы широко используются в качестве химических источников тока. Существуют гальванические элементы, используемые на практике однократно и многократно. В последнем случае они называются аккумуляторы. В гальваническом элементе одноразового использования после того, как реагенты (или хотя бы один из них) израсходуются полностью, напряжение на его полюсах падает ниже минимально допустимого уровня, и он становится непригодным для использования и подлежит замене. Аккумулятор является устройством, которое используют многократно, т. е. процесс получения электрической энергии с его помощью носит циклический характер; на стадии заряда электрическая энергия превращается в химическую, на стадии разряда — химическая в электрическую. Различные типы аккумуляторов позволяют провести цикл разряд-заряд многие тысячи раз. Аккумуляторы. В настоящее время наибольшее распространение нашли свинцовые (используются в автомобилях для запуска стартера), никель-металло-гидридные и литий-ионные аккумуляторы. Последние типы аккумуляторов в основном используются в изделиях электронной техники — переносных компьютерах, видеокамерах, фотоаппаратах и т. п. На рисунке 104 схематически показано устройство свинцового аккумулятора. Он представляет собой сосуд, внутри которого находятся ячеистые электроды из свинца (с примесью Sb). Ячейки анода заполнены оксидом свинца(1У), а ячейки катода — металлическим свинцом. После заливания в сосуд раствора серной кислоты аккумулятор становится готовым к работе. По мере разряда на электродах (катоде и аноде) образуется сульфат свинца) 11), который при последующем заряде вновь превращается в свинец (на катоде) и оксид свинца)IV) (на аноде). 288 Металлы цево-цинковый элемент, составляет около 1,5—1,6 В. Чтобы получить большее напряжение, элементы также соединяют последовательно в батареи. В последнее время широкое распространение получили литиевые гальванические элементы, развивающие напряжение до 3,5 В на один элемент. Это достигается благодаря использованию более активных реагентов (в частности, в качестве восстановителя — металлического лития, в качестве окислителя — фторированного углерода) и заменой воды как растворителя (с которой литий реагирует) на неводные среды. В гальваническом элементе происходит прямое преобразование химической энергии в электрическую. Гальванические элементы являются химическими источниками тока. Вопросы и задания 1. В чем состоит принципиальное отличие окислительно-восстановительной реакции, протекающей при погружении цинковой пластины в раствор сульфата меди(Н), от реакции, протекающей в медно-цинковом гальваническом элементе? 2. Приведите уравнение суммарной реакции, которая будет протекать в гальваническом элементе, в котором вместо раствора сульфата цинка использован раствор хлорида железа(И), а вместо цинковой пластины — железная. 3*. Какое максимальное число электронов может пройти от анода к катоду во внешней цепи в медно-цинковом гальваническом элементе, в котором имеется раствор сульфата меди(И) массой 100 г с массовой долей соли, равной 5,0 %? 4. Приведите схемы процессов электролиза: а) расплава бромида цинка; б) водного раствора сульфата магния. 5*. За время использования меДно-цинкового гальванического элемента масса цинкового анода уменьшилась на 10 г. Рассчитайте, на какую величину изменилась масса медного катода. § 64. Коррозия металлов Металлы и их сплавы обладают целым рядом ценных свойств, благодаря которым они находят широкое применение. Однако свойства изделий из металлов и сплавов с течением времени могут существенно изменяться. Причиной этому часто является отрицательное влияние окружающей среды. Поддействием веществ, содержащихся в окружающей среде, металлы могут разрушаться. У Процесс взаимодействия металлов и сплавов с компонентами окружающей среды, в результате которого происходит разрушение металлов, называется коррозией. 290 Металлы Продукт процесса коррозии железа — ржавчина — не имеет стехиометрического состава. Строго говоря, в каждом конкретном случае (давление кислорода, влажность воздуха, температура, длительность процесса, состав железного сплава, состояние поверхности изделия и т. д.) образуются разные по составу вещества или смесь веществ. По этой причине на практике можно наблюдать ржавчину с широкой цветовой гаммой — от светло-желтого до темно-коричневого или почти черного цвета. Важную роль в процессе коррозии играет неоднородность (на микроуровне) поверхности изделия. На практике эта неоднородность может быть вызвана примесями (легирующие добавки), включениями (цементит FegC), границами зерен микрокристаллов железа, микротрещинами, различной степенью шероховатости поверхности и т. д. Из-за этого атомы железа на разных участках имеют различную способность отдавать электроны, т. е. окисляться, и в результате возникают гальванические элементы микроскопических размеров (рис, 106): Fe — 2е“ = Fe^■^. Участок металла, на котором протекает этот процесс, играет роль анода. Соседние участки металла, обладающие другими свойствами, выполняют роль катода. Электроны, отданные атомами железа, по металлу переходят на эти участки и вызывают процесс восстановления. На катоде одновременно протекают процессы восстановления воды и растворенных в воде молекул кислорода; 2H20 + 2e- = 20H+H2t; О2 + 2Н2О + 4е- 40Н* В конечном результате из ионов железа) П) и гидроксид-ионов образуется гидроксид железа) 11), который далее окисляется до гидроксида железа) 111) переменного состава, являющегося основным компонентом ржавчины. Упрощенно эти процессы можно выразить следующим образом: Fe2+ + 20H- = Fe(OH)2; Fe(0H)2 + 02 Ржавчина РвгОз■хНгО Н2О Уе20з‘ ХН2О. Если железное изделие привести в контакт с другим металлом, то в зависимости от его активности процесс коррозии либо ускоряется, либо замедляется. Fe Примесь Рис. 106. Схема электрохимической коррозии железа 292 Металлы ской воде, являющейся для широко применяемых металлов (железа, алюминия) очень агрессивной средой. Защита от коррозии Материальные потери, которые приносит коррозия в мировом масштабе, огромны. Ежегодно примерно четверть выплавляемого во всем мире железа уничтожается коррозией. Радикальным способом борьбы с коррозией является использование материалов (например, пластмасс), которые гораздо более устойчивы к ней. Однако, этот путь очень часто ограничен низкими механическими свойствами таких материалов по сравнению с железом и их относительно высокой стоимостью. Железо и сплавы на его основе в настоящий момент являются самыми доступными конструкционными материалами по сочетанию цены и механических свойств. Всякое усложнение состава сплавов или их замена неизбежно приводят к повышению стоимости конечных изделий или снижению их эксплуатационных качеств. Методы защиты от коррозии принято делить на пассивные и активные. Суть первых сводится к прекращению или замедлению доступа активных компонентов окружающей среды (в случае атмосферной коррозии это О2 и HjO) к металлу. Для этого можно использовать самые разные по своей природе покрытия; лаки, краски, пленки из масел или различных нефтепродуктов, пленки из металлов. Защитное действие покрытия напрямую связано с его проницаемостью для кислорода и паров воды — чем меньше проницаемость покрытия, тем более сильным защитным действием оно обладает. Например, при хранении железных деталей на складе их часто покрывают слоем вазелина или солидола, которые при последующей эксплуатации удаляют. Защитные лакокрасочные покрытия должны обладать хорошей сцепля-емостью (адгезией) с поверхностью изделия. Не всякий лак или краска могут служить эффективной защитой от коррозии. Из металлических покрытий широко используются пленки из никеля и хрома, которые наносятся с помощью электролиза на железные изделия путем катодного осаждения этих металлов. Активные методы защиты от коррозии основаны на использовании металлов более активных, чем железо. На практике широко используется оцинковывание железных изделий. При этом слой цинка резко замедляет процесс коррозии железного изделия, но только до тех пор, пока не окислится весь цинк. Широкое применение получило лужение — покрытие железных поверхностей оловом, однако этот способ является пассивной защитой и оказывает действие за счет прекращения доступа кислорода и паров воды к железу. Принципиальное отличие 294 Металлы Металлы в природе В окружающей нас среде химические элементы металлы встречаются как в виде простых веществ (или в свободном виде), так и в виде соединений. Форма нахождения элементов металлов в естественных условиях зависит от их химической активности. Химически малоактивные металлы (например, медь, золото, серебро, платина, палладий и др.), стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов правее водорода, в природе могут находиться как в виде простых веществ, так и виде соединений. Металлы с высокой химической активностью (например, натрий, калий, кальций, алюминий, магний и др.) встречаются в природных условиях только в виде соединений. Общие способы получения металлов В том случае, если металл в природных условиях находится в свободном состоянии, то его получение сводится лищь к разделению соответствующих смесей (например, с пустой.породой, другими металлами и т. д.). При этом преимущественно используются известные физические методы разделения смесей. Это не означает, что химические методы для этого не могут быть использованы — важную роль в выборе методов разделения играет экономическая целесообразность. Больщинство металлов, которые щироко используются человеком в хозяйственной деятельности, получают в результате химических реакций из руд. Руда — природное минеральное образование, в котором атомы химических элементов (в частности, металлов) находятся в окисленном состоянии. Чтобы получить металлы из руды в свободном состоянии, необходимо провести процесс восстановления: + пе~ = Me. Для этого используют различные восстановители. Для получения металлов в качестве восстановителей применяют водород, более активные металлы, углерод (в виде кокса), оксид углерода)II), постоянный электрический ток. Технологические процессы, лежащие в основе промыщленных способов получения металлов из руд, можно разделить на пирометаллургические, гидрометаллургические и электрометаллургические. Пирометаллургические методы получения металлов основаны на использовании различных восстановителей для получения металлов путем восстановления из руд (в твердом агрегатном состоянии) при высокой температуре. В гидрометаллургических методах процесс восстановления протекает в водном растворе. 296 Металлы не в растворе (с водой образующийся металл активно реагирует), а в расплаве при повышенной температуре: 2NaCI= 2Na + Ci2t; BaCl2 = Ва + Cl2t. Весь производимый в мире в промышленных масштабах алюминий получают путем электролиза раствора оксида алюмини-я в расплавленном криолите NagAlFg. Протекающий при этом процесс упрощенно можно выразить суммарным уравнением: 2AI2O3. 4A1 + 302I. в природе химические элементы металлы встречаются как в виде простых веществ (или в свободном виде), так и в виде соединений. Для получения металлов в качестве восстановителей применяют водород, более активные металлы, углерод (в виде кокса), оксид углеро-да(11), постоянный электрический ток. Вопросы и задания 1. Подберите восстановитель и составьте уравнения реакций получения соответствующих металлов из следующих соединений: NaCI, CuO, FejOj, ZnO, CaO. 2. Необходимо приготовить сплав меди с цинком массой 1,8 т. Медь какой массы необходима для этого, если массовая доля цинка в сплаве равна 45 %? 3*. Рассчитайте массу кокса, который потребуется для полного восстановления оксида свинца(И) массой 20 т, если массовая доля углерода в коксе составляет 92 %. 4*. Водород какого объема (н. у.) потребуется для восстановления смеси оксидов же-леза(Н) и железа{111) массой 12 кг с массовой долей оксида железа(111), равной 80 %? 5. По данным анализа массовая доля алюминия в составе руды, содержащей криолит, равна 10,8 %. Рассчитайте массовую долю криолита в руде. 6. Из руды массой 45 кг, в которой массовая доля магнетита составляет 56 %, было получено железо массой 15 кг. Рассчитайте практический выход железа в этом процессе. § 66. Металлы 1А- и 11А-групп Из металлов, расположенных в главных подгруппах периодической системы, наибольший интерес представляют элементы групп IA и ПА. Особая роль, которую играют соединения некоторых из этих элементов как в живой природе, так и в хозяйственной деятельности человека, заслуживает подробного рассмотрения химии этих элементов. 298 Металлы лочноземельными металлами. Все изотопы радия радиоактивны, а самый долгоживущий из них — ™Ra — имеет период полураспада, равный 1620 лет. На внешнем энергетическом уровне у атомов этих элементов имеется два электрона: ns^. Во всех соединениях они всегда двухвалентны и проявляют единственную степень окисления +2. Распространенность магния и кальция в земной коре составляет около 1,4— 1,5 %. Содержание Be, Sr и Ва не превышает 0,01 %, а радиоактивный радий является продуктом распада урана и содержится в земной коре в очень малых количествах (около 10"'^%). Вследствие высокой химической активности все элементы группы ПА в природных условиях встречаются только в виде соединений. Простые вещества, образованные элементами группы ПА, в компактном состоянии представляют собой типичные металлы с характерным металлическим блеском с различными оттенками (от серого до серебристого). Их физические свойства представлены в таблице 27. Температуры плавления этих металлов гораздо выше, чем у щелочных металлов, у бериллия она превышает 1000 °С, и он относится к тугоплавким металлам. Плотность всех металлов этой группы не превышает 5 г/см^, и поэтому все они относятся к легким. Таблица 27. Физические свойства щелочноземельных металлов Металл t t °с ^КИП’ ^ Плотность, г/см® Be 1283 2470 1,86 Mg 650 1103 1,74 Са 850 1490 1,54 Sr 770 1357 2,60 Ва 710 1634 3,50 Ra 960 1536 5,00 Химические свойства и получение простых веи^еств Металлы, образованные элементами 1А- и ПА-групп, обладают очень высокой химический активностью. Щелочные металлы на воздухе быстро покрываются слоем продуктов их взаимодействия с веществами, содержащимися в воздухе (©2, Н2О и др.). При комнатной температуре к кислороду устойчивы только бериллий и магний благодаря оксидной пленке на поверхности. При высокой температуре окисление бериллия и магния кислородом протекает очень интенсивно. В зависимости от условий проведения реакции (давление кислорода, тем- 300 Металлы Оксиды, гидроксиды и соли Элементы группы IA образуют оксиды состава Же^О и соответствующие им гидроксиды МеОН, проявляющие ярко выраженные основные свойства, нарастающие по группе сверху вниз. Элементы группы ПА образуют оксиды состава МеО, которым соответствуют гидроксиды Ме(ОН)2- Основный характер оксидов и гидроксидов в этом случае также нарастает по группе сверху вниз, но изменяется от амфотерных свойств у ВеО и Ве(ОН)2 до основных — у RaO и Ra(OH)2- Гидроксиды бериллия и магния нерастворимы в воде, а гидроксиды щелочноземельных металлов и радия являются щелочами. Оксиды щелочных, щелочноземельных металлов и радия растворяются в воде, образуя гидроксиды: Li20 + Н2О - 2UOH; Ва0-ьН20 = Ва(0Н)2. ВеО и MgO с водой не реагируют и соответствующие гидроксиды получают по обменной реакции солей со щелочами. Оксиды и гидроксиды всех элементов IA- и ПА-групп легко растворяются в кислотах, а оксид и гидроксид бериллия, кроме того, и в растворах щелочей: NagO + H2SO4 = Na2SO, + Н2О; ВеО-ь 2НС1 = BeCl2 + Н2О; Ве(ОН)2 + 2NaOH - Na2[Be(OH)J. При сплавлении ВеО и Ве(ОН)2 с основными оксидами, основаниями и карбонатами образуются бериллаты: ВеО -г СаО = СаВеО t 2' Ве(ОН)2 -ь К2СО3 = КгВеОз -н 002? -г H20t. Практически все соли щелочных металлов хорощо растворимы в воде. Некоторые соли являются малорастворимыми, например Г12СОз, KCIO4. При нагревании гидроксиды (кроме NaOH, КОН, RbOH и CsOH) разлагаются на соответствующий основный оксид и воду: 2Li0H = Li20 + H20t; Са(0Н)2 = Ca0 + H20t. Важнейшие соединения элементов гррпп IA и ПА и их применение Многие соединения рассматриваемых элементов нашли широкое применение в самых разнообразных отраслях деятельности человека. Некоторые примеры приведены в таблице 28. 302 Металлы В растениях калий способствует фотосинтезу и стимулирует процессы прорастания семян. Для живых организмов не менее, чем соединения щелочных металлов, важны и соединения магния и кальция. Магний входит в состав хлорофилла — пигмента зеленых растений, играющего важнейшую роль в процессе фотосинтеза. Ионы магния принимают также участие в регулировании активности некоторых ферментов и клеточных систем. Соединения кальция составляют основу скелета всех позвоночных, зубов, скорлупы. Ионы кальция входят в состав некоторых белков и ферментативных систем, оказывающих влияние на свертываемость крови, осмотическое давление в клетках. Концентрация ионов Ca^■^ внутри клеток равна примерно 10“® моль/дм®, а вне клеток — в 1000 раз выше, тогда как ионов магния внутри клеток больше, чем вне их. Поэтому ионы кальция активируют внеклеточные ферменты, а ионы магния — внутриклеточные. Химические элементы, расположенные в группе 1А (Li, Na, К, Rb, Cs и Fr), называют щелочными металлами. Для всех элементов группы 1А характерна единственная степень окисления -И, а соответствующие простые вещества обладают высокой химической активностью. В группу ПА входят шесть металлов: Be, Mg, Са, Sr, Ва и Ra. Кальций, стронций и барий называют щелочноземельными металлами. Во всех соединениях эти элементы всегда двухвалентны и проявляют единственную степень окисления -1-2. Вопросы и задания 1. Почему в природных условиях элементы групп 1А и ИА не встречаются в виде простых веществ? 2. Составьте уравнения химических реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: а) СаСОз CaClg ^ Са б) U ^ LiOH ^ U2I в) МдО ^ Мд(ОН)2 ^ Мд г) К2О ^ К — КН - КОН UH2PO4 Са(ОН)2 ^ СаН2; LiOH ^ Li; Мд(МОз)2 - МдО; К2О ^ KNO3. 3. Рассчитайте массу декагидрата карбоната натрия, необходимого для приготовления раствора массой 400 г с массовой долей карбоната натрия 8,5 %. 4*. Водород какого объема (н. у.) выделится при растворении в избытке соляной кислоты сплава магния с кальцием массой 18 г, в котором массовые доли металлов равны? 304 Металлы В лабораторных условиях небольшое количество алюминия можно получить путем восстановления хлорида алюминия калием при высокой температуре: АЮз + ЗК = ЗКС1 + А1. Химические свойства алюминия Положение алюминия в ряду активности металлов свидетельствует о его высокой химической активности. Для ее наблюдения, например в реакциях с кислородом и водой, необходимо обеспечить надежный доступ реагентов к поверхности металла. Сделать это путем простого механического воздействия на его поверхность чем-нибудь твердым невозможно, поскольку очень быстро оксидная пленка вновь образуется и реакция прекращается (поврежденные места «залечиваются»). Для этого можно использовать способность алюминия образовывать амальгаму — сплав с ртутью. Практически это можно сделать, погрузив алюминий на несколько секунд в подкисленный раствор соли ртути(П) (например, HgClj или Hg(N03)2). При этом протекает реакция замещения и получается металлическая ртуть, кото'рая осаждается на поверхности алюминия и образует с ним амальгаму: ^ 2А1 + 3Hg2+ = 2А|з+ + 3Hg; Al + Hg = Al(Hg). Если такой алюминий (он называется амальгамированный алюминий) поместить в воду, то он бурно реагирует с ней (рис. 109): 2А1(амальг.) + OHjO = 2А1(ОН)з1 -т ЗНгТ. При высокой температуре алюминий энергично взаимодействует с кислородом, серой, галогенами. При этом образуются соответствующие бинарные соединения: 4AI + ЗО2 = 2AI2O3; 2А1 + 38 = AI2S3; 2А1 + 3CI2 = 2AICI3. Интересно протекает реакция алюминия с иодом. Если смешать при комнатной температуре порошкообразные алюминий и иод, то видимых признаков реакции не наблюдается. Однако достаточно прибавить к реакционной смеси одну каплю воды. Рис. 109. Растворение амальгамированного алюминия в воде 306 Металлы AI2O3 + 6НС1 = 2AICI3 + ЗН2О; Al203 + 6NaOH + 3H20: 2Na3[Al(OH)6 В действительности эти реакции можно практически провести только с оксидом, полученным при низкой температуре, например осторожным обезвоживанием гидроксида. Оксид алюминия, полученный при высокой температуре (например, при сгорании алюминия или прокаливании других соединений алюминия), очень инертен, и скорость его растворения чрезвычайно мала. Практически растворить такой оксид в растворах кислот и щелочей невозможно. При сплавлении оксида алюминия с основаниями, основными оксидами и карбонатами образуются соответствующие метаалюминаты: AI2O3 -г ВаСОз = 2Ва(А102)2 + C02t; А120з + Са0 = Са(А102)2; AI2O3 + 2LiOH = 2LiAI02 + H20t. При добавлении раствора щелочи к раствору соли алюминия выпадает белый студенистый осадок, состав которого зависит от условий получения и может быть выражен формулой AI2O3 • XW2O. Для простоты в уравнениях реакций мы будем записывать его формулу как А1(ОН)з: А13+ + ЗОН- = А1(ОН)з1. Если при проведении этой реакции использовать обратный порядок сливания растворов — раствор соли алюминия медленно приливать к раствору щелочи, то образования осадка не наблюдается. Это объясняется амфотерными свойствами образующегося гидроксида — выпадающий вначале осадок А1(ОН)з легко растворяется в избытке щелочи с образованием хорошо растворимой комплексной соли: AICI3 + 3NaOH = А1(ОН)з1 + 3NaCl; А1(ОН)з + ЗЫаОН = Ыаз[А1(ОН)б]. Лабораторный опыт 12(*18) Амфотерные свойства гидроксида алюминия Получение гидроксида алюминия. Налейте в пробирку раствор сульфата алюминия объемом 2—3 см®, отметьте его окраску. Прибавьте по каплям в пробирку разбавленный раствор гидроксида натрия (или гидроксида калия) до образования осадка. Изучение свойств. Разделите осадок на две части и добавьте к одной раствор серной кислоты, а к другой — щелочи до исчезновения осадка. Сделайте вывод о свойствах гидроксида алюминия. 308 Металлы являются драгоценными камнями и используются в производстве ювелирных украшений. Очень важное значение имеет каолинит (основной компонент глины), огромные количества которого расходуются при производстве цемента. На первой стадии его получения шихту, состоящую из глины, известняка и ряда добавок, подвергают обжигу во вращающихся печах при 1500 °С. При этом протекают сложные процессы образования алюмосиликатов кальция. В результате образуется цементный клинкер — спекшиеся очень твердые гранулы. Вторая стадия получения цемента — измельчение клинкера и получение порошкообразного цемента, способного необратимо твердеть при смешивании с водой. Огромные количества цемента используются в строительстве. Атом алюминия проявляет в соединениях постоянную степень окисления -1-3. Оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами и реагируют с кислотами и щелочами. Вопросы и задания 1. Составьте уравнения химических реакций, следующие превращения: с помощью которых можно осуществить а) AlgOg ^ А1(ОН)з ^ А1 AIjSg А1(ОН)з; б) А1 ^ AICI3 ^ AljOg — KAIO2 AICL AlgOgi AlgOg. В) NaAIOj ^ А1(ОН)з ^ AICI3 - А1 - AKNOglg 2. В раствор массой 300 г с массовой долей гидроксида натрия 18 % поместили алюминий массой 20 г. Водород какого объема (н. у.) выделится при этом? 3. Какое число атомов содержится в алюминиевом кубике с длиной ребра, равной 15 мм? 4. Массовая доля оксида алюминия в образце боксита составляет 35 %. Алюминий какой максимальной массы можно получить из такого боксита массой 100 кг, если выход его составляет 88 %? 5. Рассчитайте массовую долю сульфата алюминия в растворе, в котором на 1 ион алюминия приходится 20 молекул воды. 6. При полном сгорании алюминия массой 800 мг в кислороде выделилось 24,8 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение реакции горения алюминия в кислороде. § 68. Металлы В-групп У химических элементов В-групп валентными являются электроны как внешнего (s-электроны), так и предвнешнего (d-электроны) и даже третьего снаружи (/-электроны) энергетических уровней. Все элементы В-групп относятся к металлам. 310 Металлы Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов У химических элементов, проявляющих несколько степеней окисления, кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов изменяется от основных (металл в низшей степени окисления) через амфотерные (металл в промежуточной степени окисления) до кислотных (металл в высшей степени окисления). Подтверждением этому служат многочисленные оксиды и гидроксиды марганца. +2 Усиление кислотных свойств +3 +4 +6 +7 МпО Мп(ОН)2 МП2О3 Мп(ОН)з МпОз Мп(ОН), МпОз НгМпО, МП2О7 НМпО, Усиление основных свойств Так, например, высшие оксиды и гидроксиды ванадия, хрома, марганца и железа проявляют кислотные свойства, а соединения этих же металлов в низшей степени окисления*— основные: СгОз + 2КОН = К2СГО4 + Н2О; МП2О7 + 2NaOH = 2NaMn04 + Н2О: Сг(ОН)2 + 2HC1 = CrCl2 + 2Н2О; MnO + 2HCl: :MnCl2 + H20. Оксиды и гидроксиды, содержащие атомы этих металлов в промежуточной степени окисления, проявляют выраженные в разной степени амфотерные свойства. Они сильнее выражены у соединений Сг(1П) и менее — у соединений Fe(III) и Mn(III), Mn(IV): Сг(ОН)з + ЗНС1 = СгС1з + ЗН2О; Сг(ОН)з + ЗКОН = Кз[Сг(ОН)б]. Окислительно-восстановительные свойства оксидов и гидроксидов Оксиды и гидроксиды, содержащие атомы элементов В-групп в максимальной степени окисления, проявляют сильные окислительные свойства. Например, СгОз, НМПО4 являются очень сильными окислителями: 8НМПО4 + 5H2S + 3H2SO4 = 8MnS04 + I2H2O; 2СгОз + 12HCI = 2СгС1з + 3Cl2t + 6Н2О. 312 Металлы Продолжение Формула Применение РезО^ В производстве магнитных лент, запоминающих устройств для компьютеров K2SO4 • Сг2( 504)3 • 24Н2О Хромово-калиевые квасцы — дубильное вещество в кожевенной промышленности NiOOH в качестве окислителя при производстве аккумуляторов К2СГ2О7 Хромпик — окислитель в химических лабораториях, для дубления кож AgBr Светочувствительное вещество в производстве фотоматериалов Ti02 Белый пигмент в производстве красок (титановые белила) СГ2О3 Абразивное вещество в шлифовальных пастах, пигмент в производстве зеленых красок В отличие от s- и р-металлов для металлов В-групп характерен более широкий набор возможных степеней окисления их атомов в соединениях. Кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов изменяется от основных (металл в низшей степени окисления) до кислотных (металл в высшей степени окисления). Оксиды и гидроксиды, содержащие атомы элементов В-групп в максимальной степени окисления, проявляют сильные окислительные свойства. Вопросы и задания 1. Запишите формулу электронной конфигурации ионов: Zn^”^, Cu^, Sc^"^. 2. Рассчитайте объем раствора гидроксида калия с молярной концентрацией 0,05 моль/дм^, который необходим для полного осаждения гидроксида из раствора, содержащего хлорид марганца(Н) массой 20 г. 3*. Массовая доля кислорода в одном из оксидов марганца равна 30,40 %. Установите эмпирическую формулу этого оксида. 4*. Рассчитайте максимальный объем (н. у.) сероводорода, который способен прореагировать с подкисленным серной кислотой раствором, содержащим перманганат калия массой 200 мг. 5. Приведите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Сг ^ СггОз ^ СгС1з — Сг(ОН)з ^ Кз[Сг(ОН)е] ^ KCrOj ^ СгС1з. 6. Рассчитайте массовую долю кислорода в хромо-калиевых квасцах. 314 Металлы циальных вертикальных печах (рис. 113). Доменная печь представляет собой внушительное сооружение высотой примерно 20—30 м с объемом до 5000 м^ и является аппаратом непрерывного действия. Сверху в печь подается шихта, в состав которой входят концентрат железной руды, кокс, флюсы (CaCOj, MgCOj). Снизу в печь вдувают обогашенный кислородом воздух. При высокой температуре (более 1500 °С) в печи протекают сложные гетерогенные процессы, в результате которых железо из руды последовательно восстанавливается до металлического: FeO —► Fe. FePj Флюсы, взаимодействуя с примесями (соединения Si, Р, S), превращаются в легкоплавкие шлаки, которые имеют низкую плотность, и поэтому всплывают на поверхность расплавленного железа: Si02 -I- СаСОз = СаЗЮз -г СОзТ. Присутствующий в шихте кокс легко растворяется в расплавленном железе, и поэтому в доменном процессе получается чугун — сплав железа, в котором Руда, кокс, гЬпюгм Рис. 113. Схема доменного процесса РегОз + ЗС 2Fe + ЗСО РегОз + ЗСО = 2Ре -г ЗСОг Si02 + СаСОз ~ СаЗЮз + СОз 2СО i СОг + С РегОз + ЗС i 2Ре э- ЗСО С + СОг^ 2СО С + Ог — СОг Воздух (800 °С) Шлаки 316 1 Металлы Этот процесс ранее широко использовался для получения водорода. В разбавленных соляной и серной кислотах железо легко растворяется с образованием соответствующих солей железа(П); Ре + 2НС1 = РеС12 + НЛ; Pe + H2S04 = PeS04 + H2t. Металлическое железо вытесняет малоактивные металлы (Си, Ag, Hg и др.) из растворов их солей. Железный гвоздь становится кирпично-красным (слой меди) при погружении в раствор сульфата меди(П) и серебристым (слой ртути) — при погружении в раствор нитрата ртути(П): Ре -t- CuSO^ =: PeSO^ + Cui; Ре+ Hg( N03)2 = Pe( N03)2+ Hgi. Для качественного обнаружения ионов железа Ре^"^ в растворе можно использовать Кз[Ре(СМ)з] (это вещество имеет тривиальное название красная кровяная соль), с которым ионы Ре^"^ образуют синий осадок (рис. 114): 3Pe2+ + 2[Pe(CN)6f- = = Рез[Ре(СЫ)б]2(. Для обнаружения ионов Ре®"^ применяют K4[Pe(CN)g] (это вещество имеет тривиальное название желтая кровяная соль), с которым ионы Ре^"^ образуют синий осадок (см. рис. 114): 4РеЗ+ + 3[Ре(СЫ)б]^- = = Ре4[Ре(СЫ)е]з1. Оксиды, гидроксиды и соли железа У железа известны оксиды РеО, Ре20з и Рсз04. Первым двум соответствуют два гидроксида: почти белый Ре(ОН)2 и коричневый Ре(ОН)з. Последний гидроксид имеет нестехиометрический состав и правильнее было бы записывать его формулу в виде Ре20з • хНзО. Рис. 114. Получение осадков с ионами Ре^^ и Ре^'^: а — растворы до реакции; б — после реакции 318 Металлы *3адание 2. Проведите качественные реакции на ионы железа в растворе с красной и желтой кровяными солями. В две пробирки налейте растворы солей железа: в первую — сульфата железа(П), во вторую — хлорида железа(1П). В первую пробирку добавьте 2—3 капли раствора гексацианоферрата(П1) калия (красной кровяной соли), а во вторую — столько же гексацианоферрата(П) калия (желтой кровяной соли). Отметьте цвет образовавшихся осадков. При помощи этих реакций вы смогли обнаружить ионы двух- и трехвалентного железа. Составьте уравнения химических реакций в молекулярном виде. Оксид железа( 11,111) Рсз04 можно рассматривать как феррит железа(П) — Fe(Fe02)2, получить который можно прокаливанием стехиометрической смеси Fe(OH)2 и Ре(ОН)з: Fe(OH)2 + 2Ре(ОН)з = Fe(Fe02)2 + 4H20t. При сплавлении оксида или гидроксида железа)III) с сильными окислителями (например, KCIO3) в щелочной среде образуются соединения железа)VI) — соли не выделенной в свободном состоянии железной кислоты Н2ре04 — ферраты: Рб20з + KCIO3 + 4КОН = 2К2ре04 + KCI ч- 2Н201. Применение железа и его соединений Сплавы на основе железа — основной конструкционный материал. Широко используются чугун и сталь: кузова автомащин, подвижной состав и рельсы железнодорожного транспорта, железобетонные конструкции, станки, детали машин и механизмов и т. д. Введение небольших количеств некоторых других металлов в сталь — ее легирование — позволяет получать материалы с уникальными свойствами. Так, например, добавка вольфрама придает стали жаропрочность и способность работать при высоких температурах, не подвергаясь химической коррозии. Вводя хром и никель, получают нержавеющие стали («нержавейку»), устойчивые к атмосферной коррозии, а также и в более агрессивных средах. Сталь, легированная ванадием, применяется при производстве инструментов. Оксид Ве20з используется как пигмент в производстве красок {охра). Роль соединений железа в живой природе Железо относится к жизненноважным или незаменимым элементам. Массовая доля железа в животных организмах составляет около 0,01 %. В организме человека содержится около 5 г железа, главным образом в составе гемоглобина крови. Атом железа входит в состав гемоглобина, играющего роль переносчика кислорода из легких в ткани. Окислительно-восстановительные процессы в ор- 320 Металлы § 70. Медь Именно медь стала первым металлом, который древний человек научился использовать вместо камня. На смену «каменному веку» пришел «век медный». С тех давних времен и до наших дней медь неразрывно сопровождает человечество во многих его начинаниях. Медь внесла заметный вклад в развитие материальной культуры, но еще более важную роль суждено было сыграть сплаву меди с оловом — бронзе. Этот замечательный сплав обладает целым рядом преимуществ перед чистой медью: большей твердостью и прочностью, упругостью, меньше подвержен коррозии. Вслед за недолгой эпохой меди — медным веком — на нашей планете воцарился бронзовый век. Прогресс современной микроэлектроники и достижения электротехники были бы немыслимы без проводников, изготавливаемых из меди. До настоящего времени во многих странах сплавы, содержащие медь, используются для производства монет — не это ли признание ее огромной роли в современном мире. Химический элемент и простое вещество Атомный номер медиДЭ, поэтому заряд ядра ее атома равен 29+, и в атоме содержится 29 электронов. Особенностью строения ее электронной оболочки является «перескок» электрона с 4s- на 3d-подуровень, и поэтому атом меди в невозбужденном электронном состоянии вместо ожидаемой [Ar]3d®4s^ имеет конфигурацию [Ar]3d'°4s': 3d_____ 4s 4р Си п tl п ti ti t Атомы меди в соединениях находятся преимущественно в степенях окисления 4-1 и 4-2. В отличие от большинства металлов, имеющих серебристый цвет, металлическая медь представляет собой розовато-красный металл с металлическим блеском, мягкий и очень ковкий. Медь относится к тугоплавким = 1083 °С) и тяжелым (плотность 8,92 г/см^) металлам. По электропроводности медь уступает только серебру. Нахождение в природе и получение В земной коре медь встречается в основном в виде соединений. Очень редко можно встретить самородную медь в чистом виде и в виде сплавов с другими металлами (в основном благородными). Основными природными минералами меди являются халькопирит CuFeSg, малахит СиСОз • Си(ОН)2, медный блеск CU2S и др. 322 Металлы Медь очень быстро теряет блеск и темнеет в атмосфере, содержащей даже небольшие количества сероводорода, вследствие образования черного сульфида меди(П): 2Си-1-О2 + 2H2S = 2CuS + гнр!. С водой, разбавленной соляной и серной кислотами, растворами щелочей, медь не реагирует. В азотной и концентрированной серной кислотах медь растворяется с образованием соответствующих солей: ЗСи -г 8НЫОз(разб.) = ЗСи(ЫОз)2 2NOT -г 4Н2О; Си + 4HN03(kohu,.) = Cu(N03)2 -t- 2N02t -г 2H2O; Си + 2Н2504(конц.) = CUSO4 + 502! -г 2Н2О. Оксиды, гидроксиды и соли меди Медь образует два оксида: черный СиО и кирпично-красный CU2O, которым соответствуют два гидроксида: голубой Си(ОН)2 и желтый СиОН (рис. 115). Последний гидроксид очень неустойчив и быстро самопроизвольно разлагается в момент получения с образованием оксида меди(1): 2Cu0H = Cu20 + H20. Гидроксид меди(П) несколько более термически устойчив, чем СиОН, но при небольшом нагревании (например, при кипячении) также легко разлагается с образованием черного оксида меди(П): Си(ОН)2 СиО + Н2О. Получить гидроксид меди(П) можно по обменной реакции: CUSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2i + Na2S04. Образование гидроксида меди(1) наблюдается при нагревании свежеприготовленного Си(ОН)2 с органическими восстановителями (альдегидами RCHO): Cu(OH)2+RCHO-^ ^ RCOOH + CuOH; 2CuOH = CU2O + Н2О. Голубой гидроксид меди(П) восстанавливается до желтого СиОН, который в условиях проведения реакции (нагревание) разлагается до кирпично-красного Рис. 115. Твердые оксиды меди(И) (1) и меди(1) (2) и осадки гидроксидов меди(И) (3) и меди(1) (4) 324 Металлы тается, что потребность взрослого человека в меди составляет 2—3 мг в сутки. При дефиците меди нарушается обмен железом между плазмой крови и эритроцитами. Соединения меди важны при лечении анемии. В крови ракообразных и головоногих медь входит в состав дыхательного пигмента гемоцианина и играет ту же роль, что и железо в составе гемоглобина. Соединяясь с кислородом, гемоцианин синеет (поэтому у улиток «голубая кровь»), а отдавая кислород тканям, — обесцвечивается. В земной коре медь находится в основном в виде соединений. Очень редко встречается самородная медь в чистом виде и в виде сплавов с другими металлами (в основном благородными). Медь образует два оксида: черный СиО и кирпично-красный CU2O, которым соответствуют два гидроксида: голубой Си(ОН)2 и желтый СиОН. Вопросы и задания 1. Какие степени окисления проявляют атомы меди в соединениях? Приведите по три примера соединений, содер>йащих атомы меди в указанных вами степенях окисления. 2*. Суточная потребность взрослого человека в меди составляет примерно 0,05 мг на 1 кг массы тела. Рассчитайте объем раствора сульфата меди(И) с молярной концентрацией 4,80 ммоль/дм^, который содержит суточную дозу меди для человека массой 60 кг. 3. Составьте уравнения химических реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: а) Си Си(МОз)г — СиО ^ CuClg ^ Си ^ CuCIgl б) CuS — CuO -* Си “♦ CUSO4 ^ Си(ОН)2 CuS -*• Си. 4. Медь образует с золотом соединение (интерметаллид), в котором массовая доля золота равна 50,8 %. Установите эмпирическую формулу этого интерметаллида. 5*. Легко растирающийся в порошок сплав Деварда содержит 50 % меди, 45 % алюминия и 5 % цинка по массе. В какой массе сплава Деварда содержится 1 -10^^ атомов всех металлов? 6*. Массовая доля кислорода в кристаллогидрате нитрата меди(Н) равна 58,70 %. Какое число молекул воды приходится на 100 формульных единиц нитрата меди{11) в этом кристаллогидрате? Запишите эмпирическую формулу этого кристаллогидрата. Практическая работа 4 (*9) Решение экспериментальных задач по теме «Металлы» Вариант 1 Задача I. В выданных вам пробирках находятся растворы солей: хлорида железа) III), хлорида кальция, хлорида магния. Определите опытным путем, какое вещество в каждой пробирке. Для распознавания выданных веществ проведите ка- Обобщение знаний по курсу неорганической химии *§71. Важнейшие химические понятия и законы Любая наука характеризуется прежде всего тремя составляющими, которые позволяют считать ее самостоятельной областью знания; основным объектом изучения, собственными методами исследования и своим языком, с помощью которого описываются объекты и результаты исследований. У Химия — наука о веществах и их превращениях. Таким образом, предметом (или объектом) химии является изучение химических веществ и их превращений, а также создание нужных человеку веществ с заданными свойствами. Метод — в самом общем смысле слова это путь познания окружающего мира и способы действий в рещении конкретных научных и практических задач. Химия, как и каждая наука, имеет свои собственные методы: определение состава, строения, свойств веществ. В то же время она использует и общие методы, присущие всем наукам: наблюдение, эксперимент, анализ, синтез. Научный язык современной химии включает в себя химическую символику, номенклатуру и терминологию (рис. 116). Основные положения химической символики и номенклатуры вам уже хорощо известны, поэтому сейчас мы поговорим о третьей составляющей химического языка — терминологии. Конечно, основные понятия, термины, формулировки Рис. 116. Структура химического языка 328 Обобщение знаний по курсу неорганической химии более устойчивого состояния, соединяясь между собой или с другими атомными частицами при помощи сил химической связи в более сложные образования — молекулы или кристаллы. Такой процесс всегда сопровождается выделением энергии. Молекулой мы можем назвать нейтральную группу атомов, способную к самостоятельному существованию. Такая группа может состоять из двух и большего числа атомов. Она проявляет определенные химические свойства, т. е. способность вступать в химические реакции. Отдельные молекулы не имеют большинства физических свойств, присущих химическому веществу: цвета, плотности, температуры плавления и кипения, электро- и теплопроводности и др. Такие свойства возникают только при объединении молекул в более сложные группы (агрегаты) за счет сил межмолекулярного взаимодействия. Точно так же и атомные частицы, соединяясь между собой, образуют сложные агрегаты, обладающие определенными физическими и химическими свойствами. Такие объединения частиц называются химическими веществами. У Химическое вещество — это устойчивая система частиц (атомов, ионов или молекул), обладающая определенными физическими и химическими свойствами. Каждое химическое вещество характеризуется тремя составляющими: составом, строением и свойствами. Проявление определенных физических и химических свойств у одного вещества определяется его составом и строением. Все вещества можно разделить по составу на два вида: простые — образованные атомами одного химического элемента, и сложные — образованные атомами разных химических элементов. Одной из важнейших характеристик химического вещества является строение, т. е. порядок соединения в системе образующих его частиц. Сочетание одинаковых молекул приводит к образованию веществ молекулярного строения. Слабые межмолекулярные силы между отдельными молекулами обусловливают и сравнительно низкие температуры плавления и кипения таких веществ. Поэтому среди веществ с молекулярным строением при обычных условиях много жидкостей и газов. Молекулярное строение характерно для органических веществ и некоторых неорганических веществ. Вещества, в кристаллах которых нет молекул, называются немолекулярными. Такие вещества образованы из огромного числа атомных частиц, связанных между собой силами химических связей. В зависимости от вида частиц и типа химической связи между ними различают ковалентные (атомные), ионные и металлические кристаллы. На рисунке 118 приведены формы существования простых и сложных веществ молекулярного и немолекулярного строения при нормальных условиях. г 330 Обобщение знаний по курсу неорганической химии Продолжение Физическая величина Обозначение Единица Формула для определения физической величины Число структурных единиц N 1 N = Nf^- п Молярный объем газа руд/моль V = V m „ ' m р Объем V 3 3 3 м ,дм , см 1/ = —; Ц = V • л (для газов) Р Относительная плотность газов D — D=—- D =~- D = — Мз’ Н2 2 ’ «“д 29 Основные законы химии Закон постоянства состава. Каждое химическое вещество характеризуется качественным и количественным составом. Вещества немолекулярного строения, в отличие от молекулярных веществ, не имеют строго постоянного состава. В условиях реальных процессов получения в кристаллических решетках таких веществ могут возникать дефекты, т. е. отклонения от идеального расположения атомов и от строгих стехиометрических соотношений между атомами элементов, входящих в состав данного вещества. Поэтому современная формулировка закона постоянства состава следующая. а Всякое чистое вещество молекулярного строения независимо от способа получения имеет постоянный качественный и количественный состав. Законы сохранения массы и энергии. Вам давно уже хорошо знаком закон сохранения массы веществ, основанный на принципе химической неделимости атомов в процессе химических реакций. а Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции. На основе закона сохранения массы веществ составляются уравнения химических реакций и проводятся различные вычисления. В то же время закон сохранения массы является частным случаем общего закона природы — закона сохранения энергии, который утверждает, что энергия не создается и не уничтожается, но может превращаться из одной формы в другую. Взаимосвязь массы и энергии была доказана А. Эйнштейном в начале XX в.: Е = тс^, или А£ = Arne‘S, 332 Обобщение знаний по курсу неорганической химии 5. Составьте термохимическое уравнение разложения аммиака, если известно, что разложению подвергся аммиак массой 68 г и при этом поглотилось 184 кДж теплоты. 6. Приведите конкретные примеры, соответствующие формам существования простых и сложных веществ молекулярного и немолекулярного строения, указанных на рисунке 118. *§ 72. Периодичность изменения свойств простых и сложных веществ Периодический закон Д. И. Менделеева является одним из наиболее фундаментальных и общих законов природы. Его открытие ознаменовало начало новой эпохи в развитии химии — ее современного этапа. Периодический закон позволил обобщить разрозненные факты о химических элементах, раскрыть глубокую внутреннюю связь между ними и тем самым объединить в единую систему. Вся живая и неживая природа состоит из атомов самых различных химических элементов. Следовательно, периодический закон — это не только основной закон химии, но и основной закон природы. Его открытие оказало огромное влияние на развитие химии, физики, геологии, других естественных наук и не утратило своего значения до сих пор. Периодичность изменения свойств атомов химических элементов Больщую роль сыграл периодический закон в развитии теории строения атома. Выявленная с его помощью глубокая внутренняя связь между элементами позволила сделать вывод о том, что все атомы построены принципиально одинаково. Поэтому создание моделей атомов стало возможным только после открытия периодического закона. В свою очередь, знание строения атома позволило глубже понять суть этого закона, объяснить причину периодичности в изменении свойств атомов химических элементов, простых веществ и соединений. Графическим изображением периодического закона является таблица периодической системы, в которой химические элементы располагаются в порядке возрастания их атомного (порядкового) номера. По мере возрастания атомного номера происходит постепенная «застройка» электронной структуры атомов элементов. Химические свойства атомов и их соединений определяются, главным образом, строением внещних электронных оболочек. В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре типа элементов: s-, р-, d- и/-элементы. Элементы с одинаковой электронной конфигурацией внешних электронных слоев находятся в одной группе (см. табл. 7), а их простые вещества обладают сходными химическими свойствами. По мере роста атомного номера элемента периодически повторяются электронные конфигурации внешних энергетических уровней. Этим и объясняется периодический характер изменения свойств атомов в ряду химических элементов. В главе III мы уже рассмотрели закономерности изменения атомных характе- 334 Обобщение знаний по курсу неорганической химии Полуметаллы В С N 0 F Ne А1 Si P S Cl Ar Ga Ge As Se Br Kr In Sn Sb Те 1 Xe Т1 Pb Bi Po At Rn Металлы Рис. 120. Блок р-элементов в периодической системе став и строение простых веществ, образованных элементами второго и третьего периодов, а также изменение их ■Неметаллы температур плавления — важного физического свойства любого вещества (табл. 32). Таблица 32. Состав, строение и температуры плавления простых веществ элементов 2-го и 3-го периодов Группа 1А ИА IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 2-Й период Элемент Li Be В С N О F Ne О СО Р- (J О н (J о сх с: Формула Li Be В С (ал- маз) Nj О, Ne Структура Немолекулярная Молекулярная Форма существования Металлические кристаллы Атомные кристаллы Простые молекулы Ато- мы Температура плавления, °С 80,5 278 180 3550 210 218 -220 -249 3-й период Элемент Na Mg А1 Si Р S Cl Ar О ш F- CJ Ф 3” ф 02 Ф О О о о. с Формула Na Mg А1 Si Se Clj Ar Структура Немолекулярная Молекулярная Форма существования Металлические кристаллы Атом- ные кри- стал- лы Молекулярные кристаллы Про- стые моле- кулы Ато- мы Температура плавления, °С 97,8 649 660,4 1410 44,1 113 -101 -189 336 Обобщение знаний по курсу неорганической химии Максимальные положительные степени окисления элементов также обнаруживают периодический характер изменения (табл. 34). Они возрастают слева направо вдоль периода. Минимальная отрицательная степень окисления характерна только для элементов IVA—VIIA-rpynn и возрастает справа налево. Таблица 34. Характерные степени окисления элементов групп А Степени окисления Группа 1А ПА 11IA IVA VA VIA VIIA VIIIA Максимальная положительная -И +2 -ГЗ -Г4 4-5 -Ьб 4-7 0(+8) Примеры соединений KCI MgBf2 AIF3 CCI4 PCI5 SO3 CI2O7 XeFg Минимальная отрицательная -4 -3 -2 -1 Примеры соединений AI4C3 CagPj HjS HF Закономерности изменения свойств сложных веществ рассмотрим на примере оксидов, образованных элементами третьего периода в высших степенях окисления, а также на примере соответствующих этим оксидам гидроксидов. Изменение свойств простых веществ в пределах периода позволяет сделать предположение о характере изменения свойств оксидов этих элементов. Так как простые вещества элементов начала периода проявляют металлические свойства, то и их оксиды должны иметь основный характер. Элементы конца периода являются типичными неметаллами, поэтому их оксиды проявляют кислотные свойства. Эти выводы наглядно подтверждаются характером взаимодействия оксидов с водой. Оксид натрия взаимодействует с водой очень активно, образуя щелочь: ЫззО-г Нр = 2NaOH. Оксид магния реагирует гораздо менее активно, при этом образуется малорастворимое основание, т. е. наблюдается ослабление основных свойств: MgO + Н2О Mg(OH)2. Оксид алюминия AljOj с водой не взаимодействует, но при соответствующих условиях может реагировать как со щелочами, так и с кислотами, проявляя амфотерные свойства. 338 Обобщение знаний по курсу неорганической химии постоянной у всех гидроксидов, то характер диссоциации любого гидроксида в водном растворе будет определяться относительной прочностью связи R—О. По периоду радиусы атомов и катионов уменьгнаются, следовательно, длина связи R—О будет уменьшаться от натрия до хлора. Точно так же уменьшается и полярность связи R—О, поскольку растет электроотрицательность х и, следовательно, уменьшается величина: Ах = Хо “ Xr, где Хо Xr — значение электроотрицательностей кислорода и элемента R. Таким образом, относительная прочность связи R—О возрастает с увеличением атомного номера R, что приводит к изменению характера электролитической диссоциации от основного к кислотному. Как и в случае оксидов, гидроксид алюминия проявляет амфотерные свойства. Это можно отразить условной записью его формулы как основания — А1(ОН)з и как кислоты — H3AIO3. Поскольку в группах элементов сверху вниз электроотрицательность уменьшается, а радиусы атомов увеличиваются, то основный характер диссоциации гидроксидов будет усиливаться, а кислотный — уменьшаться (табл. 36). Таблица 36. Характер диссоциации гидроксидов элементов групп А Период Группа IA ИА ША IVA VA VIA VI1A VII1A 2-й ион Ве(ОН)2 Н3ВО3 Н2СО3 HNO3 З-й NaOH Mg(OH)2 А1(ОН)з HjSiOj Н3РО4 H2SO4 HCIO4 4-й КОН Са(ОН)2 Оа(ОН)з Ge(OH), H3ASO4 N28604 НВГО4 Сильные основания Слабые основания и амфотерные Слабые кислоты Сильные кислоты УСИЛЕНИЕ КИСЛОТНЫХ свойств ГИДРОКСИДОВ Таким образом, периодическая система элементов убедительно показывает, что природа не является просто собранием веществ, изолированных друг от друга, не связанных между собой. Периодический закон и периодическая система отражает закономерности изменения свойств элементов, простых и сложных веществ, подтверждая существование связи между всеми химическими элементами и доказывая, что развитие имеет место не только в живой природе, но и в мире химических веществ. 340 Обобщение знаний по курсу неорганической химии стый металл, водород, основный оксид, нерастворимое основание, соль сильной кислоты, соль слабой кислоты, аммиак. Дайте краткую характеристику веществ, которые необходимо получить, способов их получения, а затем, подобрав необходимые реактивы, получите их. В каждом случае укажите признаки химических реакций, запишите уравнения в молекулярном и ионном виде, для окислительно-восстановительных реакций составьте электронные балансы. Назовите полученные вещества. Вариант 2 Вам выданы вещества; цинк, соляная кислота, растворы индикаторов, гидроксида натрия, хлорида кальция, нитрата серебра(1), карбоната натрия, хлорида железа(1П), сульфата аммония, сульфата меди(П). Используя эти вещества, необходимо получить: чистый металл, водород, основный оксид, нерастворимое основание, соль сильной кислоты, соль слабой кислоты, аммиак. Дайте краткую характеристику веществ, которые необходимо получить, способов их получения, а затем, подобрав необходимые реактивы, получите их. В каждом случае укажите признаки химических реакций, запишите уравнения в молекулярном и ионном виде, для окислительно-восстановительных реакций составьте электронные балансы. Назовите полученные вещества. § 73. Неорганические вещества в повседневной жизни человека Неорганические вещества незаменимы в различных областях нашей деятельности; от простого приготовления пищи до изготовления сложных высокоточных приборов. Простые неорганические вещества Неметаллы. Можно сказать, что вся наша жизнь неразрывно связаны с кислородом (О2), поскольку без этого простого вещества она невозможна вообще. Кислород необходим для дыхания не только человеку и животным, но и всем растительным организмам. Аллотропная модификация кислорода озон (О3) — важный компонент атмосферы нашей планеты. Без озонового слоя жизнь была бы невозможна. Все чаще озон используется в качестве мощного антисептика для дезинфекции питьевой воды. Спутник кислорода по атмосфере азот (Ng) также сопровождает нас всю жизнь, хотя жизненно важен только для некоторых простейших живых организмов {клубеньковые бактерии). В домашней аптечке обычно имеется активированный уголь (С). Там же можно найти йодную настойку — раствор иода (К) в этиловом спирте — пре- 342 Обобщение знаний по курсу неорганической химии украшения, ртутные (Hg) термометры, вольфрамовые (W) спирали в лампочках накаливания, свинцовые (РЬ) аккумуляторы в автомобилях! Кому не нравятся никелированные (Ni) или хромированные (Сг) покрытия разных предметов в жилом доме, на станциях метро? Они не только придают привлекательный вид деталям и изделиям из железа и его сплавов, но защищают их от коррозии. Для защиты железа от коррозии широко используется цинк (Zn). Оцинкованное железо — важнейший материал в современном строительстве и машиностроении. Широкое применение находит цинк в производстве источников постоянного тока — батарей, аккумуляторов. Взаимодействие цинка с оксидом мар-ганца(1У) используется для прямого получения электрической энергии в ходе химической реакции. Производство энергии в огромных масштабах трудно себе представить без еще одного простого вещества — металла урана (U). В современном мире значительная доля энергетических ресурсов производится благодаря процессу деления атомов этого простого вещества. При этом, безусловно, вы хорощо знаете о тех раз-рущительных возможностях, которые таит в себе энергия этого процесса, если использовать ее не в мирных целях. Атомное оружие представляет серьезную угрозу в современном мире. Металлы в ультрадисперсном состоянии {золото, серебро и др.) входят в состав многих современных лекарственных препаратов и косметических средств. Сложные неорганические вещества Наверное, самым близким человеку сложным неорганическим веществом является вода (Н2О). Она присутствует всюду и важна не только для всех животных и растительных организмов, но и для большинства промышленных производств, в быту. Напомним, что для нормальной жизнедеятельности человеку необходимо выпивать не менее 1,5 л воды вдень. Ближайший «родственник» воды пероксид водорода (Н2О2) также можно встретить в повседневной жизни достаточно часто: это вещество и его производные вы найдете и в домашней аптечке (Н2О2 — активный антисептик), и в составе многих отбеливающих косметических средств для окраски волос. Оксид углерода(1У) (COg), больше известный как углекислый газ, незаменимое средство при производстве газированных напитков, отличный консервант и хладагент (в твердом виде). Еще один оксид углерода — СО, называемый угарным газом, является важнейшим промежуточным продуктом в ряде химических много-тонажных производств органических веществ. В повседневной жизни с очень неприятным свойством угарного газа — высокой токсичностью — приходится сталкиваться, к сожалению, почти каждый день. Он образуется при неполном сгорании (т. е. при недостатке кислорода) большинства органических веществ (бензина, ди- 344 Обобщение знаний по курсу неорганической химии К:.* кремния{1¥) (Si02) и др. Важной добавкой в зубные пасты являются фторсодержащие вещества, способствующие укреплению зубной эмали: фторид натрия (NaF) и фторофосфат натрия Мир неорганических веществ, красоту которых дает нам в пользование природа, также очень огромен. Взять хотя бы природные драгоценные (рис. 122) и полудрагоценные камни, например Jtia-лахит (CuCOj • Cu(OH)2), кварц (Si02), изумруд (AI2O3) и др. Широкое применение находят сложные неорганические вещества в качестве строительных материалов. Стекло (ЫвзО • СаО • 65102), гашеная известь (Са(0Н)2), мел (СаСОз), цемент, алебастр (CaS04 • 0,5Н20) — это все неорганические вещества. А как представить себе нашу жизнь без фарфоровой и фаянсовой посуды? Сырьем для ее производства являются природные алюмосиликаты. Мы соверщили лищь очень краткий экскурс в мир неорганических веществ, которые окружают нас в повседневной жизни и деятельности. Все они — как раз те самые оксиды, кислоты, основания и соли, о которых вы подробно узнали на уроках химии. Их свойства (физические и химические) и составляют предмет изучения химии. Список таких веществ в действительности намного шире, и благодаря им нам стали доступны блага современной цивилизации. При этом нелишне еще раз напомнить, что неправильное или неумелое обращение со многими из указанных веществ, незнание их простейших свойств и областей применения могут нанести серьезный урон здоровью, окружающей природе, материальным объектам. Те знания, которые вы получили на уроках химии о свойствах неорганических веществ, помогут вам безопасно ими пользоваться. Рис. 122. Природные драгоценные камни: а— изумруд: б — топаз Простые и сложные неорганические вещества всех классов — оксиды, кислоты, основания и соли — окружают нас в повседневной жизни. Многие из них являются незаменимыми в быту, медицине, промышленном производстве, сельском хозяйстве и других областях деятельности человека. bfs_ ш Обобщение знаний по курсу неорганической химии Специалисты знают множество способов управления урожаем и его качеством с помощью удобрений. Например, для того чтобы кочаны капусты не растрескивались, увеличивают дозу фосфорных удобрений. В условиях облачности и отсутствия интенсивного солнечного освещения резко возрастает потребность томатов в калийной подкормке. Лук и другие ароматические растения требуют, чтобы в почве, на которой они растут, было достаточное количество соединений серы. Напомним, что удобрения можно классифицировать по происхождению (минеральные, органические, органо-минеральные и бактериальные), агрегатному состоянию (твердые, жидкие и суспензированные) и составу (азотные, фосфорные, калийные и микроудобрения). Минеральные удобрения получают химической или механической обработкой неорганического сырья. Содержание питательных веществ в минеральных удобрениях выражают массовой долей основного химического элемента, например азота в азотных удобрениях (табл. 37) или фосфора (в пересчете на оксид фосфора(У)) в фосфорных удобрениях (табл. 38). Таблица 37. Азотные удобрения Название удобрения Основной компонент Содержание азота, % Аммиачная вода NH3 • HgO 16—20 Хлорид аммония NH4CI 24—25 Сульфат аммония (NH4)2S04 20,5—20,8 Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH4NO3 34,0—34,8 Нитрат калия (калийная селитра) KNO3 13 Нитрат натрия (натриевая, или чилийская, селитра) ЫаНОз 15—16 Нитрат кальция (кальциевая селитра) Са(МОз)2 13—15,5 Мочевина (карбамид) C0(NH2)2 не менее 46 348 Обобщение знаний по курсу неорганической химии Образующийся при этом гидроксид-ион и нейтрализует избыток катионов водорода в кислых почвах. Гипсование — внесение в почву гипса CaS04 — можно рассматривать как процесс, противоположный известкованию. Для подкисления почв часто используют также гидросульфит натрия. (Объясните самостоятельно почему.) Химические средства защиты растений Вредители, сорняки и болезни растений наносят большой вред урожайности возделываемых сельскохозяйственных культур. Для борьбы с ними широко используются химические вещества, среди которых выделяют фунгициды (для борьбы с болезнями растений), инсектициды (против вредных насекомых), гербициды (для борьбы с сорняками) и др. Фунгицидными свойствами обладают медный купорос, который используется для приготовления бордосской жидкости, железный купорос, хлорная известь и др. Для повышения урожайности используются регуляторы роста растений (тиомочевина CS(NH2)2, роданид аммония NH^CNS и др.). Химизация животноводства Основные направления использования химических веществ в животноводстве связаны с производством химических стабилизаторов и консервантов кормов, применением кормовых добавок, стимуляторов роста животных. Например, в качестве консерванта зеленых кормов используют гидросульфат натрия NaHS04. Недостаток протеина в рационе животных можно восполнить кормовыми добавками; гидрокарбонатом аммония, мочевиной и другими аммонийными солями органических и минеральных кислот. Так, например, добавка мочевины позволяет экономить 20—30 % кормового белка. А включение в рацион коров кормовых фосфатов позволяет увеличивать надои молока на 5—10 %. Для подкормки животных часто используют премиксы — смеси микроэлементов, витаминов, ферментных препаратов, антибиотиков. Химические вещества широко используются в сельском хозяйстве в качестве удобрений, средств защиты растений, стимуляторов роста, пищевых добавок и др. Удобрения можно классифицировать по происхождению, агрегатному состоянию и составу. Содержание питательных веществ в минеральных удобрениях выражают массовой долей основного химического элемента. Химическую мелиорацию почв с повышенной кислотностью или щелочностью производят путем их известкования или гипсования. 350 Обобщение знаний по курсу неорганической химии Опыт 2. Определение удобрений по их реакции с гашеной известью. В приборах для получения газов смешайте примерно равные объемы каждого из выданных вам удобрений и раствора гашеной извести. При выполнении опыта строго соблюдайте правила безопасного поведения! Закройте пробирки пробками с газоотводными трубками, концы которых опустите в воду, подцвеченную несколькими каплями лакмуса или фенолфталеина. В одной из пробирок может выпасть белый осадок. Какое это вещество? Смесь в остальных пробирках слегка нагрейте. Отметьте признаки химической реакции. Какой газ выделяется в результате реакции? Результаты исследования занесите в таблицу в тетради. Номер пакета Удобрение 1 Удобрение 2 Удобрение 3 Реакция с Са(ОН)2 без нагревания Реакция с Са(ОН)2 при нагревании Формула определенного удобрения • Запишите уравнения возможных реакций в молекулярном и сокращенном ионном виде. Опыт 3. Определение удобрений по их реакции с нитратом серебра(1). К раствору оставшегося удобрения прилейте несколько капель раствора нитрата серебра(1). Что при этом наблюдается? Наличие каких ионов подтверждает выпадение белого осадка? Какое удобрение вы определили? Запишите уравнение химической реакции в молекулярном и сокращенном ионном виде. § 75. Химия и промышленность Химические процессы и технологии щироко используются в разных отраслях промыщленности (рис. 124). Например, в электронике — это получение сверхчистых и легированных полупроводников, изготовление интегральных схем, кабелей, материалов для корпусов приборов; в пищевой промыщленности — синтез красителей, ароматизаторов, подсластителей, загустителей, производство вин и прохладительных напитков, консервирование продукции и т. д. Многие химические реакции, с которыми вы познакомились в этом учебном пособии или аналогичные им, осуществляются в промышленных условиях при производстве химической продукции. Научную основу химической промышленности составляет химическая технология. 352 Обобщение знаний по курсу неорганической химии тому для комплексного использования сырья необходимо комбинировать производства, например рядом с заводом цветной металлургии располагать завод по производству серной кислоты. Рациональное энергопотребление в промышленных условиях связано с использованием теплоты химических реакций. Например, теплота, выделяющаяся при окислении аммиака в процессе производства азотной кислоты, используется для предварительного подогрева газовой смеси. Теплота реакций может использоваться для подогрева воды. Применение оборотного водоснабжения, когда вода, использующаяся в теплообменных аппаратах, многократно охлаждается и снова поступает в эти аппараты, позволяет одновременно решать задачу сокращения расхода воды. Может применяться в технологическом процессе и энергия, выделяющаяся при беспламенном (в присутствии специальных катализаторов) сжигании топлива и твердых отходов. Большое внимание при организации химических производств уделяется займите окружающей среды и человека. С этой целью осуществляются автоматизация вредных производств, герметизация аппаратов, утилизация отходов, нейтрализация выбросов в атмосферу. Так, пылевые выбросы металлургических производств и цементной промышленности служат источником загрязнения кобальтом, хромом и многими другими тяжелыми металлами. Необходимо также наладить очистку сточных вод и их повторное использование. Например, соединения кадмия попадают в окружающую среду с отходами металлургических производств, из кадмийсодержащих аккумуляторов. ш Ртуть и ее соединения попадают в окружающую среду с отходами хлорно-щелочного производства, с неисправными ртутными лампами и измерительными приборами, с ртутьсодержащими пестицидами. Особенно опасен сброс металлической ртути в природные воды, поскольку существуют водные микроорганизмы, способствующие переводу Hg в диметилртуть Hg(CH3)2, которая легко проникает в животные и растительные организмы. В результате производственной деятельности в природные воды ежегодно попадает 500— 600 тыс. т, а через атмосферу на поверхность Земли оседает около 400 тыс. т свинца. В воздух основная часть свинца выбрасывается с выхлопными газами автотранспорта и при сжигании каменного угля. Ежегодный прирост содержания металла в воздухе составляет 5 %, т. е. удвоение количества свинца в воздухе происходит за 14 лет. В настоящее время наблюдается новый этап в развитии химии, направленный на создание наиболее экономичного и экологически чистого химического производства. Формируется так называемая «зеленая химия». Ставится задача в промышленных масштабах использовать закономерности химических превращений, происходящих в Агрохимия 347 Азот 221,222,242, 340 Азота оксиды 230, 231 Аккумуляторы 286 Актиниды 64, 262 Алебастр 149,344 Аллотропные модификации 189 Алмаз 247, 341 Алюминий 212, 303, 341 Алюмосиликаты 303, 344 Алюмотермия 295 Амальгама 304 Аммиак 8, 226, 343 Аммиачная вода 226, 242 Аммония соли 228 Аммофос 244, 347 Аммофоска 244, 347 Амфотерные свойства 305, 336, 338 Анод 156, 279, 281 Антрацит 246 Апатит 351 Арсин 8 Асбест 258 Атмосферная коррозия 289 Атом 17, 47, 327 Атомная единица массы 18 Атомный номер 48, 70, 332 Берлинская лазурь 180 Беррилаты 300 Бертолетова соль 205 Бетон 259 Благородные газы 187 Боксит 303 Бордосская жидкость 348 Бром 195 В Валентность 98, 99 Вещество 16, 327 Возгонка 110 Вода 209, 342 Водород 190 Водородная связь 110 Водородный показатель 162 Восстановитель 140 предметный указатель Восстановление 141 Выход продукта 219 Галит 196 Галогениды 7, 199, 200, 299 Галогеноводороды 7, 199 Галогены 187, 195 Гальванический элемент 284, 287 Гемоглобин 182, 313 Генетическая связь 12 Геометрия молекул 89 Гербициды 348 Гибридизация атомных орбиталей 91 Гидратация 148 Гидраты 10, 148, 215 Гидриды 8, 191, 193, 299 Гидрокарбонаты 255, 256 Гидроксиды 9, 199, 337 Гидроксония ион 85, 155 Гидролиз 167, 170 Гидросульфаты 215 Гидросульфиды 211 Гидрофосфаты 240 Гипс 149, 301 Гипсование 347 Графит 247, 341 Группа химических элементов 64, 65 д Дейтерий 49, 191 Дентатность 178 Дигидрофосфаты 240 Димеры 111 Диполь 81, 109 Диссоциация электролитическая — кислот 156 — комплексных соединений 184 — оснований 154 — солей 155 Длина связи 87, 337 Доломит 347 Доменный процесс 313 Ж Железняк — красный 313 — магнитный 313 Железный колчедан 217 1 356 Предметный указатель Кристаллические решетки металлов — гексагональная 265 — кубическая гранецентрированная 265 — кубическая объемноцентрированная 265 Кристаллогидраты 10, 148 Купорос — железный 148, 348 — медный 148, 311,348 Л Лантаниды 64, 262 Лиганды 178 Линия связи 79, 89, 94 М Магний 263, 341 Макроэлементы 345 Малахит 5, 320, 344 Марганец 310 Массовая доля — растворенного вещества 151 — элемента 31 Массовая концентрация 152 • Массовое число 48 Материя 16 Медь 309, 320 Межмолекулярное взаимодействие 108 Мел 5, 246, 257, 344 Металлическая связь 105, 265 Металлотермия 295 Металлы 5, 262, 341 Микроэлементы 242, 345 Минеральные удобрения 242, 346 Молекула 13, 19, 20, 328, 329 Моль 24 Молярная концентрация 36, 37, 151 Молярная масса 25 Молярный объем газов 35 Мочевина 242 Мрамор 5, 246, 257 Н Нашатырный спирт 226, 343 Нашатырь 227 Нейтроны 47 Неметаллы 5, 340 Нерастворимые гидроксиды 9 Несвязывающие пары электронов 77, 95 Нитраты 237 Нитриды 8, 299 Нитриты 232 Нормальные условия 36 Нуклид 18, 49 Нуклоны 47 О Озон 204, 340 Окисление 140 Окислитель 141 Оксиды 7, 139 Олеум 217 Орбиталь 53 Основания 9, 165 Относительная атомная масса 17, 18 Относительная молекулярная масса 23, 24 Относительная плотность газов 39 Относительная формульная масса 23, 124 П Парниковый эффект 254 Пассивация 273 Период 63 Период полураспада 51 Периодическая система химических элементов 62 Периодический закон 62 Перманганаты 311 Пероксид водорода 209, 211,342 Пероксиды 7, 299 Пирит 217 Пиролюзит 311 Поле 17 Полисульфаны 209 Полуметаллы 68, 187, 334 Порядковый номер 48, 332 Постоянная Авогадро 25 Поташ 244, 257 Премиксы 348 Преципитат 243, 347 Принцип — Ле Шателье 137, 138 — минимума энергии 58 Пространственное строение молекул 89 Протий 49, 191 Протонное число 48 Протоны 47 358 Предметный указатель Фосфора оксиды 239 Фосфоритная мука 243, 347 Фтор 195 Фуллерены 247 Фунгициды 348 Халькогениды 8, 187 Халькогены 187, 203 Халькопирит 320 Химическая реакция 18, 114 Химическая связь — ионная 103 — ковалентная 75, 76, 77 — металлическая 105, 106 Химическая технология 350 Химические вещества — молекулярного строения 13, 21,328 — немолекулярного строения 14, 20, 21, 328 — простые 5, 20, 328 — сложные 5, 20, 328 Химические источники тока 284 Химические соединения — бинарные 6 — многоэлементные 9 Химические реакции — гетерогенные 118 — гомогенные 117 — замещения 115 — каталитические 117 — необратимые 117, 135 — обмена 115 — обратимые 116, 135, 136 — окислительно-восстановительные 115, 140 — разложения 115 — соединения 114 — экзотермические 116, 119 — эндотермические 116, 119 Химический элемент 17, 49, 327 Химическое вещество 19, 20, 328 Химическое количество вещества 24 Химическое уравнение 29 Химическое равновесие 136 Химия 16, 326 Хлор 195, 198, 202, 341 Хлора кислоты — хлористая 201 — хлорноватая 201 — хлорноватистая 201 — хлорная 201 Хлорная вода 202 Хлорная известь 202, 348 Хлорофилл 182, 302 Хром 309, 310 Хроматы 311 Хромово-калиевые квасцы 312 Хромпик 312 ц Цемент 258, 259 Цементит 314, 344 Цинк 309, 342 Щ Щелочи 9 Щелочноземельные металлы 297, 298 Щелочные металлы 297 Электрод 279 Электролиз 278 Электролиты 154, 157, 158 Электролитическая диссоциация 154 Электрометаллургия 294 Электрон 48 Электронная оболочка 55 Электронная конфигурация 58 Электронная плотность 53 Электронная формула 58, 75 Электронно-графические схемы 58, 76 Электронное облако 53 Электронные схемы 61 Электронный слой 55 Электроотрицательность 68 Электрохимический ряд напряжений металлов 262, 270 Электрохимические процессы 278 Элементарная ячейка 105, 265 Эмали 259 Энергетический подуровень 56 Энергетический уровень 55 Энергия — активации 126, 131 — ионизации 66, 67 — связи 86 Ядерная модель атома 47 Ядерные реакции 51 Ядерные силы 48 360 Ответы на расчетные задачи Глава IV. Химическая связь и строение вещества § 16 6. Юг. § 17 6. NH4NO2. § 19 6. 13,04 г; 73. §20 4. ш(А1)= 17,3 %; да(А120з) = 82,7 %. 5. Уменьшится в 3 раза. Глава V. Химические реакции § 26 5.21,2 г. §27 3. —157 кДж; СаСОз = СаО,+ COj — 157 кДж. 4. —180,8 кДж. 5. 2611,607 кДж. § 28 1. ЗО2 = 20з-286 кДж. 2. 892,83 кДж. 3. 1285 кДж. 4. 635,1 кДж. §29 3. 0,0067 моль/дм^ • с; с(В)уменьшится на 0,2 моль/дм®; с(С) = 0,2 моль/дм^. §30 1.0. 03 моль/дм^. 5. а) Увеличится в 8 раз; б) уменьшится. 6. Увеличится в 81 раз. §31 5. 4 моль/дм^; 7,5 моль/дм^. §32 6. 35,5 г; не хватит. 7. 18; 1 моль; 4 моль. Глава VI. Химия растворов §33 2. 182,7 г. 3. 0,187; 0,225 г/см®; 2 моль/дм®. 4. а) 0,2 моль/дм®; 0,008 г/см®; б) 1 моль/дм®; 0,04 г/см®. 5. Больше воды. 6. 20 г; 980 г; 10,9 г. 7. 4,9 дм®. §34 2.0. 7. 6. 2,9- 102^ §35 4. Хватит. 5. 14 г. 6. Синяя. §36 3. Не хватит; pH > 7. 4. 24,8 г. 5. Щелочная. 6. pH = 2. 362 Ответы на расчетные задачи § 53 1.355 г. 4. 116,4 кг. 5. 0,3 моль. § 54 1.5 %. 2. 317 кг. 5. 1,6 моль/дм^. §55 3.30,2 %. 4. 33,6 дм3. § 56 1. Тяжелее в 1,5 раза. 4. 2,7 % SiOg. 5. 235,8 м®. §57 1. 12,8 дм3. 2.83 %. Глава IX. Металлы § 58 „„ 500-т (Аи) , 2. МСи) = 6,8-1023. 3. раза. 4. m(NaCl) = 254 г. 5. ш(У) = 5,32 %. 6. AggAsSg. §59 2. yV(Cu) = 3,56-1023. 3. K(Ag)= 12,5 см3. 4. S(Au) = 51,8 см2. 5. m(Au)= 175,5 г; ш(Си) = = 124,5 г. 6. m(AgN03) = 1,57 мг. §60 3. m(Al) = 270 г. 5. m(p-pa HNO3) = 9,26 кг. 6. ^(N2) = 25 %. §61 4. а) К(Н2) = 3,45 дм3; б) К(Н2) = 2,80 дмЗ. 5. да(СиС12)= 19,1 %. 6. w(LiOH) = 2,29 %. §62 4. ^(Нз) = 74,7 дм3. 5. ^(CuSO^) = 4,1 %. §63 3. yV(e~) = 3,76 • 1922. 5. Дт(катода) = 9,77 г. §64 5. Л/(Н20) = 268; FejOg ■ 2,68 Н2О. 6. ^(03)= 19,0дмЗ. §65 2. т(Си) = 990 кг. 3. ш(кокса) = 1,17 т. 4. ЦН2) = 4,78мЗ. 5. ay(Na3AlFg) = 84,0 %. 6. г|(Ре) = = 82,2 %. §66 3. ш(Ыа2СОз- 10Н2О) = 91,74г.4. F(H2)= 13,44дмЗ. 5. ш(КгО) = 31,8 %. 6. w(N)= 15,3 %. ________________________________________________________________ СОдаРЖАНИЕ От авторов............................................................... 3 Глава I. Важнейшие классы неорганических веществ § 1. Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ............ 5 § 2. Взаимосвязь между классами неорганических соединений.............. 11 * Практическая работа I. Решение экспериментальных задач по теме «Свойства и взаимосвязь вешеств основных классов неорганических соединений»...... 15 Глава II. Основные понятия и законы химии § 3. Вешества. Атомы. Химические реакции............................... 16 § 4. Химическое вешество................................................ 19 § 5. Количественные характеристики вешества............................ 23 § 6. Стехиометрические расчеты в химии................................. 28 § 7. Газообразное состояние вешеств .................................... 34 § 8. Законы газового состояния ........................................ 39 § 9. Решение задач по теме «Основные понятия и законы химии»........... 42 Глава III. Строение атома и периодический закон § 10. Строение атома.................................................... 47 §11. Состояние электрона в атоме....................................... 52 § 12. Электронные конфигурации атомов................................... 58 § 13. Периодический закон и периодическая система химических элементов. 62 § 14. Периодичность изменения свойств атомов химических элементов и их соединений .................................................................. 66 § 15. Характеристика химического элемента по его положению в периодической системе и строению атома................................................ 70 Глава IV. Химическая связь и строение вещества § 16. Природа и типы химической связи. Ковалентная связь................ 74 § 17. Кратные связи. Полярная и неполярная ковалентная связь............ 78 § 18. Механизмы образования ковалентной связи.......................... 82 Лабораторный опыт I (*1). Составление моделей молекул с ковалентным типом химической связи ................................................... 86 *§ 19. Свойства ковалентной связи........................................ — § 20. Понятие о стереохимии. Атомные кристаллические решетки........... 89 *§21. Гибридизация атомных орбиталей.................................... 91 *§ 22. Пространственное строение молекул................................ 94 § 23. Валентность и степень окисления.................................. 98 § 24. Ионная связь. Металлическая связь ............................... 102 § 25. Межмолекулярное взаимодействие .................................. 108 к 366 Содержание § 42. Водород......................................................... 190 Лабораторный опыт 4 (*9). Испытание индикатором растворов водородных соединений неметаллов..................................................... 193 § 43. Галогены......................................................... 195 § 44. Соединения галогенов и их свойства............................... 199 Лабораторный опыт 5 (*10). Обнаружение хлорид-ионов (*галогенид-ионов) в растворе............................................................... 201 § 45. Кислород и сера — р-элементы VIA-группы.......................... 203 § 46. Водородные соединения кислорода и серы........................... 209 § 47. Кислородсодержащие соединения серы............................... 213 Лабораторный опыт 6 (* 11). Исследование химических свойств разбавленного раствора серной кислоты................................................ 215 *Лабораторный опыт 12. Обнаружение сульфат- и сульфид-ионов в растворах — § 48. Понятие о выходе продукта химической реакции..................... 219 § 49. Азот и фосфор — р-элементы VA-группы............................. 221 § 50. Аммиак. Соли аммония............................................. 226 Лабораторный опыт 7(* 13). Обнаружение ионов аммония в растворе....... 228 *Практинеская работа 7. Получение аммиака и изучение его свойств...... 230 *§51. Оксиды азота. Азотистая кислота.................................... — § 52. Азотная кислота. Нитраты......................................... 233 § 53. Кислородсодержащие соединения фосфора............................ 238 Лабораторный опыт 8 (*/4). Обнаружение фосфат-ионов в растворе ....... 241 § 54. Минеральные удобрения............................................ 242 § 55. Углерод и кремний — р-элементы IVA-группы........................ 245 § 56. Оксиды углерода и кремния........................................ 250 § 57. Угольная и кремниевая кислоты. Карбонаты и силикаты.............. 255 Лабораторный опыт 9 (*15). Превращение гидрокарбоната кальция в карбонат кальция ........................................................... 256 Практическая работа 3(*8). Решение экспериментальных задач по теме «Неметаллы» .............................................................. 260 Гл а в а IX. Металл ы § 58. Металлы как химические элементы.................................. 262 § 59. Простые вещества металлы......................................... 265 § 60. Общие химические свойства металлов ............................. 270 Лабораторный опыт 10 (* 16). Взаимодействие металлов с растворами кислот 272 *§ 61. Свойства оксидов и гидроксидов металлов........................ 274 Лабораторный опыт 11 (*17). Обнаружение ионов бария в растворе ....... 277 *§ 62. Электрохимические процессы. Электролиз.......................... 278 *§ 63. Химические источники тока....................................... 284 § 64. Коррозия металлов................................................ 288