Химия 9 класс Учебник Новошинский Новошинская

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).
Химия 9 класс Учебник Новошинский Новошинская - 2014-2015-2016-2017 год:


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

Текст из книги:
класс и. и. НОВОШИНСКИЙ, Н. с. НОВОШИНСКАЯ химия класс Учебник для общеобразовательных учреждений 7-е издание Рекомендовано Министерством образования и науки Российской Федерации (экспертиза РАН и РАО 2007 г.) Москва «Русское слово» 2012 УДК 373.167.1:54*09(075.3) ББК 24я72 Н74 Новошинский и. И., Новошинская Н. С. Н 74 Химия: учебник для 9 класса общеобразовательных учреждений / И. И. Новошинский, Н. С. Новошинская. — 7-е изд. — М.: ООО «Русское слово — учебник», 2012. — 256 с.: ил. ISBN 978-5-91218-325-6 Учебник является логическим продолжением учебника для 8 класса. Его отличает оригинальный подход к изложению основ химии. Доступный язык и продуманная последовательность подачи материала способствуют быстрому усвоению информации, в том числе в ходе самостоятельной деятельности учащихся. Книга посвящена изучению конкретных веществ и химических реакций на основе периодического закона и Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, а также знакомит с некоторыми органическими веществами, что придаёт курсу логическ>чо завершённость. В ней приведены большое количество задач с решениями, описания лабораторных опытов и практических работ с элементами исследования. В учебнике представлен материал, рассчитанный на учебную нагрузку два и три часа в неделю. Учебник полностью соответствует Федеральному компоненту государственного стандарта общего образования по химии. УДК 373.167.1:54*09(075.3) ББК 24я72 Ст ISBN 978-5-91218-325-6 И.И. Новошинский, 2008, 2012 Н.С. Новошинская, 2008, 2012 ООО «Русское слово — учебник», 2008, 2012 Предисловие В 8 классе вы начали изучать одну из самых увлекательных, хотя и сложных наук — химию. Это было непросто, как и всё, чему пытаешься научиться впервые. Мы надеемся, что вы заинтересовались этой важной областью знаний и уже представляете, что без знания химии ни врач, ни инженер, ни агроном, ни мореплаватель, ни космонавт не могут рассчитывать на успех в работе. В курсе 8 класса вы познакомились с некоторыми основными химическими понятиями и важнейшими классами неорганических соединений, мысленно проникли в глубь атома и узнали, как построено вешество. В 9 классе на основе знания периодического закона и Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, теорий электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных реакций вы продолжите изучение конкретных вешеств и химических реакций, познакомитесь с основами органретеской химии. Работая с учебником, не забывайте, как правильно им пользоваться! В тексте основные химические понятия выделены полужирным шрифтом. Наиболее важные обобшения и законы, на которые следует обратить особое внимание, также вьшелены шрифтом. Материал в учебнике изложен последовательно: не изучив материал одного параграфа, вы можете столкнуться с трудностями при изучении следующего. Проработав параграф, постарайтесь выполнить предложенные вам задания и ответить на вопросы. Если вы затрудняетесь, прочитайте параграф ещё раз. Перед решением задачи обязательно разберите алгоритм решения задач данного типа. В конце книги даны ответы к расчётным задачам и помещён предметный указатель, который содержит термины, понятия, названия веществ, реакций, законов. Если вы сможете ответить на все вопросы, выполнить упражнения и решить все задачи, которые даны в учебнике, то химия станет для вас не только понятным, но и любимым предметом. Успехов вам в изучении химии! Ш UCiHOflUU мобозясиЯеиъных Teuaufie Об^ииЯшЯе внимание Условные обозначения Для тех, кто стремится узнать историю развития химии. Для тех, кто стремится открыть для себя мир химии. ’’,фимф Для тех, кто хочет научиться правильно решать задачи. Для тех, кто хочет познать сущность протекающих процессов. Тестовые задания с выбором одного или нескольких правильных ответов из предложенных. Проводить опыт запрещается. Ядовитое вещество. Едкое вещество, работать с ним только в средствах защиты (перчатки, очки, халат). Материал, который подлежит изучению, но не включается в требования к уровню подготовки выпускников, изучающих химию два часа в неделю. Материал, предназначенный для изучения химии при учебной нагрузке три часа в неделю и для любознательных. Окислительно-восстановительные реакции §1 ПОНЯТИЕ ОБ ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЯХ Повторите: классификацию химических реакций (8 класс, § 30), степень окисления (8 класс, § 20). По признаку изменения степеней окисления атомов^ входящих в состав реагирующих веществ, химические реакции подразделяют на два типа. К первому типу относят реакции, протекающие без изменения степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Например, в реакции +2 +4-2 +2 -2 +4-2 СаСОз = СаО + СО2 степень окисления каждого из атомов после реакции осталась без изменения. Ко второму типу относят реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Например, в реакции о +2 -1 Zn + CuCL о +2 -1 Си + ZnCl-, Окислительно-восстановительные реакции степени окисления атомов цинка и меди изменяются. Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов всех или некоторых элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называют окислительно-восстановительными. Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются перераспределением электронной плотности между атомами и, как следствие, изменением степеней окисления. Для упрощения на практике принято говорить о присоединении или отдаче электронов: г-2е- о +2 -1 Zn -н CuCli о +2 -1 Си + ZnCl. Окисление Процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой на- зывают окислением. При отдаче электронов степень окисления атома повышается. Восстановитель Вещество, атомы, ионы или молекулы которого отдают электроны, называют восстановителем. Так, в рассмотренной выше реакции переход атомов цин- 0 ка в степени окисления О (Zn) в атомы со степенью окисле- +2 ния +2 (Zn) является процессом окисления. Атом цинка, отдавая два электрона, повышает степень окисления от О до +2 и является восстановителем. Процесс окисления записывают электронным уравнением, в котором указывают изменение степени окисления атомов и число электронов, отданных восстановителем: 0+2 о Zn — 2е~ = Zn (окисление, Zn — восстановитель) Процесс присоединения электронов атомом, ионом или молекулой называют восстановлением. При присоединении электронов степень окисления атома понижается. Вещество, атомы, ионы или молекулы которого присоединяют электроны, называют окислителем. +2 Так, переход атомов меди со степенью окисления +2 (Си) о в атомы со степенью окисления О (Си) является процессом восстановления. Атом меди со степенью окисления +2, принимая два электрона, понижает степень окисления от +2 до О и является окислителем. Процесс восстановления также записывают электронным уравнением: +2 О +2 Си + 2е~ = Си (восстановление, Си — окислитель) Из приведённых электронных уравнений видно, что если в реакции одни частицы (восстановителя) отдают электроны и окисляются, то другие частицы (окислителя) приобретают электроны и восстанавливаются. Следовательно, эти два процесса — окисление и восстановление — протекают одновременно, они неразделимы. Без окисления нет восстановления, и без восстановления не может быть окисления. При этом общее число электронов, отдаваемых восстановителем, равно общему числу электронов, принимаемых окислителем. Следовательно: Восстановление о Zn -ь CuCl2 = о Си -н +2 ZnCK Окислитель восстановитель окислитель окисляется восстанавливается Окислительно-восстановительные процессы являются наиболее распространёнными химическими реакциями и имеют большое значение. Они протекают в живой и неживой природе. Горение, гниение, тление, дыхание, обмен веществ, усвоение углекислого газа растениями с выделением кислорода — всё это окислительно-восстановительные процессы. Реакции окисления- Окислительно-восстановитель-ные процессы в природе и технике §2 восстановления лежат в основе получения металлов (железо, хром, марганец, никель, кобальт, медь, серебро, цинк и др.) и неметаллов (хлор, сера, водород и др.) из их соединений. Производство аммиака, азотной и серной кислот, щелочей, ряда строительных материалов, пластических масс, удобрений, медикаментов и т. д. было бы невозможно без использования окислительно-восстановительных процессов. ВОПРОСЫ 1. Определите степени окисления атомов элементов; укажите, ка- И ЗАДАНИЯ кие реакции, уравнения которых приведены ниже, относятся к окислительно-восстановительным: а) СаСОз + 2HCI = CaClj + HjO + COjt: в) СаСОз = СаО + СОзТ; б) Мд + 2HCI = MgClg + Hgt: г) 2HgO = 2Hg + Ogt- 2. Определите, атомы какого элемента окисляются, а какого — восстанавливаются в следующих реакциях: а) 2КВг + CIg = 2KCI + Bfj; б) Mg + 2HCI = MgCIs + Hgt. Какие вещества в этих реакциях играют роль восстановителей, а какие — окислителей? ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ ДВОЙСТВЕННОСТЬ В качестве окислителей и восстановителей могут выступать как простые и сложные вещества, так и ионы, содержащие в своём составе атомы, изменяющие степень окисления в процессе реакции. Окислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов зависят от положения элемента в Периодической системе и от степени их окисления в соединении. Для атомов многих элементов различают минимальную (низщую), промежуточную и максимальную (вьющую) степени окисления. 8 Рассмотрим, например, возможные степени окисления ато- 0 ма серы. Электронная конфигурация атома серы: S 1е~ 8е~ 6е~. Внешний энергетический уровень атома серы содержит шесть электронов. В химических реакциях атом серы может присоединить два электрона от атома другого элемента, достраивая при этом внешний уровень до устойчивой восьмиэлектронной конфигурации: о -2 S 2е Se 6е + 2е~ = S 2е Se Se внешним уровень внешним уровень Степень окисления атома серы понизилась от О до —2 (такую степень окисления сера имеет, например, в сульфиде +2 -2 железа(И) FeS). На этом присоединение электронов атомом серы прекрашается, так как внешний электронный слой становится завершённым. Таким образом, степень окисления —2 для атома серы является минимальной. Атом, находяшийся в минимальной степени окисления, может быть только восстановителем. -2 Из этого следует, что атом S может только окисляться: -2 О S — 2е~ = S , S - ве +4 S, -2 S +6 8^-= S -2 (окисление, S — восстановитель) В химических реакциях атом серы может отдать с внешнего уровня четыре электрона, при этом он приобретает степень +4-2 окисления +4 (например, в молекуле оксида серы(1У) SOj), или шесть электронов, тогда его степень окисления повысит- +6-2 ся до +6 (например, в молекуле оксида серы(У1) SO3): S 2е~ %е~ 6е~ — Ье~ = S 2е~ Se~ Минимальная степень окисления внешний уровень внешний уровень в последнем случае атом серы отдал все валентные электроны. Таким образом, степень окисления +6 для атома серы является максимальной. Максимальная степень окисления Атом, находящийся в максимальной степени окисления, может быть только окислителем. +6 Отсюда следует, что S может только восстанавливаться: +6 +4 S + 2е- = S, +6 о S + Ье~ = S , +6 -2 S + 8е- = S +6 (восстановление, S — окислитель) -2 Значения степеней окисления между минимальной (S) и -1-6 О "Н4 максимальной (S) называют промежуточными (S и S). Промежуточная степень окисления Атом, находящийся в промежуточной степени окисления, может быть как восстановителем, так и окислителем в зависимости от того, с каким веществом он реагирует, т. е. обладает окислительно-восстановительной двойственностью (табл. 1): ^ S - 4^- = восстано- витель ^ S + 2е- = окислитель -2 S восстано- витель +4 ^ S + 4е- окислитель +6 S Степени окисления атома серы Таблица 1 1 ^ 0 +4 S S +6 S 1 Атом серы в мини- Атомы серы в промежуточ- Атом серы в максималь- 1 мальной степени окис- ной степени окисления об- ной степени окисления — 1 ления — только вос-1 становитель ладают как окислительными, так и восстановительными свойствами только окислитель 10 Восстановители. Из простых веществ только восстановителями могут быть атомы металлов, так как нулевая степень окисления является для них минимальной, а в соединениях они проявляют только положительные степени окисления: Восстановители о +и Me — пе~ = Me (окисление, Me — восстановитель) В периодах с возрастанием атомного номера элементов число энергетических уровней остаётся постоянным, а заряд ядра атомов увеличивается, что вызывает уменьшение атомного радиуса и усиление связи валентных электронов с ядром. Поэтому восстановительные свойства элементов ослабевают. В главных подгруппах с увеличением номера периода увеличивается радиус атомов и ослабляется связь валентных электронов с ядром, поэтому восстановительные свойства элементов возрастают. Следовательно, лучшими восстановителями являются металлы, образованные атомами элементов главной подгруппы I группы. Из сложных веществ восстановителями являются соединения, которые в своём составе содержат атомы элемента в минимальной степени окисления. -3 -2 -I Например: NH3, H2S, НВг ит. д. Окислители. Из простых веществ только окислителями могут быть атомы фтора и кислорода (исключение — кислород в реакции со фтором), так как они обладают наибольшей электроотрицательностью, поэтому способны только принимать электроны. В периодах слева направо окислительные свойства элементов усиливаются, что связано с увеличением заряда ядра и уменьшением атомного радиуса. В главных подгруппах сверху вниз окислительные свойства элементов ослабляются, что связано с увеличением атомного радиуса. Окислители 11 Окислительно- восстано- вительная двойственность Следовательно, наиболее сильными окислителями являются неметаллы, образованные атомами элементов главной подгруппы VII группы, а наиболее активный из них — фтор. Из сложных веществ окислителями являются соединения, в состав которых входят атомы элементов в максимальной степени окисления. +5 +6 Например: HNO3, SO3, ион Н^, т. е. практически все кислоты. Окислительно-восстановительная двойственность. Вещества, которые в своём составе содержат атом в промежуточной степени окисления, способны проявлять как окислительные свойства (при взаимодействии с более сильными восстановителями), так и восстановительные (при взаимодействии с более сильными окислителями). Например: все неметаллы (исключение — фтор и кисло- +4 +3 род), некоторые сложные вещества — SOj, HNO2, нитриты, сульфиты и др. J^euuufie щ Задание. Определите по формулам веществ, какие из них и за счёт атомов каких элементов проявляют окислительные свойства, а какие — восстановительные; укажите те из них, которые обладают окислительно-восстановительной двойственностью: NH3, Mg, F2, NaN02, Р, HNO3. Решение -3 Аммиак NH3 — восстановитель за счёт атома азота в минимальной степени окисления, о Магний Mg — восстановитель, так как это металл, о Фтор р2 — окислитель, так как фтор самый электроотрицательный элемент, поэтому его атомы могут только присоединять электроны. +3 Нитрит натрия NaN02 обладает окислительно-восстановительной двойственностью за счёт атома азота в промежуточной степени окисления. 12 о Фосфор Р обладает окислительно-восстановительной двойственностью, так как в нём атомы имеют промежуточную степень окисления. +5 Азотная кислота HNO3 — окислитель за счёт атома азота в максимальной степени окисления. 1. Из приведённых ниже формул веществ выпишите формулы соединений и укажите, за счёт атомов каких элементов они проявляют только окислительные или только восстановительные свойства: МазЗОд, Са, С, NagS, Од, KCIO4. О 2. Окислительно-восстановительную двойственность проявляет вещество, формула которого: a)Fe; б) NgOg; в) HgO; г) HNOg. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ §3 СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ Одним из методов составления уравнений окислительновосстановительных реакций является метод электронного баланса. Алгоритм составления уравнения окислительно-восстановительной реакции методом электронного Gajianca 1. Составить схему реакции, т. е. записать формулы исходных веществ и продуктов реакции. 2. Определить элементы, атомы которых изменили степень окисления в результате реакции. Найти среди исходных веществ окислитель и восстановитель. 3. Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления. Если в формуле окислителя (восстановителя) или продукта его восстановления (окисления) указаны два атома, изменяющие степень окисления (Н2, О2, CI2, N2O, К2СГ2О7 и т. д.), то в электронном уравнении это надо учитывать. Метод электронного баланса O^ficudutfie бнммание 13 1РеиииЯе Например: 2Н + 2е“ +1 = Н, (восстановление, Н — окислитель) 0-2 о 02+4^ 20 (восстановление, О2 — окислитель) При этом цифру «2» ставят внизу (в виде индекса) только в формулах простых веществ, молекулы которых двухатомны: Н2, О2, N2, CI2 и т. д. В остальных случаях цифру «2» ставят перед формулой в виде коэффициента. 4. Составить схему электронного баланса. Для этого к электронным уравнениям необходимо подобрать множители так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении. Найденные множители представляют собой коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя, их надо записать справа от электронных уравнений. 5. Перенести найденные коэффициенты в схему реакции и поставить их перед формулами продуктов окисления и восстановления, а затем — перед формулами окислителя и восстановителя. 6. Расставить коэффициенты перед формулами оставшихся веществ в следующей последовательности: вещества, содержащие: а) атомы металлов', б) кислотные остатки (если они принимают участие в реакции); в) атомы водорода', г) атомы кислорода. 1. Подсчитать число атомов кислорода в обеих частях схемы. Если оно окажется одинаковым, то коэффициенты определены верно. 8. Заменить стрелку между частями схемы, указывающую лишь направление процесса, знаком равенства, указывающим на соответствие записи закону сохранения массы веществ: число одних и тех же атомов в правой и левой частях уравнения одинаково. Задание. Составьте уравнение реакции окисления аммиака кислородом воздуха. Решение 1. Составляем схему реакции, т. е. записываем формулы исходных веществ и продуктов реакции: 14 NH3 + О. Pt, / ,2 NO + H2O 2. Определяем элементы, атомы которых изменили степень окисления, и находим окислитель и восстановитель: NH. + о О. Pt, г +2-2 N0 + Н,0 восста- новитель окислитель NH 3 — восстановитель за счет атома азота в минимальной о степени окисления, О2 — окислитель. 3. Составляем электронные уравнения процессов окисления и восстановления. Учитываем, что в формуле окислителя (О2) указаны два атома кислорода: -3 +2 -3 N — 5е~ = N (окисление, N — восстановитель) О2 + 4е‘ -2 О 20 (восстановление, О2 — окислитель) 4. Составляем схему электронного баланса. Для этого подбираем множители — коэффициенты перед формулами -3 окислителя и восстановителя. Восстановитель N отдаёт пять о электронов, окислитель О2 принимает четыре электрона. Число отданных электронов должно быть равно числу принятых, поэтому находим наименьшее общее кратное. Оно равно двадцати. Делим наименьшее общее кратное на число отданных электронов, т. е. на пять (для первого уравнения), и получаем коэффициент 4. Делим наименьшее общее кратное на число принятых электронов, т. е. на четыре (для второго уравнения), и получаем коэффициент 5. Следовательно, основными коэффициентами являются 4 и 5, их записываем в правой части электронного баланса: N - 5в- 6-, + Ае +2 = N -2 = 20 -3 4 (окисление, N — восстановитель) о 5 (восстановление, О2 — окислитель) 15 5. Переносим найденные коэффициенты в схему реакции и ставим перед формулами продуктов окисления и восстановления, а затем — перед формулами окислителя и восстановителя: 4NH, о + 50, Pt, / +2-2 4N0 -ь HjO 13 . ^^2 6. Уравниваем число атомов водорода и кислорода: 4NH 3 + 50, Pt, Г +2-2 -2 4N0 + 6Н,0 7, Проверяем число атомов кислорода в левой и правой частях схемы: в левой — 10, в правой — 10, т. е. коэффициенты определены верно. 8. Ставим между частями схемы знак равенства: 4NH, + 50, Pt, / +2-2 -2 4NO + 6Н,0 восстановитель окислитель окисляется восстанавливается Лабораторный опыт 1 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Перед выполнением опыта вспомните правила безопасности при работе в химическом кабинете. Возьмите две пробирки, в одну из них налейте 1 см^ раствора сульфата меди(П), в другую — такой же объём соляной кислоты. Опустите в обе пробирки по одной грануле цинка. Что вы наблюдаете? Составьте уравнения реакций, коэффициенты расставьте методом электронного баланса, укажите окислители и восстановители, процессы окисления и восстановления. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ Закончите уравнения химических реакций и расставьте коэффициенты. Для уравнения каждой окислительно-восстановительной реакции составьте схему электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления; а) СаО' + Н2О - ...; г) Н3РО4 + КОН - ...; б) СН4 + О2 в) А1 + О2 - д) Fe + HCI е) Мд + CI2 Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева — основа изучения и предсказания свойств элементов и их соединений §4 ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Повторите: структуру Периодической системы химических элементов и периодическое изменение некоторых характеристик и свойств атомов химических элементов (8 класс, § 8, 9). Периодический закон — один из основных законов природы и важнейший закон химии — открыл в 1869 г. великий русский учёный-химик Дмитрий Иванович Менделеев. Кз uafiofuiu К середине XIX в. были известны 63 химических элемента, для большинства из которых были изучены физические и химические свойства образованных ими веществ. В химии, как и в других естественных науках (ботаника, зоология), по мере накопления фактов возникла необходимость их классификации. Первые попытки классификации химических элементов 17 Металлы и неметаллы Естественные группы Щелочные металлы Галогены Первой классификацией химических элементов явилось деление их на металлы и неметаллы. Но было установлено, что свойства соединений многих элементов (цинк, алюминий, бериллий и др.) сходны со свойствами соединений как металлов, так и неметаллов и, следовательно, деление элементов на металлы и неметаллы относительно. Впоследствии учёные разных стран — И. Дёберейнер и Л. Мейер (Германия), Дж. Ньюлендс (Англия), А. Шанкуртуа (Франция) и другие — предлагали различные варианты классификации химических элементов. Было установлено, что существуют группы элементов, обладающих сходными свойствами, они были названы естественными группами. Так, в одну из естественных групп были объединены литий Li, натрий Na, калий К (а позднее ещё рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr). Вы уже знаете, что образуемые ими простые вещества — металлы (на внещнем уровне их атомов находится один электрон), которые являются активными восстановителями, в соединениях проявляют степень окисления* + 1. Эти вещества при взаимодействии с водой образуют растворимые в воде основания (щёлочи), поэтому они получили название щелочных металлов. Ярким сходством обладают фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I (на внещнем уровне их атомов содержится семь электронов). Соответствующие простые вещества — неметаллы, сильные окислители, образуют сходные по составу и свойствам соединения с водородом (HF, НС1, НВг, HI и т. д.), водные растворы которых являются кислотами; при взаимодействии с металлами образуют соли (NaF, NaCl, NaBr, Nal и т. д.). Элементы этой естественной группы получили название галогенов (что в переводе с греческого означает «рождающие соли»). Обнаружение естественных групп сходных по свойствам элементов явилось важным этапом их классификации. Однако ни одна из предложенных классификаций не выявила взаимосвязи всех элементов, как сходных, так и несходных по свойствам. Эту взаимосвязь открыл нащ соотечественник Д. И. Менделеев и выразил её в виде периодического закона. * В тексте параграфа использованы современные термины. 18 в отличие от своих предшественников Д. И. Менделеев был глубоко убеждён, что должна существовать естественная связь между всеми химическими элементами, как сходными по свойствам, так и несходными. Он пытался найти закономерность, которая объединила бы все элементы в единую систему. Если другие учёные сравнивали элементы по одному признаку: либо по химическим свойствам, либо по относительной атомной массе, либо по валентности, то Д. И. Менделеев для классификации элементов использовал два признака: 1) относительную атомную массу элементов, которую считал главной и постоянной характеристикой химического элемента, так как она не изменяется при химических реакциях; 2) свойства атомов элементов и образованных ими веществ. Он сравнивал свойства простых веществ, состав и свойства соединений химических элементов. Расположив все известные элементы в порядке возрастания относительных атомных масс, Д. И. Менделеев обнаружил, что сходные элементы встречаются через определённые интервалы, т. е. периодически. В табл. 2 приведены сведения о первых 16 элементах этой последовательности, где отсутствуют благородные газы (они были открыты после 1869 г.). Последовательность элементов Признаки классификации элементов Таблица 2 л. 1 7 9 11 12 14 16 19 23 24 27 28 31 32 35,5 39 Элемент Н Li Be В С N О F Na Мд А1 Si Р S С1 К Высш. степ. окисл. +1 +1 +2 +3 +4 +5 +2* 0* + 1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 + 1 Простое вещество Типич. мет. Типич. немет. Типич. мет. Типич. немет. Типич. мет. * Причину нарушения закономерного изменения высших степеней окисления в случае атомов кислорода и фтора вы рассмотрите в 10 классе. 19 Периодический закон Периодическая система химических элементов При переходе от лития Li к фтору F происходит ослабление металлических свойств простых веществ и усиление неметаллических. Одновременно увеличивается высшая степень окисления атомов в соединениях. Аналогично изменяются свойства веществ и степень окисления в ряду от натрия Na до хлора С1. Следующий элемент калий К, как литий и натрий, образует простое вещество — типичный металл. Периодически повторяются не только свойства простых веществ, но и формы и свойства соединений элементов. Например, литий образует с кислородом оксид состава U2O, обладающий основными свойствами, аналогичные форму и свойства имеет оксид натрия Na20. Выявленную закономерность Д. И. Менделеев назвал периодическим законом, который сформулировал следующим образом; Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов. На основе открытого закона Д. И. Менделеев составил Периодическую систему химических элементов, со структурой которой вы уже знакомы. Периодическая система — это графическое выражение периодического закона. Выбирая для каждого элемента место в Периодической системе, Д. И. Менделеев учитывал не только значения относительных атомных масс, но и свойства элементов и их соединений. На основании второго признака классификации в некоторых случаях элементы с большими относительными атомными массами оказались расположенными перед более лёгкими элементами. Например, теллур перед иодом, кобальт перед никелем, аргон перед калием. Менделеев не мог поменять их местами, как того требовал принцип увеличения относительной атомной .массы элемента, потому что в этом случае, например, благородный газ аргон оказался бы в группе щелочных металлов, а щелочной металл калий — в группе благородных газов. Д. И. Менделеев предположил, что причина этих исключений из общего правила зависимости свойств элементов и 20 их соединении от атомных масс заключается в сложности строения атома, хотя к моменту открытия периодического закона атом считался неделимой частицей и о его внутреннем строении ничего не было известно. Открытие и изучение изотопов (с этим понятием вы знакомились в 8 классе) показало, что химические свойства всех изотопов одного элемента одинаковы (приведите примеры известных вам изотопов). Значит, свойства атомов элемента зависят не от атомной массы, а от заряда ядра атома. Следовательно, заряд ядра атома (численно равный атомному номеру) — главная характеристика элемента и основной признак классификации химических элементов. Заряд ядра определяет число электронов в атоме, строение его электронной оболочки и как следствие этого — свойства элемента и его положение в Периодической системе. Экспериментально было установлено, что заряд ядра атома теллура равен 52, а атома мобозна/н£льнмх иода — 53, ПОЭТОМУ теллур, несмотря на большую атомную массу, должен стоять до иода. Точно так же заряды ядер аргона и калия, никеля и кобальта отвечают последовательности расположения этих элементов в Периодической системе. Таким образом было устранено кажущееся противоречие в системе химических элементов — положение некоторых элементов с большей атомной массой впереди элементов с меньшей атомной массой. Поэтому в современной формулировке периодический закон читается так: Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома (атомного номера элемента). Формулировка периодического закона, которую дал Д. И. Менделеев, и современная не противоречат друг другу, так как в большинстве случаев с возрастанием заряда ядра атомов элементов закономерно увеличиваются их относительные атомные массы. Заряд ядра атома Современная формулировка периодического закона 21 Физический смысл периодического закона Связь теории строения атома с периодическим законом и его графическим выражением — Периодической системой химических элементов — позволила объяснить причину периодического изменения свойств элементов и их соединений ' при увеличении атомного номера, т. е. раскрыть физический смысл периодического закона. При увеличении атомного номера последовательно увеличивается общее число электронов в атомах элементов, а число электронов на внешнем энергетическом уровне изменяется периодически. Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений при увеличении заряда ядра атома объясняется тем, что периодически повторяется строение внешнего электронного слоя в атомах элементов. Например, сходство свойств фтора и хлора объясняется тем, что на внешнем слое их атомов содержится по семь электронов. Лабораторный СУЩНОСТЬ ЯВЛЕНИЯ ПЕРИОДИЧНОСТИ опыт 2 Возьмите четыре пробирки, в две из них налейте по 1 см^ соляной кислоты, а в две другие — по 1 см^ раствора щёлочи. Затем в две пробирки (одна с раствором НС1, а другая — NaOH) осторожно внесите — ложечки гидроксида магния (выданного учите-4 1 лем), а в две другие с такими же растворами внесите — ложечки гидроксида кальция (выданного учителем). Отметьте, в каких пробирках протекают реакции, укажите их признаки и сделайте вывод, какими свойствами (основными или кислотными) обладают гидроксиды магния и кальция. Изобразите схемы строения атомов и ионов магния и кальция, подчеркните электроны внешнего энергетического уровня. Объясните, почему свойства гидроксидов магния и кальция аналогичны. Какой из этих гидроксидов относится к сильным основаниям и почему? Составьте уравнения протекающих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 22 1. Какова максимальная степень окисления атомов элементов VI группы и каков состав оксидов и гидроксидов этих элементов в максимальной степени окисления? О 2. Из перечисленных ниже характеристик атомов элементов периодически изменяется: а) заряд ядра атома; б) относительная атомная масса; в) число энергетических уровней в атоме; г) число электронов на внешнем энергетическом уровне. 3. Укажите, атомы какого из приведённых ниже элементов имеют свойства, позволяющие говорить об их сходстве с атомами азота: а) кремния Si; б) серы S; в) фосфора Р; г) бора В. Объясните почему. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ §5 ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ НА ОСНОВЕ ПОЛОЖЕНИЯ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ И СТРОЕНИЯ АТОМА Повторите: план характеристики химического элемента (8 класс, § 10). Вы знаете, что на основе положения элемента в Периодической системе можно дать характеристику элемента и его соединений. В прошлом учебном году при описании химического элемента вы указывали его знак и положение в Периодической системе, составляли схему строения электронной оболочки атома и указывали, какие свойства проявляет образованное атомами этого элемента простое вещество — металлические или неметаллические. К настоящему времени ваши знания об элементах и их соединениях расширились, поэтому в известный план характеристики химического элемента нужно внести дополнения. План характеристики химического элемента 1. Исходя из положения элемента в Периодической системе и строения его атомов, определить: 23 Характеристика магния а) в какой роли: окислителя или восстановителя — атомы элемента могут выступать в окислительно-восстановительных реакциях или они обладают окислительно-восстановительной двойственностью; б) его минимальную и максимальную степени окисления. 2. По возможной максимальной степени окисления элемента указать: а) формулы высших оксида и гидроксида; б) свойства (основные, кислотные или амфотерные) оксида и гидроксида. 3. Сравнить характеристики атомов элемента и его соединений с характеристиками атомов соседних (по периоду и подгруппе) элементов и их соединений. Рассмотрим характеристику химического элемента № 12 — магния Mg. На внешнем энергетическом уровне атома магния два электрона, следовательно, магний образует простое вешество, обладающее металлическими свойствами и способностью только отдавать электроны, проявляя восстановительные свойства: 0+2 о Mg — 2е~ = Mg (окисление. Mg — восстановитель) Металлические и восстановительные свойства магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция. Это связано с увеличением радиусов атомов и ослаблением связи валентных электронов с ядром при переходе от Be к Mg и Са. Металлические и восстановительные свойства магния выражены слабее, чем у натрия, но сильнее, чем у алюминия (объясните почему). Минимальная степень окисления магния (как и всех металлов) равна о, а максимальная +2, что соответствует номеру группы. С кислородом магний образует основный оксид MgO, которому в качестве гидроксида соответствует основание Mg(OH)2. Самостоятельно сравните свойства оксида и гидроксида магния со свойствами оксидов и гидроксидов соседних (по периоду и подгруппе) элементов. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ Опишите, пользуясь планом характеристики, химические элементы с атомными номерами 16 и 20. 24 §6 ЗНАЧЕНИЕ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА Периодическому закону будущее не грозит разрушением, а обещаются только надстройка и развитие. Д. И. Менделеев С открытия периодического закона начинается современный этап развития химической науки. До этого химия представляла собой скопление разрозненных, обрывочных, лишённых внутренней связи фактов, теперь же она стала целостной наукой, разнообразное содержание которой объединено в стройную систему. Периодический закон и Периодическая система обобщают и систематизируют сведения о химических элементах и образуемых ими соединениях. Зная положение элемента в Периодической системе, вы можете охарактеризовать как сам элемент, так и образованные им вещества. Как любой закон природы, периодический закон и Периодическую систему используют для объяснения фактов и явлений. На основе строения атома вы можете объяснить взаимосвязь строения и свойств атомов химических элементов, закономерности изменения их свойств, причину периодичности изменения свойств элементов и их соединений. Благодаря периодическому закону стало возможным не только классифицировать уже известные элементы, но и исправлять неточно определённые характеристики атомов некоторых из них (относительная атомная масса, валентность), предсказывать {прогнозировать) свойства элементов, которые ещё не открыты. Так, относительную атомную массу бериллия в то время считали равной 13,5. С учётом этого в Периодической системе данный элемент должен быть расположен между углеродом и азотом. Но это нарушило бы последовательность изменения свойств элементов, так как металл бериллий оказался Обобщение сведений Объяснение фактов и явлений Классификация элементов 25 предсказание элементов и их свойств Открытие галлия бы между двумя неметаллами — углеродом и азотом. Отсюда Д. И. Менделеев сделал заключение, что бериллий должен иметь относительную атомную массу, промежуточную между относительными атомными массами лития (7) и бора (11), т. е. примерно 9, и его место между литием и бором. Последующие исследования подтвердили правильность вычислений Д. И. Менделеева. Сравнивая разности между относительными атомными массами соседних элементов, Д. И. Менделеев заметил, что они не превышают 3—4. Однако в некоторых местах эта разность была большей. Так, разность между относительными атомными массами кальция (40) и титана (48) равна 8, а между относительными атомными массами цинка (65) и мышьяка (75) — 10. Из этого Д. И. Менделеев сделал вывод, что должны существовать пока ешё неизвестные науке элементы, и оставил свободной одну клетку (№ 21) между кальцием и титаном и две свободные клетки (№ 31, 32) между цинком и мышьяком. Д. И. Менделеев не только предсказал существование этих элементов, но и заранее описал свойства образованных ими веществ, основываясь на положении: свойства атомов любого химического элемента (например. Mg) являются промежуточными между свойствами атомов соседних элементов, расположенных слева и справа (Na, А1), снизу и сверху (Be, Са). Он назвал предсказанные элементы соответственно эка-бором, экаалюминием, экасилицием, так как считал, что атомы этих элементов должны быть сходны по свойствам с атомами бора, алюминия и кремния. Настоящий триумф Периодической системы Д. И. Менделеева начался с открытия предсказанных им элементов. В 1875 г. французский химик П. Лекок де Буабодран открыл элемент, который по всем характеристикам совпадал с экаалюминием. Он был назван галлием (Галлия — древнее название Франции). Открытие этого элемента могло пройти незамеченным, если бы некоторое время спустя автор не получил письмо от Д. И. Менделеева, в котором утверждалось, что плотность нового металла должна быть равна не 4,7 г/см^, как сообщал П. Лекок де Буабодран, а 5,9-6,0 г/см^. Повтор- 26 ные измерения плотности очищенного от примеси галлия дали значение 5,904 г/см^. В 1879 г. шведский учёный Л. Нильсон открыл скандий, имевший свойства экабора. Наконец, в 1886 г. немецкий химик К. Винклер открыл германий, свойства которого полностью совпали со свойствами, указанными Д. И. Менделеевым для экасилиция (табл. 3). Открытие скандия Открытие германия Таблица 3 Сравнение свойств экасилиция и германия Свойства экасилиция и его соединений, предсказанные Д. И. Менделеевым (1871) Свойства германия и его соединений, определённые экспериментально К. Винклером (1886) Относительная атомная масса близка к 72 Относительная атомная масса 72,6 ! Серый тугоплавкий металл Серый тугоплавкий металл Плотность металла около 5,5 г/см^ Плотность металла 5,35 г/см^ Формула высшего оксида ЭО2 Формула высшего оксида GeOg Плотность оксида около 4,7 г/см^ Плотность оксида 4,7 г/см^ Оксид должен легко восстанавливаться до металла Оксид легко восстанавливается до ме- | талла при нагревании в струе водорода Хлорид ЭСЦ должен быть жидкостью с температурой кипения около 90 °С и плотностью около 1,9 г/см^ Хлорид германия GeCl4 представляет собой жидкость с температурой кипения 83 °С и плотностью 1,887 г/см^ Открытие предсказанных Д. И. Менделеевым элементов и блестящее совпадение предположительных свойств образованных ими веществ с установленными опытным путём привело к всеобщему признанию периодического закона, а Периодическая система химических элементов стала неотъемлемой частью любого учебника по химии. Будучи объективным законом природы, периодический закон оказал огромное влияние на развитие многих наук. Влияние на развитие наук 27 Д. и. Менделеев -учёный и гражданин На основе периодического закона и Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева быстро развивалось учение о строении атома. Оно, в свою очередь, раскрыло физический смысл периодического закона и объяснило расположение элементов в Периодической системе. Опираясь на периодический закон и Периодическую систему, учёные смогли открыть ранее неизвестные и синтезировать новые химические элементы, построить гипотезу о рождении и превращении химических элементов во Вселенной, в недрах Солнца и звёзд. Периодический закон — объективный закон природы. Он отражает материальность мира, его единство и развитие. Открытие периодического закона показывает, что мир познаваем и нет предела процессу познания тайн природы. В свою очередь, периодический закон и Периодическая система являются в настоящее время важнейщими инструментами познания. Оценивая значение Периодической системы, английский химик У. Рамзай называл её «компасом для исследования», а Н. Бор — «путеводной звездой для исследований в области химии, физики, минералогии, техники». И по настоящее время Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева составляет теоретическую базу для научного предвидения во многих областях естественных наук. Дмитрий Иванович Менделеев родился в 1834 г. вблизи сибирского города Тобольска в Mo^o3HcufieM>Hbtx семье директора гимназии. Окончив Тобольскую гимназию, поступил в Петербургский педагогический институт, который окончил с золотой медалью. Ещё студентом Д. И. Менделеев опубликовал свои первые научные исследования. Какой бы областью науки и практики ни занимался Д. И. Менделеев, всюду он находил новые рещения сложных задач. Так, исследование свойств растворов привело его к выводу о химической природе процессов растворения, об образовании непрочных соединений (гидратов) растворённого вещества и растворителя. На протяжении 33 лет Д. И. Менделеев вёл научную и педагогическую работу в Петербургском университете. Он на- 28 писал один из лучших учебников для студентов — «Основы химии». Этот учебник — настоящая химическая энциклопедия. Работая над «Основами химии», он открыл периодический закон и создал Периодическую систему химических элементов. Это было в 1869 г. Круг интересов Д. И. Менделеева был чрезвычайно широк. Трудно назвать область человеческой деятельности, которая не интересовала бы его. Он изучал нефтяные месторождения, состав нефти и, пожалуй, первым сделал вывод, что нефть ценна не только как топливо, но и как незаменимое сырьё для получения разнообразных химических продуктов. Он интересовался вопросами металлургии, работал над проблемой подземной газификации топлива и т. д. Он исследовал земную атмосферу и в одиночку совершил полёт на воздушном шаре; интересовался освоением Арктики и разработал проект ледокола. Д. И. Менделеев изучал торговое дело, разрабатывал состав бездымного пороха, занимался вопросами сельского хозяйства, например был убеждённым сторонником использования удобрений, орошения земель засушливых районов, разведения и охраны лесов. Двадцать пять томов составляют полное собрание его сочинений. Страстный патриот, Д. И. Менделеев считал целью своей деятельности постоянное содействие процветанию Родины, её экономической и политической независимости. Его мысли об индустриализации и химизации народного хозяйства, о необходимости изучения и планомерного использования природных богатств страны, о развитии науки и образования не потеряли актуальности и в наше время. Д. И. Менделеев писал: «Человек тем более совершенен, чем более он полезен для широкого крута интересов общественных, государственных и всего человечества». За выдающиеся заслуги в науке Д. И. Менделеев был избран почётным членом различных российских учебных заве- Д. и. Менделеев (1834-1907) 29 Талант, помноженный на непрерывный труд дений, научных обществ и многих зарубежных академий наук. В честь великого русского учёного назван химический элемент № 101 менделевий (Md), полученный группой американских учёных под руководством Г. Сиборга в 1955 г. Однажды в Боблове — имении Менделеева — крестьяне спросили у него; «Скажи-ка, Дмитрий Иванович, почему у тебя хлеб такой уродился? Талант это у тебя или счастье?» Менделеев ответил, улыбнувшись: «Конечно, братцы, талант!» Он нисколько не преувеличивал. Это действительно был талант, но талант, помноженный на непрерывный труд. Всегда и везде. В 1907 г. Д. И. Менделеева не стало. Тысячи людей провожали его в последний путь на Волково кладбище в Санкт-Петербурге. А впереди траурной процессии несли большую Периодическую систему химических элементов как его завещание будущим поколениям учёных. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ В 1897 г., когда из благородных газов были известны лишь гелий и аргон, У. Рамзай предсказал свойства ещё одного элемента с относительной атомной массой 20. Как он определил значение атомной массы? Назовите этот элемент и охарактеризуйте его. Водород и его важнейшие соединения §7 ВОДОРОД, ЕГО ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА, НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ И ПОЛУЧЕНИЕ Ыз UOHCftMU Водород (в переводе с латыни — «рождающий воду») открыл в первой половине XVI в. немецкий врач и естествоиспытатель Парацельс. В 1776 г. английский учёный Г. Кавендиш исследовал его свойства. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА Водород — элемент с атомным номером 1, его относительная атомная масса 1,008. Электроотрицательность атома водорода равна 2,1. В природе водород встречается в виде трёх изотопов: протия |Н, дейтерия ^Н, или D, и трития ^Н, или Т. Водород — единственный элемент, изотопы которого так резко отличаются своими массами. Электронная конфигурация атома водорода: ,Н \е~. В разных изданиях Периодической системы этот элемент может находиться в Г. Кавендиш (1731-1810) 31 главных подгруппах и I, и VII групп. Это обусловлено тем, что водород имеет признаки сходства и со щелочными металлами, и с галогенами. С одной стороны, как и атомы щелочных металлов, атом водорода имеет один валентный электрон и может отдавать его (окисляться), приобретая степень окисления +1: о +1 Na — е~ = Na о (окисление, Na — восстановитель) о +1 Н - е~ = W (окисление, Н — восстановитель) С другой стороны, как в атомах галогенов, так и в атомах водорода до заверщения внещнего энергетического уровня не хватает одного электрона. Присоединяя недостающий электрон, атом водорода восстанавливается, переходит в степень окисления —1, приобретая при этом электронную конфигурацию атома гелия: С1 1е~ 8с“ 1е~ + е~ = С1 2е~ 8е~ 8е~ хлорид-ион о (восстановление, С1 — окислитель) Н \е~ + = Н 2е~ гидрид-ион о (восстановление, Н — окислитель) Следовательно, водород обладает окислительно-восстановительной двойственностью. Но восстановительные свойства водорода выражены сильнее, чем окислительные. В своих соединениях он обычно имеет степень окисления +1 и реже — 1. 32 Химический элемент водород образует простое вещество, молекулы которого состоят из двух атомов, связанных ковалентной неполярной связью: Н2 молекулярная формула Н:Н электронная формула н-н структурная формула НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ Водород — самый распространённый элемент в космосе. Он составляет около половины массы Солнца и большинства звёзд. На Земле водород встречается главным образом в виде соединений: он входит в состав воды, природного газа, нефти, ряда минералов, всех растительных и животных организмов. На долю водорода приходится около 1% от всей массы земной коры. По распространённости в земной коре водород занимает девятое место среди всех элементов (рис. 1). ПОЛУЧЕНИЕ В большинстве своих соединений водород проявляет степень окисления, равную +1. Следовательно, получение водорода сводится к восстановлению его ионов: +1 _ о +1 2Н + 1е~ = Hj (восстановление, Н — окислитель) Нахождение водорода в природе Получение водорода Алюминий 7,5% Железо 4,7% Кальций 3,4% Натрий 2,6% Калий 2,4% Магний 1,9% Водород 0,9% Титан 0,6% Хлор 0,2% Остальные элементы ~ 0,7% Рис. 1. Массовая доля элементов в земной коре 2 Химия, 9 кл 33 Получение в лаборатории Одним из лабораторных способов получения водорода является взаимодействие цинка с соляной кислотой или с раствором серной кислоты. Для проведения реакции в пробирку опустим 2-3 гранулы цинка и прильём (осторожно) 3—4 см^ соляной кислоты. На поверхности гранул появляются пузырьки бесцветного газа — это и есть водород Н2. Для собирания газа пробирку закроем пробкой с прямой газоотводной трубкой и наденем на трубку ещё одну пробирку в положении вверх дном (рис. 2а). После прекращения реакции перенесём несколько капель раствора на стеклянную пластинку и выпарим воду. На пластинке останется белое кристаллическое вещество — хлорид цинка ZnCl2. Реакцию можно выразить следующим уравнением: 0+1+2 о Zn +2НС1 = ZnCl2 + H2t 0+2 о Zn — 2е~ = Zn (окисление, Zn — восстановитель) +1 о +1 2Н + 2е~ = Н2 (восстановление, Н — окислитель) S НС1 Zn а б в Рис. 2. Получение водорода и проверка его на чистоту: а — собирание водорода; б, в — проверка водорода на чистоту 34 в промышленности водород получают из воды или соединений, содержащихся в природном газе. Один из способов получения водорода основан на разложении воды электрическим током. Вода не проводит электрический ток, поэтому для обеспечения электропроводности к ней добавляют щёлочь (например, гидроксид натрия) или некоторые соли (например, сульфат натрия). Под действием электрического тока в растворе этих веществ происходит разложение воды на водород и кислород: 2Н2О электрический ток 2H2t + ОзГ Однако в связи с высокой стоимостью электроэнергии получать водород таким путём в промыщленности экономически невыгодно. Этот способ используют иногда в лаборатории. Основным промыщленным способом получения водорода является переработка природного газа*, содержащего до 90% метана СН4. Природный газ смещивают с водяным паром и нагревают до 800—900 °С в присутствии катализатора**. При этом протекает реакция: _ , _____ катализатор, 1 СН4 + 2Н2О =- СО2 + 4Н2 Затем полученную смесь газов разделяют. Получение в промышленности О 1 ■ Водород образуется при взаимодействии: а) HjO и Си; в) HjO и SO3: б) HgO и МазО; г) HjO и К. Напишите уравнение протекающей реакции, составьте схему электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ * С другими способами получения водорода вы будете знакомиться по мере изучения химии. ** Катализатор — вещество, которое изменяет скорость химической реакции. 2* 35 §8 Водород имеет три изотопа: протий ’Н, дейтерий ^H (D), тритий (Т). Укажите состав ядер изотопов водорода. Рассчитайте массу водорода, который выделился при взаимодействии магния с 98 г раствора с массовой долей серной кислоты 10%. При пропускании нагретой смеси метана с водяным паром над катализатором получили 5 г водорода. Определите массу метана, вступившего в реакцию. Физические свойства водорода СВОЙСТВА И ПРИМЕНЕНИЕ ВОДОРОДА ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Водород — бесцветный газ, не имеющий запаха. Это один из самых трудносжижаемых газов, температура кипения жидкого водорода -252,8 °С. Водород — самый лёгкий из всех газов, он в 14,5 раза легче воздуха. Поэтому водород можно собирать лишь в перевёрнутый вверх дном сосуд. Уравновесим на весах колбу, подвешенную вверх дном (рис. 3). Вытесним из неё воздух водородом. Равновесие нарушается. Чаша с колбой, в которой находится водород, поднимается вверх. Следовательно, водород легче вытесненного им воздуха. Мыльные пузыри, резиновые шарики, наполненные водородом, взлетают вверх. Водород малорастворим в воде. Его можно собирать в сосуд вытеснением не только воздуха, но и воды (рис. 4). Рис. 3. Водород легче воздуха Рис. 4. Собирание водорода методом вытеснения воды 36 МЕРЫ ПРЕДОСТОРОЖНОСТИ ПРИ РАБОТЕ С ВОДОРОДОМ Водород, как и другие горючие газы, следует поджигать с большой осторожностью, предварительно проверив его на чистоту. Для этого водород собирают в пробирку (см. рис. 2а), не переворачивая, закрывают пробирку с водородом большим пальцем, подносят к горяшей спиртовке и открывают пробирку (рис. 26, в). Если водород чистый, то он спокойно сгорает с характерным звуком «п-пах». Если же водород содержит примесь воздуха, то он сгорает со взрывом и свистяшим звуком. В таком случае поджигать водород у конца газоотводной трубки ешё нельзя. Следует повторять пробу выделяюшегося водорода на чистоту до тех пор, пока газ не будет загораться почти беззвучно. Смесь двух объёмов водорода с одним объёмом кислорода называют гремучим газом. Взрывчатыми свойствами обладает и смесь водорода с воздухом. Если взрыв произойдёт в стеклянном сосуде, то сосуд может разорваться и его осколки поранят экспериментатора. Поэтому при работе с водородом в лаборатории нужно обязательно соблюдать меры предосторожности. Французский химик Пилатр де Розье (XVIII в.) ^_________ заинтересовался, что будет, если вдохнуть во- MoSo3HCuf!£AbHMX дород. Глубоко ВДОХНуВ ВОДОрОД, РоЗЬе ВЫДО-хнул его... на огонь свечи. Водород был, конечно, смешан с воздухом, и произошёл взрыв! Розье впоследствии писал: «Я думал, что у меня вылетят все зубы вместе с корнями». Проводить подобные эксперименты опасно для жизни. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Связь между атомами в молекуле водорода очень прочная (энергия связи составляет 436 кДж/моль), поэтому молекулярный водород при обычной температуре химически малоактивен. Только фтор соединяется с ним при обычных условиях (даже в темноте), хлор — при освешении. При нагревании водород реагирует как с простыми вешествами (преимушественно с неметаллами), так и со сложными. Правила безопасности при работе с водородом Гремучий газ Химические свойства водорода 37 Водород -восстановитель Взаимодействие водорода с простыми веществами Как восстановитель водород реагирует с типичными неметаллами (кислород, хлор, фтор, сера, азот и др.), электроотрицательность которых больше, чем у водорода. Водород соединяется с кислородом. При поджигании водорода на воздухе (после предварительной проверки его на чистоту) он горит почти бесцветным пламенем. На поверхности холодного предмета, внесённого в пламя (фарфоровая чашка, стакан, стеклянная пластинка), появляются капли воды, поэтому газ назвали водородом — «рождаюшим воду»: о о +1 -2 Оз = 2Н2О + Q о +1 Нз - 1е- = 2Н о О, 2 (окисление, Нз — восстановитель) + Ае~ = 20 1 (восстановление, Оз — окислитель) Водород горит и в хлоре (рис. 5), образуя хлороводород НС1: о о +1 -! Нз + CI3 = 2НС1 + Q Водород -окислитель Как окислитель водород взаимодействует с активными (шелочными и шёлочно-земельными) металлами, электроотрицательность которых меньше, чем у водорода. Например, если натрий нагреть в атмосфере водорода, то -1 образуется гидрид катрггл NaH: о о +1-1 2Na + Н, = 2NaH о +1 Na — = Na о Н: 2 (окисление, Na — восстановитель) + 2е~ = 2Н I (восстановление, Нз — окислитель) Гидрид натрия — белое кристаллическое вешество, напо-минаюшее хлорид натрия. Его кристаллы образованы положительно заряженными ионами Na'^ и отрицательно заряженными гидрид-ионами Н“. 38 Взаимодействие водорода со сложными веществами. При нагревании водород реагирует с некоторыми сложными веществами, например со многими оксидами металлов. Так, если в сухую пробирку поместить оксид меди(П) — порошок чёрного цвета — и при нагревании пропускать над ним струю водорода (рис. 6), то вскоре увидим, что в пробирке появляются капли воды, а чёрный порошок оксида меди(П) превращается в красный порошок металлической меди: о +2/0 +1 2 + СиО — Си + Н2О в этой реакции происходит восстановление меди: 0+1 о Hj - 2е~ = 2Н (окисление, — восстановитель) +2 о Си + 1е~ = Си +2 (восстановление, Си — окислитель) Восстановление металлов из их оксидов Поэтому водород применяют в металлургии для восстановления некоторых металлов (молибден, вольфрам и др.) из их оксидов. Оксиды активных металлов (MgO, СаО, AI2O3 и др.) водородом не восстанавливаются*. Рис. 5. Горение водорода в хлоре Рис. 6. Восстановление меди водородом из оксида меди (II) В старших классах ваши знания о свойствах водорода расши- рятся. 39 Применение водорода Водород как топливо ПРИМЕНЕНИЕ Водород находит широкое применение. В химической промышленности его используют для синтеза: ♦ аммиака N Н3, который является исходным сырьём для получения азотной кислоты и азотсодержащих минеральных удобрений: Н2 ^ NH3 -<■ HNO3 — удобрения; - хлороводорода, из которого затем получают соляную кислоту, В пищевой промышленности путём обработки жидких (растительных) масел водородом получают твёрдые жиры, идущие на изготовление маргарина. В металлургии его применяют для восстановления некоторых металлов (вольфрам, молибден и др.) из их оксидов. Водород используют также для сварки и резки металлов (водородная горелка). Температура водородного пламени достигает 2800°С. Жидкий водород является одним из наиболее эффективных видов ракетного топлива. При сгорании чистого водорода вьщеляется большое количество теплоты, поэтому в последние годы всё большее внимание уделяется использованию водорода в качестве топлива. Водород называют топливом будущего. В настоящее время главными источниками энергии являются уголь, нефть, природный газ. Но их запасы не безграничны, а использование приводит к загрязнению окружающей среды. При сгорании ископаемого топлива в атмосферу выбрасываются углекислый газ, оксиды азота, сернистый газ. А если сгорание неполное, то оно сопровождается выбросами и угарного газа СО, сажи (частиц углерода). Водород же при горении не образует вредных, экологически опасных веществ, так как продуктом реакции является только вода. Поэтому использование водорода как топлива будет способствовать решению проблемы охраны окружающей среды. Кроме этого, запасы водорода неисчерпаемы (вода морей, океанов и ледников, водород в космосе). По оценкам учёных, широкое внедрение водорода в энергетику — вопрос недалёкого будущего. Главное — найти неэнергоёмкий способ его получения из воды. 40 о 1 • Водород образуется при взаимодействии: а) соляной кислоты с оксидом меди(П); б) раствора серной кислоты с медью; в) раствора серной кислоты с магнием; г) соляной кислоты с серебром. Напишите уравнение реакции. О 2. Опаснее всего подносить огонь к сосуду, в котором находится: а) кислород; в) водород; б) азот; г) смесь водорода с кислородом. О 3. Водород при определённых условиях реагирует с: а) Og; б) КОН; в) FeO; г) N3; д) HgO. Напишите уравнения возможных реакций. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислители и восстановители, процессы окисления и восстановления. 4. Составьте уравнения в соответствии со схемой превращений: H2SO4 Нз HCI СиС1з Си(ОН)з. Для уравнений 1 и 2 составьте схемы электронного баланса. Для реакции 4 приведите уравнения в молекулярном и ионномолекулярном виде. 5. Вычислите массовую долю водорода: а) в воде; б) в метане СН4. 6. Цинк массой 13 г растворили в избытке соляной кислоты. Рассчитайте количество вещества выделившегося водорода и образовавшегося хлорида цинка. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ §9 МОЛЯРНЫЙ ОБЪЁМ ГАЗОВ. ЗАКОН АВОГАДРО Повторите: понятия «количество вещества», «моль», «молярная масса» (8 класс, § 22). В отличие от твёрдых веществ при характеристике газов чаще используют не массу газа, а его объём. 41 Нормальные условия Из курса физики вам известно, что: 1. Собственный объём молекул газа очень мал по сравнению с расстояниями между ними, поэтому общий объём газа определяется расстоянием между его молекулами, которое зависит от температуры и давления. При повышении температуры и понижении давления расстояние между молекулами газа увеличивается, что приводит к увеличению объёма газа. Наоборот, при уменьшении температуры и повышении давления объём газа уменьшается. Поэтому объёмы газов сравнивают только при одинаковых условиях. Обычно сравнение проводят при так называемых нормальных условиях. Нормальные условия (н. у.): температура О °С, давление 760 мм рт. ст. (1 атм), или 101,325 кПа. 2. Объём тела равен отношению массы тела к его плотности: V = т Значит, по плотности газа можно определить объём газа, взятого количеством вещества 1 моль. Например, известны плотности газов: р(Нз) = 0,089 г/л, р(Оз) = 1,429 г/л, р(С02) = 1,96 г/л. Тогда 2 J, ^^^2) = о о89г/л ^ 32 г ^(Ог) 1,429 г/л 44 г ^(СО,) 1,96 г/л = 22,393 или 22,4 л; = 22,448 или 22,4 л. Следовательно, любой газ количеством вещества 1 моль при н. у. занимает объём приблизительно 22,4 л. Если жидкость превращается в пар без разложения (вода, этиловый спирт и др.), то объём 1 моль паров данной жидкости, приведённый к нормальным условиям, также приблизительно равен 22,4 л. 42 Отношение объёма газа (F) при н. у. к соответствующему количеству вещества (v) называют молярным объёмом газа iVJ: V m у Таким образом: V„ = 22,4 л ---- = 22,4 л/моль 1 моль Итак, молярный объём газа — величина постоянная для любого газа (пара) при н. у.: Fjjj = 22,4 г/моль Зная плотность данного газа при н. у. и его молярный объём, можно вычислить молярную массу этого газа: I = Вы знаете, что 1 моль различных веществ — газообразных, хсидких и твёрдых — содержит одинаковое число (6 • 10^^) частиц. Но в отличие от твёрдых и жидких веществ 1 моль газа при одних и тех же условиях занимает ещё и одинаковый объём. Отсюда следует, что в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое число молекул (рис. 7). Молярный объём газа Закон Авогадро Рис. 7. Молярная масса, молярный объём и число молекул в 1 моль некоторых газов 43 Этот закон был сформулирован в 1814 г. итальянским учёным и назван впоследствии по имени автора законом Авогадро. Задача 1. Масса 1 л газа (н. у.) равна 3,17 г. Определите его молярную массу. Дано: F(ra3a) = 1 л т(газа) = 3,17 г Найти: М(газа) Решение 1. Находим плотность газа: ш(газа) = 1ы ’ 3,17г р(газа)= —j— =3,17 г/л. А. Авогадро (1776-1856) ТешшЯе жг 2. Вычисляем молярную массу газа: М(газа) = • р; М(газа) = 22,4 л/моль • 3,17 г/л = 71 г/моль. Ответ: М(газа) = 71 г/моль. Задача 2. Определите, какой объём (н. у.) занимают 0,5 моль оксида углерода(1\0- Решение Дано: vCCOj) = 0,5 моль Из формулы “ V V=V^-v. Найти: V(CO,) Подставляем значения известных величин: F(C02) = 22,4 л/моль • 0,5 моль = 11,2 л. Ответ: К(С02) = 11,2 л. ВОПРОСЫ 1. Определите, какой объём занимают при н. у. 0,2 моль любого газа. И ЗАДАНИЯ 2. Вычислите, какой объём при н. у. занимают: а) 42 г азота N2: б) 6,4 г оксида серы(1У) SO2. 3. На занятиях химического кружка два ученика работали с газами. Один собрал в колбу объёмом 250 мл кислород, а другой в такую же колбу — водород. Вычислите, сколько молекул кислорода и водорода содержалось в каждой колбе (объёмы измерены при н. у.). 44 §10 ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ПЛОТНОСТЬ ГАЗОВ При изучении свойств газа важно знать, легче или тяжелее он других газов. Это необходимо, в частности, для того, чтобы правильно расположить сосуд для собирания газа — вверх дном или отверстием вверх. Для того чтобы определить, во сколько раз один газ тяжелее или легче другого, вычисляют значение относительной плотности газа, которую обозначают латинской буквой D. Относительная плотность одного газа по другому газу — безразмерная величина, равная отношению их молярных (М) или относительных молекулярных (М^) масс: D = Л/. или D = Отсюда молярная масса газа равна произведению его относительной плотности по другому газу и молярной массы этого газа: Л/, = Z) • Л/, Чтобы было понятно, с каким газом проводят сравнение, к обозначению относительной плотности добавляют индекс. Например, означает, что сравнение проводят с водородом, и тогда говорят «плотность по водороду», опуская слово «относительная», Dq, ~ плотность по кислороду. Химическую формулу исследуемого газа ставят рядом в скобках; Dhj(C12) — плотность хлора по водороду и т. д. Чаще всего определяют плотности различных газов по отношению к водороду как самому лёгкому из всех газов или по отношению к воздуху. Относительная плотность любого газа X по водороду: п м(Х) тх) МНз) 2 г/моль ’ Относительная плотность газа Плотность газа по водороду 45 отсюда Средняя молярная масса воздуха Плотность газа по воздуху Теиионе \ Л/(Х) = 20н,(^ Воздух представляет собой смесь нескольких газов, поэтому можно говорить лишь о средней молярной массе воздуха, она равна 29 г/моль. Следовательно, плотность любого газа X по воздуху: М{Х) М{Х) -^возл(^) ~ Л/(возд.) 29 г/моль ’ отсюда I М(Х) = 29Р^^(Х) I На основании рассмотренных формул можно проводить различные расчёты: определять объём, массу, относительную плотность, молярную и относительную молекулярную массы различных газов. Задача 1. Рассчитайте относительную плотность оксида cepbi(IV) по азоту и по водороду. Дано: SO, Найти: \.D^(SO,) = Решение Расчёт проводим на основе фор- Л/, мулы D = -77-. Л/, MiSO.) ; On.(so2) = 64 г/моль = 2,29. N2'' 2/ М{^2) ’ ^ 28 г/моль Значит, оксид серы(1У) в 2,29 раза тяжелее азота. A/(S02) 64 г/моль 2. Он,(SO,) = -щ2- ; P„^(SO,) = = 32. Значит, оксид cepbi(IV) в 32 раза тяжелее водорода. Ответ: D^J^S02) = 2,29; Dh,(S02) = 32. 46 Задача 2. Вычислите молярную массу неизвестного газа, если его относительная плотность по водороду равна 8. Дано: D^(X) = 8 Найти: М(Х) Решение Записываем формулу: М(Х) = 2Z)h,(X). Подставляем в неё значение относительной плотности: М(Х) = 2 г/моль -8=16 г/моль. Ответ: М(Х) = 16 г/моль. РеиииЯе 1. Рассчитайте плотность по водороду и по воздуху: а) водяного пара; б) хлора. 2. Вычислите молярную массу газа, если: а) его плотность по водороду равна 22; б) его плотность по воздуху равна 1,52; в) масса 1 л этого газа (н. у.) равна 1,96 г. 3. Рассчитайте объём (н. у.) кислорода массой 0,16 кг. Определите массу водорода, который займёт такой же объём при н.у. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ §11 ВЫЧИСЛЕНИЯ ПО УРАВНЕНИЯМ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ С ИСПОЛЬЗОВАНИЕМ ФИЗИЧЕСКОЙ ВЕЛИЧИНЫ «МОЛЯРНЫЙ ОБЪЁМ ГАЗА». ОБЪЁМНЫЕ ОТНОШЕНИЯ ГАЗОВ В РЕАКЦИЯХ Повторите: алгоритм решения расчётных задач по уравнениям химических реакций (8 класс, § 31). Рассматриваемый тип задач отличается от уже известных вам расчётов по уравнениям реакций тем, что: ♦ в условиях задач описываются такие реакции, в которых взаимодействуют или образуются газообразные вещества', ♦ вместо массы вещества указывается объём газа, измеренный при н. у., или его требуется вычислить; ♦ вместо молярной массы газа в расчётах используют молярный объём. Логика же рассуждений и способы решений задач аналогичны уже рассмотренным ранее. 47 J*euaofie I nfu^ Объёмные отношения газов в реакциях Задача 1. Рассчитайте объём (н. у.) водорода, который можно получить при взаимодействии 12 г магния с избытком соляной кислоты. Дано: m(Mg) = 12 г Найти: V(H,) магния: Решение Определяем количество вещества m(Mg) v(Mg) = M(Mg) ’ 12 г = 2477^ = 0,5 моль. 2. На основании уравнения реакции 0,5 моль X моль Mg + 2НС1 = MgCl2 + 1 моль I моль определяем соотношение количества вещества Mg и Н2 и находим количество вещества водорода. Для этого составляем пропорцию и решаем её: 0,5 моль X моль 0,5 моль • 1 моль отсюда X = 1 моль = 0,5 моль. 1 моль 1 моль ’ 3. Находим объём водорода: У(Н2) = V^-v V"(H2) = 22,4 л/моль • 0,5 моль = 11,2 л. Ответ: F(H2) = 11,2 л. ОБЪЁМНЫЕ ОТНОШЕНИЯ ГАЗОВ В РЕАКЦИЯХ При изучении газов, применении и получении их в лаборатории и промышленности важно знать, в каких объёмных отношениях они реагируют и получаются в результате реакции. Рассмотрим уравнение реакции горения оксида углеро-да(И): 2СО + 02 = 2СО2 2 моль 1 моль 1 моль Согласно уравнению реакции 2 моль оксида углерода(П) реагируют с 1 моль кислорода, при этом образуются 2 моль углекислого газа. Предположим, что эта реакция протекает 48 при н. у., тогда 1 моль каждого газа займёт объём, равный 22,4 л. Следовательно, по уравнению реакции из (2 • 22,4) л СО и 22,4 л О2 образуется (2 • 22,4) л COj: 2СО + 02 = 2СО2 2 моль I моль 1 моль 44,8 л 22,4 л 44,8 л Согласно записанному уравнению найдём отношение объёмов реагирующих газов и продуктов реакции; У{СО): V{02): ViCO^) = 44,8 : 22,4 : 44,8 Сократив числа на 22,4 л, получим: ^"(СО): К(02): ПСО2) = 2:1:2 Видим, что эти цифры — коэффициенты перед формулами газообразных веществ в уравнении реакции. Отсюда следует, что объёмы реагирующих и получающихся газов (при одинаковых условиях) пропорциональны указанным в уравнении реакции количествам этих веществ (коэффициентам): К, : К = V, : V. Задача 2. Вычислите объём кислорода, который потребуется для сжигания 10 м^ пропана. Дано: F(C3Hg)= 10м^ Найти: ViOj) Решение 10 м^ JCM^ С3Н8 + 502 = ^^^2 + 4Н2О 1 кмоль 5 кмоль Согласно сформулированному выше правилу можно записать: 10 м^ 1 кмоль 10 м^ • 5 кмоль , отсюда X = --. --- = 50 м . X м^ 5 кмоль Ответ: F(02) = 50 м^. 1 кмоль Peuiwfie ЕЯ8Я ^fnhuuceh 49 ВОПРОСЫ 1. Определите объём водорода (н. у.), необходимого для восстанов- И ЗАДАНИЯ ления 128 г меди из оксида меди(П). 2. Вычислите массу соли и объём (н. у.) водорода, образующихся при взаимодействии 3 моль алюминия с избытком соляной кислоты. |3. Определите объём хлороводорода, образующегося при горении 33,6 л водорода в хлоре. 4. Рассчитайте объём водорода, который образуется при разложении 9 г воды электрическим током. Вычислите, хватит ли полученного водорода для полного восстановления меди из 24 г оксида меди(И). §12 ВОДА Вода... Ты не просто необходима для жизни, ты и есть сама жизнь. А. де Сент-Экзюпери Вода в природе ВОДА В ПРИРОДЕ Важнейшее из природных соединений водорода — его оксид — вода. Это самое распространённое вещество на Земле. Вода — единственное соединение на планете, которое встречается в природе во всех трёх агрегатных состояниях (рис. I на цветной вклейке). В твёрдом виде она одевает ледяным покровом полюса и вершины высоких гор. В жидком виде 3 она покрывает — земной поверхности океанами, морями и озёрами. Она пропитывает почву и струится по поверхности в виде ручьёв и рек. В газообразном виде (пар) вода всегда содержится в атмосфере. Вода входит в состав минералов, растений и животных. Природная вода не бывает совершенно чистой, она всегда содержит раствори.мые и нерастворимые примеси. Водоочистка ОЧИСТКА ВОДЫ Чтобы освободить воду от взвешенных в ней частиц, её сначала пропускают через решётки, которые задерживают 50 крупные плавающие предметы. После этого воду направляют в отстойник, где происходит оседание крупных частиц, а затем её фильтруют через слой пористого вещества. Фильтром для очистки питьевой воды на станциях водоочистки служит слой песка и гравия. Для обеззараживания питьевой воды её хлорируют (не более 0,7 г хлора на 1 т воды). Для получения особо чистой воды используют перегонку (дистилляцию). Этот способ основан на различии температур кипения веществ. В лаборатории для дистилляции применяют прибор (рис. 8), состоящий из перегонной колбы, холодильника и приёмника. В колбе кипятят воду, которую необходимо очистить от примесей. Холодильник состоит из двух вставленных одна в другую трубок. Образующиеся при кипячении содержимого колбы пары поступают во внутреннюю трубку холодильника. По его наружной трубке навстречу парам движется холодная вода. Водяные пары конденсируются во внутренней трубке холодильника, и образовавщаяся чистая вода стекает в приёмник, а примеси остаются в перегонной колбе. Очищенную таким способом воду называют дистиллированной. Дистиллированную воду используют для приготовления лекарственных и лабораторных растворов, для заливки в систему охлаждения автомобилей. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДЫ При обычных условиях вода представляет собой прозрачную жидкость без вкуса и запаха. В тонких слоях она бесцветна, а в толстых имеет голубоватый цвет. Плотность жид- Дистилляция Дистиллированная вода Физические свойства воды 51 Аномальные свойства воды КОЙ воды имеет максимальное значение при 4 °С. При более низкой и более высокой температуре плотность воды уменьшается. При О °С вода переходит из жидкого состояния в твёрдое (лёд), а при 100 °С кипит и переходит в газообразное состояние (водяной пар). ОСОБЕННОСТИ (АНОМАЛЬНЫЕ СВОЙСТВА) ВОДЫ 2 Вода обладает многими особыми (аномальными) свой-^ ствами, которые отличают её от всех других веществ. Вода — j самое аномальное соединение на земном шаре. Рассмотрим * некоторые из этих свойств, имеющие важное значение для I жизни. \ ? Климат земного шара в очень большой степени опреде- I ляет аномально высокая по сравнению с теплоёмкостями I других жидких и твёрдых веществ теплоёмкость воды. Если \ нагревать равные массы, например, воды, песка и железа, то t вода поглощает тепла в 5 раз больше по сравнению с песком ; И В 10 раз больше по сравнению с железом, во столько же раз I дольше удерживает это тепло. Поэтому океаны, моря, озёра и ' реки летом медленно нагреваются, поглощая огромное коли-I чество солнечной энергии, зимой же вода медленно остыва-S ет, возвращая теплоту в окружающее пространство и смягчая I климат. Аналогичную роль играют морские течения, направляющиеся от экватора к полюсам и смягчающие климат омы-] ваемых ими материков. Таким образом, вода — регулятор I температуры на земном шаре. Высокая теплоёмкость воды используется в системах водяного отопления. ! о Аномально изменяется плотность воды при охлажде-J НИИ. Вы знаете, что у большинства веществ при переходе из ;| жидкого состояния В твёрдос плотность увеличивается. Вода — исключение, её плотность при переходе из жидко-го состояния в твёрдое уменьшается. Плотность льда со-^ ставляет 0,91 г/см^, поэтому он плавает на поверхности воды (вспомните ледоход). Именно это аномальное свойство воды поддерживает жизнь в водоёмах при температуре ниже о °С. При понижении температуры водоёмы покрываются льдом сверху. Лёд — плохой проводник тепла и надёжно защищает водоёмы от полного замерзания. Слой льда в реках даже в самые сильные морозы редко бывает более 1 м. 52 Рис. 9. Разрушение замерзающей водой берега реки Вследствие уменьшения плотности при замерзании объём воды не уменьшается, а увеличивается. В этом вы можете убедиться на простом опыте. Если в стеклянную бутылку налить воду и выставить её зимой на улицу или положить в морозильную камеру холодильника, то при замерзании объём воды увеличится и образовавшийся лёд разорвёт бутылку. Подобное явление происходит и в природе (рис. 9). Вода, замерзая, разрушает даже гранит. Водопроводные трубы и трубы водяного отопления также лопаются, если допустить замерзание в них воды. Необычные свойства воды объясняются её строением. СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ ВОДЫ Как вы знаете, связи О—Н в молекуле воды ковалентные полярные, электроны смешены к более электроотрицательному атому кислорода. В результате этого атомы водорода в молекуле воды приобретают положительные заряды, а атом кислорода — отрицательный. Молекула воды имеет угловое строение: связи направлены под углом 104,5°, поэтому она является полярной, т. е. представляет собой диполь (имеет два полюса) (рис. 10). Вследствие этого в жидкой воде молекулы притягиваются друг к другу разноимёнными полюсами — происходит их ассоциация (рис. 11), т. е. соединение в более сложные (сдвоенные, строенные и т. д.) ассоциаты, состав которых выражается формулой (НзО)^, где л: = 2, 3 и т. д. Полярная молекула воды в определённой степени подобна магнитику. Если встряхнуть в пакете большое число магнитиков и высыпать их из пакета на стол, магнитики не рас- Строение молекулы воды Ассоциация 53 Химические свойства воды :о; н н н н 104,5° Рис. 10. Схема строения молекулы воды vi/ (ЕЭ Рис. II. Ассоциация диполей воды сыпаются, а выпадают из пакета сплошным комом, так как они притягиваются друг к другу своими противоположными полюсами. Образованием ассоциатов объясняются высокая теплоёмкость воды и большой расход теплоты на её испарение. Именно за счёт затрат теплоты на испарение воды с поверхности кожи наш организм поддерживает нормальную температуру в жаркую погоду. Установлено, что только водяной пар состоит из неассоциированных (свободных) молекул состава Н2О. В силу высокой полярности молекул вода является универсальным растворителем. Она хорошо растворяет ионные соединения и вешества, состоящие из полярных молекул. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДЫ Повторите: отношение основных и кислотных оксидов к воде (8 класс, § 45, 46), способы получения растворимых оснований (8 класс, § 47) — и вы увидите, что химические свойства воды вам известны. Вода — одно из наиболее реакционноспособных веществ. В этом параграфе мы ограничимся описанием уже известных вам свойств воды*. Некоторые реакции, протекающие с участием воды, являются окислительно-восстановительны ми. В молекуле воды атомы и водорода, и кислорода находятся в устойчивых степенях окисления: +1 и —2 соответственно, поэтому вода обладает неярко выраженными окислительно-восстановительными свойствами. * С другими химическими свойствами воды вы будете знакомиться по мере изучения химии. 54 1. Как окислитель вода при обычных условиях взаимодействует с активными (щелочными и щёлочно-земельны-ми) металлами, образуя щёлочь и водород: 0+1 +1 о 2Na + 2НзО = 2NaOH + Нз! 2Н-ОН I___t о +1 Na — е“ = Na +1 о 2Н + 2е~ = Н, 2 (окисление, Na — восстановитель) +1 1 (восстановление, Н — окислитель) При нагревании возможно взаимодействие воды и с менее активными металлами: Mg + 2НзО = Mg(OH)2 + Нз1 2. Как восстановитель вода взаимодействует с таким силь-нейщим окислителем, как фтор. Вода с фтором реагирует так энергично, что происходит возгорание. Вода горит во фторе голубым пламенем: о -2 -10 2F, -ь 2Н,0 = 4HF + О, -1 + 1е~ = 2F * 2 -2 о 20 - Ае~ = О, 2 (восстановление, Рз — окислитель) -2 1 (окисление, О — восстановитель) 3. Вода — прочное вещество, её молекула разрущается только при очень высокой температуре или под действием электрического тока. Так, разложение воды становится заметным лищь при 2000 °С: + 1 -2 , о о 2Н2О = 2Н2 + О2 4. Вода вступает в реакции соединения: ♦ с оксидами активных металлов, образуя растворимые основания (щёлочи): U2O + Н2О = 2LiOH ♦ с кислотными оксидами с образованием соответствующих кислот: Р2О5 ЗН2О = 2Н3РО4 Вода -окислитель Вода -восстановитель Разложение воды Реакции соединения 55 ♦ с некоторыми солями, образуя кристаллогидраты: Кислотноосновные свойства воды Круговорот воды FeSO^ + 7Н2О = FeSO, 7Н2О /4 . /112^ i 5. Вода способна, хотя и в очень незначительной степени (при комнатной температуре примерно одна из 10® молекул воды), диссоциировать с образованием катионов водорода и гидроксид-ионов, т. е. вода является очень слабым амфотерным электролитом: Н2О ^ + ОН" Степень диссоциации воды незначительна и составляет 2- Ю-^%. КРУГОВОРОТ воды в природе постоянно происходит круговорот воды. Важнейшими процессами круговорота воды являются испарение (превращение воды в водяной пар), конденсация (превращение водяного пара в капли жидкой воды), осадки (дождь, град, изморозь, снег). Под воздействием солнечной энергии вода испаряется с поверхности океанов, рек, озёр, почвы и растений и поступает в атмосферу. Ветры и воздушные потоки переносят водяной пар в различные районы Земли. Понижение температуры в отдельных частях атмосферы приводит к конденсации водяного пара и образованию мельчайших капелек воды в виде облаков или тумана. В конце концов капли сливаются вместе и становятся настолько тяжёлыми, что выпадают на поверхность суши или водоёма в виде атмосферных осадков. В среднем молекула воды находится в воздухе около 10 дней, прежде чем попадёт с осадками на землю. Примерно половина всех осадков на планете выпадает в зоне тропических лесов. ОХРАНА ВОДНЫХ РЕСУРСОВ Вода — больший дефицит, чем энергия. У нас есть альтернативные источники энергии, но альтернативы воде нет. Ю. Одум Общие мировые запасы воды во всех её агрегатных состояниях (пар, жидкость, лёд) огромны. Если распределить их поровну, то на каждого жителя планеты пришлось бы по 280 млрд литров. Однако 97% воды приходится на долю оке- мо^ознаЯйиышх 56 анов, в которых вода слишком солёная и поэтому не пригодна для питья, выращивания сельскохозяйственных культур и промышленного использования. Оставшиеся 3% составляет пресная вода. Но человечество может использовать из этого количества пресной воды лишь 0,003%, так как она либо загрязнена, либо залегает на очень большой глубине, либо содержится в айсбергах, полярных льдах, атмосфере и почве. Для большей наглядности предположим, что весь водный запас планеты равен 100 л. Из этого количества пригодны к потреблению лишь 0,003 л пресной воды, т. е. половина чайной ложки. Отсюда видно, насколько экономно и бережно необходимо относиться к пресной воде. Контроль за расходом воды следует осуществлять прежде всего в жилых домах и учреждениях. Из общего объёма водоснабжения примерно 75% расходуется на санитарные нужды, 7% используется на кухне, 5% — для питья, 4% — для стирки и т. д. Большая часть этой воды тратится впустую. Из-за утечки воды в трубах, магистральных водопроводах, унитазах и кранах теряется примерно 20—35% её. Поэтому необходимы меры по устранению утечек и снижению потерь воды. Крайне важной проблемой в настоящее время является охрана пресных вод от загрязнений. Наиболее распространёнными загрязнителями воды являются: ♦ болезнетворные бактерии, вирусы, гельминты, которые попадают в воду из канализационных систем и с животноводческих ферм и вызывают различные заболевания; ♦ растворяющиеся в воде неорганические вещества: кислоты, соли и соединения токсичных металлов, таких, как свинец и ртуть. Высокий уровень этих веществ в воде может сделать её непригодной для питья, нанести вред рыбам, ускорить коррозию оборудования, для работы которого необходима вода; ♦ органические вещества: нефть, бензин, пластмассы, пестициды, растворители, моющие средства и др., которые представляют угрозу для здоровья людей и наносят вред рыбам, птицам; ♦ минеральные удобрения. Растворяющиеся в воде нитраты и фосфаты, попадая в водоёмы, могут вызвать чрезмерный рост водорослей и других водных растений, которые Экономный расход воды Загрязнители воды 57 Тяжёлая вода затем отмирают и разлагаются, лишая воду растворенного в ней кислорода и убивая всё живое. Для России проблема охраны и использования водных ресурсов является весьма актуальной. Практически все поверхностные воды загрязнены выше установленных норм; содержание отдельных загрязнителей превышает ПДК (предельно допустимую концентрацию) в 5—40 раз. Основными направлениями рационального использования водных ресурсов являются: вторичное использование воды (применяется на промышленных предприятиях), применение новых технологий очистки. Mo6o3HOjfieM>HMX ТЯЖЁЛАЯ ВОДА Вода, в которой протий заменён дейтерием, называется тяжёлой. Вследствие большой разницы между атомными массами дейтерия и протия она отличается от обычной воды своими свойствами. Так, тяжёлая вода замерзает не при 0 °С, как обычная, а при +3,8 °С, кипит не при 100 °С, а при 101,4 °С, имеет большую плотность (1,1056 г/см^), чем обычная, и температура её максимальной плотности не 4 °С, а 11,6°С. В тяжёлой воде невозможна жизнь. В обычной воде всегда содержится 0,02% примесей тяжёлой воды, т. е. количество её невелико. Однако, собранная со всего земного шара, она могла бы наполнить водоём, равный по объёму Чёрному морю. Тяжёлая вода используется при получении атомной энергии. В ядерных реакторах она служит веществом, замедляющим нейтроны. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ Объясните: а) почему в приморских странах годовые температурные контрасты существенно меньше (лето прохладнее, а зима мягче), чем внутри континента, вдали от больших водных вместилищ; б) почему зимой не промерзают озёра. Кристаллическую соду МазСОз • 10HgO применяют в быту как моющее средство. Вы для своих бытовых нужд купили 1 кг соды, заплатив 20 р. Вычислите, сколько вы заплатили за воду, входящую в состав приобретённой кристаллической соды. 58 3. Определите плотность водяного пара по углекислому газу. 4. Вычислите массовую долю (в процентах) ортофосфорной кислоты в растворе, полученном при растворении 71 г оксида фосфо-pa(V) в 129 г воды. 5. Определите объём (н. у.) водорода, который образуется при взаимодействии 3 • 10^^ молекул воды с магнием. 6. Водород сожгли в кислороде. Образовавшаяся вода вступила в реакцию с 28 г оксида кальция. Вычислите объём сгоревшего водорода (н. у.) и массу образовавшегося гидроксида кальция. 7. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: Нг —j-^ Н2О Са(ОН)2 Са(МОз)2 Для уравнения реакции 2 составьте схему электронного баланса. Для реакции 3 приведите полное и сокращённое ионно-молекулярные уравнения. О 8. Вода реагируете каждым из пары веществ, формулы которых: а) N2 и Na; в) SO3 и Са; б) МазО и Si02: г) Р2О5 и S. Напишите уравнения реакций, для окислительно-восстановительной реакции составьте схему электронного баланса. §13 Галогены Галогены Физические свойства галогенов ОБ1ЦАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ГАЛОГЕНОВ Галогены (в переводе с греческого — «рождающие соли») — фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I, астат At — расположены в главной подгруппе VII группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Все галогены, кроме искусственно синтезированного астата, встречаются в природе в виде соединений. Из-за высокой химической активности простые вещества — галогены в природе не встречаются. Астат — радиоактивный элемент, мало изучен. Молекулы простых веществ — галогенов при обычных условиях состоят из двух атомов: F2, Clj, Вгз, I2, в общем виде Г2; электронная формула :Г: Г:, структурная формула Г—Г. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА С ростом атомного номера элементов закономерно изменяются физические свойства простых веществ — галогенов (табл. 4). От фтора к иоду растут плотность, температуры кипения и плавления, усиливается интенсивность окраски. Фтор — ядовитый газ светло-зелёного цвета; хлор — ядовитый, легко сжижающийся газ жёлто-зелёного цвета; бром — 60 Таблица 4 Физические свойства галогенов ; Галоген Состояние при обычных условиях Цвет Температура кипения, °С Температура плавления, °С Плотность, 1 г/см^ 1 Фтор ?2 Газ Светло- зелёный -188,1 -219,6 1.1 (в жидком 1 состоянии) ■ ХлорС12 Газ Жёлто- зелёный -34,1 -101,0 1.57 (в жидком состоянии) Бром ВГз Жидкость Красно- бурый 59,2 -7.3 3,14 Иод I2 Кристаллы Тёмно- фиолето- вый 185,5 113,6 4,94 токсичная тяжёлая жидкость красно-бурого цвета; иод — твёрдое кристаллическое вещество с металлическим блеском, даже при слабом нагревании легко переходит в пар интенсивно-фиолетового цвета, который при охлаждении снова превращается в кристаллы (рис. II на цветной вклейке). Переход веществ при нагревании из твёрдого состояния в газообразное, минуя жидкое, называют возгонкой. Все галогены обладают резким запахом. Вдыхание их даже в небольщих количествах вызывает сильное раздражение дыхательных путей и воспаление слизистой оболочки. Более значительные количества могут вызвать тяжёлое отравление. Галогены малорастворимы в воде, их растворимость от хлора к иоду уменьщается (фтор активно взаимодействует с водой). Бром и иод лучше растворяются в органических растворителях (бензин, хлороформ, спирт и т. д.)*. Вы знаете, что в твёрдом состоянии галогены имеют молекулярную кристаллическую решётку. Возгонка * Фтор и хлор интенсивно реагируют со многими органическими растворителями. 61 Химические свойства галогенов и их соединений Атомы галогенов — окислители ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Атомы галогенов на внешнем энергетическом уровне имеют семь электронов. Они легко присоединяют один, недостающий до завершения уровня электрон и проявляют окислительные свойства: 0-1 о Г2 + 2е~ = 2Г (восстановление, Г2 — окислитель) Следовательно, галогены — типичные окислители и неметаллы. Окислительные и неметаллические свойства галогенов уменьшаются с возрастанием атомного номера элемента: о С1, о Вг, Ионы галогенов восстановители Окислительные и неметаллические свойства уменьшаются Это обусловлено тем, что сверху вниз в подгруппе с увеличением атомного радиуса (см. передний форзац) уменьшается способность атомов галогенов присоединять электроны. В результате этого более активный галоген вытесняет менее активный из его соединений с металлами и водородом. Фтор мог бы вытеснять все остальные галогены из растворов их соединений, но его не применяют для этой цели, так как он энергично взаимодействует с водой (см. уравнение реакции на с. 55). Хлор вытесняет бром и иод (рис. III на цветной вклейке), а бром — иод. Например: 2KI + Вгз = 2КВг + I2, но КВг +l2-f Следовательно, фтор — самый активный неметалл и самый сильный окислитель, так как его атом имеет наименьший радиус среди атомов галогенов. Для галогенов характерна отрицательная степень окисления —1, которую они проявляют в соединениях с водородом и металлами. Ионы галогенов Г“ способны только отдавать электроны, поэтому они являются восстановителями: -1 о -1 2г — 2е = Г2 (окисление, Г —восстановитель) 62 с водородом галогены образуют летучие водородные соединения НГ (электронная формула Н:Г:, структурная формула Н—Г), которые хорошо растворяются в воде. Их водные растворы являются кислотами, сила которых растёт от фтороводородной HF к иодоводородной HI, что объясняется увеличением сверху вниз в подгруппе радиусов ионов Г“. Устойчивость галогеноводородов от HF к HI уменьшается. Восстановительная активность атомов галогенов в степени -I окисления —1 (Г) увеличивается в ряду: -1 F -I С1 -1 Вг Восстановительные свойства возрастают Таким образом, сходство свойств галогенов определяется одинаковым строением внешнего энергетического уровня атомов, а различие объясняется разным радиусом их атомов. Кроме отрицательной степени окисления галогены могут проявлять и положительную — в соединениях с кислородом* (кроме фтора). Ъ ВЫТЕСНЕНИЕ ОДНИХ ГАЛОГЕНОВ ДРУГИМИ ИЗ СОЕДИНЕНИЙ (ГАЛОГЕНИДОВ) 1. В одну пробирку внесите несколько капель раствора бромида калия, а в другую — такой же объём раствора иодида калия. Добавьте в обе пробирки по 2—3 капли хлорной воды (содержимое пробирок сохраните для опыта 4). 2. К растворам хлорида калия и иодида калия прилейте бромную воду. Отметьте, в каких пробирках изменилась окраска. Составьте уравнения протекающих реакций, коэффициенты расставьте методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления. Расположите галогены в порядке возрастания их способности вытеснять друг друга из соединений. Объясните влияние радиуса атомов и электроотрицательности галогенов на их различную активность. * Кислородсодержащие соединения галогенов в курсе химии 9 класса не рассматриваются. Галогено- водороды Лабораторный опыт 3 63 Лабораторный опыт 4 ъ РАСТВОРИМОСТЬ БРОМА И ИОДА В ОРГАНИЧЕСКИХ РАСТВОРИТЕЛЯХ К полученным в опыте 3(1) растворам добавьте по 2-3 капли органического растворителя (эфир, бензин, хлороформ и др.), энергично взболтайте содержимое пробирок и дайте ему отстояться. Объясните наблюдаемые изменения и отметьте, в какой части расслоившейся жидкости содержится большая часть брома и иода. ВОПРОСЫ О 1 ■ Число валентных электронов в атомах галогенов: И ЗАДАНИЯ а) 6; 6)8; в) 7; г) 5. 2. Почему фтор проявляет только окислительные свойства, а галогенид-ионы — только восстановительные? 3. Вычислите объём (н. у.) хлора, который потребуется для вытеснения всего иода из 500 г 15%-ного раствора иодида калия. §14 К. Шееле (1742-1786) ХЛОР Ыз UCtfioftUU Хлор открыл в 1774 г. шведский химик и фармацевт К. Шееле. Название дано от греческого слова клорос (жёлто-зелёный) — по окраске газообразного хлора. Самостоятельно охарактеризуйте положение хлора в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ Будучи химически высокоактивным веществом, хлор в природе встречается только в виде соединений — хлоридов. Наиболее распространён хлорид натрия, который содержится в воде морей, океанов и многих 64 озёр. Хлор входит в состав минералов сильвинита КС1 • NaCl, карналлита КС1 • MgClj’ 6Н2О и др., а также зелёного пигмента растений — хлорофилла. Содержание хлора в земной коре 0,017% по массе. Природный хлор состоит из смеси двух изотопов: J5C1(75,5%) и ??С1(24,5%). ПОЛУЧЕНИЕ В природных соединениях хлор содержится в виде отрицательно заряженных ионов С1“, поэтому все способы получения хлора сводятся к окислению его ионов: -1 _ о -1 2С1 — 2е = CI2 (окисление, С1 — восстановитель) В промышленности это осуществляется действием электрического тока на расплав или водный раствор хлорида натрия (электролизом): электрический ток 2NaCl Cl2t + 2Na расплав Получение хлора 2NaCl + 2Н2О электрический ток си + Н.] + 2NaOH В лаборатории хлор получают нагреванием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями (оксид марганца(1У) МПО2, перманганат калия КМПО4 и др.): 4НС1 + 2Мп02 = MnCl2 + C^t + 2Н2О -1 _ о -1 2С1 - 2е~ = CI2 (окисление, С1 — восстановитель) +4 +2 +4 Мп + 2е~ = Мп (восстановление, Мп — окислитель) 3 Химия, 9 кл 65 Рис. 12. Получение хлора в лаборатории Физические свойства хлора Хлорная вода Для получения хлора колбу с оксидом марганца(1У) укрепим вертикально в штативе (рис. 12), добавим несколько капель концентрированной соляной кислоты, содержимое колбы осторожно нагреем. Хлор имеет жёлто-зелёную окраску (для удобства наблюдений нужно укрепить сзади склянки с хлором лист белой бумаги). Склянка с раствором щёлочи предназначена для поглощения полученного хлора. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА При обычных условиях хлор — газ жёлто-зелёного цвета, почти в 2,5 раза тяжелее воздуха, с резким удушливым запахом. Хлор ядовит, раздражает слизистую оболочку органов дыхания и разрушает лёгкие. Вдыхание хлора даже в незначительных количествах может вызвать смертельно опасное поражение лёгких. Обращаться с хлором нужно очень осторожно. Работы с хлором проводят под тягой. При комнатной температуре в одном объёме воды растворяется 2,5 объёма хлора. Раствор хлора в воде называют хлорной водой. Она имеет окраску и запах хлора. При повышенном давлении хлор легко сжижается. В таком виде его хранят и транспортируют в стальных баллонах или цистернах. 66 ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Хлор — химически активное вещество, один из наиболее сильных окислителей, взаимодействует с простыми и сложными веществами. Химические свойства хлора Взаимодействие хлора с простыми веществами ♦ С металлами. Многие металлы горят в хлоре. Так, если небольщой кусочек натрия нагреть в трубке (рис. 13) и пропускать над ним хлор, то расплавленный натрий в атмосфере хлора сгорает с ослепительной вспыщкой (рис. IV на цветной вклейке), а стенки трубки покрываются изнутри белым налётом — хлоридом натрия: о о +1-1 2Na + CI2 = 2NaCl Взаимодействие с простыми веществами о +1 Na — е" = Na о -1 си + 2е~ = 2С1 2 (окисление, Na — восстановитель) о 1 (восстановление, CI2 — окислитель) Многие предварительно нагретые металлы (рис. 14) — медь, железо, олово и др. — сгорают в хлоре, образуя соответствующие соли: 2Fe + 3CI2 = 2РеС1з хлорид железа(1П) Си + С1л — CuCL хлорид меди(И) Рис. 13. Горение натрия в хлоре 67 Рис. 14. Горение в хлоре: а — железа; 6 — меди; в — фосфора При незначительном нагревании хлор окисляет даже золото: 2Au + 3CI2 = 2AUCI3 ♦ С водородом. В этом можно убедиться, если поджечь выходящий из газоотводной трубки водород {предварительно проверив его на чистоту) и опустить трубку в сосуд с хлором. Водород продолжает гореть в хлоре тусклым голубоватым пламенем (см. рис. 5 на с. 39), а жёлто-зелёная окраска хлора постепенно исчезает, так как образуется бесцветный газ — хлороводород. Эта реакция начинается только при нагревании или освещении: И, + CI2 / или свет 2НС1 ♦ С другими неметаллами. По своей электроотрицательности хлор уступает лишь фтору, кислороду и азоту, поэтому он окисляет многие менее электроотрицательные неметаллы: о о +5-1 5CI2 + 2Р = 2РСК избыток хлорид фосфора(У) Непосредственно хлор не реагирует только с кислородом, углеродом, азотом и благородными газами. 68 Взаимодействие хлора со сложными веществами ' Хлор реагирует с водой. Он не только растворяется в воде, но и обратимо взаимодействует с ней, образуя две кислоты: о CU + НзО НС1 соляная кислота + нею хлорноватистая кислота Таким образом, хлорная вода всегда содержит наряду с молекулами хлора значительное количество соляной и хлорноватистой кислот. Хлорную воду хранят в темноте, на холоде, в хорошо закрытой склянке, так как хлорноватистая кислота неустойчива и постепенно разлагается на соляную кислоту и атомарный кислород; разложение ускоряется при нагревании и на свету: свет +1 -2 нею -1 о не1 + о атомарный кислород Атомы кислорода соединяются, образуя молекулу: О + О = Оз Это можно наблюдать на следующем опыте. Выставим на свет колбу, наполненную хлорной водой и опрокинутую горлышком вниз в сосуд с хлорной водой (рис. 15). Через некоторое время начинают вьшеляться пузырьки газа — это кислород. Раствор постепенно утрачивает зеленоватую окраску. Наличием в хлорной воде хлорноватистой кислоты НеЮ и образованием атомарного кислорода при её разложении объясняется окисляющее и отбеливающее действие хлора в присутствии влаги (воды). Сухой хлор не отбеливает материалы (рис. 16). ♦ Хлор вытесняет из солей бром и иод (с этим свойством хлора вы уже знакомы)*. Взаимодействие со сложными веществами Рис. 15. Разложение хлорноватистой кислоты на свету * Другие свойства хлора рассматриваются в 10 и 11 классах. 69 Сухой CI2 Применение хлора (поглотитель хлора) Рис. 16. Обесцвечивание хлором красящих веществ ПРИМЕНЕНИЕ По масштабам применения хлор намного превосходит все галогены (рис. 17). Его применяют для обеззараживания питьевой воды, а также в производстве соляной кислоты, хлорной извести, пластических масс, каучука, синтетических во- ХЛОРИРОВАНИЕ ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ Рис. 17. Области применения хлора и его соединений: 1 — получение брома и иода; 2 — производство хлороводорода и соляной кислоты; 3—5 — получение хлорной извести, используемой для дезинфекции (5), беления тканей {4) и бумаги (5); 6 — хлорирование воды; 7— получение хладагентов; 8—14 — производство химических продуктов и товаров: лекарств {8), красителей (9), растворителей (10), синтетического каучука (11), синтетических волокон (12), средств защиты растений (13), пластмасс (14) 70 локон и других соединений. Большое количество хлора используют для отбеливания льняных и хлопчатобумажных тканей*, бумаги. В цветной металлургии хлорированием руд извлекают из них некоторые металлы (титан, тантал и др.). Некоторые хлорорганические вещества являются эффективными средствами борьбы с вредителями сельскохозяйственных культур. 1. Укажите валентность и степень окисления атомов хлора в его молекуле. О 2. Массовая доля хлора наибольшая в соединении, формула которого: а) HCI; б) FeClai в) НСЮ; г) NaCI. О 2. Хлор не взаимодействует с: а) водой; в) раствором иодида натрия; б) раствором серной кислоты; г) водородом. 4. Рассчитайте массу 1 л хлора при н. у. и его относительную плотность по воздуху и азоту. 5. Для хлорирования питьевой воды расходуется 0,002 мг хлора на 1 л воды. Вычислите объём хлора (н. у.), который потребуется для обработки 120 т воды. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ ХЛОРОВОДОРОД и СОЛЯНАЯ КИСЛОТА ПОЛУЧЕНИЕ ХЛОРОВОДОРОДА В промышленности хлороводород получают сжиганием водорода в хлоре. В лаборатории хлороводород получают действием концентрированной серной кислоты на твёрдый хлорид натрия. При комнатной температуре или слабом нагревании смесь этих веществ реагирует с образованием гидросульфата натрия: NaCI + H2SO4 = NaHS04 + HClj крист. конц. * Хлор непригоден для отбеливания шерстяных и шёлковых тканей, так как под его воздействием разрушаются не только красящие вещества, но и эти ткани. 71 §15 Получение хлороводорода Физические свойства хлороводорода Рис. 18. Получение хлороводорода в лаборатории При сильном нагревании образуется сульфат натрия: 2NaCl + H2SO4 = N32804 + 2HClt крист. КОНЦ. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ХЛОРОВОДОРОДА Хлороводород — бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха, поэтому его можно собирать, опустив газоотводную трубку в сухой сосуд (способом вытеснения воздуха). О заполнении сосуда хлороводородом свидетельствует появление над горлышком сосуда тумана (рис. 18), который представляет собой мельчайшие капельки соляной кислоты, они образуются из хлороводорода и содержащихся в воздухе водяных паров. Хлороводород хорошо растворяется в воде: при О °С в одном объёме воды растворяется около 500 объёмов газа. Если цилиндр, наполненный хлороводородом, закрыть стеклянной пластинкой, опрокинуть вверх дном, внести в воду и убрать под водой пластинку (рис. 19), то вода быстро заполнит цилиндр. Раствор хлороводорода в воде — кислота (в этом можно убедиться при помощи лакмуса), её называют хлороводородной или соляной кислотой. ПОЛУЧЕНИЕ СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ Соляную кислоту получают растворением хлороводорода в воде. В лаборатории этот опыт проводят в приборе, изображённом на рис. 20. При выполнении этого опыта необходимо следить, чтобы конец газоотводной трубки не доходил до поверхности воды примерно на Соляная кислота К 1 Рис. 19. Растворение хлороводорода в воде: а — в начале опыта; б — через некоторое время после начала опыта Рис. 20. Получение соляной кислоты в лаборатории 72 0,5 см. Если это не учесть, то из-за большой растворимости хлороводорода вода попадёт в пробирку с концентрированной серной кислотой и произойдёт сильное разогревание, в результате чего содержимое может быть выброшено из пробирки. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ Концентрированная соляная кислота с массовой долей хлороводорода около 37% и плотностью раствора примерно 1,19 г/см^ представляет собой бесцветный раствор, сильно дымяший на воздухе, с резким запахом вследствие выделения хлороводорода. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ Соляная кислота является сильной кислотой и обладает всеми обшими свойствами кислот. 1. В водном растворе она диссоциирует, вызывая изменение окраски индикаторов: НС1 = + СГ 2. Соляная кислота взаимодействует: ♦ с основными и амфотерными оксидами: 2НС1 -ь СаО = CaClj + HjO 2НС1 + ZnO = ZnClj + H2O c основными и амфотерными гидроксидами: HCl + КОН = KCl + Н2О 2НС1 + Zn(OH)2 = ZnCl2 + 2H2O 3. Соляная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей: 2НС1 + Na2C03 = 2NaCl + C02t + Н2О 4. Соляная кислота проявляет окислительные свойства за счёт водорода в степени окисления +1, поэтому она взаимодействует с металлами, расположенными в ряду активности до водорода: 0+1+2 О Mg + 2НС1 = MgCl2 + И2] 0+2 о Mg — 2е~ = Mg (окисление, Mg — восстановитель) +1 о +1 2Н + 2е~ = Н2 (восстановление, Н — окислитель) 5. В концентрированном растворе соляная кислота проявляет восстановительные свойства за счёт хлора в степени Физические свойства соляной кислоты Химические свойства соляной кислоты Общие свойства кислот Окислительные свойства Восстановительные свойства 73 окисления —1, поэтому она взаимодействует с окислителями (MnOj, КМПО4, KCIO3 и др.): 2КМпО. + 16НС1 = 2МпСЬ + 5CU + 2КС1 + 8Н,0* конц. +7 +2 Мп + 5е~ = Мп -1 о 2С1 - 2е~ = си +7 2 (восстановление, Мп — окислитель) -1 5 (окисление, С1 — восстановитель) Качественная реакция на хлорид-ион Применение соляной кислоты КАЧЕСТВЕННАЯ РЕАКЦИЯ НА ХЛОРИД-ИОН Реактивом на соляную кислоту и её соли является нитрат серебра, а точнее, ион серебра — реактив на хлорид-ион. Если к соляной кислоте или раствору соли, содержащему хлорид-ион СГ, добавить раствор соли, содержащий ион серебра Ag^, то выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра AgCl, не растворяющийся ни в воде, ни в кислотах: НС1 + AgNOj = AgCU + HNO3 NaCl + AgN03 = AgClj + NaN03 Cl- + Ag^ = AgClj ПРИМЕНЕНИЕ СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ Соляная кислота находит щирокое применение (рис. 21). Её используют для очистки поверхности железа (стали) от Рис. 21. Области применения соляной кислоты: I — получене солей; 2 — пайка металлов; 3 — очистка поверхности металлов; 4—6 — производство красок (4), лекарств (5), пластмасс (6) и других синтетических материалов Уравнение дано не для запоминания. 74 оксидов при проведении сварочных работ и перед покрытием изделий из этого металла другими металлами (олово, никель, хром). Соляную кислоту применяют для получения хлоридов металлов, полимеров, лекарств, красок. В организме человека и животных соляная кислота вырабатывается клетками слизистой оболочки желудка. Она содержится в желудочном соке и способствует перевариванию пищи, убивает болезнетворные бактерии. При недостатке соляной кислоты в желудочном соке врачи прописывают её для приёма внутрь (в виде 3%-ного раствора). При повышении концентрации НС1 в желудочном соке ощущается изжога. Хлор (в виде хлорид-ионов С1“) — жизненно важный элемент для всех организмов. 1. Почему хлороводород нельзя получить взаимодействием раствора хлорида натрия с разбавленным раствором серной кислоты? 2. В каких реакциях соляная кислота проявляет окислительные свойства? Приведите пример. 3. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: 1 ___ 2 3 _ 4 NaCI HCI AgCI CIg ----^ MgClg Для уравнений окислительно-восстановительных реакций составьте схемы электронного баланса. Укажите, в какой реакции хлорид-ион проявляет восстановительные свойства. Для реакции 4 напишите сокращённое ионно-молекулярное уравнение. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 4. Для пайки применяют так называемую травлёную кислоту — раствор хлорида цинка в соляной кислоте. Определите массу хлорида цинка, который образуется при взаимодействии 600 г 15%-ной соляной кислоты с избытком цинка. 5. Желудочный сок представляет собой 3%-ный раствор хлоро-водорода в воде. Рассчитайте объём (н. у.) хлороводорода, который потребуется для получения 500 см^ такого раствора (р = 1,018 г/см^). 75 §16 ФТОР. БРОМ. ИОД \X^Z^ т\ W- ■^'' Ш uafLoftuu Фтор впервые получил французский химик А. Муассан в 1886 г. Название происходит от греческого слова фторос — разрушающий. Фтор Действие фтора на организм Фтор — самый химически активный галоген. Он взаимодействует практически со всеми мо^неияелышх вешествами, с которыми соприкасается, причём во многих случаях с воспламенением и взрывом. Ни один из элементов не вписал в историю химии столько трагических страниц, как фтор. При попытках вьщелить образованное им простое вещество получили серьёзные ожоги и отравления французские химики Ж. Гей-Люссак и Л. Тенар, английский учёный Г. Дэви и др., поплатились жизнью член Ирландской академии Т. Нокс, бельгийский химик П. Лайет, мученическую смерть принял французский химик Д. Никлес. Работа с фтором требует большой осторожности. Малейшая оплошность — и фтор разрушает зубы, обезображивает ногти. Постепенное и длительное отравление фтором (что может происходить при повышенном содержании соединений фтора в питьевой воде) ведёт к повышению хрупкости костей. Однако фтор, как бром и иод, относится к важным для жизни человека, животных и растений микроэлементам. Фторид кальция входит в состав зубной эмали, придавая ей прочность. Фтор поступает в наш организм с пищей и питьевой водой. Если содержание фтора в питьевой воде недостаточно (менее 0,00005%), то устойчивость эмали резко снижается, развивается кариес, быстро ведущий к полному разрушению зубов. Такие заболевания врачи лечат препаратами, содержащими соединения фтора, а также рекомендуют использовать фторсодержашие зубные пасты. Однако следует помнить, что избыток фторидов действует на зубы ещё разрушительнее, чем недостаток. 76 Фториды несколько отличаются от остальных галогенидов своей растворимостью. Так, хлорид, бромид и иодид серебра нерастворимы в воде, а фторид серебра растворим. Фтор имеет важное значение в промышленном производстве. Его используют для получения смазочных веществ, выдерживающих высокую температуру, фреонов — жидкостей для холодильных машин, пластической массы (тефлона), стойкой к действию кислот, щелочей, окислителей и других агрессивных веществ, из которой, в частности, производят тефлоновую посуду. Бром открыл французский химик А. Балар в 1826 г. Название происходит от греческого слова бромос — I зловонный и связано с запахом простого вещества l/j uoHOfiuu брома. Применение фтора Простое вещество бром Btj — единственный неметалл, который при обычных условиях является жидкостью. Свойства брома во многом напоминают свойства хлора, но бром менее химически активен, чем хлор. Бром, так же как и хлор, растворяется в воде и частично реагирует с ней, образуя бромную воду. Реактивом на бромид-ион является ион серебра: NaBr + AgN03 = AgBr], + NaNOj Br“ + = AgBrj бледно-жёлтый осадок Бром необходим для получения некоторых красителей, различных лекарственных веществ. О человеке, страдающем расстройством нервной системы, бессонницей, переутомлением, иногда говорят: «Он пьёт бром» или «Врачи прописали ему бром». Это не совсем верно. Бром пить нельзя, даже при ничтожном содержании брома в воздухе человек получает тяжёлое отравление. Под бытовым названием «бром» скрывается выписываемый врачом бромид натрия NaBr. Без соединений брома невозможно получить ни одной фотографии. Бромид серебра AgBr — незаменимая соль в фотоделе; она входит в состав светочувствительного слоя фото- и киноплёнки. Под действием света бромид серебра разлагается: Бром Применение брома 2AgBr 2Ag + Br, 77 Чёрное изображение на проявленной плёнке образовано мельчайшими частицами выделившегося металлического серебра. Образуюшийся бром поглошается желатиновым слоем, которым покрыта плёнка. Иод открыл французский химик Б. Куртуа в 1811 г. h/J' Название происходит от греческого слова иодес — _ фиолетовый — такой цвет имеют пары иода. Us UOHOftUU Иод Действие иода на организм Иод химически менее активен, чем бром. В отличие от хлора и брома, он практически нерастворим в воде и не реагирует с ней даже при нагревании, поэтому «йодная вода» не существует. Но иод хорошо растворим в органических растворителях, а также в водном растворе иодида калия. Характерная реакция на свободный иод — посинение крахмала. Реактивом на иодид-ион является ион серебра: Nal + AgNOj = Agli + NaNOj Г + Ag^ Agll жёлтый осадок Всем известен буро-коричневый, специфически пахнущий спиртовой раствор — йодная настойка (5%-ный раствор иода в этиловом спирте), обладающая антисептическим и кровоостанавливающим действием. Иод входит также в состав многих лекарств. В нашем организме иод накапливается в виде органических соединений в щитовидной железе. Недостаток иода вызывает нарушение деятельности шитовидной железы, приводящее к тяжёлому заболеванию — базедовой болезни. Соединения иода поступают в организм с питьевой водой, пищей и воздухом (особенно морским). Из продуктов питания наиболее богаты иодом лук, морская капуста, рыба, креветки. В незначительных количествах иоди-ды, например иодид натрия, добавляют в поваренную соль (иодированная соль). В то же время иод раздражающе действует на кожу. Большое количество иода, принятое внутрь, вызывает отравление. 78 РАСПОЗНАВАНИЕ ИОДА К раствору иодида калия прилейте хлорную или бромную воду, затем добавьте несколько капель раствора крахмала. Что вы наблюдаете? Составьте уравнение проведённой реакции, коэффициенты расставьте методом электронного баланса. Укажите, что является реактивом на иод. Лабораторный опыт 5 РАСПОЗНАВАНИЕ ХЛОРИД-, БРОМИД-, ИОДИД-ИОНОВ W В РАСТВОРАХ Лабораторный опыт 6 Налейте в одну пробирку немного (примерно 5 капель) раствора хлорида натрия, в другую — бромида натрия, в третью — иодида калия. От.метьте, что все растворы бесцветны и прозрачны. Затем в каждую пробирку добавьте по одной капле раствора нитрата серебра (или свинца). Чем отличаются по внешнему виду хлорид, бромид и иодид серебра? Напишите молекулярные, полные и сокращённые ионномолекулярные уравнения проведённых реакций. В выводе укажите, какой ион является реактивом на соответствующий галогенид-ион. 1. В трёх пробирках без этикеток находятся растворы хлорида, бромида, иодида натрия. Укажите реактив, используя который можно распознать растворы этих солей. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 2. Воздействие многих веществ на живой организм определяется дозой; малые дозы — лекарства, а большие — яд. Подтвердите это на примере галогенов. 3. Содержание брома в головном мозге составляет примерно 20 мг на 100 г ткани. Масса мозга взрослого человека составляет примерно 1000-1200 г. Определите массу брома, который содержится в головном мозге массой 1000 г. 4. Массовая доля иода в щитовидной железе составляет 0,12%. Масса щитовидной железы 40 г. Вычислите массу иода, который содержится в щитовидной железе. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 79 §17 Peucuriie ВЫЧИСЛЕНИЕ МАССЫ (ОБЪЁМА, КОЛИЧЕСТВА ВЕЩЕСТВА) ПРОДУКТА РЕАКЦИИ, ЕСЛИ ОДНО ИЗ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ ДАНО В ИЗБЫТКЕ В условиях задач этого типа указаны массы или объёмы двух реагирующих веществ, одно из которых взято в избытке и, следовательно, прореагирует не полностью. Поэтому при рещении таких задач важно определить, какое вещество дано в избытке. Для этого сначала нужно вычислить количество вещества каждого из реагентов, а затем определить вещество, взятое в избытке, одним из следующих способов. Способ 1 Установить мольное соотнощение реагирующих веществ, исходя из данных задачи, и сравнить его с мольным соотно-щением, вытекающим из уравнения реакции. Способ 2 Количества веществ, вычисленные по условию задачи V (X) и V (Y), разделить на соответствующие количества ве- ществ, рассчитанные по уравнению реакции Vyp(X) и Vyp(Y): V'c.i(X) VX) v,„(Y) Больщее число указывает на вещество, взятое в избытке. Вычисление массы (объёма) продукта реакции проводят по веществу, которое полностью вступает в реакцию. Задача. Вычислите массу осадка, полученного действием раствора, содержащего 7,3 г хлороводорода, на раствор, содержащий 17 г нитрата серебра. Дано: m(HCl) = 7,3 г m(AgN03) = 17 г Найти: m(AgC\) Решение I. Вычислим количества веществ HC1 и AgN03 и составим уравнение химической реакции: т ______ 7,3 г v=^; v(HCI) = 36,5 г/моль = 0,2 моль; 17г v(AgNO,)= , 70 г/моль 80 0,2 моль 0,1 моль хмоль НС1 + AgN03 = AgCl + HNO3 1 моль 1 моль 1 моль 2. Определим, какое из веществ — хлороводород или нитрат серебра — дано в избытке. Способ 1 Из уравнения реакции следует, что v(HCl); v(AgN03) = 1:1, тогда как по условию задачи v(HCl): v(AgN03) = 0,2 : 0,1 = 2 : 1. Сравнивая эти соотношения, устанавливаем, что хлороводород дан в избытке, значит, нитрат серебра прореагирует полностью. Способ 2 Ууд,(НС1) Vyp(HCl) 0^ 1 = 0,2; Vyq,(AgN03) _0Л Vy_(AgN03) 1 0,2 > 0,1 => HCl в избытке, AgN03 прореагирует полностью. Итак, расчёт массы хлорида серебра проводим по нитрату серебра. 3. Рассчитаем массу хлорида серебра. По уравнению реакции 1 моль AgN03 образует 1 моль AgCl, т. е. v(AgN03> : v(AgCl) =!:!=> v(AgCl) = 0,1 моль. Отсюда по формуле m(AgCl) = v(AgCl) • M(AgCl) определяем массу AgCl: m(AgCl) = 0,1 моль • 143,5 г/моль = 14,35 г. Ответ: m(AgCl) = 14,35 г. 1. Рассчитайте объём (н. у.) хлора, образовавшегося при нагрева- j НИИ 8,7 г оксида марганца(1\/) с концентрированной соляной кис- | лотой, содержащей 21,9 г хлороводорода. j 2. Определите объём хлороводорода, полученного при сжигании I 33,6 л водорода в 44,8 л хлора. | 3. К 200 г раствора с массовой долей нитрата серебра 8,5% прилили 1 200 г раствора с массовой долей хлорида калия 5%. Определите I массу образовавшегося осадка. 4. Через 300 г раствора с массовой долей иодида натрия 10% пропустили 3,36 л (н. у.) хлора. Вычислите количество вещества образовавшегося иода. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 81 Скорость химических реакций и их классификация §18 Скорость химической реакции ПОНЯТИЕ О СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Химические реакции протекают с различными скоростями. Одни из них заканчиваются быстро, например реакции ионного обмена. Другие протекают медленно; часами, как, например, разложение пищевых продуктов (белки, жиры, углеводы) при пищеварении, месяцами — коррозия (ржавление) железа. Количественной характеристикой быстроты течения химической реакции является её скорость, которую обозначают латинской буквой и. Скорость химической реакции можно определять разными способами. 1. По изменению концентрации одного из исходных веществ в единицу времени. Концентрацию вещества обозначают латинской буквой с и выражают числом молей в I л, т. е. в моль/л. Время обозначают греческой буквой х (тау) и выражают, как правило, в секундах. Допустим, что в закрытом сосуде протекает реакция А + В = D + Е 82 Концентрация вещества А в первоначальный момент времени т, составляла Cj, а в момент времени — Cj. Тогда скорость реакции будет равна: v = — С2(А) -с,(А) То - т, Дс(А) Ат где V — скорость реакции, выраженная в моль/(л • с); Ас = С2 — с, — изменение концентрации вещества А за промежуток времени Ат; Ат = Т2 — т, — промежуток времени, в течение которого изменяется концентрация вещества. По мере протекания реакции концентрация исходного вещества уменьщается, а так как скорость реакции всегда положительна, то в выражении скорости стоит знак «минус». 2. По изменению концентрации продукта реакции в единицу времени: C2(D)-c,(D) , Ac(D) ц = + То - т, = -ь Ат L-2 — ч в процессе реакции концентрация продуктов реакции увеличивается, поэтому в правой части уравнения стоит знак «плюс». Таким образом, скорость реакции определяется изменением концентрации вступившего в реакцию или образовавшегося вещества в единицу времени. РЕАКЦИИ ГОМОГЕННЫЕ И ГЕТЕРОГЕННЫЕ Характер взаимодействия зависит от агрегатного состояния веществ. По этому признаку различают гомогенные и гетерогенные химические реакции. Гомогенными называют реакции, в которых отсутствует поверхность раздела между реагирующими веществами (все вещества образуют однородную среду). Они протекают во всём объёме. К гомогенным относятся реакции между газами, реакции, протекающие в растворах между электролитами, и др. Например, при сливании растворов иодида калия и нитрата серебра образование жёлтого осадка наблюдается во всём объёме раствора: Гомогенные реакции 83 Гетерогенные реакции Природа реагирующих веществ KI + AgN03 = AgU + KNO3 Ag^ + Г = AgU Гетерогенными называют реакции, в которых реагирующие вещества отделены друг от друга поверхностью раздела. Они протекают на поверхности соприкосновения твёрдого вещества и газа, твёрдого вещества и жидкости, двух твёрдых веществ. Например: горение твёрдого топлива, взаимодействие металлов с кислотами, водой и др. Так, взаимодействие магния с соляной кислотой Mg + 2НС1 = MgClj + Нз! Mg + 2Н^ = Mg2^ + Нз! протекает на поверхности магния, потому что только здесь соприкасаются друг с другом оба реагирующих вещества. Вследствие этого скорость гетерогенных реакций, например между газом и твёрдым веществом, при постоянной температуре зависит от частоты соударений молекул газа с твёрдым веществом на единице площади его поверхности. Поэтому чтобы при гетерогенной реакции получить больше продукта в единицу времени, нужно увеличить площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ. УСЛОВИЯ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ РЕАКЦИЙ Чтобы управлять химической реакцией, надо знать условия, влияющие на скорость её протекания. Это позволит замедлить скорость нежелательной реакции (например, ржавления железа, порчи пищевых продуктов) и увеличить скорость целевых реакций (например, получения водорода, хлора). Природа реагирующих веществ. Вы знаете, что скорость взаимодействия одной и той же кислоты с металлами обусловлена природой металла. В свою очередь, скорость взаимодействия одного и того же металла с кислотами обусловлена природой кислоты. Проведём опыт. В одну колбу нальём соляную кислоту, в другую — раствор уксусной кислоты такого же объёма. На колбы наденем резиновые шарики, в каждый из которых помещено по несколько гранул цинка (рис. 22). 84 Рис. 22. Взаимодействие цинка с соляной и уксусной кислотами: а — начало опыта; б — через некоторое время после начала опыта Затем одновременно опустим цинк в растворы кислот. Мы увидим, что цинк значительно быстрее вытесняет водород из соляной кислоты (объём шарика больше), чем из раствора уксусной кислоты (объём шарика меньше), так как соляная кислота — сильная, а уксусная — слабая. Реакции между сильными электролитами в растворах протекают практически мгновенно. Например: КВг + AgNOj = AgBri + KNO3 Ag" + Вг” = AgBrj Это обусловлено тем, что вещества с ионными и полярными ковалентными связями в растворах образуют разноимённо заряженные ионы, которые легко взаимодействуют друг с другом. Итак, наиболее активны вещества с ионными и полярными ковалентными связями. Концентрация реагирующих веществ. Чтобы произошло взаимодействие, частицы (атомы, молекулы, ионы) реагирующих веществ должны столкнуться. Гомогенные реакции протекают во всём объёме, и чем больше частиц в единице объёма, тем чаще они сталкиваются. Следовательно, с повышением концентрации реагирующих веществ происходит увеличение скорости реакции. Концентрация реагирующих веществ 85 Температура Катализаторы Если реакция гетерогенная, то взаимодействие частиц происходит лишь на поверхности твёрдого вещества, поэтому концентрация его не влияет на скорость реакции. Например, скорость реакции восстановления меди из оксида СиО + Н-> — Си + HjO определяется только концентрацией водорода. Следовательно, скорость гетерогенной реакции не зависит от концентрации твёрдого вещества. Температура. С повышением температуры скорость химических реакций, как правило, возрастает, так как при нагревании реагирующие частицы становятся более активными и способными к взаимодействию. Например, внесём в две пробирки одинаковые порции оксида меди(И) (порошок чёрного цвета) и прильём при перемешивании по 3 см^ раствора серной кислоты. Одну из пробирок будем нагревать. Отметим, что в нагреваемой пробирке оксид меди(П) растворяется более интенсивно и раствор быстрее приобретает голубой цвет, обусловленный образованием гидратированных ионов меди(И): СиО + H2SO4 = CUSO4 + HjO (реакция протекает медленно) СиО + H2SO4 - CUSO4 + Н2О (реакция протекает быстро) СиО + 2Н^ = Cu2+ + Н2О Установлено, что при повышении температуры на каждые десять градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза. Катализаторы. Большое влияние на скорость химической реакции оказывает введение в реагирующую смесь некоторых веществ. Например, нальём в пробирку немного 5%-ного раствора пероксида водорода и внесём тлеющую лучинку — она не загорается, потому что реакция разложения пероксида водорода при обычных условиях протекает очень медленно. 86 Если же в пробирку внести несколько крупинок оксида марганца(1\0, то начинается бурное выделение пузырьков газа (жидкость как бы кипит), а тлеющая лучинка, внесённая в пробирку, загорается ярким пламенем (рис. 23): MnOj 2Н2О2 2Н2О + 02? 12^ ' VV21 Когда реакция разложения пероксида водорода закончится и в пробирке останется только вода, фильтрованием отделим оксид марганца(1У) от воды и убедимся, что на фильтре остаётся столько же оксида марганца(1У), сколько его было взято. Оставшийся после реакции оксид марганца(1\0 можно использовать вновь. Вещества, которые изменяют скорость химической реакции, но сами при этом не расходуются, называют катализаторами. Химические реакции, которые протекают в присутствии катализаторов, называют каталитическими. Большую часть продукции, вырабатываемой химической промышленностью, получают на основе использования катализаторов. Каталитическими являются процессы производства серной и азотной кислот, синтетического каучука, пластмасс, лекарственных препаратов, получения из твёрдого угля жидкого топлива, переработки нефти и природного газа и многие другие. Особую роль играют биологические катализаторы — ферменты. Они участвуют в сложных химических процессах, протекающих в пищеварительной системе, крови и клетках животных и человека. Например, слюна содержит фермент птиалин, который катализирует превращение крахмала в сахар (если пожевать хлеб или картофель дольше обычного, то во рту можно почувствовать сладкий вкус), желудочный сок содержит пепсин, который катализирует расщепление белков. В организме человека около 30 000 различных ферментов, каждый из них — катализатор соответствующей реакции. В живом организме благодаря ферментам все биологические процессы протекают при обычных условиях. любозншЯельнмх / / I Рис. 23. Оксид марганца(1\0 — катализатор разложения пероксида водорода Каталитические реакции Биологические катализаторы — ферменты 87 Лабораторный опыт 7 Ъ ВЛИЯНИЕ ПЛОЩАДИ ПОВЕРХНОСТИ ТВЁРДОГО ВЕЩЕСТВА НА СКОРОСТЬ РАСТВОРЕНИЯ МЕЛА В СОЛЯНОЙ КИСЛОТЕ Возьмите два небольших, по возможности одинаковых кусочка мела. Один из них положите в ступку и фарфоровым пестиком измельчите в порошок. В одну пробирку поместите полученный порошок, а в другую — кусочек мела целиком. В обе пробирки одновременно добавьте по 2 см^ 1%-ной соляной кислоты. (Для одновременного добавления кислоты опыт проводят два ученика совместно.) Отметьте интенсивность вьщеления газа в каждом случае. Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Объясните, почему скорость выделения газа в этих двух случаях различна. ВОПРОСЫ ■ О ■ При комнатной температуре с наибольшей скоростью протека- И ЗАДАНИЯ ■ ет реакция между; а) Ре и S; б) Ре и HCI (раствор): в) КВг (раствор) и AgNOg (раствор): г) СиО и Нд. Q 2. При комнатной температуре с наименьшей скоростью протекает реакция между: а) Ре и HCI (1%-ный раствор): б) Ре и HCI (10%-ный раствор): в) PeClg (раствор) и AgNOg (раствор): г) Ре и HCI (30%-ный раствор). © 3. С наименьшей скоростью при комнатной температуре протекает реакция между: а) Zn и HCI (раствор): в) HCI (раствор) и А1: б) HCI (раствор) и РЬ: г) Ре и HCI (раствор). Q 4. Растворение магния в соляной кислоте протекает медленнее при: а) раздроблении магния: б) повышении температуры: в) разбавлении кислоты: г) увеличении концентрации кислоты. 88 §19 КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Повторите: классификацию химических реакций (8 класс, § 30). По направлению протекания процесса реакции подразделяют на необратимые и обратимые. Необратимыми называют реакции, которые протекают только в одном направлении. В ходе необратимой реакции хотя бы одно из исходных веществ практически полностью превращается в продукты реакции. К необратимым относятся реакции, которые протекают в растворах с образованием осадка, газа или слабодиссоциирующего вещества, некоторые реакции разложения. Например, в реакции между хлоридом бария и серной кислотой Необратимые реакции BaCl2 + H2SO4 = BaS04i + 2НС1 при достаточном количестве серной кислоты ионы бария будут полностью осаждены. Если попытаться провести эту реакцию в обратном направлении, т. е. действовать соляной кислотой на сульфат бария, то не удастся получить раствор хлорида бария — эта реакция не может протекать в обратном направлении: она необратима. Больщинство химических реакций являются обратимыми. Обратимыми называют реакции, которые протекают при данных условиях в двух противоположных направлениях — прямом и обратном. В уравнениях подобных реакций используют знак обратимости Реакцию, протекающую слева направо (-^), называют прямой, а справа налево — обратной. Обратимые реакции Прямая и обратная реакции 89 примером обратимой реакции может служить взаимодействие водорода с парами иода: прямая Н2 + I 2 ^обратная пар 2HI Сведения о классификации химических реакций обобщены в табл. 5. Таблица 5 Классификация химических реакций Признаки, положенные в основу классификации Типы реакций Примеры i Число и состав исходных веществ и продуктов реакции Реакция соединения 2Са + О2 = 2СаО Ca0-t-H20 = Ca(0H)2 Реакция разложения 2НдО = 2Нд-Ю2Т Cu(OH)2 = CuO-b Н2О Реакция замещения Fe + CL1SO4 = Си + FeS04 CI2 + 2KI = I2 + 2KCI Реакция обмена АдМОз -ь КВг = AgBrj + KNO3 NaOH -ь HCI = NaCI -ь Н2О . Изменение степеней . окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ Реакции без изменения степеней окисления атомов +1-2+1 +1 +6-2 2КОН -ь H2SO4 = +1 +6-2 +1 -2 = K2SO4 + 2H2O Окислительно-восстановительные (реакции с изменением степеней окисления всех или некоторых атомов) МпОз + 4HCI = = MnCl2 + Cl2t+ 2Н2О ■ Направление протекания i реакции Необратимые реакции Mg + 2HCI = MgCl2 + H2t Обратимые реакции Н2+ I2 2HI пар 90 Окончание табл. 5 Признаки, положенные в основу классификации Типы реакций Примеры Тепловой эффект Экзотермические реакции С + О2 = СО2 + О Эндотермические реакции СаСОз - СаО + СОз! - О Наличие или отсутствие поверхности раздела между реагентами Гомогенные реакции Н2 + С12 = 2НС1 Гетерогенные реакции МдО + 2НМОз = = Мд(М0з)2 + Н20 Присутствие катализатора Каталитические реакции МпО, 2Н2О2 2Н2О + Оз! Некаталитические реакции МаС1 + АдМОз = = АдСи + МаМОз Задание. Используя разные признаки классификации хи- Teuuufie мических реакций, охарактеризуйте реакцию о о н,0 +3-1 2А1 (тв.) + 3I2 (тв.) 2X1I3 (тв.) + Q Решение Это реакция: 1) соединения; 2) окислительно-восстановительная; 3) необратимая; 4) экзотермическая; 5) гетерогенная; 6) каталитическая (HjO — катализатор). 1. Используя различные признаки классификации химических реак- ВОПРОСЫ ций, охарактеризуйте реакции; И ЗАДАНИЯ а) СиО + Н2 = Си + Н2О; катализатор б) 4МНз + 502 =■ 4NO + 6H2O + O. 91 о 2. Из перечисленных реакций одновременно обратимой, окислительно-восстановительной, экзотермической, каталитической, гомогенной реакцией соединения является: а) SO2 + Н2О ^ H2SO3 + О: в)2МНз 3H2 + N2-O: б) 2Мд + 02 = 2Мд0 + 0: г) 2SO2 + О2 2SO3 + O. 3. Установите соответствие. Тип реакции Уравнение реакции A) реакция обмена; 1) 2NO + О2 = 2МОз: Б) реакция соединения; 2) ВГз + 2KI = 2КВг + I2; B) реакция разложения; 3) BaCl2 + H2SO4 = ВаЗОд! + 2HCI; Г) реакция замещения. 4) СаСОз = СаО + СОзТ. 4. Напишите уравнения двух реакций соединения, которые: а) сопровождаются процессами окисления и восстановления; б) не сопровождаются процессами окисления и восстановления. Подгруппа кислорода §20 КИСЛОРОД Кислород является центром, вокруг которого вращается вся химия. Й. Берцелиус f' Кислород открыли почти одновре- ' менно шведский химик К. Шееле (1772) и английский химик Дж. Пристли (1774). Название ему дал французский химик А. Лавуазье (от латинского слова оксигениум— рождающий кислоты). Us UCtfiOftUU Самостоятельно охарактеризуйте строение атома кислорода по его положению в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ Кислород — самый распространённый химический элемент в земной коре (см. рис. 1 на с. 33). Из каждых 100 атомов земной коры 58 — атомы кислорода. В виде простого вещества Oj кислород входит в состав атмосферно- Дж. Пристли (1733-1804) 93 Получение кислорода ГО воздуха (21% по объёму, 23% по массе). В связанном виде элемент кислород входит в состав почти всех окружающих нас веществ. Так, вода, песок, многие горные породы и минералы, составляющие земную кору, организмы растений и животных содержат кислород. Массовая доля кислорода в организме человека составляет 65%. ПОЛУЧЕНИЕ В лаборатории кислород получают разложением некоторых кислородсодержащих веществ: 1. Термическим разложением перманганата калия, который в быту называют марганцовкой: ^ + МпС2 ' W2 +7 -2 1 2КМпО. = К2МПО4 о 0,1* +7 +6 Мп + е~ = Мп +7 +4 Мп + Ъе~ = Мп -2 о 20 - 4е- = О, 4е' 1 (восстановление, Мп — окислитель) 1 (окисление, О — восстановитель) В пробирке, закрытой пробкой с газоотводной трубкой, нагреем немного перманганата калия. Образующийся кислород можно собрать методами вытеснения воздуха (рис. 24) или вытеснения воды (рис. 25). О заполнении сосуда кислородом будем судить по вспыхиванию тлеющей лучинки. Рис. 24. Собирание кислорода методом вытеснения воздуха Рис. 25. Собирание кислорода методом вытеснения воды Уравнение дано не для запоминания. 94 2. Каталитическим разложением раствора пероксида водорода Н2О2 (который в быту называют перекисью водорода): МпО, J1-I J- 2Н202 2Н20 + 02! 3. Разложением воды под действием электрического тока: электрический ток 2Н2О - 2H2t + 0,1 >21 ' ’^2' В промышленности кислород получают из воздуха. Для этого воздух сжижают под давлением при низкой температуре. Разделение воздуха основано на разных температурах кипения веществ: жидкий азот кипит при более низкой температуре (-196 °С), чем кислород (—183 °С), поэтому азот испаряется, а жидкий кислород остаётся. Хранят кислород под давлением в стальных баллонах голубого цвета. В природе кислород образуется в процессе фотосинтеза: 6СО2 + 6Н2О фотосинтез ^6^12^6 6^2^ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Кислород — газ без цвета, вкуса и запаха, тяжелее воздуха, при температуре —183 °С сжижается, а затвердевает при —218,8 °С (жидкий и твёрдый кислород светло-голубого цвета), в воде малорастворим: в 100 объёмах воды при 0°С растворяется 5 объёмов кислорода, а при 20 °С — 3,1 объёма. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Связь между атомами в молекуле кислорода О2 прочная (jE(,g = 498 кДж/моль), поэтому кислород при обычных условиях малоактивный газ. При нагревании он энергично реагирует со многими веществами с выделением теплоты и света. Такие реакции называют реакциями горения. Почти все реакции с участием кислорода экзотермичны, поэтому нагревание до температуры воспламенения необходимо лищь для начала реакции, далее она поддерживается энергией, которая выделяется в процессе горения. Практически во всех реакциях кислород — окислитель. Горение веществ в кислороде происходит значительно интенсивнее, чем в воздухе. Так, в воздухе сера горит еле заметным голубым пламенем. Если опустить на ложечке зажжён- Физические свойства кислорода Химические свойства кислорода Горение 95 Роль кислорода в природе ную серу в сосуд с кислородом, то она сгорает ярким синим пламенем: S + О2 == SO2 + Q Некоторые вещества (щелочные и щёлочно-земельные металлы) реагируют с кислородом при обычных условиях, а цезий и рубидий самовоспламеняются: 2Са О2 = 2СаО + Q Но известны реакции (их мало) с участием кислорода, которые протекают с поглощением теплоты. Так, взаимодействие кислорода с азотом является эндотермической реакцией: No + О2 = 2NO - Q На примере свойств кислорода вы можете ещё раз убедиться в том, что скорость реакций зависит: ♦ от природы реагирующих с кислородом веществ; ♦ от концентрации кислорода; ♦ от температуры. Если бы в атмосфере содержалось менее 15% кислорода, то процесс горения стал бы невоз-MoSosHoifieAbHbtx можным. А при концснтрации кислорода более 30% первый удар молнии сжёг бы всё на Земле — в таких условиях даже сырая древесина горит, как порох. Увеличение концентрации кислорода во вдыхаемом воздухе приводит к ускорению процессов обмена веществ в организме, и если это происходит в течение длительного периода, то организм может погибнуть — «сгореть». Поэтому в тех случаях, когда атмосферу для дыхания создают искусственно (например, на космических кораблях или подводных лодках), стремятся обеспечить содержание в ней кислорода, соответствующее естественному. РОЛЬ КИСЛОРОДА В ПРИРОДЕ И ЕГО ПРИМЕНЕНИЕ Кислород — жизненно важный для всех организмов элемент. При его участии соверщается один из важнейщих процессов — дыхание. Окисление кислородом углеводов, жиров и белков является источником энергии живых организмов. Взрослый человек в спокойном состоянии вдыхает около 20 л кислорода в час, при физических нагрузках — в несколько раз больще. Без кислорода человек может прожить считанные минуты. 96 Важное значение имеют и другие процессы, в которых участвует кислород, — гниение и тление останков погибших животных и растений. При этом сложные органические соединения превращаются в более простые по составу и безвредные по действию вещества (COj, HjO, N2), которые вновь вовлекаются в общий круговорот веществ в природе. Но с участием кислорода протекают и такие нежелательные для человека процессы, как ржавление металлов, порча продуктов питания, выгорание тканей и др. В промышленности кислород или обогащённый кислородом воздух используют для ускорения некоторых производственных процессов (рис. 26). В металлургии, например, кислородное дутьё ускоряет выплавку чугуна. Кислород применяют для газовой сварки и резки металлов (в смеси с водородом или ацетиленом), для жизнеобеспечения на подводных лодках и космических кораблях, при работе водолазов. В медицине его используют в лечебных целях (кислородные коктейли, кислородные подушки и др.). Следует отметить, что один вдох кислорода равноценен пяти вдохам воздуха, поэтому вдыхание кислорода не только обеспечивает организм больного этим газом в достаточном количестве, но и сберегает его силы. Применение кислорода Рис. 26. Применение кислорода: / — в металлургии; 2 — в качестве ракетного топлива; 3 — в авиации для дыхания; 4 — для резки металлов; 5 — для сварки металлов; 6 — при взрывных работах; 7—в медицине 4 Химия, 9 кл 97 Несмотря на то что ежегодно десятки миллиардов тонн кислорода расходуются на дыхание людей и животных, процессы горения и гниения в природе, нужды промышленности, его содержание в атмосфере практически не изменяется благодаря процессу фотосинтеза. Поэтому особо важной экологической задачей является сохранение растительного покрова на нашей планете. ВОПРОСЫ О Ч • Элемент, в атоме которого на втором энергетическом уровне И ЗАДАНИЯ шесть электронов, — это: а) азот; б) сера; в) селен; г) кислород. 2. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: Н2О2 —^ 02'—* СаО —*• Са(0Н)2 Для уравнений окислительно-восстановительных реакций составьте схемы электронного баланса. О 3. В уравнении реакции горения фосфора в избытке кислорода коэффициент перед формулой восстановителя равен: а) 3; б) 5; в) 4; г) 1. 4. Известно, что в организме человека содержится 65% кислорода по массе. Вычислите массу химического элемента кислорода, содержащегося в вашем организме (в килограммах). ). По термохимическому уравнению СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + 882 кДж вычислите количество теплоты, которая выделится, если в газовой горелке сгорит 112 л (н. у.) метана. §21 ОЗОН. АЛЛОТРОПИЯ Озон Химический элемент кислород кроме простого вешества кислорода, состоящего из двухатомных молекул Oj, образует еше одно простое вещество, состоящее из трёхатомных молекул, — озон О3. Аллотропия Явление, когда один и тот же химический элемент образует несколько простых веществ, называют аллотропией. 98 Простые вещества, образованные одним и тем же химическим элементом, называют аллотропными видоизменениями (модификациями) этого элемента. Кислород О2 и озон О3 — это аллотропные видоизменения одного и того же химического элемента — кислорода. ПОЛУЧЕНИЕ ОЗОНА В природе озон образуется в воздухе при разрядах молний, действии ультрафиолетовых лучей на кислород, а также при окислении смолы хвойных деревьев. В лаборатории озон получают в специальных приборах — озонаторах (рис. 27) — при пропускании слабого электрического разряда через кислород: ЗО2 = кислород электрический разряд 20 3 озон Рис. 27. Озонатор СВОЙСТВА ОЗОНА Кислород и озон отличаются не только составом молекул (О2 и О3), но и свойствами. Озон — газ голубого цвета с характерным специфическим запахом, от которого и получил название (от греческого слова озо — пахнущий). Он в 1,5 раза тяжелее воздуха, в жидком состоянии тёмно-синий, почти чёрный. Озон сильно ядовит. Хотя небольшое содержание озона в воздухе благоприятно влияет на организм человека (вспомните аромат свежести, который можно почувствовать во время грозы), высокая его концентрация может привести к отравлению и смерти. Озон разрушает ткани дыхательных путей. Дышать озоном нельзя! Озон неустойчив, его молекула легко разлагается: Свойства озона Оз озон = 02 кислород -н о атомарный кислород Образованием атомарного кислорода объясняются более сильные окислительные свойства озона по сравнению с кис- 4* 99 Значение озона для жизни на Земле Применение озона лородом. Так, в его атмосфере некоторые вещества (фосфор, спирт, смоченная скипидаром вата) самовоспламеняются. В растворе иодида калия озон окисляет иодид-ион до иода, а сам превращается в молекуляр- MoJosKcufieubHMX НЫЙ КИСЛОрОД: 2KI + HjO + О3 = I2 + 2КОН + О2 В отличие от озона кислород с раствором иодида калия не реагирует. Если поместить в воздух, содержащий озон, бумажку, смоченную растворами иодида и крахмала, то она тотчас синеет. Этой реакцией пользуются для обнаружения озона. ЗНАЧЕНИЕ И ПРИМЕНЕНИЕ ОЗОНА Озон имеет больщое значение для защиты всего живого на Земле от действия ультрафиолетового солнечного излучертоя. Наибольщая концентрация озона наблюдается на высоте 25— 30 км, где под влиянием ультрафиолетовых лучей часть кислорода превращается в озон. Образовавщийся озон {озоновый слой) поглощает ультрафиолетовое излучение и ослабляет поток ультрафиолетовых лучей, достигающих поверхности Земли. Интенсивное ультрафиолетовое излучение могло бы привести к возрастанию заболеваемости раком кожи. Итак, элемент кислород О в виде газа кислорода О2 необходим для дыхания, а следовательно, и жизни организмов, а газ озон О3 защищает живой мир от воздействия жёсткого ультрафиолетового излучения Солнца. Толщина озонового слоя очень мала. Если весь озон, находящийся в атмосфере, опустить до поверхности Земли при обычных условиях, то получится слой толщиной всего 3 мм. Из этого видно, насколько важно сохранять этот весьма чувствительный к действию различных веществ озоновый «щит» планеты. Как сильный окислитель озон убивает бактерии, поэтому его применяют для дезинфекции и озонирования воздуха, например в больницах, холодильниках, а также для обеззараживания питьевой воды. Озонированная вода, в отличие от хлорированной, не имеет запаха и привкуса. 100 о 1 • Признаки, отличающие озон от кислорода: а) агрегатное состояние; б) количественный состав молекулы; в) относительная плотность по воздуху; г) способность уничтожать бактерии. 2. В одном сосуде находится воздух, а в другом — озон. Укажите, как их можно различить, не используя реактивы. 3. Рассчитайте относительную плотность озона по водороду и кислороду. 4. Масса 1 л газа (н. у.) равна 2,143 г. Определите его молярную массу. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ §22 СЕРА НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ И ПОЛУЧЕНИЕ Сера встречается в природе как в виде простого вещества {самородная сера), так и в виде соединений (РеЗз — пирит или железный {серный) колчедан, CuS — медный блеск, ZnS — цинковая обманка, CaS04 • 2НзО — гипс, Na2S04 • lOHjO — мирабилит, или глауберова соль и др.). В природных водах сера содержится главным образом в виде сульфатов (так, горькая, или английская, соль MgS04 • THjO обусловливает горький вкус морской воды). Сера — жизненно важный химический элемент. Она входит в состав белков — основных компонентов клеток растительных и животных организмов. При недостатке серы в организме наблюдаются хрупкость и ломкость костей и выпадение волос. Серой богаты бобовые растения (горох, чечевица), овсяные хлопья, яйца. В промышленности серу выплавляют из самородных залежей водяным паром или получают попутно при переработке сульфидов металлов и нефти. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Сера существует в трёх аллотропных модификациях: ромбической, моноклинной и пластической. При обычной тем- Нахождение серы в природе Получение серы Физические свойства серы 101 пературе устойчивой является ромбическая сера (а-сера). В узлах её кристаллической решётки находятся циклические восьмиатомные молекулы Sg (напоминающие по форме корону), в которых атомы серы соединены одинарными ковалентными связями (рис. 28). В уравнениях химических реакций для простоты формулу серы записывают как S. Ромбическая сера (или просто сера) — хрупкое вещество жёлтого цвета (рис. V на цветной вклейке), легко измельчается в порошок (известный под названием молотой серы), нерастворима в воде и даже не смачивается ею. Хорошо растворяется в сероуглероде CS2 и некоторых органических растворителях. Как все вещества с молекулярной решёткой, сера легкоплавка: она плавится при температуре +112,8°С, кипит при температуре +444,6 °С. Химические свойства серы Сера — окислитель ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Сера — активный неметалл. В химических реакциях она может быть как окислителем, так и восстановителем. Сера как окислитель реагирует с металлами, водородом и неметаллами, электроотрицательность которых меньше, чем у серы, переходя при этом в степень окисления —2. ♦ С металлами. При комнатной температуре сера реагирует со всеми щелочными и щёлочно-земельными металлами, ртутью, медью, серебром, образуя сульфиды: + 2е~ = S о о Hg + S = +2 -2 HgS о +2 Hg - 2е- = Hg (окисление, Hg — восстановитель) о (восстановление, S — окислитель) а Рис. 28. Строение ромбической серы: а — форма кристалла; б — модель циклической восьмиатомной молекулы серы 102 Эту реакцию используют в лабораториях для удаления разлитой ртути, пары которой очень токсичны. Разлитую ртуть собирают, а шели, в которые она могла попасть, посыпают порошком серы. При нагревании сера реагирует с алюминием, железом, цинком, свинцом и другими металлами. Если коснуться горячей стеклянной палочкой смеси порошков серы и цинка, то происходит ослепительная вспышка и образуется белый дым, состоящий из частичек сульфида цинка: о о Zn + S = +2 -2 ZnS V С водородом. При пропускании водорода через кипящую жидкую серу (рис. 29) у отверстия газоотводной трубки ощущается запах тухлых яиц, характерный для газообразного соединения серы с водородом — сероводорода HjS: о , +1 -2 О S + OSficufuufie бнммание Н2 = HjS с неметаллами. При нагревании сера реагирует с углеродом и фосфором: о 2S + о С = +4-2 CS, ЭО = 2,6 ЭО = 2,5 О 2Р -ь 0 3S = +3 -2 P2S3 ЭО = 2,2 ЭО = 2,6 Так как сера имеет больший атомный радиус по сравнению с кислородом, то в отличие от него она проявляет и восстановительные свойства. Восстановителем сера является по отношению к более сильным окислителям (кислород, фтор, хлор, т. е. неметаллы, электроотрицательность которых больше, че.м у серы). Например, при горении серы в кислороде образуется оксид cepbi(IV): о о +4- = '^'2 S + О2 — S - 4е- = +4 S о О, + 4е- = 20 (окисление, S — восстановитель) о (восстановление, О2 — окислитель) Сера — восстановитель 103 Рис. 30. Области применения серы: 1 — производство резины; 2 — производство спичек; 3 — медицина; 4 — производство серной кислоты; 5— сельское хозяйство; 6 — производство красителей; 7— производство чёрного пороха Применение серы ПРИМЕНЕНИЕ Сера применяется в производстве серной кислоты, спичек, пороха, сероуглерода, её используют для вулканизации каучука, в медицине — для приготовления различных мазей (при лечении кожных заболеваний), её назначают больным при нарушении обмена веществ. В сельском хозяйстве серу применяют как средство защиты растений, ею опьшяют листья винограда и хлопчатника (рис. 30). ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 1. Приведите примеры уравнений реакций, в которых сера является: а) окислителем: б) восстановителем. Составьте схемы электронного баланса. О 2. Признаки, отличающие серу от кислорода: а) имеет аллотропные модификации; б) при обычных условиях твёрдое вещество: в) имеет жёлтый цвет; г) взаимодействует при нагревании с водородом. 3. Вычислите объём (н. у.) и число молекул оксида серы(1\/), образующегося при сжигании 16 г серы. 104 §23 СЕРОВОДОРОД При взаимодействии с водородом сера образует летучее соединение — сероводород H2S. Нахождение в природе. Сероводород содержится в вулканических газах, воде некоторых минеральных источников, Чёрном море на глубине 200 м и более. Он образуется при распаде белковых веществ, поэтому, например, тухлые яйца пахнут сероводородом. Получение. В лаборатории сероводород получают действием соляной кислоты на сульфид железа(И): FeS + 2НС1 = FeCl2 + H2S] FeS + 2Н+ = Fe^+ + H2ST Физические свойства. Сероводород — бесцветный газ с резким неприятным запахом тухлых яиц, тяжелее воздуха. Он сильно ядовит. Сероводород разрушает гемоглобин крови. При вдыхании даже в небольших количествах он вызывает головные боли, головокружение и тошноту. Вдыхание воздуха с большой концентрацией этого газа может привести к моментальной смерти. При комнатной температуре в одном объёме воды растворяется 2,5 объёма сероводорода. Химические свойства. Сероводород является активным восстановителем за счёт атома серы в низшей степени окисления. Он горит на воздухе или в кислороде. При избытке кислорода происходит полное сгорание сероводорода с образованием оксида cepbi(IV): -2 +4-2 2H,S + 30, = 2SO, + 2Н,0 S — 6е = -2 О О, + 4е -2 = 20 2 (окисление, S — восстановитель) 3 (восстановление, Oj — окислитель) При недостатке кислорода или охлаждении пламени (внесении в пламя холодного предмета) происходит неполное сгорание сероводорода с образованием серы; + 02 = 28 + 2H2S 2Н2О Сероводород в природе Получение сероводорода Физические свойства сероводорода Химические свойства сероводорода 105 Сероводородная кислота Качественная реа1щия на сульфид-ион Применение сероводорода и сульфидов Раствор сероводорода в воде — сероводородная кислота. Она слабая, двухосновная, поэтому диссоциирует ступенчато, образуя ионы водорода, гидросульфид- и сульфид-ионы: HjS ^ Н" + HS" гидросульфил-ион HS- ^ + S2- сульф|и-ион Сероводородная кислота проявляет все общие свойства кислот. Она изменяет окраск>' индикаторов, реагирует с основными оксидами, основаниями, солями, металлами. Сероводородная кислота образует кислые соли — гидросулъфи-ды (NaHS, Ca(HS)2 и др.), которые растворимы в воде, и средние соли — сульфиды. Сульфиды аммония*, щелочных и шёлочно-земельных металлов растворимы в воде, а остальные сульфиды в воде практически нерастворимы и окрашены в различные цвета (см. таблицу растворимости). Качественной реакцией на сероводородную кислоту и её растворимые соли (т. е. на сульфид-ион S^“) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца(П). При этом выпадает осадок сульфида свинца(П) PbS чёрного цвета: Na2S + Pb(N03)2 = PbSi + 2NaN03 g2- + p^2+ = PbS I Сероводородная кислота и сульфиды, как и сероводород, — активные восстановители. Они окисляются кислородом воздуха, галогенами (кроме иода) и т. д.: H2S + Вг2 = 2НВг + Si Применение. Вода минеральных источников, содержащая сероводород, издавна применяется в .медицине в виде сероводородных ванн для лечения ревматизма и кожных заболеваний. Природные сульфиды служат сырьём для металлургии (получение цветных металлов) и химической промышленности (производство серной кислоты). * С солями аммония вы познакомитесь при изучении аммиака. 106 1. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: ZnS — HgS — S — H2S — SO2 Для уравнений окислительно-восстановительных реакций составьте схемы электронного баланса. 2. Укажите, растворы каких из перечисленных ниже веществ можно использовать для очистки водорода от примесей сероводорода: а) гидроксида натрия; б) хлороводорода; в) сульфата меди(11). Напищите уравнения соответствующих реакций. 3. Определите объём сероводорода (н. у.), который образуется при взаимодействии сульфида цинка с 190 см^ 17%-ного раствора хлороводорода (р = 1,098 г/см^). ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ §24 ОКСИД CEPbl(IV). СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА Получение. В промышленности оксид серы(1У) SO2 {сернистый газ) получают при горении серы, полном сгорании сероводорода или обжиге сульфидных руд: 2ZnS + ЗО2 = 2ZnO + 2S02! В лаборатории его получают действием кислот на сульфиты: Na2S03 + 2H2SO4 = 2NaHSO. + H2SO3 Н2О 7 7 S02t Физические свойства. Оксид cepbi(IV) — бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха, ядовит. Хорошо растворяется в воде: при 20 °С в одном объёме воды растворяется 40 объёмов сернистого газа. Химические свойства. Оксид cepbi(IV) проявляет свойства типичных кислотных оксидов. Он реагирует с основаниями и основными оксидами, образуя сульфиты. При растворении оксида серы(1У) в воде образуется слабая сернистая кислота H2SO3: SO. + Н2О H2SO3 Получение оксида серы(1У) Сернистая кислота 107 Качественная реакция на сульфит-ион Применение оксида серы (IV) Эта кислота неустойчива, существует только в водных растворах. Как двухосновная она диссоциирует ступенчато: H2SO3 + Hso; Hso; гидросульфит-ион ^ + SO^- сульфит-ион Сернистая кислота образует два типа солей: средние соли — сульфиты (Na2S03) и кислые — гидросульфиты (NaHS03). Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот. Качественной реакцией на сульфит-ион 50з“ является его взаимодействие с ионами водорода Н^. При действии сильных кислот на сульфиты наблюдается бурное выделение сернистого газа (с резким запахом), который обесцвечивает раствор фуксина или фиолетовой черни: K2SO3 + 2НС1 = 2КС1 + Н2О + S02I 2Н^ + SOl~ = Н2О + SOjt В окислительно-восстановительных реакциях оксид се-ры(1У), сернистая кислота и её соли могут быть как окислителями, так и восстановителями за счёт атома серы в про- +4 межуточной степени окисления (S). Наиболее выражены восстановительные свойства. Так, сульфит натрия окисляется кислородом воздуха с образованием сульфата натрия: 2Na2S03 + 02 = 2Na2S04 (медленно) Оксид серы(1У) окисляется до оксида серы (VI): кат., t 2SO2 + О2 2SO3 Эти вещества могут быть и окислителями по отнощению к более сильным восстановителям: SO2 + 2H2S = 3Si + 2Н2О Применение. Оксид cepbi(IV) применяют для получения серной кислоты, отбеливания соломы, щерсти, щёлка, как консервирующее (подавляет брожение) и дезинфицирующее средство (для уничтожения плесневых грибков в подвалах, погребах, винных бочках, бродильных чанах). 108 Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превра- ВОПРОСЫ щений: И ЗАДАНИЯ 1 - 2 __ 3 NaHSOg Н 2 H2S SO2 Для уравнения реакции 2 составьте схему электронного баланса. Для реакции 3 приведите полное и сокращённое ионно-молекулярные уравнения. 2. Рассчитайте, какой объём при н. у. занимают: а) 64 г оксида cepbi(IV); б) 2 моль оксида серы(1\/). 3. Вычислите массу сульфита натрия, который потребуется для получения 11,2 л (н. у.) оксида cepbi(IV). ОКСИД CEPbl(VI). СЕРНАЯ КИСЛОТА СВОЙСТВА ОКСИДА CEPbl(VI) Оксид cepbi(VI) SO3 — бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 °С превращается в прозрачную, похожую на лёд массу, а выше 44 °С — в бесцветный газ. Оксид cepbi(VI) является типичным кислотным оксидом. Он реагирует с основаниями и основными оксидами, образуя сульфаты. Оксид cepbi(VI) дымит во влажном воздухе, так как энергично соединяется с водой, образуя туман из капелек серной кислоты: SO, + Н2О = H2SO4 §25 Свойства оксида серы(У1) ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРНОЙ КИСЛОТЫ Серная кислота — вязкая тяжёлая маслянистая бесцветная жидкость, нелетуча и не имеет запаха, её плотность почти в два раза превышает плотность воды (1,84 г/см^ при 20 °С), она хорошо растворяется в воде. Физические свойства серной кислоты 109 Химические свойства серной кислоты Общие свойства кислот ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРНОЙ КИСЛОТЫ Свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты несколько различаются. Свойства разбавленной серной кислоты. В растворе серная кислота является сильной кислотой и обладает всеми свойствами, характерными для кислот. 1. В водных растворах она изменяет окраску индикаторов, диссоциируя ступенчато: H,SO. = Н" + HS07 HSO; Н гидросульфат-ион + sof сульфат-ион Поэтому при нейтрализации её растворов образуются два типа солей — гидросульфиты и сульфаты: H2SO4 + NaOH = NaHS04 + избыток HjO H2S04 + 2NaOH = Na.SO, + 2H2O 2. Разбавленная серная кислота реагирует с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами: MgO + H2SO4 = MgS04 + Н2О + Н2О MgO + 2Н^ = Mg^^ AI2O3 + 3H2SO4 = Al2(S04)3 + ЗН2О AI2O3 + 6Н^ = 2A1^^ + Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnS04 ЗН2О + 2H,0 + 2H^ = Zn 2+ + 2H2O Zn(OH)2 3. Серная кислота является сильной и нелетучей, поэтому она вытесняет другие кислоты из их солей: NaN03 + H2SO4 = NaHS04 + HN03t крист. конц. 4. Разбавленная серная кислота проявляет окислительные свойства за счёт иона Н^, поэтому она реагирует с металлами, которые в ряду активности находятся до водорода и образуют растворимые сульфаты. При этом выделяется водород: 110 о +1 +2 О Zn + H2SO4 = ZnS04 + Н21 разб. 0+2 о Zn — 1е~ = Zn (окисление, Zn — восстановитель) +1 о +1 2Н + 2е~ = (восстановление, Н — окислитель) Металлы, которые в ряду активности находятся после водорода (Си, Ag, Hg и др.), не реагируют с разбавленной серной кислотой: Си + H2SO4 7^ разб. Качественная реакция на сульфат-ион. Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде, за исключением сульфата свинца PbS04, сульфата бария BaS04 и некоторых других. Если прилить к раствору серной кислоты или какой-либо её соли раствор соли бария, например хлорида, то выпадет белый осадок сульфата бария: H2SO4 + BaCl2 = BaS04i + 2HCI Na2S04 + SOJ- ВаС1з = + BaS04l + 2NaCl = BaS04i Сульфат бария нерастворим не только в воде, но и в кислотах. Следовательно, ион бария — реактив на сульфат-ион. Свойства концентрированной серной кислоты. При растворении концентрированная серная кислота взаимодействует с водой, образуя гидраты, что сопровождается выделением большого количества теплоты. Поэтому при смешивании концентрированной серной кислоты с водой надо осторожно вливать при перемешивании кислоту (как более тяжёлую жидкость) в воду тонкой струйкой (рис. 31). Прибавляемая кислота тонет, и выделяюшаяся при этом теплота рассеивается по всему объёму раствора, поэтому вскипания и разбрызгивания не происходит. Концентрированная серная кислота гигроскопична (она жадно поглошает пары воды), поэтому её используют как осушитель. Газы сушат пропусканием через специальные Качественная реакция на сульфат-ион Рис. 31. Приготовление водного раствора серной кислоты 111 Рис. 32. Склянки для высушивания газов концентрированной серной кислотой склянки с концентрированной серной кислотой (рис. 32). Способностью поглощать воду объясняется и обугливание органических веществ. Например, если истолчённый сахар смещать в стакане с концентрированной серной кислотой в кащицеобразную массу, то через некоторое время смесь чернеет и вспучивается вследствие образования водяного пара (рис. VI на цветной вклейке). Кислота отнимает воду, в результате сахар обугливается; С,2Н220ц сахар Н2804(конц.) 12С + IIH2O уголь Следовательно, концентрированная серная кислота — водоотнимающее вещество. При попадании на кожу она вызывает сильные ожоги, поэтому нужно быть крайне осторожным при работе с ней. Попавщую на кожу или ткань серную кислоту необходимо тотчас же смыть больщим количеством воды, а затем раствором питьевой соды и вновь водой. Концентрированная серная кислота, как и оксид се- ры(У1), — сильный окислитель (особенно при нагревании) +6 за счёт атома серы в максимальной степени окисления (S): +6 SO, +6 Н7804(кОНЦ.) окислитель окислитель 112 Кислоты, в молекулах которых окислителем является атом кислотообразующего элемента, называют кислотами-окислителями. Кислотный остаток SO4" является более сильным окислителем, чем ион Н'^, поэтому концентрированная серная кислота взаимодействует практически со всеми металлами, расположенными в ряду активности как до, так и после водорода, кроме золота Аи, платины Pt и некоторых других. Так как окислителем в концентрированной серной кислоте +6 является кислотный остаток (за счёт S), а не ионы Н^, то при взаимодействии её с металлами никогда не выделяется водород. При взаимодействии кислоты с металлами, которые в ряду активности находятся после водорода (Си, Ag, Hg)*, образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления серной кислоты — сернистый газ SOj: Си + 2H2SO4 = C11SO4 + SOjt + 2Н2О КОНЦ. о +2 Си - 1е~ = Си +6 +4 S + 2е- = S о (окисление, Си — восстановитель) +6 Кислоты- окислители (восстановление, S — окислитель) Некоторые металлы (А1, Fe, Сг) не реагируют с концентрированной серной кислотой (пассивируются) при обычных условиях (на холоде) из-за образования защитной плёнки на поверхности металла. Например: Fe + H2SO4 (на холоде) КОНЦ. По этой причине концентрированную серную кислоту перевозят в железных цистернах. ПРИМЕНЕНИЕ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ Серная кислота относится к продуктам основного химического производства. Нет кислоты, которая была бы нужнее * Взаимодействие концентрированной серной кислоты с более активными металлами вы рассмотрите в 10 классе. Применение серной кислоты 113 и применялась бы чаще, чем серная. За это она получила название «хлеб химической промышленности» (рис. 33). Лабораторный КАЧЕСТВЕННАЯ РЕАКЦИЯ НА СУЛЬФАТ-ИОН опыт 8 В три пробирки налейте по 1 см^ растворов сульфата натрия, хлорида натрия и нитрата натрия. В каждую из пробирок добавьте по несколько капель хлорида бария. Объясните наблюдаемое. Составьте сокращённое ионно-молекулярное уравнение. В выводе отметьте, что является реактивом на сульфат-ион SO|". Рис. 33. Области применения серной кислоты: 1—8— производство химических продуктов и товаров: солей (/), кислот (2), электролитической меди (J), минеральных удобрений (4), красителей (5), взрывчатых веществ (6), искусственного шёлка (7), глюкозы (5); Р — очистка нефтепродуктов; W— электролит в аккумуляторах 114 1. Требуется осушить влажные газы хлор, сероводород, оксид cepbi(IV) и хлороводород. Для осушения каких газов нельзя применять концентрированную серную кислоту? Объясните почему. 2. Установите, в какой из реакций образуется только один продукт (помимо соли): а) Мд + H2SO4 = б) Нд + H2SO4 = ... разб. конц. Составьте уравнения реакций и укажите их типы. О 3. Сульфат-ион является окислителем в реакциях: а) 2H2SO4 + С = СОг1 + 2S02T + 2Н2О: б) H2SO4 + 2КОН = K2SO4 + 2Н2О: в) H2SO4 + BaClj = BaS04i + 2HCI; г) 2H2SO4 + Си = CUSO4 + ЗОзГ + 2Н2О. 4. Для зарядки аккумулятора требуется 5 л 20%-ной серной кислоты (р = 1,14 г/см^). Рассчитайте, какой объём 90%-ной серной кислоты (р = 1,81 г/см^) необходим для приготовления требуемого объёма 20%-ной кислоты. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ §26 ВЫЧИСЛЕНИЕ МАССЫ ИЛИ ОБЪЁМА ПРОДУКТА РЕАКЦИИ ПО ИЗВЕСТНОЙ МАССЕ ИЛИ ОБЪЁМУ ИСХОДНОГО ВЕЩЕСТВА, СОДЕРЖАЩЕГО ПРИМЕСИ В процессе химического производства для получения того или иного продукта используют так называемые технические вещества или природное сырьё, которые кроме основного компонента содержат различные примеси. Эти примеси или не взаимодействуют с тем веществом, с которым реагирует основной компонент, или при их взаимодействии не образуются нужные продукты. Поэтому для того чтобы определить массу или объём продукта, необходимо вначале рассчитать массу или объём чистого исходного вещества, которое содержится в смеси, а потом рещать задачу, как обычно. 15 ТеииоЯе по уравнению химической реакции. Содержание примесей, как правило, выражают в процентах. Массу чистого вещества (как и объём) можно вычислить двумя способами. Способ 1 Сначала вычисляют массовую долю чистого вещества в смеси: м;(чист. в-ва) = 1 — и;(примеси) или и;(чист. в-ва) = 100% — гх;(примеси). Затем находят его массу: т(чист. в-ва) ц;(чист. в-ва) = --;----^— т(смеси) => т(чист. в-ва) = /7г(смеси) • и;(чист. в-ва). Способ 2 Вначале определяют массу примеси: т(примеси) = т(смеси) • г^;(примеси). Затем вычитают её из массы смеси: т(чист. в-ва) = яг(смеси) — т(примеси). Задача 1. На завод доставили 50 т пирита, содержащего 35% пустой породы. Определите массу сульфида железа FeSj в природном пирите. Дано: т(пирита) = 50 т и;(примеси) = 35% (0,35) Найти: m(FeS2) Решение Способ 1 1. Определяем массовую долю FeS2 в пирите: uj(FeS2) = 100% — ц^(примеси); u;(FeS2) = 100% - 35% = 65% (0,65*). 2. Находим массу FeS2: m(FeS2) = т(пирита) • u;(FeS2); m(FeS2) = 50 т • 0,65 = 32,5 т. * В вычислениях удобнее использовать массовую долю, выраженную в долях единицы. 116 Способ 2 1. Определяем массу пустой породы (примеси): т(примеси) = т(пирита) • ш(примеси); т(примеси) = 50 т • 0,35= 17,5 т. 2. Находим массу РеЗз: m(FeS2) = т(пирита) — т(примеси); m(FeS2) = 50 т - 17,5 т = 32,5 т. Ответ: m(FeS2) = 32,5 т. Задача 2. Рассчитайте объём сернистого газа (н. у), который образуется при сжигании 20 г технической серы, содержащей 5% примесей. Дано: m(S^^) = 20 г м;(примеси) = 5% (0,05) Найти: V(S02) Решение 1. Находим массовую долю чистой серы: w{S) = 100% - 5% = 95% (0,95). 2. Вычисляем массу и количество вещества серы в технической сере: m(S) = m(S^ejj„) • w{S); m{S) = 20 г • 0,95 = 19 г; v(S) = m(S) v(S) = 19 г M(S) ’ 32 г/м ОЛЬ 3. Составляем уравнение реакции: 0,594 моль X моль S + О2 = SO2 1 моль 1 моль = 0,594 моль. Teutuifie “Ш 117 !Реи1Шне 4. Находим объём образовавшегося SO2. Согласно уравнению реакции v(S02) = v(S) = 0,594 моль; F(S02) = v(S02)- FJSO2); V(S02) = 0,594 моль • 22,4 л/моль = 13,3 л. Ответ: ^(802) = 13,3 л. Задача 3. Определите массовую долю примесей в технической сере, если из 200 г её получено 56 л сернистого газа (н. у). Дано: ^(Stcxh) = 200 г ^(802> = 56л Найти: и;(примесей) Решение 1. Определяем количество вещества сернистого газа: ^(S02) v(S02) = ^m(S02)’ 56 л = 22,4 л/моль = 2-5 2. Составляем уравнение реакции: 2,5 моль X моль S + 1 моль о, = so 2 моль 3. Находим массу чистой серы, необходимой для получения 2,5 моль SO2. Согласно уравнению реакции v(S) = v(S02) = 2,5 моль; m(S) = v(S) • M(S); m(S) = 2,5 моль • 32 г/моль = 80 г. 4. Находим массу примесей: т(примесей) = m(S^^^^^) — m(S); т(примесей) = 200 г — 80 г = 120 г. 118 5. Вычисляем массовую долю примесей: т(примесей) ш(примесей) = ц;(примесей) = 120 г 200 г Ответ: о;(примесей) = 0,6, или 60%. '^(^техн) ’ = 0,6, или 60%. 1. Массовая доля сульфида цинка ZnS в цинковой обманке состав- £ ляет 97%. Определите объём (н. у.) сероводорода, который обра- | зуется из 500 г цинковой обманки. ) 2. Рассчитайте объём (н. у.) водорода, который образуется при I взаимодействии 5 г технического магния, содержащего 28% при- | месей, с раствором серной кислоты. S 3. Определите объём (н. у.) воздуха, необходимого для сжигания 2 моль серы. Объёмная доля кислорода в воздухе 21%. j 4. Определите массовую долю примесей в технической сере, если ' из 100 г её получили 105 г сульфида алюминия. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ Подгруппа азота §27 АЗОТ }^gw Ш uaiiofiuu А. Лавуазье (1743-1794) Во второй половине XVIII в. англичане Д. Резерфорд и Г. Кавендиш, швед К. Шееле, француз А. Лавуазье установили наличие в составе воздуха газа, не поддерживающего дыхания и горения. По предложению А. Лавуазье этому газу было дано название «азот» (от греческих слов а — не и зоэ — жизнь) — не поддерживающий жизнь. Охарактеризуйте строение атома азота по его положению в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ Большая часть азота находится в природе в виде простого вещества. В сухом воздухе содержится 78,09% азота по объёму. Неорганические соединения азота редко встречаются в природе в больших количествах; это натриевая селитра NaN03 (в Чили) и калийная селитра KNO3 (в Индии). Содержание связанного азота в почве очень мало. Но в виде 120 сложных органических соединений — белков — азот входит в состав всех живых организмов. ПОЛУЧЕНИЕ В лаборатории азот получают разложением нитрита аммония NH4NO2 при слабом нагревании'. NH4NO2 = N2 + 2НзО В промышленности азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха (азот испаряется при — 196°С). ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Азот — газ без цвета, запаха и вкуса, немного легче воздуха. В воде азот малорастворим (ещё меньше, чем кислород). В твёрдом состоянии азот имеет молекулярную кристаллическую решётку, поэтому у него низкие температуры плавления и кипения. Жидкий азот кипит при — 196°С, затвердевает при -210°С. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА В молекуле азота Nj химическая связь тройная, очень прочная (£j.g = 945 кДж/моль). Эта молекула самая устойчивая среди двухатомных молекул. Даже при 3300 °С только одна из 1000 молекул N3 распадается на атомы. Поэтому в обычных условиях азот чрезвычайно инертен и только при высокой температуре или облучении вступает в реакции. В химических реакциях азот может быть и окислителем, и восстановителем. Получение азота Физические свойства азота Химические свойства азота Как окислитель азот взаимодействует: С металлами. При комнатной температуре азот реагирует только с одним металлом — литием, образуя нитрид лития Li3N: о о +1-3 6Li + N2 = 2U3N Азот — окислитель Нитриды других металлов получают при сильном нагревании: 3Mg + N2 = Mg3N2 121 Азот — восстановитель Нитриды — твёрдые, тугоплавкие вещества. ♦ С водородом азот реагирует при повышенных температуре и давлении в присутствии катализатора: о о D t +3+1 N2 + ЗН2 7-^^ 2NH3 + Q Как восстановитель азот при температуре электрической дуги реагирует с кислородом, образуя оксид азота(И) N0: N2 + О2 , +2-2 =- 2N0 - Q Эта реакция происходит в атмосфере при грозовых разрядах (рис. VII на цветной вклейке). Применение азота ПРИМЕНЕНИЕ Азот является сырьём для получения аммиака, азотной кислоты и азотных удобрений; его используют для создания инертной среды (наполнения электрических ламп накаливания). Жидкий азот применяют в охладительных системах. ВОПРОСЫ 1. Напишите электронные и структурные формулы молекул Nj, О2, F2. И ЗАДАНИЯ Объясните, почему азот встречается на Земле преимущественно в виде простого вещества, кислород — и в виде простого вещества, и в связанном состоянии, а фтор — исключительно в составе соединений. 2. Укажите различия в строении атомов азота в разных степенях окисления: о -3 +3 +5 a)N И N; б)М и N. Составьте схемы их строения. О 3. Промышленный процесс получения азота отражает схема: а) NH4NO2 б) NH4NO3 в) воздух г) Си + HNC3 разб. 4. Вычислите объём воздуха, необходимого для получения оксида азота(М) объёмом 5,6 л. 122 АММИАК. СОЛИ АММОНИЯ ПОЛУЧЕНИЕ АММИАКА Важнейшим соединением азота является аммиак. В промышленности его получают синтезом из азота и водорода: N, + ЗН, Fe, t, р 2NH3 + Q В настоящее время синтез аммиака является основным способом связывания атмосферного азота. В лаборатории аммиак получают нагреванием смеси соли аммония со щёлочью. Чаще всего для этих целей используют хлорид аммония NH4CI и гашёную известь Са(ОН)2. Эти вещества тщательно смешивают, помещают в пробирку или колбу и нагревают (см. рис. 58 на с. 242). Происходит реакция: 2NH4CI + Са(ОН)2 = CaCl2 + 2NH3| + 2Н2О §28 Получение аммиака ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА Аммиак — бесцветный газ с характерным резким запахом, ядовит, почти в два раза легче воздуха, поэтому его собирают в перевёрнутый вверх дном сосуд. Он очень хорошо растворим в воде (рис. 34). При обычных условиях в одном объёме воды растворяется до 700 объёмов аммиака. Разбавленный раствор аммиака (3-10%-ный) называют нашатырным спиртом, а концентрированный раствор (18-25%-ный) — аммиачной водой. При увеличении давления или охлаждении аммиак легко сжижается. Жидкий аммиак при испарении вызывает сильное охлаждение, поэтому его используют в холодильных установках. Физические свойства аммиака HjO с фенолфталеином Рис. 34. Растворение аммиака в воде 123 Химические свойства аммиака Ион аммония ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА Атом азота в молекуле аммиака связан тремя ковалентными связями с атомами водорода и имеет одну неподелённую электронную пару: H:N:H Н N ^ I ^ н н н За счёт этой электронной пары образуется ещё одна (четвёртая) ковалентная связь с ионом водорода. При присоединении иона водорода к молекуле аммиака образуется ион аммония NH4: Н I H-N I Н + Н валентность атома азота III степень окисления —3 н I -3 H-N-H I н валентность атома азота IV степень окисления —3 OifuudJofLe внимание Реакции присоединения Кратко процесс образования иона аммония записывают следующим образом: NH3 + Н" = NH| молекула аммиака ион аммония Валентность атома азота в ионе аммония изменилась (IV), а степень окисления осталась без изменений (—3). Все четыре связи в ионе аммония равноценны, хотя и образовались они по-разному. 1. Аммиак вступает в реакции присоединения: С водой. При растворении в воде аммиак реагирует с ней, образуя гидраты аммиака и в небольшой концентрации — ионы аммония и гидроксид-ионы ОН : NH3 + Н2О 5=?: NH3 • Н2О ^[HsN: -f-^ NH| + ОН" гидрат аммиака Поэтому аммиак обладает свойствами слабого растворимого основания. Его раствор в воде имеет щелочную среду 124 (pH > 7). В этом легко убедиться: если к раствору аммиака прилить несколько капель фенолфталеина, то он окрасится в малиновый цвет. При стоянии окрашенного фенолфталеином раствора аммиака на открытом воздухе и в особенности при нагревании окраска исчезает, так как почти весь растворённый в воде аммиак улетучивается. ♦ С кислотами. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония. Например, если стакан, смоченный концентрированным раствором аммиака, поднести к другому стакану, смоченному концентрированной соляной кислотой, то появится густой белый дым, который представляет собой мельчайшие кристаллики соли — хлорида аммония NH4CI: NH, + НС1 = NHXI 2. Водный раствор аммиака реагирует с солями (реакция обмена): ZnS04 + 2(NH3 • Н2О) = Zn(OH)2i + (NH4)2S04 NH4OH 3. Аммиак — восстановитель. В молекуле аммиака азот имеет низшую степень окисления —3, поэтому он проявляет восстановительные свойства. ♦ Аммиак горит в кислороде голубоватым пламенем с образованием азота и паров воды: -3 -2 4NH3 + ЗО2 = 2N2 + 6Н2О Но в присутствии катализатора (платины) аммиак окисляется до оксида азота{11): 4NH3 + 562 Pt +2-2 -2 4NO + 6Н,0 Эта реакция лежит в основе промышленного способа получения азотной кислоты. ♦ Аммиак восстанавливает металлы из их оксидов'. ЗСиО + 2NH3 = N2 + ЗСи + ЗН2О Реакции обмена Аммиак — восстановитель 125 Соли аммония Получение солей аммония Химические свойства солей аммония СОЛИ АММОНИЯ Соли аммония — твёрдые вещества с ионной кристаллической решёткой, в узлах которой находятся ионы аммония и ионы кислотного остатка. Они похожи на соответствующие соли щелочных металлов, особенно на соли калия, так как радиусы ионов и NH4 приблизительно равны. Получение. Соли аммония получают взаимодействием аммиака (см. химические свойства аммиака) или его водного раствора с кислотами: NH3 • HjO + HNO3 = NH4NO3 + Н2О NH4OH Многоосновные кислоты могут образовывать не только средние, но и кислые соли аммония: 2(NH3 • Н2О) + Н3РО4 = (NH4)2HP04 + 2Н2О гидроортофосфат аммония Химические свойства. Подобно солям щелочных металлов, все соли аммония в воде хорошо растворимы и являются сильными электролитами: NH4C1 = nh; + СГ 1. По аниону (кислотному остатку) они проявляют все свойства солей. Так, соли аммония реагируют: ♦ с другими солями NH4CI + AgN03 = AgCl] + NH4NO3 Ag" + СГ = AgCU ♦ с кислотами (NH4)2C03 + 2НС1 = 2NH4CI + Н2О + СОз! 2Н^ + СО^ = Н2О + COjt 2. В отличие от ионов металлов (простых ионов) ионы аммония сложные. Они разрушаются при действии на соль аммония щёлочью и при нагревании: 126 NH4CI + NaOH = NaCI + HjO + NHjt NH4 + OH“ = NHjt + HjO Это качественная реакция на соли аммония. Образующийся аммиак определяют по запаху или покраснению бумажки, смоченной раствором фенолфталеина. 3. При нагревании соли аммония, образованные летучими кислотами, не проявляющими окислительных свойств, разлагаются с вьщелением кислоты и газообразного аммиака: Качественная реакция на соли аммония NH4CI нагревание NH.t + HClt охлаждение При охлаждении аммиак снова реагирует с хлорово-дородом, и на холодных стенках пробирки образуется хлорид аммония NH4CI (рис. 35). ПРИМЕНЕНИЕ АММИАКА И СОЛЕЙ АММОНИЯ Больщая часть получаемого в промыщленности аммиака идёт на производство азотной кислоты и азотных удобрений (NH4NO3, (NH4)2HP04, (N144)2804 и т. д.), взрывчатых веществ, красителей и др. (рис. 36). Нащатырный спирт используют в медицине. Вдыхание малых количеств аммиака стимулирует работу Рис. 35. Разложение хлорида аммония Рис. 36. Области применения аммиака и солей аммония: / — производство минеральных удобрений; 2 — производство взрывчатых веществ; 3 — пайка; 4 —ъ холодильных установках; 5— в медицине и быту; б — производство азотной кислоты 127 сердца и нервной системы, поэтому нашатырный спирт дают нюхать при обмороках и отравлениях. Его широко применяют в быту: при стирке белья, выведении пятен, чистке ковров и ювелирных изделий. Аммиачную воду используют в сельском хозяйстве в качестве азотного удобрения. Хлорид аммония {нашатырь) NH4CI применяют при лужении и пайке, так как он очишает поверхность металла от оксидных плёнок. После обработки нашатырём припой хорошо пристаёт к металлу. Лабораторный опыт 9 КАЧЕСТВЕННАЯ РЕАКЦИЯ НА СОЛИ АММОНИЯ В пробирку налейте 2—3 см^ раствора соли аммония и добавьте столько же раствора гидроксида натрия. Содержимое пробирки нагрейте до кипения и осторожно понюхайте выделяющийся газ. Поднесите к отверстию пробирки бумажку, смоченную раствором фенолфталеина. Объясните наблюдаемое. Составьте сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 1. Укажите, какие процессы — физические или химические — протекают при нагревании хлорида аммония и иода. В чём сходство и различие этих процессов? 2. Гидрокарбонат аммония применяют для выпечки кондитерских изделий. Какие свойства гидрокарбоната аммония при этом используются? Составьте уравнение реакции. О 3. Аммиак реагирует с: а) О2: б) Н3РО4: в) Са(ОН)2: г) FeO. Напишите уравнения возможных реакций. 4. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: Н2О Н2 —^ NH3 —^ (NN4)2804 —^ NH4CI Для уравнения реакции 2 составьте схему электронного баланса. Для реакции 4 напишите сокращённое ионно-молекулярное уравнение. 5. Вычислите объём аммиака (н. у.), который необходимо пропустить через 200 г 9,8%-ного раствора серной кислоты, чтобы образовалась кислая соль. 128 §29 ОКСИДЫ АЗОТА Азот образует оксиды, в которых проявляет степени окисления от+1 до+5: N2O, N0, N2O3, NO2, N2O5 несолеобразуюшие кислотные Из ЭТИХ ОКСИДОВ МЫ рассмотрим оксид азота(П) и оксид азота(1У) — они являются промежуточными продуктами при получении азотной кислоты в промышленности. Оксид азота(П). Несолеобразующий оксид азота(П) N0 — бесцветный газ с неприятным запахом. Он сильно ядовит, практически не растворяется в воде. Это единственный оксид азота, который получается при непосредственном взаимодействии азота и кислорода. В природе он образуется в воздухе при грозовых разрядах (рис. VII на цветной вклейке). Другие оксиды получают косвенным путём. В лаборатории оксид азота(П) получают, например, взаимодействием меди с разбавленной азотной кислотой (см. свойства азотной кислоты). В промышленности его получают каталитическим окислением аммиака: 4NH, -ь 0 50, /. Pt -3 +2 Ы - 5е~ = N о О, +2-2 4N0 -3 + 6Н2О 4 (окисление, N — восстановитель) + 4е~ = 20 (восстановление, Oj — окислитель) Оксид азота(П) легко окисляется кислородом воздуха при обычных условиях. Если открыть сосуд, в котором находится бесцветный газ — оксид азота(П), то над сосудом появляется бурое облако оксида азота(1У) (рис. VIII на цветной вклейке): 2N0 + О2 = 2NOj Оксид азота(1У). Кислотный оксид азота(1У) NO2 — бурый газ с характерным запахом, очень ядовит. Хорошо растворяется в воде. Оксиды азота N0 и NO2 образуются при сжигании топлива (например, на тепловых электростанциях, в двигателях автомобилей). Попадая в воздух, они загрязняют 5 Химия, 9 кл 129 Оксид азота(И) Оксид азота(1У) OSftcutiujfie внимание окружающую среду и вызывают образование кислотных дождей. При растворении в воде оксид азота(1У) реагирует с ней и образует две кислоты; +4 +3 +5 2NO, + нр = HNO, + HNO, азотистая кислота азотная кислота Если же реакция протекает в избытке кислорода, то образуется только азотная кислота; 4N02 + О2 + 2Н2О = 4HNO3 При взаимодействии со щелочами оксид азота(1У) образует две соли (нитрит и нитрат) и воду; 2NO, + 2NaOH = NaN02 + NaNO 3 + нр нитрит натрия нитрат натрия При взаимодействии с водой и со щёлочью оксид азота(1У) выполняет роль и окислителя, и восстановителя'. +4 +3 N + е~ = N -4 +5 N - е- = N (восстановление, N — окислитель) +4 (окисление, N — восстановитель) В лаборатории оксид азота(1У) можно получить, например, взаимодействием меди с концентрированной азотной кислотой (см. свойства азотной кислоты). В промышленности оксид азота(1У) получают окислением оксида азота(М) кислородом (уравнение см. выще). ВОПРОСЫ 1. Дождевая вода после грозы содержит следы азотной кислоты. Чем И ЗАДАНИЯ это можно объяснить? Составьте уравнения возможных реакций. 2. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: N2 NH3 —^ N0 NO2 —^ HNO3 Для уравнений реакций 2 и 4 составьте схемы электронного баланса. 3. Анализ одного из оксидов азота показал, что массовые доли азота и кислорода в нём равны соответственно 36,84 и 63,16%. Определите простейшую формулу оксида. 4. Вычислите объёмы (н. у.) оксида азота(1\/) и кислорода, которые потребуются для получения 1 моль азотной кислоты. 130 §30 АЗОТНАЯ КИСЛОТА И ЕЁ СОЛИ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ Чистая азотная кислота — бесцветная дымяшая жидкость с резким раздражающим запахом, кипит при температуре 83 °С, с водой, как и серная кислота, смешивается в любых соотношениях. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ 1. В водном растворе азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она сильная одноосновная кислота: HNO3 = + N03“ Подобно другим кислотам, азотная кислота реагирует: ♦ с основными и амфотерными оксидами: СаО + 2HNO3 = Ca(N03)2 + HjO CaO + 2Н^ = Са2+ + Н2О AI2O3 + 6HNO3 = 2A1(N03)3 + ЗН2О AI2O3 + 6Н^ = 2А1^^ + ЗН2О ♦ с основаниями: HNO3 + NaOH = NaN03 + Н2О + ОН“ = Н2О ♦ с солями слабых кислот: 2HNO3 + Na2C03 = 2NaN03 + Н2О + C02t 2Н+ + COj- = H2O + C02t 2. Азотная кислота является одним из сильнейших окислителей за счёт атома азота в высшей степени окисления: HNO, Физические свойства азотной кислоты Химические свойства азотной кислоты Общие свойства кислот Окислительные свойства азотной кислоты окислитель Она окисляет многие простые и сложные вещества. Концентрированная азотная кислота, аналогично концентрированной серной кислоте, реагирует практически со 131 и Бурый газ HNO3 (конц.) / Медные " стружки Рис. 37. Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой всеми металлами, расположенными в ряду активности как до, так и после водорода, кроме золота Аи и платины Pt. Так как окислителем в концентрированной азотной кислоте являются ионы кислотного остатка, а не ионы водорода, то при взаимодействии с металлами не выделяется водород. В пробирку с медными стружками осторожно прильём концентрированную азотную кислоту и немного подогреем смесь. Мы увидим, что раствор приобретает голубую окраску из-за образования гидратированных ионов меди, а из раствора вьщеляется бурый газ — оксид азота(1У) (рис. 37); о Си + 4HNO3 = конц. Cu(N03)2 + 2N02t + 2Н2О Некоторые металлы (Fe, А1, Сг) при обычных условиях пассивируются в концентрированной азотной кислоте (как и в концентрированной серной). Поэтому концентрированную (96—98%-ную) азотную кислоту хранят и перевозят в стальных или алюминиевых ёмкостях. Разбавленная азотная кислота, в отличие от разбавленной серной кислоты, также является окислителем за счёт атома азота и восстанавливается медью до оксида азота(П): = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4Н2О о ЗСи + 8HNO, о Си - 2е- разб. +2 = Си 3 (окисление, Си — восстановитель) +5 N +2 + Зе- = N 2 (восстановление, N — окислитель) Подобно меди, с азотной кислотой реагируют и другие металлы, стоящие в ряду активности после водорода*. 3. Молекулы азотной кислоты, в отличие от молекул серной кислоты, непрочные. Концентрированная азотная кислота под действием теплоты и света частично разлагается по реакции, обратной её получению: 4HNO, /или свет 4NO,I + О,Г + 2Н2О * Действие азотной кислоты на более активные металлы и неметаллы рассматривается в курсе химии 10 класса. 132 Выделяющийся оксид азота(1У) растворяется в кислоте и придаёт ей жёлтый цвет (рис. IX на цветной вклейке). Хранят азотную кислоту в прохладном и тёмном месте. Вследствие выделения кислорода концентрированная азотная кислота окисляет многие органические вещества. Так, тлеющая лучинка, опущенная в склянку с нагретой концентрированной азотной кислотой, загорается ярким пламенем (рис. 38). Скипидар, древесные опилки, солома, бумага воспламеняются при соприкосновении с концентрированной азотной кислотой. При взаимодействии азотной кислоты с белками образуются соединения жёлтого цвета. Если азотная кислота попадёт на кожу, то она может вызвать сильные ожоги и образование жёлтого пятна. Поэтому повреждённый участок кожи сразу же следует промыть боль-щим количеством воды и затем нейтрализовать раствором питьевой соды NaHCOj. При работе с азотной кислотой нужно соблюдать крайнюю осторожность: не допускать её попадания на кожу и одежду! СОЛИ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ — НИТРАТЫ Нитраты натрия, калия, кальция и аммония называют селитрами. Например, NaNOj — натриевая селитра, NH4NO3 — аммиачная селитра. Нитраты получают действием азотной кислоты на металлы, основные и амфотерные оксиды, основания, аммиак, карбонаты (составьте уравнения соответствующих реакций). Все нитраты — твёрдые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Подобно азотной кислоте, при нагревании они разлагаются с выделением кислорода* и поэтому являются сильными окислителями, например: 2KNO3 = 2KNO2 + C>2t По этой причине кусочек раскалённого угля, опущенный в пробирку с расплавленной калийной селитрой, ярко вспыхивает и сгорает (рис. 39). * Более подробно разложение нитратов вы будете изучать в 10 классе. 133 Рис. 38. Горение лучинки в парах азотной кислоты Рис. 39. Горение раскалённого угля в расплавленном нитрате калия Качественная реакция на нитрат-ион Применение азотной кислоты и нитратов Водные растворы нитратов почти не проявляют окислительных свойств. Качественная реакция на нитрат-ион. Для определения нитрат-ионов в пробирку помешают немного исследуемого вещества, добавляют медных стружек, приливают концентрированную серную кислоту и нагревают: NaN03 + H2SO4 = NaHS04 + HNO3 конц. 4HNO3 + Си = Cu(N03)2 + 2N021 + 2Н2О Выделение газа бурого цвета (NO2) свидетельствует о наличии нитрат-ионов NOj. ПРИМЕНЕНИЕ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ И НИТРАТОВ Главный потребитель азотной кислоты — химическая промышленность: около 75% производимой кислоты используют для выработки удобрений. Кроме того, она расходуется на получение красителей, синтетических волокон, взрывчатых веществ, фотоплёнки, лекарств и т. д. (рис. 40). Из солей азотной кислоты наиболее важное значение имеют нитраты натрия, калия, аммония и кальция, которые являются азотными удобрениями. Рис. 40. Применение азотной кислоты для получения; 1 — красителей; 2 — лекарств; 3 — полимеров; 4 — фотоплёнки; 5— взрывчатых веществ; 6 — минеральных удобрений 134 Нитрат калия используют для изготовления чёрного пороха (смесь нитрата калия, древесного угля и серы). Нитрат аммония входит в состав взрывчатых смесей (аммонитов), применяемых при взрывных работах. Нитраты находят широкое применение в пиротехнике. О I- Разбавленная азотная кислота реагирует с веществами, формулы которых: а)С02: б) Ре(ОН)з: в) Нд: г)СиО. Напишите уравнения возможных реакций. Для уравнения окислительно-восстановительной реакции составьте схему электронного баланса. 2. Укажите реактивы, используя которые можно распознать растворы кислот состава HCI, H2SO4, HNO3. Напишите сокращённые ионно-молекулярные уравнения. О 3. С концентрированной азотной кислотой при комнатной температуре не реагируют оба металла: а) медь и алюминий; в) железо и серебро; б) алюминий и железо; г) свинец и алюминий. 4. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: N2 ^ NH3 ^ N0 — NO2 ^ HNO3 — АдМОз Для уравнений всех реакций составьте схемы электронного баланса. 5. Вычислите массу раствора с массовой долей азотной кислоты 20%, необходимого для растворения 120 г меди. 6. При обработке технической меди, содержащей 4% инертных примесей, разбавленной азотной кислотой выделилось 33,6 л (н. у.) газа. Определите массу технической меди. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ КРУГОВОРОТ АЗОТА В ПРИРОДЕ Из курса биологии вам известно, что азот относится к жизненно важным химическим элементам. Он входит в состав белковых веществ (массовая доля азота в белках достигает 10%). Превращения, которым подвергаются белки в клетках растений и животных, составляют основу всех жизненных процессов. Без белка нет жизни, а без азота нет белка. §31 135 Источники поступления азота в почву Процессы, приводящие к удалению азота из почвы Человек получает белки из растительных и животных продуктов, животные — из растений. Следовательно, растения — источник азота. Между тем растения не могут усваивать свободный азот из воздуха и азот органических веществ (останков растений и животных) из почвы. Они усваивают только связанный азот в виде ионов аммония NH4 нитрат-ионов NOJ. В результате некоторых природных явлений азот переходит в доступную для растений форму. 1. При гниении органических веществ значительная часть содержащегося в них азота превращается в аммиак, который взаимодействует с кислотами почвы, образуя соли аммония (ионы NH4), усваиваемые растениями. Кроме того, значительная часть образовавщегося аммиака под влиянием живущих в почве нитрифицирующих бактерий окисляется до азотной кислоты, которая вступает в реакцию с карбонатами почвы, например с карбонатом кальция CaCOj, и образует нитраты (ионы N0^): СаСОз + 2HNO3 = Ca(N03)2 + СОзГ + HjO 2. Другим источником поступления в почву соединений азота является жизнедеятельность клубеньковых бактерий, способных усваивать атмосферный азот. Они поселяются на корнях бобовых растений (клевер, горох, вика, люпин и т. п.), вызывая образование вздутий — клубеньков. Эти бактерии усваивают атмосферный азот и перерабатывают его в соединения, а растения, в свою очередь, превращают их в белки. После отмирания бактерий накопленный ими азот обогащает почву солями, пригодными для питания растений, поэтому полезно сажать бобовые культуры в огородах. 3. При электрических разрядах в атмосфере образуются оксиды азота, которые при взаимодействии с водой и кислородом воздуха превращаются в азотную кислоту. Последняя, попадая в почву, образует нитраты. В противоположность всему этому ряд процессов приводят к удалению азота из почвы. 1. При гниении органических веществ некоторая часть азота выделяется в свободном виде в атмосферу. 136 2. При горении древесины, соломы, торфа, угля и т. д. азот также выделяется в свободном виде. 3. Наряду с нитрифицирующими в почве обитают и денитрифицирующие бактерии. При недостаточном доступе воздуха они отщепляют кислород от нитратов и разрущают их, а образующийся свободный азот уходит в атмосферу. 4. Хорощо растворимые нитраты частично вымываются из почвы осадками, попадают в реки и, следовательно, теряются. Процессы, приводящие к удалению азота из почвы и накоплению его соединений в почве, взаимно уравновещивают друг друга (рис. 41). В природе устанавливается круговорот азота, и растения получают достаточное количество его соединений. Но в ре- Рис. 41. Круговорот азота в природе 137 зультате деятельности человека этот круговорот нарушается. Убирая урожай сельскохозяйственной культуры с того или иного участка, человек вместе с тем вывозит с поля и азот. Так, урожай кукурузы, получаемый с одного гектара, ежегодно уносит из почвы около 80 кг связанного азота. А при недостатке азота рост растений задерживается, листья постепенно желтеют и процесс фотосинтеза прекращается. Чтобы не допустить этого, необходимо пополнять запасы азота в почве внесением органических и минеральных удобрений: торфа, навоза, селитр (NaNOj, KNO3, Ca(N03)2 и NH4NO3). ВОПРОСЫ 1. Исходя из изученных вами химических свойств азота, укажите два И ЗАДАНИЯ возможных способа связывания атмосферного азота на химиче- ских заводах. Напишите уравнения реакций получения кальциевой селитры с использованием этих способов. 2. Как можно получить нитрат аммония, воспользовавшись в качестве сырья воздухом и водой? Составьте уравнения реакций. §32 ФОСФОР и ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Ш 1ШН011ии Фосфор открыл в 1669 г. немецкий алхимик X. Бранд. Название элемента происходит от греческих слов фос — свет и форос — несущий (светоносный). Нахождение фосфора в природе Охарактеризуйте строение атома фосфора по его положению в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Отметьте признаки сходства и различия атомов фосфора и азота. НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ В отличие от азота фосфор в природе встречается только в связанном состоянии — в виде солей. Важнейшими его мине-рала.ми являются фосфорит Саз(Р04)з и апатиты: фторсо-держаший Саз(Р04>2 * Сар2 (фторапатит) и хлорсодержащий 138 Саз(Р04)2 • CaCl2 (хлорапатит). Фосфор входит в состав растительных и животных белков. Так, содержание фосфора в тканях мозга составляет 0,38%, в мышцах — 0,27%. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА В отличие от азота фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, красный и чёрный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решётку, в узлах которой находятся четырёхатомные молекулы ?4 (рис. 42а). Он легкоплавок, летуч, хорошо растворяется в органических растворителях и особенно — в сероуглероде, в воде нерастворим. Белый фосфор окисляется кислородом воздуха уже при обычных условиях, а в тонкоизмельчённом состоянии самовоспламеняется, поэтому его хранят под слоем воды (рис. X на цветной вклейке). Окисление фосфора сопровождается свечением, которое хорошо видно в темноте. Это один из примеров реакций, при которых химическая энергия непосредственно преврашается в световую. Подобные превра-шения наблюдаются и при других химических и биохимических процессах (например, при «свечении» моря). Белый фосфор — сильный яд, даже в малых дозах (десятые доли грамма) смертельно опасен. При нагревании без доступа воздуха белый фосфор преврашается в красный. В отличие от белого красный и чёрный фосфор имеют атомную кристаллическую решётку. Белый фосфор Q- О- IP> А а б Рис. 42. Схемы строения; а — молекулы белого фосфора; б — кристаллической решётки чёрного фосфора 139 Атомные кристаллические решётки Красный фосфор Чёрный фосфор Химические свойства фосфора Фосфор — окислитель Фосфор — восстановитель Атомными называют кристаллические решётки, в узлах которых находятся отдельные атомы, связанные между собой ковалентными связями. Веществ, обладающих атомными решётками, немного (красный и чёрный фосфор, алмаз, кремний, оксид крем-ния(1\0 и др.). Эти вещества характеризуются высокой твёрдостью, они тугоплавки и не растворимы практически ни в каких растворителях. Такие их свойства обусловлены прочностью ковалентной связи. Красный фосфор — порошок тёмно-красного цвета. По свойствам он резко отличается от белого фосфора, что обусловлено его строением. Он неядовит, не растворяется ни в каких растворителях, нелетуч; в химическом отношении менее активен. Красный фосфор воспламеняется при температуре выше 250 °С. При нагревании красного фосфора без доступа воздуха он превращается в пар, при конденсации которого образуется белый фосфор. Чёрный фосфор образуется из белого при нагревании под очень высоким давлением. Как и красный фосфор, он имеет атомную кристаллическую решётку (рис. 426); по внешнему виду похож на графит, жирен на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА В уравнениях реакций формулу фосфора для простоты будем записывать просто Р. В химических реакциях фосфор, как и азот, проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Как окислитель фосфор взаимодействует со многими металлами, образуя фосфиды'. о о +2-3 2Р + ЗСа = Саз?2 фосфид кальция Фосфор непосредственно с водородом не реагирует (отличие от азота). Как восстановитель фосфор взаимодействует с более электроотрицательными неметаллами — кислородом, галогенами, серой и др. 140 При недостатке кислорода или при комнатной температуре фосфор окисляется до оксида фосфора(1П): о о +3-2 4Р + ЗОз = 2РзОз При сгорании фосфора в кислороде или на воздухе образуется оксид фосфора(У): о о +5-2 4Р + 50з = 2Р2О5 КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ФОСФОРА Среди кислородных соединений фосфора наиболее устойчивы соединения, где атом фосфора проявляет степень окисления +5. Оксид фосфора(У) Р2О5 — белый порошок, очень гигроскопичен {самый эффективный осушитель). По своему характеру является типичным кислотным оксидом. Он взаимодействует с основаниями и основными оксидами. Оксиду фосфора(У) соответствует ортофосфорная (фосфорная) кислота Н3РО4. Получение ортофосфорной кислоты 1. Взаимодействием оксида фосфора(У) с водой при нагревании: Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4 Этим способом получают чистую фосфорную кислоту, которую используют в пищевой промышленности как добавку к безалкогольным напиткам. 2. Вытеснением из природных фосфатов более сильной кислотой, в частности концентрированной серной кислотой при нагревании: Саз(Р04)2 + 3H2SO4 = 3CaS04i + 2Н3РО4 конц. Фосфорная кислота, полученная переработкой природных фосфатов, идёт на производство минеральных удобрений. Свойства ортофосфорной кислоты и её солей. Ортофосфорная кислота — нелетучее твёрдое бесцветное (подобное льду) кристаллическое вещество, смешивающееся с водой в любых отношениях. Она проявляет все свойства кислот. В от- Оксид фосфора(У) Получение ортофосфорной кислоты Свойства ортофосфорной кислоты 141 Свойства солей фосфорной кислоты Качественная реакция на фосфат-ион личие от рассмотренных ранее кислот (НС1, H2SO4, HNO3) фосфорная кислота не является сильной в водном растворе. Как трёхосновная кислота она диссоциирует ступенчато и образует кислые соли, содержащие анионы HjPO^ и HPOj", и средние — с анионом РО^”: Н3РО4 Н2Р04" НРО 2- + Н2РО4 дигидрофосфат-ион + НРО^ гидрофосфат- ион ^ + Р04^" фосфат-ион Фосфаты почти всех металлов в воде нерастворимы (исключение — фосфаты щелочных металлов). Дигидрофосфаты (Са(Н2Р04)2, NaH2P04) всех металлов хорощо растворимы в воде. Гидрофосфаты (СаНР04, Na2HP04) по растворимости занимают промежуточное положение. Все нерастворимые в воде фосфаты растворяются в растворах сильных кислот. При недостатке сильной кислоты они переходят в кислые соли: Саз(Р04)2 + 4HNO3 = Са(Н2Р04)2 + 2Ca(N03)2 недост. Саз(Р04)2 + 4Н^ = ЗСа^^ + 2Н2РО4" Хотя фосфор в высщем оксиде, ортофосфорной кислоте и фосфатах имеет максимальную степень окисления +5, для этих соединений не характерны окислительные свойства, так как данная степень окисления для фосфора устойчива. По этой же причине фосфаты, в отличие от нитратов, устойчивы к нагреванию, и в земной коре фосфор находится исключительно в виде солей своей высшей кислородсодержащей кислоты. КАЧЕСТВЕННАЯ РЕАКЦИЯ НА ФОСФАТ-ИОН Реактивом на фосфат-ионы Р04~ являются ионы серебра Ag'^. При действии раствора нитрата серебра на раствор, со- 142 Mo6o3HCUfieM>HbtX держащий фосфат-ионы, образуется осадок жёлтого цвета — фосфат серебра Ag3P04: 3Ag+ + POf = AgjPOji, который, как все фосфаты, растворяется в кислотах. КРУГОВОРОТ ФОСФОРА В ПРИРОДЕ Фосфор — элемент жизни и мысли. А. Е. Ферсман Соединения фосфора — обязательная составляющая растительных и животных организмов, В растениях фосфор сосредоточен главным образом в семенах и плодах; в организме человека и животных — в скелете, мыщечной и нервной тканях. Твёрдость скелету придаёт фосфат кальция, поэтому ребёнку для построения скелета фосфор так же необходим, как и кальций. Поступивщий с пищей фосфор попадает в кости уже через 4—6 ч. В среднем тело человека содержит около 1,5 кг фосфора, из которых 1,4 кг приходится на кости, 130 г содержится в мыщцах и 12 г — в нервной ткани. В мыщечной и нервной тканях фосфор находится в виде органических соединений. Работа мозга, сокращение мыщц связаны с химическими превращениями этих соединений. Источником фосфора для человека и животных является растительная пища. Из животных продуктов особенно богат фосфором желток куриных яиц. Растения извлекают фосфор из почвы, а животные получают его с растительной пищей. После отмирания растений и животных органические соединения, содержащие фосфор, под действием фосфоробактерий превращаются в неорганические — фосфаты. Так осуществляется круговорот фосфора в природе (рис. 43). Этот круговорот на-рущается при удалении соединений фосфора с урожаем сельскохозяйственных культур. Недостаток фосфора практически не восполняется естественным путём, поэто.му необходимо вносить в почву фосфорные удобрения. Без фосфора, как и без азота, не в состоянии произрасти ни одна былинка. Круговорот фосфора в природе - Растения Животные Почва Рис. 43. Круговорот фосфора в природе 143 Применение фосфора и его соединений ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ Красный фосфор применяют в производстве спичек. Фосфор вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность спичечной коробки. При трении о неё спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия KCIO3 и сера, происходит воспламенение: 6Р + ЗКСЮз = 5КС1 + ЗР2О5 Кроме того, он идёт на получение ядохимикатов (дихло-фос, хлорофос и др.), дымовых снарядов. Некоторые фосфаты входят в состав синтетических моющих и чистящих средств, огнеупорных красок. Из фосфатов получают специальные цементы, например цинкофосфатный цемент применяют для пломбирования зубов. Лабораторный <\ КАЧЕСТВЕННАЯ РЕАКЦИЯ НА ФОСФАТ-ИОН опыт 10 в пробирку налейте немного (примерно 5 капель) растворимого фосфата и добавьте 1—2 капли раствора нитрата серебра. Напишите сокращённое ионно-молекулярное уравнение. В выводе отметьте, что является реактивом на фосфат-ион РО|". ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 1. Чем различаются по строению атомы фосфора в разных степенях о +3 -3 окисления: Р, Р и Р? Составьте схемы их строения. О 2. Оксид фосфора(\/) реагирует с: а) водой; г) оксидом азота(И); б) железом; д) оксидом кальция. в) гидроксидом натрия; Напишите уравнения возможных реакций. 3. Выберите из перечня химические свойства ортофосфорной кислоты (общие для кислот): диссоциация в водном растворе; окрашивание фенолфталеина в малиновый цвет; взаимодействие с магнием, гидроксидом кальция, медью при нагревании, аммиаком, некоторыми солями, соляной кислотой. 144 4. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: Р —^ Р2О5 X Саз(Р04)2 —^ Са(Н2Р04)2 Для уравнения реакции 1 составьте схему электронного баланса. 5. Суточная потребность человека в фосфоре составляет 1 г. Известны массовые доли фосфора в продуктах питания (в процентах): в мясе — 0,204, в яйцах — 0,224, в сыре — 0,701. Вычислите массу каждого продукта, в которой содержится суточная норма фосфора. 6. Рассчитайте массу фосфорной кислоты, которую можно получить при обработке серной кислотой 310 кг фосфорита, содержащего 75% фосфата кальция. Подгруппа углерода VIII §33 Нахождение углерода в природе УГЛЕРОД Охарактеризуйте строение атома углерода по его положению в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ Углерод — один из распространённых элементов на Земле (0,3% по массе). В земной коре он находится как в виде простого вещества, так и в соединениях. В свободном состоянии углерод образует две аллотропные модификации: алмаз и графит. Алмаз встречается очень редко в виде отдельных кристаллов. В России алмазы добывают в Якутии. Графит образует залежи. Углерод — это элемент биосферы Земли. Он содержится в каждой клетке растений и животных. Кроме того, углерод является основной составляющей частью горючих ископаемых: нефти, природных газов, каменных углей, сланцев и др. В виде органических и неорганических соединений он содержится в почвах. Из неорганических соединений наиболее распространены карбонаты: СаСОз — кальцит, известняк, мел, мрамор', MgC03 — магнезит', (СиОН)2СОз — малахит и др. Природные воды содержат гидрокарбонаты Са(НСОз)2 ^ Mg(HC03)2. В земной атмосфере находится 0,03% по объёму углекислого газа. 146 УГЛЕРОД КАК ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО Наиболее распространённые аллотропные модификации углерода — алмаз и графит (рис. XI на цветной вклейке) — имеют различное строение кристаллической решётки, поэтому они резко различаются по физическим свойствам. Алмаз — прозрачное вещество, имеет атомную кристаллическую решётку (рис. 44а). Все четыре электрона каждого атома углерода образуют прочные ковалентные связи с четырьмя соседними атомами углерода. Расстояние между атомами углерода одинаковое. Поэтому алмаз — самое твёрдое вещество, найденное в природе. Он не проводит электрический ток, так как в его кристаллической решётке отсутствуют свободные электроны. Алмазы применяют для изготовления наконечников инструментов, которые используют для сверления стали, бурения горных пород, резки стекла, шлифовки драгоценных камней и др. Кристаллы алмаза обычно бесцветны, но иногда содержат примеси, окрашивающие их в красный, зелёный, синий цвета. Они сильно преломляют лучи света и поэтому блестят («играют»). Алмаз — самый дорогой из драгоценных камней. Наиболее крупные прозрачные алмазы шлифуют и получают бриллианты. Массу алмазов выражают в каратах (1 карат равен 0,2 г). Углерод как простое вещество Алмаз Рис. 44. Кристаллическая решётка: а — алмаза; б — графита 147 Графит Уголь Сухая перегонка (пиролиз) Графит — тёмно-серое вещество, жирное на ощупь, с металлическим блеском. В отличие от алмаза в кристаллической рещётке графита атомы углерода расположены слоями, состоящими из щестиугольников (рис. 446). Три электрона каждого атома углерода образуют прочные ковалентные связи с тремя соседними атомами, а четвёртый электрон остаётся свободным. Этим объясняются металлический блеск, электро- и теплопроводность графита. Такие свойства обусловливают его применение в электротехнике для изготовления электродов. Слои атомов углерода в кристалле графита находятся на довольно больщом расстоянии друг от друга, и между собой они связаны слабыми межмолекулярными силами, поэтому один слой связанных атомов может скользить по другому, и графит легко расслаивается на чещуйки. Уже при небольщом трении графита о бумагу на ней остаётся серый след (графит в переводе с латинского — «пищущий»). На этом основано применение графита в технике как термостойкого смазочного материала, для изготовления грифелей карандащей. Кроме этого, графит химически устойчив, тугоплавок. Температура плавления его выще 3500 °С — это самое тугоплавкое простое вещество на Земле. Из смеси графита с глиной изготовляют огнеупорные тигли для выплавки металлов. В ядер-ных реакторах его используют для за.медления нейтронов. Аллотропные модификации углерода взаимопревращае-мы. При нагревании без доступа воздуха алмаз превращается в графит. При очень высоких давлении и температуре из графита получают искусственные алмазы, которые щироко применяют в технике. На схеме 1 приведена сравнительная характеристика алмаза и графита. Уголь образуется при нагревании углеродсодержащих соединений без доступа воздуха (чтобы предотвратить горение). При этом также выделяются летучие продукты. Разложение органических веществ посредством нагревания без доступа воздуха называют сухой перегонкой, или пиролизом (от греческих слов пиро — огонь, лизис— разложение). 148 Схема 1 Уголь — это тонко измельчённый графит. Угли различаются по своим свойствам в зависимости от вещества, из которого они получены, и способам получения. Важнейшие технические сорта угля: кокс, сажа, древесный уголь. Кокс получают сухой перегонкой каменного угля и применяют в качестве восстановителя в металлургии. Сажа {копоть) образуется при неполном сгорании многих органических веществ. Её применяют для приготовления туши и чёрной краски (типографской, малярной и др.), сапожного крема. Основную массу производимой сажи используют в резиновой промышленности. Добавка сажи к резине повышает прочность автопокрышек и увеличивает срок их службы. Древесный уголь получают сухой перегонкой древесины. В древесном угле сохраняются все поры и канальцы, которые были в древесине. Благодаря пористой поверхности древесный уголь обладает способностью поглощать газы и растворённые вещества. Например, если взболтать с угольным порошком раствор лакмуса, то окраска раствора исчезнет, лакмус поглотится углём. Поглощение газообразных или растворённых веществ поверхностью твёрдого вещества называют адсорбцией. Кокс Сажа Древесный уголь Адсорбция 149 Рис. 45. Тонкопористая структура активированного угля Химические свойства углерода Углерод -восстановитель Чем больше пористость угля, тем больше его поверхность и тем эффективнее адсорбция. В обычном угле поры заполнены смолистыми вешествами, которые образуются при сухой перегонке древесины. Для увеличения поглотительной способности (удаления смолистых веществ) древесный уголь обрабатывают водяным паром. Полученный таким способом уголь называют активированным, или активным (рис. 45). Активированный уголь хорошо поглощает различные газы и растворённые вещества, поэтому его применяют для очистки сахарного сиропа от окрашенных веществ, в противогазах для поглощения вредных примесей из вдыхаемого воздуха. Первый противогаз был изобретён русским химиком Н. Д. Зелинским и спас жизнь тысячам солдат в период Первой мировой войны. В медицине активированный уголь используют в виде таблеток (карболен) для удаления из пищеварительного тракта растворённых вредных веществ. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА При обычных условиях углерод во всех модификациях химически инертен, но при повышенной температуре становится активным и реагирует со многими простыми и сложными веществами. В химических реакциях он может проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства. Но восстановительные свойства для него более характерны. Как восстановитель углерод взаимодействует: ♦ С кислородом. Углерод горит на воздухе с выделением большого количества теплоты и образованием оксида уг-лерода(1У): С + О2 = СО2 + Q При недостатке кислорода углерод сгорает не полностью и образуется оксид углерода(П) — угарный газ СО: 2С + О2 = 2СО + Q V С оксидами металлов. Углерод восстанавливает многие металлы из их оксидов: о +2/0+4 С + 2СиО = 2Си + СОт 150 Как окислитель углерод взаимодействует: ♦ С металлами с образованием карбидов металлов: Углерод -окислитель о 4AI о Са + + о t ЗС = +3 -4 AI4C, карбид алюминия О / 2С = +2 -1 СаС карбид кальция ♦ С водородом с образованием метана СН4: л Ni С + 2Н, СН4 метан АДСОРБЦИОННЫЕ СВОЙСТВА УГЛЯ Налейте в пробирку 5 см^ раствора лакмуса или чернил, прибавьте около 1 г порошкообразного угля, хорошо взболтайте и профильтруйте. Объясните наблюдаемое. Лабораторный опыт 11 1. С помощью каких явлений, которые вы наблюдаете в жизни, можно доказать, что хлеб, молоко, мясо содержат углерод? 2. Составьте формулы соединений углерода с: а) бериллием; б) алюминием; в) серой; г) фтором. Поставьте на первое место в формуле символ элемента с меньшей электроотрицательностью. Обозначьте степень окисления атомов каждого элемента. О 3. Углерод проявляет восстановительные свойства в реакции: а) Са + 2С = CaCj; в) С + FeO = Fe + СО; б) СО2 + LigO = U2CO3; г) 4A1 + ЗС = AI4C3. О 4. Углерод является окислителем в реакции: а) HgO + С = СО + Нз; в) С + 2FeO = 2Fe + COg; б) СО2 + BaO = ВаСОз; г) Са + 2С = CaCg. 5. Вычислите объёмы кислорода и воздуха (н. у.), необходимых для сжигания 10 кг угля, массовая доля углерода в котором 90%. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 151 §34 Физические свойства и физиологическое действие оксида углерода(И) Химические свойства оксида углерода(И) КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ УГЛЕРОДА Углерод образует два оксида — СО и COj. ОКСИД УГЛЕРОДА(И), ИЛИ УГАРНЫЙ ГАЗ Физические свойства. Оксид углерода(П) — бесцветный газ без запаха, немного легче воздуха, плохо растворим в воде. Оксид углерода(11) — сильный яд! Он прочнее, чем кислород, связывается с гемоглобином крови. В результате кровь перестает переносить кислород в организме. Возникает кислородное голодание, сопровождающееся головной болью, потерей сознания. При сильном отравлении останавливается дыхание. В целях оказания первой помощи постра-давщего надо вынести на свежий воздух и сделать ему искусственное дыхание. Угарный газ может образоваться при неполном сгорании топлива в печи, поэтому опасно преждевременно закрывать дымоходы. При работе с оксидом углерода(П) необходимо соблюдать особые меры предосторожности. Химические свойства. Оксид углерода(П) — несолеобразующий оксид. Поскольку для углерода наиболее характерна (устойчива) степень окисления +4, оксид углерода(П) при нагревании является активным восстановителем. В кислороде и на воздухе он горит голубоватым пламенем, вьщеляя много тепла: +2 +4-2 2СО + Оз = 2СОз + Q Оксид углерода(И) восстанавливает больщинство металлов из их оксидов. Так, при пропускании угарного газа через трубку с нагретым оксидом меди(П) чёрный порощок оксида постепенно превращается в красную медь: СиО + СО = Си + СОз На этом свойстве оксида углерода(П) основано его применение в металлургии для получения металлов из руд. 152 оксид УГЛЕРОДА(1У), ИЛИ УГЛЕКИСЛЫЙ ГАЗ Получение. Вы знаете, что углекислый газ образуется: ♦ при горении угля, угарного газа; ♦ в промышленности как побочный продукт при производстве извести: СаСОз ^ СаО + СОз! ♦ в лаборатории при действии кислот на мел или мрамор: СаСОз + 2НС1 = СаС1з + HjO + СОз! ♦ в природе при медленном окислении в биохимических процессах (дыхание, гниение, брожение). Физические свойства. Оксид углерода(1У) — бесцветный газ, примерно в 1,5 раза тяжелее воздуха, поэтому его можно «переливать» из сосуда в сосуд (рис. 46). Он достаточно хорошо растворим в воде (газированная вода — это раствор углекислого газа). При обычной температуре и высоком давлении оксид углерода(1\0 сжижается. При его испарении поглошается так много теплоты, что часть оксида углерода(1У) преврашается в снегообразную массу — «сухой лёд». Последний применяют для хранения скоропортящихся продуктов и мороженого. В твёрдом состоянии оксид углерода(1\0 имеет молекулярную кристаллическую решётку. Оксид углерода(1\0 не горит и не поддерживает горение. Горящая лучинка гаснет, если её внести в цилиндр с углекислым газом. Поэтому его используют для тушения пожаров. Химические свойства. Оксид углерода(1У) — типичный кислотный оксид, взаимодействует с щелочами, основными оксидами и водой (последнее уравнение см. ниже): 2NaOH + СО3 = Na3C03 + Н3О СаО + СО3 = СаСОз При пропускании углекислого газа через раствор гидроксида кальция (известковую воду) наблюдается помутнение в результате образования осадка карбоната кальция: Са(ОН)з + СО3 = СаСОз! + НзО Это качественная реакция на оксид углерода(1У). Получение оксида углерода (IV) Рис. 46. «Переливание» оксида углерода(1\0 и гашение пламени Химические свойства оксида углерода(1У) Качественная реакция на оксид углерода! IV) 153 При растворении оксида углерода(1У) в воде образуется угольная кислота: СО2 + Н2О Н2СО3 При высокой температуре оксид углерода(1\0 проявляет свойства окислителя — взаимодействует с углём и активными металлами: +4 СО, о / +2 + с = 2СО о +4 , +2 О 2Mg + СО2 = 2MgO + С Угольная кислота УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА Очень слабая угольная кислота Н2СО3 существует только в растворе, даже при слабом нагревании она полностью разлагается на углекислый газ и воду. Как двухосновная она диссоциирует по двум ступеням и поэтому образует два ряда солей — средние и кислые: Н2СО3 нсо; Н + НСО3 гндрокарбонат-ион Н' + СОз^-карбонат-ион СОЛИ УГОЛЬНОЙ кислоты Карбонаты щелочных металлов хорощо растворимы в воде (см. таблицу растворимости) и термически устойчивы. Карбонаты других металлов нерастворимы в воде и при нагревании разлагаются на оксид металла и углекислый газ: Na,CO, > MgC03 = MgO + СО2Т Карбонат аммония хорощо растворим в воде и разлагается при нагревании: (NN4)2003 = 2NH3I + Н20Г + СОзГ Гидрокарбонаты и карбонаты способны к взаимным превращениям. Гидрокарбонаты растворимы в воде (малорастворим ЫаНСОз) и при нагревании переходят в карбонаты. 154 Например, при кипячении раствора гидрокарбоната кальция он разлагается и карбонат кальция выпадает в осадок: Са(НСОз)2 = СаСОз! + HjO + COj] В результате этой реакции образуется накипь на стенках котлов, труб водяного отопления, домашних чайников. Карбонаты, в свою очередь, в водном растворе в присутствии оксида углерода(1У) превращаются в гидрокарбонаты: СаСОэ + Н-)0 + СОп водный раствор Са(НСОз)2 Качественной реакцией на карбонаты и гидрокарбонаты является их взаимодействие с растворами кислот, при котором с шипением вьщеляются пузырьки углекислого газа: СО^ + 2Н^ = Н^О + СОг! HCOJ + = Н2О + Эту реакцию применяют в полевых условиях для обнаружения карбонатов в почвах и горных породах. При пропускании образовавшегося углекислого газа через известковую воду выпадает осадок (раствор мутнеет): СО2 + Са^^ + 20Н- = СаСОз! + Н2О При избытке углекислого газа помутнение исчезает в результате образования кислой соли: СаСОз + Н2О + СО2 = Са2^ + 2НСО^ ПРИМЕНЕНИЕ СОЛЕЙ УГОЛЬНОЙ КИСЛОТЫ Из солей угольной кислоты наиболее широко применяют кристаллическую соду Na2C03 • IOH2O, кальцинированную соду Na2C03 — в стекольной, мыловаренной, целлюлозно-бумажной, текстильной, нефтеперерабатывающей и других отраслях промышленности, в быту — как моющее средство. Питьевая сода NaHC03 находит применение в медицине, хлебопечении, пищевой промышленности. Карбонат калия, или поташ, К2СО3 используют для получения мыла, при изготовлении тугоплавкого стекла, известняк, мрамор СаСОз ~ ® строительстве. Качественная реакция на карбонаты и гидрокарбонаты Применение солей угольной кислоты 155 Лабораторный опыт 12 РАСПОЗНАВАНИЕ КАРБОНАТОВ Вам вьщаны три пробирки с порошками кальцинированной соды, поваренной соли, натриевой селитры. Определите опытным путём, в какой пробирке находится кальцинированная сода. Составьте сокращённое ионно-молекулярное уравнение. ВОПРОСЫ О 1 • Углекислый газ реагирует с каждым веществом из пары: И ЗАДАНИЯ а) водой и оксидом фосфора(У): б) известковой водой и оксидом магния; в) соляной кислотой и оксидом cepbi(IV): г) оксидом кальция и хлором. 2. В Древней Греции и Риме было известно, что сода, поташ, мел, мрамор и жемчуг растворяются в кислотах с шипением. Напишите полные и сокращённые ионно-молекулярные уравнения этих реакций. 3. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой: СаСОз СаО ^ Са(ОН)2 CaCOg Са(НСОз)2 ^ СаСОз Для реакций 3 и 4 приведите сокращённые ионно-молекулярные уравнения. 4. При пропускании оксида углерода(1\/) через раствор гидроксида кальция получили 81 г гидрокарбоната кальция. Определите объём (н. у.) и количество вещества оксида углерода(1\/), который был пропущен через раствор. §35 КРУГОВОРОТ УГЛЕРОДА В ПРИРОДЕ Подобно атомам других химических элементов, атомы углерода в природе находятся в по- хюбознсиаехьных СТОЯННОМ ДВИЖеНИИ, ПСрСХОДЯ ИЗ ОДНИХ веществ в другие (рис. 47). Круговорот углерода в природе включает постоянный переход его из органических веществ в неорганические и наоборот. Зелёные растения обладают способностью связывать углекислый газ атмосферы. В процессе фотосинтеза, который протекает в клетках зелёных растений с участием хлорофилла под действием солнечного света, из углекислого газа и воды 156 образуются органические вещества (глюкоза и др.) и выделяется кислород. Известно, что зелёные листья площадью 1 в течение одного часа на солнечном свету производят 1 г глюкозы. Образовавщиеся органические вещества с пищей переходят в организмы животных и человека. В процессах дыхания животных и растений, а также разложения их останков участвует кислород. Образовавщийся при этом оксид углерода(1У) вновь возвращается в атмосферу: „ , фотосинтез бСО, + 6Н,0 Г" QH,A + 60,! дыхание о о l Человек выдыхает воздущную смесь, содержащую 4% углекислого газа. Так происходит непрерывный круговорот углерода за счёт жизнедеятельности растений и животных. Рис. 47. Круговорот углерода в природе 157 Превращения претерпевают также карбонаты и другие неорганические соединения углерода. Под действием воды и углекислого газа воздуха известняк растворяется с образованием гидрокарбоната кальция: СаСОз + СОз + НзО = Са(НСОз)2 Он попадает в реки, озёра, моря и океаны, где поглощается обитателями водной среды и идёт на построение их скелетов, раковин. Отмирая, морские животные и растения дают новые отложения известняка. Таким образом, в природе происходит постоянное передвижение карбонатов. На состояние круговорота углерода в природе оказывает влияние деятельность человека. При сжигании топлива (уголь, нефть, природные газы) в атмосферу выбрасывается огромное количество углекислого газа и пыли (рис. 48). Учёные считают, что это может привести к возрастанию содержания углекислого газа в атмосфере и нарущению равновесия процессов в природе, в частности к изменению климата Земли. Углекислый газ атмосферы свободно пропускает на Землю излучение Солнца, но задерживает излучение Земли. Это создаёт так называемый парниковый эффект — слой углекислого газа играет такую же роль, как стекло в теплице. Поэтому наличие углекислого газа в атмосфере в больщой степени определяет температуру на Земле. Парниковым эффектом объясняют высокую температуру (450 °С) на поверхности планеты Венера, атмосфера которой на 95% состоит из углекислого газа. 1850 1870 1890 1910 1930 1950 1970 1990 2010 Год Рис. 48, Изменение концентрации оксида углерода(1\0 в атмосфере 158 Уменьшение выбросов углекислого газа в атмосферу — это важная проблема, над решением которой работают учёные и инженеры. 1. Что происходит с карбонатами металлов при: а) извержении вулкана; б) действии на них образующейся при грозовых разрядах азотной кислоты? 2. Известно, что сталактиты и сталагмиты (рис. XII на цветной вклейке) в подземных пещерах образованы известняком, выделяющимся из просачивающегося через трещины в сводах пещер раствора гидрокарбоната кальция. Гидрокарбонат кальция образуется при взаимодействии известняка с водой и углекислым газом по обратной реакции. Напишите уравнение этой обратимой реакции. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ КРЕМНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Ш uafioliuu Кремний получен в 1811 г. французскими химиками Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром. Название «силици-ум» произошло от латинского слова силекс — кремень; русское «кремний» — от греческого слова кремнос — утёс, скала. Охарактеризуйте строение атома кремния по его положению в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Отметьте признаки сходства и различия атомов кремния и углерода. НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ Кремний — самый распространённый после кислорода элемент в земной коре (26% по массе). В отличие от углерода — элемента растительного и животного мира, кремний — главный элемент в царстве минералов и горных пород. В природе кремний, в отличие от углерода, встречается только в соединениях. Наиболее распространёнными его соединениями являются кремнезём и силикаты. §36 Ж. Гей-Люссак (1778-1850) 159 Рис. 49. Кристаллы горного хрусталя Получение кремния Физические свойства кремния Кремнезём, или оксид кремния(1У), Si02 встречается в виде обычного и кварцевого песка, прозрачных бесцветных шестигранных кристаллов горного хрусталя (рис. 49, рис. XXI на цветной вклейке). Окрашенные примесями кристаллы горного хрусталя являются драгоценными камнями: лиловые — аметистом (рис. XXII на цветной вклейке), дымчатые — топазом и т. д. Силикаты (соли кремниевых кислот) — соединения кремния с кислородом и рядом других элементов. Природные силикаты — довольно сложные вешества. Их состав изображают обычно как соединение нескольких оксидов. Силикаты, в состав которых входит алюминий, называют алюмосиликатами. Это каолинит AI2O3 • 2SI02 • 2Н2О (главная составная часть глин), полевой шпат К2О • AI2O3 • 6S102, слюда К2О • AI2O3 • 6Si02 * 2Н2О. Кремний необходим растениям и животным. У растений он накапливается в стеблях, повышает их прочность. Богаты кремнием стебли злаков, бамбука, осок, хвошей. Он содержится в перьях птиц, шерсти животных. ПОЛУЧЕНИЕ В промышленности кремний получают восстановлением оксида кремния(1У) коксом в электропечах: +4 0/0 +2 Si02 + 2С = Si + 2СОТ В лаборатории в качестве восстановителя используют алюминий или магний: 3Si02 + 4А1 = 3Si + 2AI2O3 ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Кремний существует в виде двух аллотропных модификаций — аморфной и кристаллической. Аморфный кремний представляет собой бурый порошок. Кристаллический кремний — твёрдое вещество тёмно-серого цвета с металлическим блеском (рис. XIII на цветной вклейке). Он хрупок, тугоплавок, обладает полупроводниковыми свойствами. Это обусловлено строением его кристаллов. Структура кремния аналогична структуре алмаза. В его кристалле каждый атом окружён четырьмя другими и связан с ними ковалентными 160 связями, но эти связи значительно слабее, чем между атомами углерода в алмазе. Некоторые ковалентные связи разрушаются, и в кристалле появляются свободные электроны, обусловливающие небольшую электропроводность. При освещении или нагревании число разрушаемых связей увеличивается, соответственно возрастает и электропроводность. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА На внешнем энергетическом уровне атома кремния находится четыре электрона, поэтому он может, как и углерод, отдавать или присоединять четыре электрона, переходя в со- +4-1 +4-1 +4—2 стояние со степенью окисления +4 (Sip4, SiCl4, SiOj) или —4 +2 -4 +2 -4 (Mg2Si, Ca2Si). Более характерны для кремния соединения, в которых он проявляет степень окисления +4. При комнатной температуре кремний довольно инертен, но при нагревании он реагирует с кислородом, хлором, бромом и другими неметаллами, проявляя при этом восстановительные свойства. Так, при нагревании в кислороде кремний сгорает, образуя оксид кремния(1\0: о о / +4 -2 Si + О2 = Si02 Восстановительные свойства кремния используют в металлургии для получения некоторых металлов из их оксидов: Химические свойства кремния Кремний — восстановитель 2MgO + Si = 2Mg + Si02 Как окислитель кремний реагирует с металлами, образуя силициды’. о о / +2 -4 2Са + Si = Ca2Si силицид кальция ПРИМЕНЕНИЕ Кремний применяют в радиоэлектронной промышленности, в солнечных батареях, которые превращают солнечную энергию в электрическую и обеспечивают электропитание на искусственных спутниках Земли. В металлургии он служит Кремний — окислитель Применение кремния 6 Химия, 9 кл 161 Оксид кремния(1У) Силикаты Кремниевая кислота составной частью кислотостойких сталей. Так, на высококремнистую сталь (50% кремния) не действует ни одна кислота. КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ КРЕМНИЯ Оксид кремния(1У) (кремнезём) S1O2. В отличие от оксида углерода(ТУ), это твёрдое, очень тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде. Различие свойств оксидов углерода и кремния объясняется разным строением их кристаллических решёток. Оксид кремния(1У) имеет атомную кристаллическую решётку, в узлах которой находятся атомы кремния и кислорода, а оксид углерода(1У) — молекулярную. Оксид кремния(1У) химически неактивен, как кислотный оксид он при нагревании или сплавлении реагирует: ♦ с основными оксидами Si02 + СаО = СаЗЮз ♦ со щелочами Si02 + 2NaOH = Na2Si03 + Н2О ♦ с солями летучих кислот Si02 + Na2C03 = Na2Si03 + СО2] Во всех этих реакциях образуются соли кре.мниевой кислоты — силикаты. Но оксид кремния(1У), в отличие от других кислотных оксидов, не взаимодействует с водой: реки веками текут по руслу из песка, а продукта его соединения с водой в речной воде не обнаруживается. Оксид кремния(1У) при обычных условиях взаимодействует с фтороводородом и плавиковой кислотой с образованием газообразного фторида кремния Sip4: Si02 + 4HF = SiF4t + 2Н2О Этим свойством пользуются для вытравливания на стекле различных надписей, рисунков, меток. Кремниевая кислота и силикаты. Состав кремниевой кислоты условно выражают следующими формулами: Н2510з — метакремниевая кислота, H4Si04 — ортокремниевая кислота. Кремниевая кислота — студенистое, нерастворимое в воде вещество. Она относится к очень слабым (слабее угольной) 162 кислотам, её получают действием практически любой кислоты на растворимые силикаты: Na2Si03 + 2НС1 = НзЗЮз! + 2NaCI 5Юз‘ + т* = HjSiOji Подобно угольной кислоте, кремниевая кислота — непрочное соединение и при хранении постепенно (быстрее при нагревании) разлагается на воду и оксид кремния(1\0: Н2510з = Н2О + Si02 Из силикатов, как и из карбонатов, растворимы лишь соли щелочных металлов. Силикаты щелочных металлов называют растворимыми стёклами. Водные растворы силикатов натрия и калия называют жидким стеклом, его применяют для изготовления кислотоупорного цемента и бетона, пропитки тканей и древесины в целях придания им огнестойкости и водонепроницаемости, в качестве клея. СИЛИКАТНАЯ ПРОМЫШЛЕННОСТЬ К силикатной промышленности относят производство: стекла (оконного, бутылочного, кварцевого, оптического и др.); ♦ керамических изделий (фарфора, фаянса, гончарных изделий), кирпича, облицовочных плит и кровельных материалов; ф цемента. Производство стекла. Оконное {обычное) стекло получают сплавлением при высокой температуре песка, соды и известняка: ^ сплавление „ ^ ___ Ыа2СОз + СаСОз + 6Si02 Na20 • СаО • 6Si02 + 2С021 оконное стекло Свойства стекла можно изменять, вводя в него вместо оксидов натрия и кальция оксиды других металлов. Например, при замене оксида натрия на оксид калия получают твёрдое Силикатная промышленность Производство стекла 163 богемское стекло, а при дополнительной замене оксида кальция на оксид свинца(П) — хрусталь, обладающий большой лучепреломляющей способностью. Из него изготовляют оптические стёкла, посуду, подвески для люстр. Добавки некоторых оксидов металлов придают стеклу различную окраску: оксид хрома(1И) — зелёную, оксид кобальта — синюю. Добавляя соли золота и селена, получают рубиновые стёкла (из такого стекла изготовлены звёзды Московского Кремля). При повышении температуры стекло постепенно размягчается и в расплавленном состоянии принимает любую форму, которая сохраняется при застывании. На этом свойстве стекла основано получение из него различных изделий. Производство стекла относится к числу древнейших химических производств. Стеклянные бусы и осколки стеклянных бутылок извлечены из усыпальниц правителей Древнего Египта, живших за 3-4 тысячелетия до нашей эры. Состав древнеегипетского стекла существенно не отличается от состава современного бутылочного стекла. Стекольную промышленность в нашей стране основал М. В. Ломоносов; по его предложению в Петербурге был построен завод художественного стекла. Из кусочков разноцветного стекла Ломоносов создавал мозаичные картины. Производство керамических изделий Производство керамических изделий. Основным сырьём в производстве керамических изделий является глина. При смешивании глины с водой образуется тестообразная масса, способная после сушки и обжига сохранять приданную ей форму. Некоторые керамические изделия покрывают глазурью — тонким слоем стекловидного материала. Глазурь делает керамику водонепроницаемой, предохраняет её от загрязнений, защищает от действия кислот и щелочей, придаёт блеск. Производство цемента Производство цемента. Цемент — вяжущий строительный материал. Он характеризуется способностью затвердевать не только на воздухе, но и под водой. Для его получения смесь глины и известняка обжигают до спекания, затем получен- 164 ную массу (клинкер) тщательно перемалывают, в результате этого образуется зеленовато-серый порошок — цемент. При замешивании цемента с водой получается тестообразная масса, которая постепенно твердеет на воздухе. Переход этой массы из тестообразного состояния в твёрдое называют схватыванием. Цемент является основным компонентом бетона, который получают при смешивании цемента, воды и наполнителей (песок, гравий, щебень). Для увеличения прочности бетона в него вводят каркас из железных стержней или балок — получается железобетон. Бетон и железобетон применяют в строительстве для возведения плотин, мостов, корпусов заводов, бассейнов, жилых домов и т. п. 1. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: 1 2 3 4 5 . Si02 Si *■ ЗЮз ^ Na2Si03 *■ H2S1O3 *■ Si02 Для уравнения реакции 1 составьте схему электронного баланса, для реакции 4 — сокращённое ионно-молекулярное уравнение. 2. Зная состав обычного стекла, объясните, можно ли выпаривать растворы щелочей в стеклянной посуде. 3. Перечислите области применения стекла, руководствуясь своим жизненным опытом. 4. С оксидом кремния(1У) прокалили 108 кг карбоната кальция. Определите количество вещества и массу образовавшегося силиката кальция. О 5* Сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции 2Н* + ЗЮз" = НзЗЮз! соответствует взаимодействию: а) соляной кислоты с силикатом кальция; б) угольной кислоты с силикатом натрия; в) серной кислоты с силикатом калия; г) угольной кислоты с силикатом кальция. 6. Почему плавиковую кислоту нельзя хранить в сосудах из стекла? ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 165 §37 СРАВНЕНИЕ СВОЙСТВ ВОДОРОДНЫХ СОЕДИНЕНИЙ НЕМЕТАЛЛОВ IV-VII ГРУПП Водородные соединения неметаллов в водных растворах могут быть как кислотами, так и основаниями. Рассмотрим изменение свойств водородных соединений, образованных атомами элементов второго периода Периодической системы химических элементов (табл. 6). Таблица 6 Свойства элементов второго периода Периодической системы Элемент 6^ tN вО gF ! ! Радиус атома, нм 0,062 0,052 0,045 0,040 ( Электроотрицательность 2,50 3,07 3,50 4,0 1 Разность между ЭО : элемента и водорода 0,40 ~1 1,4 ~2 При переходе от углерода к фтору с увеличением заряда ядра и уменьшением радиуса атома возрастает значение элек-троотрицательности. Вследствие этого увеличивается способность атомов этих элементов в соединениях с водородом притягивать к себе общую электронную пару и возрастает полярность связи Н—Э (см. значение разности между электроотрицательностью элемента и водорода), что приводит к усилению кислотных свойств водных растворов водородных соединений. Так, при растворении фтороводорода в воде его .молекулы диссоциируют на ионы водорода и фторид-ионы: HF Н" + F Вода слабо диссоциирует на ионы водорода и гидроксид-ионы — имеет двойственные (амфотерные) свойства: HjO Н ОН' 166 Аммиак в растворе проявляет уже свойства основания; атом азота в его молекуле имеет одну неподелённую электронную пару и способен присоединять ион водорода из воды: H3N: + Н -ОН' NH; + ОН' Водородное соединение углерода (метан СН4) практически нерастворимо в воде и не проявляет в растворе ни кислотных, ни основных свойств, так как в его молекуле атом водорода прочно связан с атомом углерода и последний не имеет неподелённой электронной пары (в отличие от азота в аммиаке), поэтому и не присоединяет ион водорода. Итак, в периоде с возрастанием атомных номеров элементов кислотные свойства их водородных соединений в водном растворе усиливаются (табл. 7). Свойства водородных соединений неметаллов Таблица 7 Период Группа IV V VI VII 2 СН4 NH3 HjO- амфотерное соединение HF — кислота средней силы 3 SIH4 РНз НзЗ — очень слабая кислота HCI — сильная кислота 4 НзЗе — кислота средней силы НВг — сильная кислота ! 5 НзТе — сильная кислота HI — сильная кислота J Свойства — Основные Кислотные Кислотные Кислотные свойства водородных соединений усиливаются X I С[ о: О о Ci- fc О Q с[ пз О ш ш S со 00 S о > 2 ^ Ш I о 0) 167 Лабораторный опыт 13 В подгруппе с увеличением радиусов атомов элементов увеличивается длина связи Н—Э и уменьшается её прочность, следовательно, уменьшается устойчивость водородных соединений. Поэтому, например, в ряду Н2О - H2S - H2Se - Н2Те способность диссоциировать в водном растворе на ионы возрастает, т, е. сила кислот увеличивается. Ъ СВОЙСТВА водных РАСТВОРОВ ВОДОРОДНЫХ СОЕДИНЕНИЙ НЕМЕТАЛЛОВ 1. Возьмите три пробирки и налейте (по 1—2 см^) в одну из них раствор аммиака, в другую — воду, а в третью — соляную кислоту, затем в каждую пробирку внесите по 2—3 капли лакмуса. Результаты наблюдений запишите в таблицу. Водородное соединение Окраска лакмуса Уравнение протекающего в растворе процесса Свойства водного раствора МНз : НгО 1 ; HCI (HF) ^ Объясните, почему вместо плавиковой кислоты HF взята соляная HCI. 2. Проведите мысленный эксперимент. В одну пробирку налейте 2—3 см^ воды, а в другую — такой же объём сероводородной воды, добавьте в каждую пробирку по 2—3 капли лакмуса. Результаты мысленного эксперимента запишите в таблицу. 168 Водородное соединение Окраска лакмуса Уравнение протекающего в растворе процесса Свойства водного раствора НзО HgS На основании проведённых опытов укажите: а) наиболее сильную кислоту среди исследованных; б) водородное соединение неметалла с наиболее выраженными основными свойствами. 1. Определите, у какого из веществ, формулы которых приведены ниже, сильнее выражены в водном растворе: а) кислотные свойства — N38 или HgSe, НВг или HF, N38 или HI, HCI или Н38; б) основные свойства — NH3 или Н3О, РН3 или NH3. 2. Известняк массой 120 кг, содержащий 10% примесей, прокалили с оксидом кремния. Определите количество вещества и массу образовавшегося силиката кальция. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ §38 Металлы и их соединения Положение металлов в Периодической системе ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ. ПОЛУЧЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ «Странно представить себе в наше время, что люди когда-то могли обходиться без металлов. мобознеиЯельнмх Допустите на минуту, ЧТО металлы вдруг исчезли из употребления. Пустынный и страшный мир откроется перед вами. Опустели улицы городов и сёл — не стало машин. Вид самих улиц ужасен. Они завалены обломками бывших железобетонных зданий, мостов. Не мчатся по рельсам поезда, а в небе не раздаётся гул моторов... Неизмеримо возросли трудности обшения между людьми в мире без металлов. Нет телевидения, радио, телеграфа и телефона; нет электрического света и даже керосиновой лампы. Кругом воцарились мрак и тишина. В руках женшины каменная игла и каменный нож, а у мужчин — каменные топоры, деревянный лук. Мир без металлов ужасен, а без их соединений невозможен вообше»*. Что же такое металлы? Каковы их характерные свойства? ПОЛОЖЕНИЕ ЭЛЕМЕНТОВ, ОБРАЗУЮЩИХ ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА — МЕТАЛЛЫ, В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ Большинству химических элементов Периодической системы Д. И. Менделеева соответствуют простые вешества — металлы (см. передний форзац). * Сычёв Л. П., Фадеев Г. Н. Химия металлов. — М.: Просвещение, 1974. 170 Металлы образуют элементы главных подгрупп I—III групп (исключение — водород и бор). Из элементов главных подгрупп следующих групп металлами являются: в IV группе — германий, олово, свинец; в V группе — сурьма и висмут; в VI группе — полоний. Все элементы побочных подгрупп образуют простые вещества — металлы. Условная граница между металлическими и неметаллическими элементами проходит по диагонали В — Si — As — Те — At. Элементы побочных подгрупп, расположенные справа от неё, образуют простые вещества — металлы, а элементы главных подгрупп — неметаллы. Атомы элементов, расположенных около этой диагонали (А1, Ga, Be, Ge, Sb и др.), проявляют и металлические, и неметаллические свойства. Вы знаете, что алюминий — металл, но его оксид и гидроксид амфотерны. Следовательно, деление простых веществ на металлы и неметаллы условно. МЕТАЛЛЫ В ПРИРОДЕ. СПОСОБЫ ИХ ПОЛУЧЕНИЯ Только некоторые металлы (золото, платина) находятся в природе в виде простых веществ (в самородном состоянии). Металлы, расположенные в ряду активности между оловом и золотом, встречаются как в виде простых веществ, так и в составе соединений. Больщинство же металлов находятся в природе в виде соединений — оксидов, хлоридов, сульфидов, карбонатов и т. д. Получение металлов из их соединений — задача металлургии. Любой металлургический процесс является процес- +п О СОМ восстановления ионов металла (Me -Ь пе~ = Me ) различными восстановителями. В зависимости от условий проведения процесса восстановления ионов металла различают несколько способов получения металлов. Пирометаллургия — получение металлов из их соединений при высокой температуре с помощью восстановителей: углерода, оксида углерода(И), водорода, металлов (алюминий, магний) и др. Металлы в природе Способы получения металлов Пирометаллургия 171 Гидрометал- лургия Электро- металлургия Например, если смешать медную руду с углём и накалить, то уголь, восстанавливая медь, превращается в оксид угле-рода(П), а медь выделяется в расплавленном состоянии: + 1 0,0 +2 CujO + С = 2Cu + cot Если в качестве восстановителя используют алюминий, то соответствующий процесс называют алюмотермией: +3 0,0+3 СГ2О3 + 2А1 = 2Сг + AI2O3 Гидрометаллургия — получение металлов из растворов их соединений. Этот процесс включает два этапа: 1. Природное соединение металла растворяют в кислоте, щёлочи или в другом реагенте. 2. Из полученного раствора данный металл восстанавливают более активным металлом. Например, при обработке разбавленной серной кислотой медной руды, содержащей оксид меди(Н), медь переходит в раствор в виде сульфата: СиО + H2SO4 = C11SO4 + Н2О Затем медь восстанавливают из раствора порошком железа: +2 +2 о CUSO4 + Ее = FeS04 + Си Этим методом получают серебро, золото, молибден и др. Электрометаллургия — получение металлов электролизом расплавов или растворов их соединений. При электролизе восстановителем является катод. Этим методом получают активные металлы (щелочные, щёлочно-земельные, алюминий), а также вьшеляют чистые металлы (медь, железо, цинк, кобальт и др.) из их растворов. Например: электрический + 1 -1 ток о о 2NaCl =—= 2Na + Cl2t расплав 172 ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ Простые вещества — металлы обладают рядом общих свойств (физических и химических). Вам известно, что физические свойства вещества определяются его строением — типом кристаллической решётки. Свойства веществ с молекулярной рещёткой (кислород, азот, углекислый газ, белый фосфор и др.) резко отличаются от свойств веществ с атомной рещёткой (алмаз, оксид кремния(1У), кремний и др.). Атомы металлов, в отличие от атомов неметаллов, содержат небольщое число электронов на внещнем уровне (1-3), обладают больщими радиусами и низким значением электроотрицательности. Они легко отдают свои валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. Поэтому металлы имеют особую кристаллическую рещётку — металлическую. Металлической называют кристаллическую решётку, в узлах которой находятся положительные ионы металлов, окружённые относительно свободными электронами, движущимися по всему объёму кристалла (рис. 50в). Относительно свободные электроны равномерно распределяются между ионами и соединяют их, в результате чего кристаллическая рещётка металлов является устойчивой. Так образуется металлическая связь. Металлической называют химическую связь между ионами металлов и относительно свободными электронами, движущимися по всему объёму кристалла. Металлическая связь характерна для металлов в твёрдом и жидком состоянии. Именно специфические свойства металлической связи определяют рассмотренные ниже физические и механические свойства металлов. Металлический блеск и непрозрачность — результат отражения световых лучей от гладкой поверхности металла (рис. XIV на цветной вклейке). В мелко раздробленном состоянии металлы теряют блеск, приобретая чёрную или серую окраску, и только порощки алюминия и магния сохраняют блеск. Физические свойства металлов Металлическая кристаллическая решётка Металлическая связь Металлический блеск и непрозрачность 173 Электропроводность металлов Теплопроводность металлов Ковкость и пластичность металлов Электропроводность металлов обусловлена наличием в металлических решётках свободных электронов. С повышением температуры электропроводность металлов понижается, так как колебание ионов в узлах решётки усиливается, что затрудняет направленное движение электронов. При понижении температуры колебание ионов в узлах решётки ослабляется и электропроводность металлов растёт. Около абсолютного нуля у многих металлов наблюдается сверхпроводимость. Электропроводность металлов неодинакова, она увеличивается от ртути к серебру*: Hg РЬ Fe Zn Mg А1 Au Си Ag — ► Электропроводность и теплопроводность металлов увеличиваются Теплопроводность металлов также обусловлена возможностью свободного передвижения электронов. Макси-матьной теплопроводностью обладают наиболее электропроводные металлы (см. выше). Ковкость и пластичность. По определению М. В. Ломоносова, «металлом называется светлое тело, которое ковать можно». Механическое воздействие на твёрдое тело приводит к смешению слоёв частиц (атомы, ионы) в его кристалле друг относительно друга. В кристалле с атомной структурой при этом происходит разрыв ковалентных связей между атомами, и кристалл разрушается (рис. 50а). В ионных кристаллах при смешении слоёв оказываются рядом одноимённо заряженные ионы, и вследствие их взаимного отталкивания кристалл также разрушается (рис. 506). а а а ^ Q—Q—О— © © © © © • © • © • • © © © © © © © • • © © © © ©’©'© б в 6—0—6—6 Рис. 50. Смешение слоёв при механическом воздействии на кристаллы с решёткой: а — атомной; б — ионной; в — металлической Ряд приведён не для запоминания. 174 Иная картина наблюдается у металла. Благодаря возможности свободного перемещения электронов по всему кристаллу при деформации связь ионов с электронами сохраняется — металл не разрушается (рис. 50в). Поэтому металлы пластичны: они легко прокатываются в листы, вытягиваются в проволоку, поддаются ковке, штамповке и прессованию. Наиболее пластичны золото, серебро и медь. Из 1 г золота можно получить проволоку длиной 3 км, изготовить золотую фольгу толщиной 0,0001 мм. Пластичность металлов уменьшается в ряду*: Аи Ag Си Sn РЬ Zn Fe ► Пластичность металлов уменьшается Из других физических свойств металлов наибольшее практическое значение имеют твёрдость, плотность, температура плавления. Все металлы при обычных условиях — твёрдые вещества (исключение — ртуть). Но по твёрдости они отличаются друг от друга. Самыми мягкими являются щелочные металлы (их можно резать ножом), а самым твёрдым — хром (он режет стекло). По значению плотности металлы подразделяют на лёгкие (плотность меньше 5 г/см^) и тяжёлые (плотность больше 5 г/см^). Самый тяжёлый из металлов — осмий — более чем в 40 раз тяжелее самого лёгкого металла — лития. По температуре плавления металлы подразделяют на тугоплавкие (температура плавления выше 1000 °С) и легкоплавкие (температура плавления ниже 1000°С). Наиболее легкоплавкий металл — ртуть (температура плавления —39 °С), самый тугоплавкий — вольфрам (температура плавления 3380 °С). Это свойство вольфрама используют при изготовлении нити накаливания для электроламп, детали которых кроме него включают ещё семь металлов (рис. 51). В технике металлы подразделяют на чёрные (железо и его сплавы) и цветные (все остальные металлы). Твёрдость металлов Плотность металлов Ряд приведён не для запоминания. Рис. 51. Металлы, используемые при изготовлении электроламп 175 ВОПРОСЫ о 1 ■ Число валентных электронов в атоме элемента fJS: И ЗАДАНИЯ а) 5; 6)1; в) 4; г) 3. О 2. В ряду А1 — Be — U — Mg атом наиболее лёгкого металла имеет электронную схему: а) 2е” 1 е”; в) 2е" 8е“ 1 е“; б) 2е" 8е" Зе“; г) 2е~ 8е~ 2е~. 3. Назовите металлы: а) самый тяжёлый и самый лёгкий; б) самый тугоплавкий и самый легкоплавкий; в) самый твёрдый и самый мягкий. 4. Объясните, почему с повышением температуры электропроводность металлов падает. 5. При электролизе расплава хлорида кальция выделилось 8,96 л хлора (н. у.). Определите массу полученного кальция. §39 Восстановительная активность металлов ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ Если атомы большинства неметаллов могут как отдавать, так и присоединять электроны (т. е. обладают окислительновосстановительной двойственностью), то атомы металлов их только отдают. Поэтому во всех химических реакциях металлы являются только восстановителями и в соединениях имеют только положительные степени окисления. В общем виде это можно выразить схемой: о +и О Me - пе~ = Me (окисление. Me — восстановитель) атом металла ион металла Однако способность отдавать электроны проявляется у металлов неодинаково. В периодах с увеличением заряда ядра атомов уменьшается их радиус, увеличивается число электронов на внешнем уровне и усиливается связь валентных электронов с ядром. Поэтому в периодах слева направо восстановительная активность металлов уменьшается. 176 в главных подгруппах с возрастанием атомного номера элементов увеличивается радиус их атомов и уменьшается притяжение валентных электронов к ядру. Поэтому в главных подгруппах сверху вниз восстановительная активность металлов возрастает. Отсюда следует, что наиболее активными восстановителями являются щелочные и щёлочно-земельные металлы. Вы уже знаете, что металлы как восстановители реагируют с неметаллами (галогены, кислород, сера, азот и т. д.). Реакции металлов с неметаллами протекают с различными скоростями и при различных температурах. Так, щелочные металлы легко и быстро окисляются на воздухе (рубидий и цезий при этом даже самовоспламеняются), тогда как железо и медь — только при нагревании, а золото и платина вообще не окисляются при этих условиях: о о +1-2 4Li + 62 = 2U2O о о , +2 -2 2Си +02 = 2СиО о +2 Си — 2е~ = Си 2 (окисление, Си — восстановитель) о О, + 4е- = 20 1 (восстановление, О2 — окислитель) Аи + 02 7^ Если химические реакции протекают в водных растворах различных веществ, то восстановительная активность металла определяется его положением в ряду активности металлов (см. передний форзац). 1. Чем левее находится металл в ряду активности, тем больше его восстановительная способность. 2. Металлы, находящиеся в начале ряда активности (от Li до Na), при обычных условиях восстанавливают ионы водорода из воды и образуют щёлочи: 2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2! о +1 Na — = Na +1 о 2Н + 2е~ = Н, 2 (окисление, Na — восстановитель) +1 1 (восстановление, Н — окислитель) Ряд активности металлов 177 O^ftatftwfle €ниииише ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 3. Металлы, стоящие в ряду активности до водорода и образующие растворимые соли, вытесняют (восстанавливают) водород из растворов кислот, у которых окислителем является ион водорода (H2SO4 (разб.), НС1 и др.) (рис. XV на цветной вклейке): 0+1+2 о Zn + 2НС1 = ZnClj + Н2! 0+2 о Zn — 2е~ = Zn (окисление, Zn — восстановитель) + 1 о +1 2Н + 2е~ = Hj (восстановление, Н — окислитель) Си + HCli^ 4. Все металлы, начиная с магния, вытесняют следующие за ними металлы из растворов их солей: 0+2 +2 о Zn + CUSO4 = ZnS04 + Си Расположенные до магния (от Li до Na) металлы бурно реагируют с водой, поэтому их нельзя использовать для вытеснения менее активных металлов из водных растворов солей. Ряд активности металлов характеризует поведение металлов только в водном растворе и при комнатной температуре. О 1 • Схеме превращения Me - пе~ — Me соответствует уравнение химической реакции: ^ а) МдО + СО2 = MgCOgi в) СаСОз = СаО + СО2Т: б) ЗМд + N2 = MggN2: г) МдО + 2HCI = MgCl2 + Н2О. 2. Приведите примеры участия металлов в реакциях: а) соединения (три уравнения реакций); б) замещения (два уравнения реакций). Составьте схемы электронного баланса и укажите, какова роль металлов в этих реакциях. 3. Даны металлы: цинк, медь, железо — и растворы их солей. Напишите уравнения осуществимых реакций между названными металлами и солями. 4. Определите, между какими из попарно взятых веществ произойдут химические реакции: а) Fe и ZnS04; г) А1 и HgO; ж) СиО и С; б) Ад и AuCIgi д) А1 и CUSO4: з) Ва и Н2О. в) 2пиНС1; е) Ад и H2SO4 (разб.): 178 Напишите уравнения осуидествимых реакций и укажите, что является восстановителем. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: СиО —^ Си CuClg Си(МОз)2 Си СиО Для реакции 3 напишите сокращённое ионно-молекулярное уравнение. Для уравнения реакции 1 составьте схему электронного баланса. Рассчитайте массу алюминия, необходимого для полного выделения меди из 400 г раствора с массовой долей сульфата ме-ди(11) 8%. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОСТАВА СМЕСИ, КОМПОНЕНТЫ КОТОРОЙ ВЫБОРОЧНО ВЗАИМОДЕЙСТВУЮТ С УКАЗАННЫМИ РЕАГЕНТАМИ В задачах этого типа в первую очередь нужно определить, какой компонент смеси вступает в реакцию с указанным реагентом. Например, смесь цинковых и медных опилок обработали избытком соляной кислоты. Анализируем: из двух металлов с соляной кислотой реагирует только цинк, так как он в ряду активности стоит до водорода и его соль растворима: Си + НС1 7^ Zn + 2НС1 = ZnCl, + Н,1 •2 ' Затем обычным образом проводим расчёт по уравнению химической реакции. Часто в задачах этого типа требуется определить массовые доли компонентов в смеси. Массовая доля компонента ш(Х) — безразмерная величина, равная отношению массы данного компонента к массе всей смеси: w(X) = m(X) m(X) т(смеси) дг(Х)-t-m(Y)-Ь ... где X, Y, ... — компоненты смеси. Её выражают в долях единицы или процентах. §40 Массовая доля компонента 179 Peuaufie s Задача 1. Смесь порошков магния и серебра массой 1,5 г I обработали избытком раствора серной кислоты, при этом J выделилось 560 мл (н. у.) водорода. Вычислите массовые доли I (в процентах) компонентов в исходной смеси. Дано: т(смеси) = 1,5 г Г(Н2) = 560мл Найти: w^(Mg) u;(Ag) Решение Лишь один из компонентов смеси взаимодействует с раствором серной кислоты. Это магний — металл, который в ряду активности стоит до водорода: X моль 0,025 моль Mg + H2SO4 = MgS04 + H2l 1 моль разб. 1 моль Серебро не вступает в реакцию: Ag + H2SO4 разб. 1. По объёму определяем количество вешества водорода: пн,) 0,56 л v(H2> - ; v(H2) - 22 4 ^/моль “ 2. Вычисляем количество вешества и массу магния в смеси. Из уравнения реакции следует, что v(Mg) = v(H2> = 0,025 моль. Теперь можем найти массу магния: m(Mg) = v(Mg) • M(Mg); m{Mg) = 0,025 моль • 24 г/моль = 0,6 г. 3. Находим массу серебра в смеси: m(Ag) = т(смеси) - m(Mg); m(Ag) = 1,5 г - 0,6 г = 0,9 г. 4. Определяем массовые доли магния и серебра в смеси: 'w(Mg) 0,6 г i^(Mg) t^(Mg) = w{Ag) = т(смеси)’ w(Ag) ^(Ag) = 1,5 г 0,9 г ^(смеси)’ 1,5 г Ответ: ^(Mg) = 40%; w(Ag) = 60%. = 0,4, или 40%; = 0,6, или 60%. 180 Задача 2. Смесь цинка и оксида цинка массой 8,525 г об- ] работали избытком соляной кислоты, при этом выделилось 2,24 л газа (н. у.). Вычислите массовую долю (в процентах) оксида цинка в исходной смеси. Дано: т(смеси) = 8,525 г К(Нз) = 2,24 л Найти: w{ZnO) Решение Оба компонента данной смеси взаимодействуют с соляной кислотой, но лишь цинк — с вьщелением водорода, объём которого указан в условии задачи: ZnO + 2HCl=ZnCl2+ 2Н2О (1) Zn + 2HCI = ZnClj + Нг! (2) Поэтому массу цинка рассчитываем по уравнению (2). 1. Определяем количество вещества водорода: v(Hj)- ; 2,24 л v(H,) = ----= 0,1 моль. ' 22,4 л/моль u;(ZnO) т(смеси)’ 2,025 г u}(ZnO) = р ^ ~ 0,24, или « 24%. Ответ: w{ZnO) 8, 525 г = 24%. 2. Вычисляем количество вещества и массу цинка в смеси. По уравнению реакции v(Zn) = v(H2) = 0,1 моль; m(Zn) = v(Zn) • M(Zn); m(Zn) = 0,1 моль • 65 г/моль = 6,5 г. 3. Находим массу оксида цинка в смеси: 77i(ZnO) = т(смеси) — m(Zn); m{ZnO) = 8,525 г - 6,5 г = 2,025 г. 4. Определяем массовую долю оксида цинка в смеси: w(ZnO) J^euuode 181 ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ Сплав железа с углеродом (чугун) массой 90 г растворили в избытке соляной кислоты, при этом выделилось 33,6 л газа (н. у.). Определите массовую долю (в процентах) железа в чугуне. Смесь кальция и оксида кальция массой 5 г обработали водой. В результате реакции выделилось 1,68 л газа (н. у.). Определите массовую долю оксида кальция в исходной смеси. Один из видов бронзы содержит 85% меди, 12% олова и 3% цинка. Определите объём водорода (н. у.), который выделится при растворении 1 кг этого сплава в избытке раствора серной кислоты. §41 АЛЮМИНИЙ Алюминий впервые ‘ ' X. Эрстед в 1825 г. получил датский ученый X. Эрстед (1777-1851) Ш UOfiOflUU Охарактеризуйте строение атома алюминия по его положению в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ И ПОЛУЧЕНИЕ Алюминий — самый распространённый металл на Земле (3-е .место после кислорода и кремния среди всех элементов). Общее содержание его в земной коре составляет около 9% по массе. Он встречается только в соединениях, важнейшими из которых являются известные вам алюмосиликаты, составляющие основную массу земной коры, бокситы AI2O3 • /iHjO — горная порода, из которой получают алюминий, и корунд AI2O3. Корунд, представляющий собой прозрачные кристаллы, обладает очень высокой твёрдостью. Его кристаллы, окрашенные примесями в красный (рубины) и синий (сапфиры) 182 цвет, являются драгоценными камнями (рис. XXIII и XXIV на цветной вклейке). В настоящее время рубины и сапфиры получают искусственно и применяют не только в ювелирном деле, но и для технических целей, например для изготовления некоторых деталей часов и других точных механизмов. Кристаллы рубина применяют в лазерах. Кристаллы корунда, содержащие много примесей, используют для изготовления наждачных кругов или щлифовальных порощков. Алюминий получают электролизом раствора его оксида в расплавленном криолите 3NaF • AIF3 при температуре около Ю00°С: электрический ток 4д| + Производство алюминия требует больщих затрат электроэнергии (на получение 1 т алюминия расходуется около 20 тыс. кВт • ч электроэнергии), поэтому алюминиевые заводы строят вблизи электростанций. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Алюминий — лёгкий серебристо-белый металл, плавится при 660 °С. Он очень пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в листы и фольгу толщиной менее 0,01 мм, хорощо проводит теплоту и электрический ток, уступая лищь серебру и меди. С этим связано применение алюминия для изготовления электрических проводов. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Алюминий — активный металл, сильный восстановитель, поэтому он взаимодействует: ♦ С кислородом. На воздухе алюминий мгновенно покрывается тонкой, устойчивой, плотной оксидной плёнкой {защитная плёнка), которая предохраняет (изолирует) его от дальнейщего контакта с воздухом, а также с водой и делает химически пассивным. Если же взять порощок алюминия или тонкую алюминиевую фольгу и сильно нагреть, то они воспламеняются и сгорают ослепительным пламенем: о о +3-2 4А1 + ЗО2 = 2AI2O3 На этой реакции основано применение алюминия для изготовления бенгальских огней и фейерверков. Получение алюминия Физические свойства алюминия Химические свойства алюминия 183 ♦ с другими неметаллами при нагревании (за исключением реакций с галогенами): о +3 -1 + ЗВг2 = 2А1Вгз бромид алюминия О 2А1 о о 2А1 + 31, н,о -t-3-l 2А1Ь ‘3 и од ид алюминия О О -t-3-З А1 ''У Г ■ * Л V У' У.Ш. /I V\ А1 Рис. 52. Окисление алюминия при удалении с его поверхности оксидной плёнки: а — на воздухе; б — в воде 2А1 + N2 = 2A1N нитрид алюминия О о / -t-3 -2 2А1 + 3S = AI2S3 и т. д. сульфид алюминия * С оксидами металлов. Вы знаете, что при высокой температуре алюминий восстанавливает менее активные металлы из их оксидов (алюмотермия): 0+3 /0 +3 2А1 + РсзОз = 2Fe + AI2O3 < С водой. Место алюминия в ряду активности металлов говорит о его высокой восстановительной способности в водных растворах, которая проявляется в тех случаях, когда оксидная плёнка устранена или не может препятствовать реакциям. Если с поверхности алюминия удалить оксидную плёнку, то он активно окисляется на воздухе (рис. 52а) и взаимодействует с водой (рис. 526): 2А1 + 6Н2О = 2А1(ОН)з| + 3H2t о С растворами щелочей. Вы знаете, что оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, поэтому алюминий взаимодействует с растворами щелочей, образуя соли — алюминаты: 2AI + 2NaOH + 2Н2О = 2NaA102* + 3H2t метаалюминат натрия ♦ С разбавленными кислотами (НС1, H2SO4), так как в растворах кислот (как и щелочей) оксидная плёнка разруща-ется: 2А1 + 6НС1 = 2AICI3 + ЗНз! * В растворе щёлочи образуются комплексные соединения, которые вы будете рассматривать в курсе химии 10 класса. Здесь для упрощения написана формула средней соли. 184 Концентрированные азотная и серная кислоты на холоде пассивируют алюминий, упрочняя защитную плёнку на его поверхности. СОЕДИНЕНИЯ АЛЮМИНИЯ Оксид алюминия AI2O3. Это вещество можно получить сжиганием порощка алюминия (см. химические свойства алюминия) или разложением гидроксида алюминия: 2А1(ОН)з = AI2O3 + ЗН2О Оксид алюминия — белое твёрдое вещество, не растворяющееся в воде. По химическим свойствам это амфотерный оксид. Как основный он реагирует с кислотами: AI2O3 + 6НС1 = 2AICI3 + ЗН2О AI2O3 + 6Н^ = 2АР^ + ЗН2О как кислотный — со щелочами: AI2O3 + 2NaOH = 2NaA10, + Н,0 метаалюминат натрия AI2O3 + 20Н~ = 2А10^ + Н2О Пщроксид алюминия А1(ОН)з. Это белое твёрдое вещество, в воде не растворяется; его получают при взаимодействии раствора щёлочи с раствором соли алюминия: AICI3 + 3NaOH = А1(ОН)з1 + 3NaCl Al^-^ + ЗОН" = А1(ОН)з| Как амфотерный гидроксид он реагирует с кислотами и основаниями: А1(ОН)з + ЗНС1 = AICI3 + ЗН2О А1(ОН)з + ЗН^ = А1^^ + ЗН2О А1(ОН)з + NaOH = NaA102 + 2Н2О А1(ОН)з + ОН" = AIO2" + 2Н2О Оксид алюминия Гидроксид алюминия 185 Качественная реакция на ион алюминия Применение алюминия и его соединений Таким образом: кислота(Н^) А1,0, основание (ОН*), t - - AlOi алюминия разлагается '2'^3 А1(ОН)з При нагревании гидроксид (уравнение см. выше). Качественная реакция на ион А1^^. Реактивом на ионы являются ионы он . При действии раствора щёлочи на соль алюминия образуется белый осадок А1(ОН)з, который растворяется в избытке щёлочи. ПРИМЕНЕНИЕ АЛЮМИНИЯ И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ Основное применение алюминия (рис. 53) — производство сплавов. Сплавы алюминия занимают второе место по широте применения после сплавов железа. Основные достоинства всех его сплавов — это лёгкость и прочность, стойкость в атмосферных условиях и воде. Например, сплав алюминия с магнием, медью, марганцем — дуралюмин {дюраль) по лёгкости приближается к алюминию, а по твёрдости — к стали, поэтому его используют в авиационной технике. Чистый алюминий нетоксичен, он представляет собой идеальный материал для упаковки пищевых продуктов и изготовления кулинарной фольги. Рис. 53. Области применения алюминия: 1 — судостроение; 2 — строительство; 3 — самолётостроение; 4 — космическая техника; 5 — автомобильная промышленность; 6 — производство посуды; 7— производство алюминированных тканей; 8— производство электропроводов; 9 — алюмотермия; 10— производство пеноалюминия (р = 0,19 г/см^); 11 — химическое машиностроение; 72 — упаковочный материал 186 ъ ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДА АЛЮМИНИЯ И ИССЛЕДОВАНИЕ ЕГО КИСЛОТНО-ОСНОВНЫХ СВОЙСТВ 1. В пробирку налейте 2—3 см^ раствора соли алюминия и прилейте столько же водного раствора аммиака. Что наблюдаете? Напишите сокращённое ионно-молекулярное уравнение. 2. Полученный в предыдущем опыте осадок разделите на две части. К одной прилейте соляную кислоту, к другой — избыток раствора гидроксида натрия. Что наблюдаете? Составьте сокращённые ионно-молекулярные уравнения. Сделайте вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида алюминия. Лабораторный опыт 14 1. С атомом какого благородного газа сходен по электронному строению ион алюминия АР^? 2. Объясните: а) почему алюминий не поддаётся пайке на воздухе; б) почему алюминиевая посуда не разрушается кипящей водой. О 3. Дан перечень реактивов: 1) галогены; 2) вода; 3) азот; 4) сера; 5) уголь; 6) кислота; 7) раствор щёлочи; 8) оксид хрома(111). Из них при определённых условиях взаимодействуют с алюминием: а) все; б) все кроме 3 и 7; в) 1,4 и 6; г) все кроме 4 и 6. Напишите уравнения осуществимых реакций. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: 12 3 4 ■ А1(ОН)з -" AUO, AUO, А1 '2'-'3 ^12(804)3 лм\>^| 1/3 Для уравнения реакции 2 составьте схему электронного баланса. Для реакции 3 напишите полное и сокращённое ионно-молекулярные уравнения. 5. Рассчитайте массовую долю (в процентах) хлороводорода в 400 г соляной кислоты, если в ней максимально растворяется 5,4 г алюминия. 6. Смесь меди и алюминия массой 10 г на холоде обработали концентрированной азотной кислотой, при этом выделилось 4,48 л (н. у.) газа. Спределите массовые доли (в процентах) металлов в исходной смеси. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 187 §42 7. Определите массовую долю алюминия (в процентах) в смеси порошков алюминия и магния, если при действии на 2,1 г смеси раствором щёлочи выделяется 1,12л водорода (н. у.). Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы Щёлочно- земельные металлы МАГНИЙ И КАЛЬЦИЙ ОБЦЦАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ II ГРУППЫ В главную подгруппу II группы входят элементы бериллий Be, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва, радий Ra (радиоактивный элемент, его в природе мало). Простые вещества, образованные элементами рассматриваемой подгруппы, — металлы, лёгкие, серебристо-белого цвета, хорошо проводят теплоту и электрический ток, с довольно высокими температурами плавления. В подгруппе с ростом атомного номера элементов плотность металлов увеличивается (р(Ве) = 1,85 г/см^, p(Ra) = 6 г/см^), а температуры плавления и кипения понижаются (f„„„(Be) = 2470 °С, t,„„(Ra)= 1500°C). На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находятся два электрона, которые они отдают при химических реакциях, проявляя восстановительные свойства и приобретая степень окисления +2: о _ +2 о Me - 1е~ = Me (окисление. Me — восстановитель) С увеличением радиусов атомов (от бериллия к радию) ослабляется связь валентных электронов с ядром, поэтому возрастает восстановительная активность металлов. Металлы Са, Sr, Ва, Ra называют щёлочно-земельными, так как их оксиды, называвшиеся ранее землями, образуют с водой шёл очи. Бериллий и в меньшей мере магний отличаются по своим свойствам от щёлочно-земельных металлов, что обусловлено меньшими радиусами их атомов и более высокими значениями электроотрицательности. Так, при обычной тем- 188 пературе поверхность бериллия и магния на воздухе покрывается оксидной плёнкой, обладающей защитными свойствами. По этой же причине бериллий и магний (в меньщей степени) устойчивы по отнощению к воде. Щёлочно-земельные металлы активно окисляются кислородом воздуха, реагируют с водой, образуя гидроксиды, поэтому их перевозят в запаянных сосудах, а в лаборатории хранят под слоем керосина, с которым они не взаимодействуют. Бериллий образует соединения преимущественно с ковалентной связью, а магний и щёлочно-земельные металлы — в основном с ионной. Этим объясняются амфотерность оксида и гидроксида бериллия и основные свойства оксидов и гидроксидов магния и щёлочно-земельных металлов: Ве(ОН)2 Mg(OH)2 Са(ОН)2 Sr(OH)2 Ва(ОН)2 амфотерный основание - гидроксид средней силы сильные основания ► Растворимость в воде и основные свойства гидроксидов увеличиваются Бериллий реагирует со щелочами (по свойствам он похож на алюминий). Многие соли щёлочно-земельных металлов малорастворимы в воде — карбонаты, сульфаты, ортофосфаты, фториды и некоторые другие. Катионы этих металлов окра-щивают пламя в различные цвета: Са^'^ Ва 2+ кирпично-красныи малиновый светло-зеленый Поэтому хлориды, нитраты и другие соли этих металлов используют в пиротехнических составах для фейерверков. Магний и кальций впервые получил английский учёный Г. Дэви в 1808 г. ССз UOfU>ltUU г. Дэви (1778-1829) 189 Магний и кальций в природе Получение магния и кальция Химические свойства магния и кальция НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ И ПОЛУЧЕНИЕ Магний и особенно кальций обладают большой химической активностью, поэтому в природе встречаются в виде соединений. Кальций образует минералы кальцит СаСОз (основная составная часть известняка, мела и мрамора, которые широко используют в качестве строительного, отделочного и поделочного материалов) (рис. XXV на цветной вклейке), гипс CaS04-2H20, фосфориты Саз(Р04)2 и др. Магний входит в состав около 200 минералов. Важнейшие из них магнезит М§СОз, доломит М§СОз • СаСОз, карналлит КС1 • MgCl2 • 6Н2О. Ион Mg^^ содержится в морской воде, придавая ей горький вкус. Получают магний и кальций электролизом расплавленных хлоридов: электрический ток ^ у _|_ +2 -1 MeCl2 расплав О Me о t c^t ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Магний и кальций как активные восстановители при нагревании реагируют с неметаллами. С кислородом они образуют оксиды МеО, с азотом — нитриды Me3N2, с углеродом — карбиды (ацетилениды) МеСз, с галогенами — галогениды МеГз и т. д. Положение магния и кальция в ряду активности свидетельствует о том, что они относятся к активным металлам. Так, они реагируют с водой: кальций — при комнатной температуре (рис. XVI на цветной вклейке), а магний — при кипячении: Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + H2t Mg + 2Н2О = Mg(OH)2 + Нз! Магний и кальций легко и быстро взаимодействуют с растворами кислот: Me + 2НС1 = MeCl2 + H2t Для вытеснения менее активных металлов из водных растворов солей можно использовать только магний (так как кальций реагирует с водой): Mg + FeS04 = Fe + MgS04 190 ОСОБЕННОСТИ СВОЙСТВ МАГНИЯ Магний легко восстанавливает почти все оксиды. Если горящий магний внести в воду, то горение его не только не прекращается, но и усиливается: 0+1 +20 Mg + Н2О = MgO + Нз! Магний горит и в углекислом газе: 2Mg + СО2 = 2MgO + С Загоревщийся магний тущить водой или углекислым газом нельзя. СОЕДИНЕНИЯ МАГНИЯ, КАЛЬЦИЯ И ИХ ПРИМЕНЕНИЕ Оксиды магния и кальция получают прокаливанием (обжигом) карбонатов: MgC03 = MgO + СОз! СаСОз = СаО + СОзТ В технике оксид магния называют жжёной магнезией (применяют для изготовления огнеупорных тиглей, труб, кирпичей; входит в состав зубных порощков), а оксид кальция — негашёной известью. Это твёрдые тугоплавкие вещества белого цвета, обладающие свойствами основных оксидов. Если реакция оксида магния с водой протекает медленно, то взаимодействие оксида кальция с водой проходит быстро, с выделением больщого количества теплоты и называется гашением извести (рис. 54): СаО + Н2О = Са(ОН)з + Q Гидроксид кальция Са(ОН)з называют гашёной известью. Тестообразную смесь гащёной извести с песком и водой называют известковым раствором и используют для скреп- Вода Пар Са(ОН)2 Особенности свойств магния GSftcufuufie внимание Соединения магния и кальция Гашение извести Рис. 54. Гашение извести 191 Качественная реакция на ион кальция Биологическая роль соединений магния и кальция ления кирпичей при кладке стен. Поглощая из воздуха углекислый газ, гидроксид кальция превращается в карбонат: Са(ОН)2 + СО2 = СаСОз + Н2О Происходит постепенное затвердевание (схватывание) смеси. При смещивании гащёной извести с водой образуется известковое молоко — взвесь, похожая на молоко. Его применяют при производстве сахара, для побелки стволов деревьев, борьбы с болезнями растений. При фильтровании известкового молока получается прозрачный раствор гидроксида кальция — известковая вода. Её используют для лечения кожных заболеваний животных. Широкое применение находит гипс CaS04 • 2Н2О. При умеренном нагревании (150—180 °С) он частично теряет воду и превращается в белый порощок — алебастр CaS04 • 0,5Н2О (на 1 моль CaS04 приходится 0,5 моль воды). Если же смещать порощок алебастра с водой, то образуется масса (с консистенцией густой сметаны), которая быстро твердеет, так как протекает обратная реакция — вновь образуется гипс: 2(CaS04 • 2Н2О) 2(CaS04 • 0,5Н20) + ЗН2О обычные условия На ЭТОМ свойстве гипса основано его применение: из него делают лепные укращения, статуэтки; в медицине его используют для наложения повязок при переломах костей, получения слепков. В смеси с гащёной известью алебастр применяют для ощтукатуривания стен. Качественная реакция на ион кальция. Реактивом на ионы кальция являются карбонат-ионы. При действии раствора карбоната (например, Na2C03) на раствор, содержащий ионы Са^"^, образуется осадок белого цвета — карбонат кальция СаСОз, растворимый в кислотах: Са^^ + СО^ = СаСОз! БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ Соединения магния и кальция играют важную роль в жизнедеятельности организмов. Магний — составная часть хлорофилла (в нём содержится до 2% магния), следовательно, он участвует в процессе фотосинтеза, без которюго не было бы жизни на Земле. Магний не- 192 обходим для деятельности нервно-мышечного аппарата, при его недостатке наблюдаются мышечное подёргивание, остановка роста конечностей. Нехватка магния в почве вызывает заболевания растений, низкое содержание в кормах — заболевания животных. Магниевым микроудобрением служит доломит. Кальций — основной элемент для построения скелета, зубов, скорлупы яиц. Ионы кальция ослабляют действие на организм токсинов, регулируют работу сердца, свертываемость крови. Недостаток кальция в почве задерживает рост и развитие корневой системы растений, иногда листья покрываются коричневыми пятнами и отмирают. Для повышения плодородия проводят известкование почв (особенно кислых) путём внесения в них известняка или доломитной муки. Капуста, гречиха, табак и клевер лучше растут при повышенном содержании кальция в почве. Соли кальция (например, хлорид) применяют в ветеринарии. Их дают животным при рахите и инфекционных заболеваниях. 1. Некоторые почвы при действии на них соляной кислоты «вскипают». Чем это объясняется? Составьте уравнение реакции. 2. Соберите дома коллекцию материалов, которые, по вашему предположению, содержат карбонат кальция, и, пользуясь уксусом (раствором уксусной кислоты), проверьте на опыте правильность вашего предположения. Включите в коллекцию зубную пасту (порошок), скорлупу куриного яйца, кусочек накипи из чайника или самовара. 3. Подтвердите основные свойства оксида и гидроксида магния уравнениями соответствующих реакций. 4. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: СаСОз CaClg Са СаО Са(ОН)2 —*• СаСОд —^ Са(НСОд)2 ~^ СаСОд Для уравнения реакции 3 составьте схему электронного баланса. Для реакции 1 напишите полное и сокращённое ионно-молекулярные уравнения. 5. Суточная потребность организма в кальции составляет 0,7 г. Эту потребность можно удовлетворить за счёт молока. Массовая доля кальция в коровьем молоке равна 0,13%. Определите массу молока, которое нужно ввести в суточный рацион для удовлетворения потребности организма человека в кальции. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 7 Химия, 9 кл 193 §43 ЖЁСТКОСТЬ воды и ЕЁ УСТРАНЕНИЕ Мягкая и жёсткая вода Природная вода, проходя через горные породы, обогащается солями кальция и магния. Это объясняется растворимостью сульфатов магния и кальция; кроме этого, в присутствии углекислого газа и воды, как вам известно, нерастворимые карбонаты превращаются в растворимые гидрокарбонаты: МеСОз + СО2 + Н2О = Ме(НСОз)2 Если содержание солей в воде незначительно, то воду называют мягкой (дождевая вода), в противном случае — жёсткой (речная, морская вода). Различают карбонатную (временную) жёсткость, обусловленную наличием в воде гидрокарбонатов магния и кальция, и некарбонатную (постоянную), обусловленную присутствием в воде сульфатов, хлоридов магния и кальция, а также и других солей (схема 2). Схема 2 Жёсткость воды Карбонатная Некарбонатная (временная) (постоянная) Мд(НСОз)2, Са(НСОз)2 МдЗОд, MgCl2, CaCl2 Общая жёсткость = Временная жёсткость + Постоянная жёсткость Жёсткая вода затрудняет приготовление пищи, в ней плохо завариваются чай, кофе. Постоянное употребление жёсткой воды может привести к отложению солей в организме человека. В такой воде плохо мылится мыло (не даёт пены), а ткань, впитывая соли, становится жёлтой и быстро ветщает. Жёсткая вода непригодна для использования в паровых котлах и системах отопления, так как при её нагревании соли кальция и магния осаждаются на внутренних стенках, обра- 194 зуя накипь (рис. 55). Накипь имеет низкую теплопроводность, поэтому затрудняет нагревание воды. Это вызывает увеличение расхода топлива. Кроме того, из-за накипи металл котла перегревается и быстрее изнашивается. Для устранения жёсткости воды необходимо ионы и Са^^ перевести в осадок. Карбонатную (временную) жёсткость воды можно устранить следующими способами: ♦ кипячением: Са(НСОз)2 = СаСОз1 + Н2О + C02I ♦ действием известкового молока: Са(НСОз)2 + Са(ОН)2 = 2СаСОз1 + 2Н2О Оба вида жёсткости воды устраняют действием соды, например: CaCl2 + Na2C03 = СаСОз1 + 2NaCl Рис. 55. Накипь на стенках трубы водяного отопления ЖЁСТКОСТЬ ВОДЫ И ЕЁ УСТРАНЕНИЕ 1. В одну пробирку налейте 5 см^ дистиллированной воды, а в другую — столько же жёсткой воды. В обе пробирки приливайте по каплям (из пипетки) мыльный раствор (после прибавления каждой капли пробирки встряхивайте) до появления устойчивой пены. В каком случае требуется больше капель мыльного раствора для образования устойчивой пены? 2. Прокипятите в пробирке 5 см^ жёсткой воды, дайте ей остыть; слейте осторожно воду с осадка и приливайте к ней по каплям мыльный раствор. Запишите, сколько капель мыльного раствора потребовалось прилить для появления устойчивой пены (сравните с предыдущим опытом). Напишите уравнения реакций. Лабораторный опыт 15 О 1 • Постоянная жёсткость воды обусловлена присутствием: а) NajCOg; б) CaClg; в) СаСОз; г) Са(НСОз)2. О 2. Временную жёсткость воды нельзя устранить; а) кипячением: в) фильтрованием: б) действием известкового молока: г) действием соды. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 195 §44 3. Для устранения жёсткости воды иногда применяют ортофосфат натрия. На чём основано применение этой соли? Ответ подтвердите, составив соответствующие уравнения реакций. 4. Жёсткая вода содержит 237 мг/л хлорида магния. Определите массу соды, которую надо добавить к 500 л воды для устранения жёсткости. 5. Жёсткая вода содержит 200 мг/л гидрокарбоната кальция. Вычислите массу осадка, который образуется при кипячении 250 мл воды. Общая характеристика элементов главной подгруппы I группы ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ ОБШАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ I ГРУППЫ Элементы литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr (радиоактивный элемент) составляют главную подгруппу I группы Периодической системы Д. И. Менделеева. Образованные ими простые вещества называют щелочными металлами, так как они и их оксиды при взаимодействии с водой образуют щёлочи. На внешнем энергетическом уровне атомов щелочных металлов находится один электрон, который они отдают при химических реакциях, приобретая степень окисления +1: 0+1 о Me — е~ = Me (окисление, Me — восстановитель) От лития к цезию по мере увеличения числа занятых электронами уровней увеличиваются радиусы атомов и уменьшается значение электроотрицательности, поэтому возрастает восстановительная активность металлов. Это наиболее активные металлы, они расположены в начале ряда активности металлов, что указывает на их высокую восстановительную способность и в водных растворах. Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет с характерным металлическим блеском, но быстро тускнеют (окисляются) на воздухе. Они мягкие (режутся ножом), хоро- 196 шо проводят теплоту и электрический ток. Все они лёгкие (литий, натрий и калий легче воды) и легкоплавкие: Li Na К Rb Cs Плотность увеличивается, температуры плавления и кипения понижаются Для ЭТИХ элементов характерны соединения с ионной связью. Оксиды щелочных металлов являются типичными основными оксидами, им соответствуют сильные основания, хорошо растворимые в воде (щёлочи), обладающие всеми свойствами оснований. Соли щелочных металлов (за исключением фторида и фосфата лития) хорошо растворимы в воде. Наиболее важны из них соли натрия и калия. Натрий и калий впервые получил английский учёный Г. Дэви в 1807 г. Us UCinOflUU НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ И ПОЛУЧЕНИЕ Из-за высокой химической активности щелочные металлы встречаются в природе только в виде соединений. Наиболее распространены соединения натрия и калия, важнейшие из них — галит NaCl, который содержится в морской воде и образует после высыхания морей мощные пласты каменной соли, мирабилит, или глауберова соль, Na2S04 • IOH2O, сильвинит NaCl • КС1, карналлит КС1 • MgCl2 • 6Н2О. Ионы натрия и калия входят в состав живых организмов. Щелочные металлы получают только путём электролиза расплавленных хлоридов или гидроксидов: + 1 -I электрический ток 0 2NaCl =^=— 2Na + Cl2^ расплав ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Щелочные металлы — самые активные металлы и сильные восстановители. Они энергично реагируют почти со всеми неметаллами’, с серой образуют сульфиды, с галогенами — галогениды, с фосфором — фосфиды и т. д. Щелочные металлы в природе Получение щелочных металлов Химические свойства щелочных металлов 197 06ltcuflu}fie внимание ♦ При сгорании на воздухе только литий образует оксид: о о +1-2 4Li + 02= 2Li20 Натрий образует пероксид* о +1 -1 о +1 Na — е~ = Na 2Na +02 = Na202 пероксид натрия о 2 (окисление, Na — восстановитель) 0-1 о О2 + 2е~ = 20 1 (восстановление, О2 — окислитель) Степень окисления кислорода в пероксидах равна —1: +1 -1 -1 +1 Na-0-O-Na Оксиды натрия и калия могут быть получены при нагревании смеси пероксида с избытком металла в отсутствие кислорода: -1 + 1 -2 Na202 + 2Na = 2Na20 о +1 Na — е~ = Na 20 + 2е- = 20 2 (окисление, Na — восстановитель) -I 1 (восстановление, О — окислитель) ♦ Щелочные металлы реагируют с водородом, образуя гидриды: о 2Na о / -1+1 + Н2 = 2NaH Рис. 56. Взаимодействие натрия с водой * Они находятся в начале ряда активности металлов, их гидроксиды хорошо растворимы в воде, поэтому щелочные металлы бурно и с выделением большого количества теплоты взаимодействуют с водой (рис. XVII на цветной вклейке), образуя щёлочь и восстанавливая воду до водорода (рис. 56): 2Na + 2Н2О = 2NaOH + H2t Вследствие высокой химической активности натрий и калий перевозят в запаянных сосудах. В лабораториях эти металлы хранят под слоем керосина, с которым они не взаимодействуют. * Щелочные металлы, начиная с калия, образуют соединения более сложного состава. 198 Катионы щелочных металлов окрашивают пламя спиртовки (горелки) в различные цвета (рис. XVIII на цветной вклейке): Li^ Na^ К' красный жёлтый фиолетовый Для распознавания соединений щелочных металлов нужно внести исследуемое вещество в пламя горелки на кончике предварительно прокалённой железной проволоки. СОЕДИНЕНИЯ НАТРИЯ И КАЛИЯ В лаборатории и технике наиболее часто применяют гидроксиды натрия и калия. Это белые кристаллические вещества, очень гигроскопичные, и поэтому расплываются на воздухе. При растворении их в воде выделяется больщое количество теплоты. Растворы щелочей мылкие на ощупь. Они разъедают кожу, ткани, бумагу, поэтому их называют едкими щелочами (едкий натр NaOH, едкое кали КОН). Со щелочами следует обращаться осторожно. Попавщая на кожу щёлочь вызывает долго не заживающие раны. Гидроксид натрия {каустическая сода, каустик) в больщих количествах применяется для очистки продуктов переработки нефти, в мыловаренной, бумажной, кожевенной, текстильной промыщленности (производство искусственного волокна). Основные потребители едкого кали — мыловаренная про-мыщленность, производство потаща KjCOj и бертолетовой соли KCIO3. Биологическая роль и применение соединений натрия и калия. Поваренную соль — хлорид натрия — применяют для получения натрия, хлора, хлороводорода, соды, гидроксида натрия, мыла; её используют как приправу к пище и для консервирования пищевых продуктов. В медицинской практике 0,9%-ный раствор хлорида натрия — физиологический раствор — применяют при больщой потере крови. В прощлом из-за соли нередко вспыхивали войны и народные волнения (соляные бунты), а в некоторых странах куски соли служили разменной монетой. Однако следует и.меть в виду, что избыток соли в пище вреден. г идроксиды натрия и калия Биологическая роль и применение соединений натрия и калия 199 Другие соли натрия: кристаллическая сода NajCOj • IOH2O, питьевая сода NaHC03, глауберова соль Na2S04 • IOH2O и т. д. — были рассмотрены при описании солей соответствующих кислот. Ионы натрия и калия играют важную роль в жизнедеятельности организмов: — основной внутриклеточный ион, а Na^ — главный внеклеточный ион (входит в состав плазмы крови и лимфы), их взаимодействие поддерживает жизненно важные процессы в клетках. Ионы калия необходимы для работы сердечно-сосудистой системы, кишечника. В организ.м калий поступает главным образом с растительной пищей; взрослый человек в сутки должен потреблять с пищей 2—3 г ионов калия. Их содержат курага, соя, фасоль, зелёный горошек, изюм, чернослив и другие продукты. Калий — один из основных элементов питания растений. Ежегодно большое количество калия уходит из почвы с урожаем подсолнечника, льна, табака, накапливающих его в своих стеблях. Недостаток калия в почве понижает интенсивность фотосинтеза, что приводит к уменьшению содержания сахаров в корнеплодах свёклы и крахмала в зерне, отмиранию листьев растений, повышению восприимчивости к грибковым и бактериальным заболеваниям, снижению всхожести семян. Поэтому для получения высоких урожаев сельскохозяйственных культур необходимо внесение калийных удобрений (солей калия, например хлорида, нитрата, карбоната, сульфата). ВОПРОСЫ 1. Напишите уравнения реакций (не менее пяти), которые могут И ЗАДАНИЯ протекать при хранении натрия на воздухе. 2. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой: Na Na,0, Na,0 NaOH Na,SO„ NaCI Na Для реакции 2 составьте схему электронного баланса, для реакции 5 — сокращённое ионно-молекулярное уравнение. 3. При взаимодействии натрия с водой выделилось 2,8 л (н. у.) газа. Определите количество вещества и массу натрия, вступившего в реакцию. 4. Вычислите массовую долю (в процентах) гидроксида калия в растворе, образовавшемся при растворении 23,5 г оксида калия в 150 см^ воды. Полученным раствором обработали образец алюминия. Определите объём выделившегося газа (н. у.). 200 ЖЕЛЕЗО КОРРОЗИЯ и ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ ОТ КОРРОЗИИ Проведение этого опыта требует определённого времени, поэтому рекомендуем его поставить перед изучением темы «Железо». Приготовьте; 1) шесть железных гвоздей (зачистите их наждачной бумагой и протрите ватой); 2) шесть чистых пробирок (можно вместо пробирок взять стеклянные баночки); 3) одну пробку для пробирки (или одну крышку для баночки). В первые четыре пробирки опустите по одному гвоздю, затем в одну из пробирок налейте воду так, чтобы она полностью закрыла гвоздь; во вторую налейте столько воды, чтобы гвоздь был покрыт водой наполовину; третью заполните доверху водой, в которую добавлено немного ингибитора* (сода Na2C03 или силикатный клей); четвёртую заполните доверху охлаждённой кипячёной водой и закройте её пробкой. Затем к одному из оставшихся гвоздей прикрутите медную проволоку, а к другому — цинковую или алюминиевую, опустите их соответственно в пятую и шестую пробирки и полностью залейте водой. Наблюдения записывайте в таблицу каждые трое суток в течение 9 дней. По мере испарения воду можно доливать. Почему четвёртую пробирку нужно закрыть пробкой? 4 Содержимое Внешний вид гвоздя и раствора через 1 пробирки 3 суток 6 суток 9 суток 1 ! 1 F Результаты эксперимента сообщите на соответствующем уроке. §45 Домашний эксперимент Ингибитор — вещество, замедляющее реакцию. 201 Особенности строения атома железа 06ft4XJtiUJ^ внимание ОСОБЕННОСТИ СТРОЕНИЯ АТОМА ЖЕЛЕЗА Вы знаете, что в атомах элементов главных подгрупп при увеличении заряда ядра на единицу каждый следующий электрон поступает на внешний энергетический уровень и валентными являются только электроны внешнего уровня. Железо находится в четвёртом периоде, побочной подгруппе VIII группы Периодической системы химических элементов. В атомах элементов побочных подгрупп с увеличением атомного номера на единицу новый электрон поступает не на внешний, а на второй снаружи (предвнешний) энергетический уровень. А на внешнем уровне всех атомов этих элементов находятся два (реже один) электрона, что характерно для металлов. В атомах элементов побочных подгрупп валентными являются и электроны внешнего слоя, и часть электронов предвнешнего уровня. Рассмотрим строение атомов элементов побочных подгрупп четвёртого периода. Начиная со скандия в атомах элементов продолжает заполняться третий от ядра уровень, на котором может быть 18 электронов (2/г^). Поэтому на пред-внешнем уровне атома скандия 9 электронов, титана — 10 электронов, а железа — 14 электронов. Следовательно, схема строения атома железа такова: 26 Fe 2е 8в Ые 1е' Железо в природе НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ Железо — второй по распространённости металл после алюминия. В виде простого вещества оно встречается только в метеоритах. Наиболее важными природными соединениями железа являются лимонит РсзОз • яНзО, красный железняк {гематит) РсзОз, магнитный железняк {магнетит) Рбз04, известный вам серный колчедан {пирит) РеЗз (рис. XXVI на цветной вклейке) и др. В природных водах и водах некоторых минеральных источников содержатся гидрокарбонат железа Ре(НСОз)2 и некоторые другие его соли. Соединения железа входят в состав живых организмов. 202 ПОЛУЧЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Железо можно получить восстановлением его из железных руд углеродом (коксом), оксидом углерода(П), водородом, алюминием, т. е. пирометаллургическим способом: +3 0,0 +4 2РезОз + ЗС = 4Fe + ЗСО2 РезОз + ЗСО = 2Ре + ЗСО2 РезОз + ЗН2 = 2Ре + ЗН2О Рс20з + 2А1 = 2Ре + Al^O 2^3 Чистое железо серебристо-белого цвета. Это пластичный и ковкий металл. Он так мягок и так хорошо прокатывается, что из него можно изготовить, например, листы тоньше папиросной бумаги. Плотность железа 7,87 г/см^, температура плавления 1539 °С. В отличие от многих других металлов железо обладает магнитными свойствами. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА В химических реакциях атомы железа кроме двух электронов внешнего слоя могут отдавать один электрон с пред-внешнего слоя и переходить в степени окисления +2, +3: о +2 Ре — 2е~ = Ре о +3 Ре — Зе = Ре Степень окисления +3 наиболее устойчива. При обычных условиях железо малоактивно (не взаимодействует даже с активными окислителями), но при нагревании, особенно в мелко раздробленном состоянии, оно становится активны.м и реагирует почти со всеми неметаллами. ;• При взаимодействии с кислородом железо образует окалину — двойной (смешанный) оксид железа(И, III) Рсз04 (РеО • РсзОз) (рис. XIX на цветной вклейке): о о ЗРе + 20, +2 -t-3 Рез04 (РеО • РезОз) Ре - 2е~ н-2 = Ре о +3 2Ре — ве~ = 2Ре о -2 О, + 4е~ = 20 8е~ 1 (окисление, Fe — восстановитель) 2 (восстановление, О2 — окислитель) Получение железа Физические свойства железа Химические свойства железа 203 Активные неметаллы (фтор, хлор, бром) окисляют железо до устойчивой степени окисления +3, а менее активные (сера, иод) — до степени окисления +2: t +3 2Fe + 3CI2 = 2РеС1з о Fe + S t ■'■2 = FeS Железо находится в середине ряда активности металлов, поэтому оно относится к металлам средней активности. Восстановительная активность железа в водных растворах меньше, чем щелочных, щёлочно-земельных металлов и алюминия. ♦ Только при высокой температуре раскалённое железо реагирует с водой, образуя двойной (смешанный) оксид же-леза(П, III) Рсз04: 3Fe + 4Н2О = Рез04 + 4Н2Т пар Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из них водород и образуя соответствующую соль, в которой оно проявляет степень окисления +2: +1 +2 Fe + H2SO4 = FeS04 разб. О +1 +2 Fe + 2НС1 = FeCL -I- 0 -ь 0 н,! Сокращённое ионное уравнение: Fe + 2W = Fe^^ + H2t Концентрированные азотная и серная кислоты при обычной температуре пассивируют железо. Железо вытесняет (восстанавливает) металлы, которые в ряду активности стоят правее него, из растворов их солей: Fe + CUSO4 = FeS04 + Си Fe + Cu^^ = Fe^+ + Си ВОПРОСЫ 1. Составьте электронные схемы строения атома железа и ионов И ЗАДАНИЯ fp 2.Схеме превращения Fe — Fe соответствует уравнение химической реакции: а) 2Fe + ЗС1г = 2FeCl3; б) FeO + H2SO4 = FeS04 + Н2О: в) 4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3; г) Fe + 2HCI = FeCl2 + H2l. 204 3. Для борьбы с вредителями садовых деревьев применяют раствор медного купороса. Можно ли готовить и хранить этот раствор в железном ведре? Ответ подтвердите уравнением реакции. О 4. Дан перечень реактивов: 1) вода; 2) водород: 3) кислород; 4) галогены: 5) цинк; 6) кислота; 7) соль. Из них при определённых условиях реагируют с железом: а)2, 3, 4, 5, 6; б) 2, 3, 4. 6. 7; в) 3, 4, 5, 6, 7; г)1,3,4, 6, 7. 5. Железо массой 7 г вступило в реакцию с хлором. Полученный хлорид растворили в 200 г воды. Вычислите массовую долю (%) соли в полученном растворе. §46 СОЕДИНЕНИЯ И СПЛАВЫ ЖЕЛЕЗА СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА(И) Оксид железа(П) FeO представляет собой порошок чёрного цвета. Его получают восстановлением оксида железа(1И) оксидом углерода(П): РезОз + СО = 2FeO + СО2 Оксид железа(П) в воде нерастворим, поэтому соответствующий ему гидроксид Fe(OH)2 получают действием щелочей на растворы солей железа(П) (рис. ХХа на цветной вклейке): FeS04 + 2NaOH = Fe(OH)2l + Na2S04 белый Оксид и гидроксид железа(П) проявляют основные свойства, реагируют с кислотами; FeO + 2Н"^ = Fe^^ + Н2О Fe(OH)2 + 2Н^ = Fe^^ + 2Н2О Соединения железа в степени окисления +2 неустойчивы, являются активными восстановителями, они легко окисляются до устойчивой степени окисления +3: Соединения железа(И) +2 +3 Fe — е~ = Fe +2 (окисление, Fe — восстановитель) 205 Соединения железа(111) Качественные реакции на ионы железа Так, свежеполученный белый осадок гидроксида желе-за(И) на воздухе быстро изменяет окраску сначала на зеленоватую, а затем на бурую, переходя при этом в гидроксид железа(1П); 4R(0H)2 + О2 + 2Н2О = 4Й(ОН)з белый бурый СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА(111) Оксид железа(1П) Рс20з — порошок бурого цвета, не растворяется в воде, его можно получить разложением гидроксида железа(И1): 2Ре(ОН)з = РсзОз + ЗН2О Гидроксид железа(1П) получают при взаимодействии растворимых солей железа(1П) со щелочами (рис. ХХб на цветной вклейке): РеС1з + 3NaOH = Ре(ОН)з| + 3NaCl бурый Оксид и гидроксид железа(П1) проявляют слабовыражен-ные амфотерные свойства (с преобладанием основных). Они легко реагируют с кислотами: Рс20з + 6Н^ = 2Ре^^ + ЗН2О Ре(ОН)з + ЗН^ = Ре^+ + ЗН2О Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании: Ре20з + 2NaOH = 2NaPe02 + Н2О кони. феррит натрия Ре(ОН)з + NaOH = 2NaPe02 + 2Н2О кони. феррит натрия Растворы солей железа(П) почти бесцветны, а растворы солей железа(1П) окрашены в жёлто-коричневый цвет. КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА ИОНЫ ЖЕЛЕЗА Реактивом на ионы Fe^^ являются гидроксид-ионы ОН . При действии раствора щёлочи на раствор соли железа(П) образуется белый осадок гидроксида железа(П), который на воздухе зеленеет, а затем буреет (уравнения реакций см. выше). 206 Ион в водных растворах можно распознать: ♦ с помощью гидроксид-ионов ОН“ по осадку гидроксида железа(П1) бурого цвета (уравнение реакции см. ранее); ♦ с помощью роданид-ионов SCN“. При взаимодействии ионов SCN“ с ионами Fe^'^ образуется малодиссоциирующий роданид железа(1П) кроваво-красного цвета: РеС1з + 3KSCN Fe(SCN)3 + ЗКС1 роданид железа (III) Fe^-" + 3SCN' Fe(SCN>3 СПЛАВЫ ЖЕЛЕЗА Чистое железо непрочно, мягко и не находит применения. Все изделия, которые называют обычно железными, на самом деле изготовлены из сплавов железа с углеродом. Углерод изменяет свойства железа: понижает температуру плавления, новыщает твёрдость и хрупкость, уменьщает ковкость и свариваемость. В зависимости от условий изготовления сплава углерод может оказаться растворённым в железе, химически с ним связанным в карбид железа — цементит РезС и распределённым в железе в виде кристалликов графита. По содержанию углерода сплавы железа разделяют на чугун ы и стали. Чугун содержит более 2% углерода, он обладает высокой твёрдостью, хрупкостью, поэтому при ударе дробится на куски. Кроме углерода чугун содержит и другие элементы (кремний, марганец). Из чугуна отливают станины мащин, корпуса двигателей, цилиндры и трубы. Особенность чугуна состоит в том, что он, как и вода, при затвердевании не сжимается, а расщиряется. Поэтому чугун хорощо заполняет литейную форму, и из него отливают детали сложной конфигурации (ограды парков, например знаменитая рещётка Летнего сада в Санкт-Петербурге, всевозможные скульптуры). Сталь содержит менее 2% углерода, поэтому по свойствам она отличается от чугуна. Её можно ковать, щтамповать, прокатывать. Для придания сталям специальных свойств в их состав вводят легирующие химические элементы. Сталь, со- Сплавы железа Чугун Сталь 207 держащую такие элементы, называют легированной. Важнейшими легирующими элементами являются хром, никель, марганец, кремний, ванадий, молибден. Например, сталь, легированную хромом и никелем, называют нержавеющей. Она применяется в химической, пищевой, машиностроительной и других отраслях промышленности. В быт нержавеющая сталь вошла в виде вилок, ножей и других предметов домашнего обихода. Сталь выплавляют из чугуна, при этом из него частично удаляется углерод. Биологическая БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ ЖЕЛЕЗА роль железа g организмах животных и человека железо — составная часть гемоглобина крови, благодаря которому осуществляется процесс дыхания — перенос кислорода из лёгких к тканям. Соединениями железа являются многие ферменты. В организме взрослого человека содержится 4-5 г железа. Наиболее богаты железом печень и селезёнка. При малокровии рекомендуют пищу, богатую соединениями железа (гречка, яблоки, салат). Железо необходимо для растений. При его недостатке растения не образуют хлорофилл, теряют зелёную окраску, задерживаются их рост и развитие. Лабораторный опыт 16 <\ КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА ИОНЫ ЖЕЛЕЗА ^ 1. В одну пробирку налейте 2—3 см^ свежеприготовленного раствора соли железа( 11), а в другую — столько же соли железа( III). В обе пробирки прилейте по 2—3 см^ раствора щёлочи. Дайте осадкам постоять несколько минут. Объясните наблюдаемое. Для реакций обмена составьте сокращённые ионно-молекулярные уравнения, а для окислительно-восстановительной реакции — схему электронного баланса. Объясните, почему нужно брать свежеприготовленный раствор соли железа(И). 2. К раствору соли железа(П1) прилейте раствор роданида калия KSCN или аммония NH4SCN. Как изменилась окраска раствора? Напишите сокращённое ионно-молекулярное уравнение этой реакции, зная, что образовался слабодиссоциирующий роданид железа(111) Ре(5СМ)з. Вспомните, в каком виде записывают слабодиссоциирующие вещества в ионномолекулярных уравнениях. 208 1. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: Fe Рез04 ^ Fe FeSO^ — Fe(OH)2 Ре(ОН)з Для уравнения реакции 5 составьте схему электронного баланса. Укажите тип химической реакции 3. 2. Укажите реактив, используя который можно распознать растворы хлоридов магния, железа(И) и железа(111). Напишите сокращённые ионно-молекулярные уравнения реакций. 3. При окислении 300 г чугуна в токе кислорода образовалось 33,6 л (н. у.) оксида углерода(1У). Определите массовую долю (в процентах) железа в чугуне. 4. Смесь железа с оксидом железа{111) массой 2,82 г обработали соляной кислотой. При этом выделилось 448 мл газа (н.у.). Определите массовую долю (в процентах) оксида в смеси. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ §47 КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ Коррозия (от латинского слова коррозио — разъедание) — это самопроизвольно протекающий процесс разрушения металлов в результате взаимодействия с окружающей средой. Обратите внимание на слово «самопроизвольно». Оно подчёркивает тот факт, что металлы, вступая в реакции с веществами окружающей среды, стремятся перейти в соединения, в которых они находились в природе (оксиды, сульфиды и др.). Следовательно, коррозия металлов является процессом, обратным процессу получения металлов из природных соединений: о Me — пе' коррозия металлов +я Me получение металлов Потери от коррозии колоссальны. Каждая шестая домна работает лишь для того, чтобы восполнить потери металлов, «съеденных» ржавчиной. Но вред, наносимый коррозией, не сводится только к потере металла вследствие его разрушения (прямые потери), больший вред наносят косвенные потери. Коррозия вред, наносимый коррозией 209 Влияние состава окружающей среды на коррозию ^ Напрасным оказывается труд людей, затраченный на обра-^ ботку металла и создание тех или иных машин и механизмов. [ Кроме того, немало труда приходится затратить, чтобы заме-I нить изъеденные коррозией детали новыми. Например, для I замены проржавевших под землёй водопроводных труб при-^ ходится копать глубокие траншеи. В городе для этого надо сначала взломать асфальт, который, быть может, недавно был f уложен. Чтобы сменить детали, например, химических или ; нефтехимических аппаратов, приходится останавливать про-’ изводство, а вынужденная остановка их даже на сутки обхо-‘ дится большими потерями готовой продукции. Из-за корро-j зии загрязняется окружаюшая среда (например, за счёт утечки \ газа, нефти), может произойти снижение качества или порча I выпускаемой продукции и т. д. Таким образом, потери от коррозии в сотни раз превосходят стоимость металла. ( Для того чтобы бороться с коррозией, необходимо знать механизм её протекания*. Коррозия зависит от состава й окружающей среды и природы металла. В воде обычно содержится растворённый кислород, а в г окружаюшем нас воздухе имеются и вода, и кислород. Под I действием кислорода на поверхности металлов образуется I оксидная плёнка. Именно эта плёнка придаёт коррозионную I стойкость алюминию, цинку, титану, хрому, никелю и неко-I торым другим металлам. J На поверхности железа под действием кислорода и воды * образуется бурый слой ржавчины. Уравнение этого процесса I условно записывают так: * 4Fe + ЗО2 + 6Н2О = 4Ре(ОН)з I ^ Ржавчина имеет неопределённый состав: РсзОз • /iHjO. : Она пористая (рыхлая), и молекулы кислорода проникают I сквозь неё к поверхности металла, в результате железо рас-I сыпается в порошок. В отсутствие кислорода железо в воде ‘ практически не корродирует. ^ Коррозия металла резко усиливается, если он соприкаса-i ется с другим, менее активным металлом. При контакте * Виды коррозии и механизм её протекания будут рассмотрены в курсе 10 класса. 210 двух металлов разрушается более активный. И чем левее стоит металл в ряду активности, тем сильнее он корродирует и тем надёжнее защищён от коррозии менее активный металл. Поэтому в конструкциях следует избегать контакта разных металлов. На практике, однако, об этом порой забывают. Последствия же всегда печальны. Так, некий | Mo^osHMfUAbHbtx американский миллионер рещил построить | яхту для морских прогулок. Он не пожалел денег, и днище ) судна общили дорогим сплавом никеля и меди, устойчивым к t коррозии в морской воде. Но многие детали яхты были изго- | товлены из стали. Как только яхта была спущена на воду, в тех | местах, где стальные (железные) детали соприкасались со j сплавом никеля и меди, начал бурно развиваться коррозион- | ный процесс. В результате этого яхта, не сделав ни одного | рейса, прищла в полную негодность. j I Для защиты от коррозии применяют разнообразные ме- I тоды. 3 1. Легирование металлов. В качестве легирующих доба- { вок применяют хром, никель, кремний, кобальт и др. Так, j нержавеющая сталь содержит до 18% хрома и до 10% никеля. | 2. Изоляция металла от окружающей среды путём f применения различных покрытий, которые можно разбить I на две группы: | ♦ неметаллические — эмали (эмалированные кастрюли, | электроплиты и т. д.), лаки, краски (кузова автомобилей, -судов); I ♦ металлические — образующиеся при лужении (по- I крытии оловом), цинковании, никелировании и т. д. Но * если, например, целостность поверхности лужёного железа нарушена, то, поскольку защищающий металл (олово) менее активен, разрушаться будет железо. Поэтому такие покрытия применяют там, где вероятность их механического повреждения исключается, например на внутренней поверхности консервных банок. Обратная картина наблюдается для оцинкованного железа (вёдра, водосточные трубы, кровельное железо, проволока для морских канатов и др.). При повреждении слоя цинка Методы защиты от коррозии 211 разрушаться будет более активный цинк. И до тех пор, пока весь цинк не разрушится, железо защишено от коррозии. 3. Создание контакта с более активным металлом — протектором. Например, для зашиты стального трубопровода к нему приваривают листы из цинка или магния. 4. Понижение агрессивных свойств среды, что достигается: ♦ удалением растворённого кислорода (кипячением раствора); ^ добавлением в раствор вешеств, замедляющих коррозию, — ингибиторов (к ним относятся, в частности, карбонат и силикат натрия, использованные вами ранее). В зависимости от природы металла и раствора применяют различные ингибиторы. Так, для защиты железа и стали в нейтральных средах используют такие ингибиторы, как хро-маты или нитриты калия и натрия, растворимые силикаты и фосфаты, соли органических кислот. ВОПРОСЫ I 1. Назовите причину коррозии металлов и укажите природный ми-И ЗАДАНИЯ I нерал, состав которого близок к составу ржавчины. 2. Какие факторы приводят к ускорению и замедлению коррозии металлов? 3. Объясните, почему в качестве легирующих добавок применяют I хром, никель, кобальт, кремний. j 4. К стенкам парового котла, корпуса судна, изготовленных из ста-I ли, приваривают листы более активного металла (цинк, магний). S Какой металл будет разрушаться в первую очередь? д 5. Одна железная пластинка покрыта магнием, а другая — медью. I На какой пластинке образуется ржавчина при нарушении целост-I ности покрытия? Составьте уравнение реакции. Органические соединения §48 ВЗАИМОСВЯЗЬ НЕОРГАНИЧЕСКИХ И ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ До сих пор вы изучали вещества неживой природы — неорганические. С органическими веществами мы встречаемся на каждом шагу. Это природные вещества (углеводы, жиры, белки) или искусственно полученные (синтетические волокна и каучуки, полимеры). Обязательной составной частью всех органических соединений является элемент углерод. Таким образом, все соединения углерода — органические вещества (за исключением оксидов углерода, угольной кислоты и её солей, карбидов металлов). Название «органические» этим веществам было дано в начале XIX в. Учёные тогда считали, что они могут образовываться только в живых организмах (растительных и животных). Но уже к середине XIX в. были синтезированы органические вещества из неорганических. В 1828 г. немецкий химик Ф. Вёлер получил мочевину (продукт распада белков в организме человека и животных), в 1845 г. его соотечественник А. Кольбе синтезировал уксусную кислоту, в 1854 г. француз- Органические вещества 213 ский химик М. Бертло — жиры, а в 1861 г. русский учёный А. М. Бутлеров — сахаристое вещество. В настоящее время синтез органических веществ ведут целенаправленно (получают вещества с нужными свойствами), и число их уже боль-ще, чем найдено в природе, т. е. многие из них даже не встречаются в организмах. Синтез органических соединений из неорганических показал, что резкой грани между этими веществами не существует. Из курса биологии и из темы «Круговорот углерода в природе» вам известно, что из неорганических веществ образуются органические, последние могут превращаться в неорганические. Следовательно, все вещества природы едины, взаимосвязаны. Однако органические вещества обладают некоторыми особенностями (табл. 8), которые и послужили причиной выделения органической химии в отдельную область химической науки. Таблица 8 Сравнение неорганических и органических веществ Неорганические вещества Органические вещества | 1 Нет ни одного химического 1 элемента, который входил 1 бы в состав всех неоргани-1 ческих веществ Составной частью всех органических веществ явля- | ется углерод | 1 В образовании неорганических веществ участвуют практически все элементы Периодической системы. Так, глина и вода, питьевая сода и поваренная соль, сульфиды и нитраты и т. д. 1 образованы атомами раз-1 ных элементов В образовании органических веществ кроме углерода принимают участие небольшое число элементов; в их состав почти всегда входит водород, часто кислород и азот, реже сера, фосфор, галогены. ! Например, многие органические вещества состоят 1 всего лишь из двух элементов — углерода и водорода (метан, пропан, ацетилен и др.), другие — из трёх элементов — углерода, водорода и кислорода (спирты, органические кислоты, углеводы, жиры и др.) , Число неорганических со-! единений исчисляется тыся-1 чами (около 500 тыс.) Число органических соединений исчисляется миллионами (более 15 млн) 214 Окончание табл. 8 Неорганические вещества Органические вещества Известно лишь небольшое число неорганических веществ, которые образованы недлинными (2-8 атомов) цепями из одинаковых атомов кислорода, серы, фосфора, кремния, азота Одна из причин многообразия органических веществ — способность атомов углерода соединяться друг с другом, образуя цепи практически неограниченной длины и разного строения — прямые, разветвлённые, а также циклы. В соответствии с теорией химического строения, атомы в молекуле органического вещества соединяются друг с другом в определённой последовательности, согласно их валентности; углерод при этом всегда четырёхвалентен. Строение молекулы органического соединения изображают структурной формулой (развёрнутой или сокращённой). В развёрнутой формуле чёрточками обозначают все связи, а в сокращённой — только связи между атомами углерода: Н Н Н I I I н-с-с-с-н I I I н н н развёрнутая структурная формула пропана СНо-СН,-СН, сокращенная структурная формула пропана В большинстве неорганических веществ присутствуют ионные или полярные ковалентные связи. Поэтому неорганические вещества имеют преимущественно немолекулярное строение, являются твёрдыми и тугоплавкими, относятся к электролитам В молекулах органических соединений связь атомов углерода с атомами других элементов слабополярная, а между атомами углерода — неполярная. Поэтому большинство органических веществ имеют молекулярное строение, являются газами, жидкостями, твёрдыми веществами с низкой температурой плавления, относятся к неэлектролитам Больщинство неорганических веществ негорючи (не горят на воздухе) Большинство органических веществ горючи (горят на воздухе) Неорганические вещества являются основным материалом неживой природы Органические соединения являются основным материалом, из которого построены организмы растений и животных (живая природа) О 1. В состав всех органических веществ обязательно входит: а) азот; б) водород; в) кислород; г) углерод. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 215 §49 О 2. Кристаллическая решётка большинства органических веществ является: а) ионной; б) молекулярной; в) атомной; г) металлической. 3. Массовые доли углерода и водорода в молекуле органического вещества равны соответственно 75 и 25%. Установите простейшую формулу этого соединения. Углеводороды Предельные углеводороды Состав алканов УГЛЕВОДОРОДЫ. ПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ - АЛКАНЫ Углеводороды — это простейшие по качественному составу органические вещества, молекулы которых состоят только из атомов углерода и водорода. В зависимости от строения углеродной цепи различают предельные и непредельные углеводороды. Предельные углеводороды — это углеводороды, в молекулах которых все атомы углерода соединены одинарной связью. Состав и физические свойства алканов. Состав предельных углеводородов — алканов отвечает общей формуле | I в этой формуле п — число атомов углерода. На основе обшей формулы можно записать формулу предельного углеводорода с любым числом атомов углерода в молекуле. Например, если л = 5, то формула алкана С5Н,2 (пентан). К алканам относятся метан СН4, этан С2Н5, пропан CjHg и др. (табл. 9). Рассматривая формулы алканов в порядке увеличения числа атомов углерода, видим, что каждый последующий член этого ряда отличается от предыдущего на группу СН2. Названия предельных углеводородов оканчиваются суффиксом -ан. 216 Предельные углеводороды Таблица 9 Формула, Название — Температура, °С физические свойства плавления кипения СН4 Метан -182 -162 СгНб Газы, Этан -183 -89 СзНз без запаха Пропан -187 -42 С4В10. Бутан -138 -0,5 ^5^12 1 Жидкости, Пентан -130 +36 ^6^14 ИТ. д. ] имеют запах Гексан -95 +69 Из данных таблицы видна тенденция повышения температур плавления и кипения алканов с увеличением числа атомов углерода в молекуле. Первые четыре алкана при обычных условиях — газы, следующие 11 — жидкости, остальные — твёрдые вещества. Алканы малорастворимы в воде. Нахождение в природе. Алканы (газообразные, жидкие и твёрдые) содержатся в нефти. Простейший их представитель — метан — образуется в природе в результате разложения без доступа воздуха останков растительных и животных организмов. Этим объясняется выделение пузырьков газа со дна болот и водоёмов со стоячей водой, поэтому его называют болотным газом. Метан выделяется также из каменноугольных пластов и накапливается в шахтах, поэтому его называют ещё и рудничным газом. Он является основной составной частью природного газа. Химические свойства. В молекулах предельных углеводородов атомы углерода соединены между собой и с атомами водорода прочными одинарными связями, поэтому при обычных условиях алканы малоактивны. Для них характерны реакции замещения, которые осуществляются за счёт разрыва связи С—Н и замены атома водорода другим атомом. Например, под действием света или при нагревании алканы реагируют с хлором и бромом. Так, если смешать метан с хлором и выставить смесь на рассеянный солнечный свет (под действием прямых солнечных лучей может произойти взрыв), то зеленоватый цвет хлора постепенно исчезает. В ре- Нахождение алканов в природе Химические свойства алканов 217 OSfiojHuMe €нимсише зультате реакции происходит последовательное замещение атомов водорода атомами хлора; Н Н-С-Н~ + С1тС1 _ _ J н н I Н-С-С1 I н + НС1 Названия полученных соединений производят от названий галогена и углеводорода с учётом числа атомов галогена, например: СН4 + CI2 CH3CI + CI2 CH2CI2 + CI2 CH3C1 + на хлорметан ► CH2Q2 + дихлорметан на - сназ + на трихлорметан CHCI3 + CI2 — са4 + на тетрахлорметан ^ Предельные углеводороды не обесцвечивают бромную воду при обычных условиях. Поскольку в органической химии двумя чёрточками обозначают двойные связи (=), то в уравнениях реакций с участием органических веществ вместо знака равенства ставят стрелку (^), над которой указывают условия протекания реакции. « Как и все углеводороды, предельные углеводороды (алканы) горят (окисляются) с образованием оксида углеро-да(1У) и воды. Метан горит почти бесцветным пламенем, выделяя больщое количество теплоты: СН. + 20, +4 СО, .4 . 2Н2О + 880 кДж Смесь метана с воздухом взрывоопасна. Такие смеси могут образоваться в щахтах, заводских котельных, жилых помещениях. Применение метана. Природный газ используется в качестве топлива. Кроме того, метан — основной источник получения водорода для синтеза аммиака, метилового спирта, ук- 218 сусной кислоты; его используют для получения синтетических каучуков, высококачественных сортов бензина, ацетилена. Практическое применение находят и хлорпроизводные метана. Дихлорметан CH2CI2, трихлорметан (хлороформ) CHCI3 и тетрахлорметан (четырёххлористый углерод) CCI4 — жидкости, которые используются в качестве растворителей. 1. Укажите формулы углеводородов, которые относятся к алканам: С2Н2, С4Н^о> С3Н4, CgH,4, CgHg, С3Н3. Составьте их структурные формулы. 2. Бром действует на метан подобно хлору. Составьте уравнения реакций последовательного бромирования метана, укажите условия их протекания и назовите продукты реакций. 3. Закончите уравнения химических реакций, укажите их тип: а) СзНз + О2 ...; б) С3Н3 + CI2 .... 4. По термохимическому уравнению реакции горения метана СН4 + 2О2 ^ СО2 + 2Н2О + 880 кДж вычислите количество теплоты, которая выделится при сгорании 6,72 л (н. у.) метана. Рассчитайте, какой объём воздуха (н. у.) для этого потребуется. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ §50 НЕПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ - АЛКЕНЫ Непредельные углеводороды ряда этилена (алкены) — это углеводороды, в молекулах которых содержатся атомы углерода, соединённые между собой одной двойной связью. Состав и физические свойства алкенов. Этиленовые углеводороды образуют ряш с общей формулой I I Названия алкенов образуют путём замены суффикса -ан в наименовании соответствующего предельного углеводорода на -илен. Например; С,Н« CjHg проп1ыен С2Н6 С2Н4 этилен пропан И Т. Д. Алкены 219 Этилен Химические свойства алкенов Реакции присоединения Качественная реакция на двойную связь Реакция полимеризации Н I I с=с-н НзС^СНз Простейший представитель алкенов — этилен С2Н4: Н Н н Н:С::С:Н Н Физические свойства этиленовых углеводородов сходны со свойствами предельных. Химические свойства. Из-за наличия в молекулах алкенов двойной связи их химические свойства отличаются от свойств алканов. При разрыве одной из двух связей, составляющих двойную связь, у каждого атома углерода появляется по одному неспаренному электрону, поэтому для алкенов характерны реакции присоединения и полимеризации. ♦ Реакции присоединения. Алкены легко присоединяют как простые вещества (галогены, водород), так и сложные (воду, галогеноводороды). Так, при пропускании этилена через бромную воду (водный раствор брома) красно-бурый цвет брома быстро исчезает вследствие образования бесцветной жидкости — дибромэтана С2Н4ВГ2: Н2С=СН2 + Вгз — [Н2С-СН2] + Вгз Вг Вг дибромэтан Присоединение атомов брома идёт, как видно, за счёт разрыва двойной связи. Обесцвечивание бромной воды при обычных условиях является качественной реакцией на двойную связь, т. е. на алкены. ♦ Реакция полимеризации. При повышенных температуре и давлении в присутствии катализаторов в молекуле этилена происходит разрыв двойной связи, и она превращается в частицу с двумя неспаренными электронами: Н Н I I •с-с- 1 I н н Образовавшиеся частицы соединяются, образуя одну гигантскую молекулу полиэтилена. Процесс соединения одинаковых молекул в более крупные в молекулы полимеров, протекающий за счёт разрыва двойных I связей, называют реакцией полимеризации. Н2С-СН2 N I 220 Упрощённо реакцию полимеризации можно выразить так: пСН,=СН- кат.,р, I [-СН.-СН,-1 в левой части уравнения п — коэффициент, в правой — индекс, показывающий, сколько звеньев -СН2—CHj— содержится в молекуле полиэтилена {п может принимать значения до нескольких тысяч). Полиэтилен лёгок, пластичен, устойчив к действию кислот и щелочей. Из него изготавливают трубы, посуду, используют в радио- и телевизионной технике как изоляционный материал, для упаковки продуктов, одежды, покрытия теплиц и т. д. ♦ Реакция окисления. Алкены горят на воздухе: С2Н4 + ЗО2 2СО2 +2Н2О Применение этилена. Кроме получения полиэтилена этилен используют для синтеза спирта, ацетона, синтетического каучука. Его применяют для ускорения созревания плодов томатов, лимонов, грущ, дынь ит. д., собранных недозрев-щими в целях лучщей транспортировки. Для этого в воздух закрытых хранилищ вводят немного этилена. Реакция окисления Применение этилена 1. Укажите формулы углеводородов, которые относятся к алкенам: ^7^16’ ^5^10’ СдНд, CgHg, С4Н0. Составьте их электронные и структурные формулы, определите валентность каждого атома углерода в этих соединениях. 2. Закончите уравнения химических реакций и укажите их тип: а) CgHg + Bfj — ... : б) CgHg + ВГг ... . Назовите все органические вещества. О 3. Для этиленовых углеводородов характерны реакции: а) замещения: б) горения; в) полимеризации; г) обмена. Составьте уравнения соответствующих реакций на примере этилена. 4. При пропускании этилена через бромную воду масса склянки с бромом увеличилась на 14 г. Определите объём (н. у.) прореагировавшего этилена и массу образовавшегося дибромэтана. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 221 §51 Природный газ Попутные нефтяные газы ПРИРОДНЫЕ ИСТОЧНИКИ УГЛЕВОДОРОДОВ Природные газы, нефть и каменный уголь — основные природные источники углеводородов. Природный газ образует самостоятельные месторождения. Основным его компонентом является метан (до 97%), остальное приходится на долю этана, пропана, бутана и небольшое количество примесей других веществ. Содержание углеводородов в природном газе подчиняется следующей закономерности: чем больше атомов углерода в молекуле углеводорода, тем меньше его в природном газе. Природный газ используют: ▼ как топливо в металлургии и других отраслях промышленности, в быту, сельском хозяйстве и т. д.; ♦ как сырьё для химической промышленности при получении водорода, этилена, ацетилена, сажи и т. д. Эти вещества используют для производства синтетических каучуков, полимеров, спиртов, медикаментов и других соединений. Попутные нефтяные газы по происхождению тоже относятся к природным газам, но встречаются вместе с нефтью — находятся над нефтью (рис. 57) или растворены в ней. В попутных газах содержится меньше метана (30-50%), Вода Рис. 57. Разрез нефтяного месторождения в земной коре 222 Нефть но больше этана, пропана, бутана и других углеводородов. Попутные газы используют и как топливо, и как сырьё для химической промышленности. Нефть — маслянистая жидкость тёмно-бурого или почти чёрного цвета с характерным запахом, легче воды и практически в ней нерастворима; представляет собой смесь углеводородов и других веществ, поэтому у неё нет определённой температуры кипения. Состав нефти зависит от месторождения. Нефть начали использовать около 5 тыс. лет назад на Ближнем Востоке, где она по трещинам в горных породах просачивалась на поверхность. Название нефти происходит от слова напатум, которое на одном из древних языков Междуречья означало «вспыхивать, воспламеняться». Us uafio/tuu Нефть обеспечивает 99% мировой потребности в моторных топливах. В то же время нефть — это сырьё для получения разнообразных вешеств. Д. И. Менделеев считал, что использовать нефть в качестве топлива — это то же самое, что топить ассигнациями. Тем не менее до сих пор во всём мире почти 90% добываемой нефти используют как сырьё для производства горючего. Нефть, добываемую из земных недр, называют сырой. Сырую нефть не применяют, её подвергают перегонке {ректификации), т. е. разделению на отдельные фракции. Этот процесс основан на различии температур кипения углеводородов, входящих в состав нефти. В результате перегонки получают фракции: бензин, керосин, дизельное топливо, смазочные масла. При перегонке нефти наиболее ценная бензиновая фракция составляет от 5 до 20%. Остаток после перегонки нефти — мазут. Его также разделяют под вакуумом на фракции: соляровое масло (дизельное топливо), вазелин (основа для косметических средств и лекарств), парафин (применяют для производства свечей, в медицине). После их отгонки остаётся гудрон (асфальт), его применяют в дорожном строительстве. Каменный уголь — источник энергии и химического сырья. Одним из основных способов переработки каменного Нефть Каменный уголь 223 §52 угля является коксование (сухая перегонка, пиролиз). При коксовании уголь нагревают до 1000—1200 °С без доступа воздуха и получают кокс, который используют в металлургии (в доменных печах), коксовый газ, который содержит водород (до 60%), метан (до 25%), этилен и другие газы (используют в качестве топлива и химического сырья), а также ряд других ценных продуктов для химической промышленности. ВОПРОСЫ ■ 1. Можно ли состав нефти выразить одной молекулярной форму- И ЗАДАНИЯ ■ лой? Ответ поясните. ■ 2. Какие физические явления лежат в основе разделения нефти на фракции? 3. Назовите важнейшие нефтепродукты и укажите области их применения. КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ. СПИРТЫ В состав многих органических соединений помимо углерода и водорода входят атомы или группы атомов других элементов, которые определяют химические свойства вещества. Функциональные Группы атомов, которые обусловливают характерные химиче-ские свойства данных органических соединений, называют функциональными. Например, замещая атом водорода в молекуле метана СН4 на функциональную группу -СООН, мы получим известную вам уксусную (органическую) кислоту СН3—СООН. (А что является функциональной составной частью неорганических кислот?) В зависимости от состава функциональных групп органические соединения подразделяют на классы. Из них рассмотрим прежде всего класс спиртов. 224 I. три агрегатных состояния воды: лёд — твёрдое, вода — жидкое, облака — газообразное II. Галогены: а) хлор; б) бром; в) иод III. Взаимодействие хлора с водными растворами: а) фторида натрия NaF; б) бромида натрия NaBr; в) иодида натрия Nal К каждому раствору добавлен органический растворитель, образующий нижний слой в каждом цилиндре V. Сера IV. Горение натрия в хлоре VI. Обугливание сахара концентрированной серной кислотой < л ,.v VII. Образование оксида азота(И) при грозовых разрядах VIII. Оксиды азота: а) оксид азота(И) — бесцветный газ; б) оксид азота(М) окисляется кислородом воздуха, образуется бурый газ — оксид азота(1\/) IX. Азотная кислота; а) бесцветная свежеприготовленная; б) желтеет на свету из-за образования оксида a30Ta(IV) X. Белый фосфор 't 'K XI. Углерод: а) алмаз; б) графит (грифель карандаша); в) уголь (тонко измельчённый графит) XII. Сталактиты XIII. Кремний: а) кристалл: б) порошок XIV. Металлы; а) алюминий; б) медь; в) никель; г) олово XV. Взаимодействие цинка с соляной кислотой XVI. Взаимодействие кальция с водой XVII. Взаимодействие калия с водой, содержащей фенолфталеин XVIII. Цвет пламени в присутствии катионов: а) лития; б)натрия; в)калия XIX. Горение железа в кислороде XX. Получение гидроксидов железа: а) гидроксида железа(II); б) гидроксида железа(111) XXI. Кварц (горный хрусталь) SiOo XXII. Аметист (окрашенный горный хрусталь) ЗЮз XXIII. Рубин (окрашенный корунд) AI2O3 XXIV. Сапфир (окрашенный корунд) AI2O3 XXV. Кальцит СаСО. XXVI. Пирит (серный колчедан) РеЗз Состав спиртов. При замещении атома водорода в молекуле углеводорода на функциональную группу -ОН образуется молекула спирта. Спирты — это производные углеводородов, содержащие функциональную группу-ОН (гидроксильную группу). Спирты, в молекулах которых имеется одна группа -ОН, называют одноатомными. Традиционно названия спиртов образуют от названий соответствующих предельных углеводородов путём замены суффикса -ан на -иловый с добавлением слова «спирт»; СН СН3ОН CjH, метан метиловый спирт > С2Н5ОН этиловый спирт и т. д. Физические свойства. Метиловый и этиловый спирты — бесцветные жидкости, имеют резкий запах, легче воды, сме-щиваются с водой во всех соотнощениях. Химические свойства. Как и другие органические вещества, спирты горят, метиловый спирт — бесцветным пламенем, а этиловый — голубым: С2Н5ОН + ЗО2 ^ 2СО2 + ЗН2О Спирты практически не диссоциируют в водном растворе (они неэлектролиты), их растворы не изменяют окраску индикаторов. Характерные химические свойства спиртов обусловлены наличием функциональной группы -ОН. Так, спирты реагируют с кислотами {реакция этерификации), образуя сложные эфиры (уравнение см. на с. 228). Действие спиртов на организм. Метиловый спирт очень ядовит, приём внутрь 5—10 см^ приводит к разруще-нию зрительного нерва (вызывает необратимую слепоту), а 30 см^ — к смерти. Этиловый спирт — наркотик. При приёме внутрь он быстро всасывается в кровь. Проникая в головной мозг, спирт действует на нервные клетки и вызывает опьянение. Под влиянием спиртного у человека ослабевает внимание, затормаживается реакция, изменяется поведение и т. д. Частое Спирты Одноатомные спирты Химические свойства спиртов 8 Химия, 9 кл 225 Применение спиртов Многоатомные спирты Глицерин употребление спиртных напитков приводит к тяжёлому заболеванию — алкоголизму. Применение. На многих производствах спирты применяют в качестве растворителей. Метиловый спирт используют для получения полимеров, уксусной кислоты. Окислением этилового спирта получают пищевую уксусную кислоту. В медицине этиловый спирт применяют как дезинфицирующее вещество и средство для компрессов, его используют для изготовления экстрактов и настоек. Метиловый и этиловый спирты используют в некоторых странах в качестве добавок к моторному топливу для повы-щения качества горючего. Они являются наиболее перспективными видами моторного топлива. Многоатомные спирты. Помимо одноатомных существуют многоатомные спирты, молекулы которых содержат несколько гидроксильных групп —ОН. Например, если в молекуле пропана заместить гидроксильными группами три атома водорода, то образуется трёхатомный спирт — глицерин: OSftcufUofle бнилшние сн.-сн-сн, I I I он он он в молекулах многоатомных спиртов группы —ОН находятся у разных атомов углерода. Глицерин — бесцветная, сиропообразная, сладковатая на вкус нетоксичная жидкость, смещивается с водой во всех со-отнощениях. Применяют его в парфюмерии и медицине, в кожевенном производстве и текстильной промыщленности. Много глицерина расходуется на получение взрывчатых веществ. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ Выпишите формулы веществ, которые относятся к спиртам: СзНб, Н2СО3, НСООН, С3Н7ОН, СзН5(ОН)з, СН3СООН. По какому признаку вы выбрали эти вещества? Вычислите объём воздуха, необходимого для сжигания 0,5 л метилового спирта (р = 0,80 г/см^). 226 §53 УКСУСНАЯ КИСЛОТА Повторите: общие свойства кислот (8 класс, § 48). Уксусная кислота является представителем карбоновых кислот. Карбоновые кислоты — это производные углеводородов, содержащие функциональную группу —СООН (карбоксильную группу). Строение уксусной кислоты: Н /О н или СНХООН Физические свойства. Уксусная кислота при комнатной температуре — бесцветная жидкость с резким характерным запахом. Смешивается с водой в любых соотношениях. Водный раствор с массовой долей уксусной кислоты 3—9% под названием уксус применяется как приправа к пише; 70—80%-ная кислота называется уксусной эссенцией. Химические свойства. Функциональная карбоксильная группа проявляет кислотные свойства, поэтому уксусная кислота по химическим свойствам сходна со слабыми неорганическими кислотами. ♦ Так, в водных растворах она слабо диссоциирует, поэтому вызывает изменение окраски индикаторов: + Н" СН3СООН СНзСОО' ♦ Уксусная кислота реагирует с металлами, при этом атом водорода карбоксильной группы замешается на атом металла, стоящего в ряду активности до водорода: 2СН3СООН +1 2Н + 2е~ = о Н, + Mg — М8(СНзСОО)2 + Нз! ацетат магния +1 о +2 Mg — 2е~ = Mg (восстановление, Н — окислитель) о (окисление. Mg — восстановитель) Карбоновые кислоты Физические свойства уксусной кислоты Химические свойства уксусной кислоты 227 Реакция этерификации Применение уксусной кислоты Уксусная кислота взаимодействует с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами, а также с солями более слабых кислот. Важное практическое значение имеет взаимодействие уксусной кислоты (как и других карбоновых кислот) со спиртами. Например, если в пробирку с уксусной кислотой прилить этиловый спирт, немного серной кислоты и смесь подогреть, то появляется приятный запах уксусно-этилового эфира: +~H-0-CjH5 + н,0 уксусно-этиловый эфир Реакцию между кислотой и спиртом, в результате которой образуется сложный эфир, называют реакцией этерификации. Эта реакция обратима, она протекает в кислотной среде (pH < 7). Применение. Уксусная кислота применяется в химической промышленности для получения полимеров, красителей, лекарственных средств (например, аспирина), искусственного волокна (ацетатного шёлка), киноплёнки. Она используется как приправа к пише, а также для консервирования овощей. Лабораторный <\ СВОЙСТВА УКСУСНОЙ КИСЛОТЫ опыт 17 В пять пробирок налейте раствор уксусной кислоты. В первую пробирку добавьте 2—3 капли лакмуса и прилейте по каплям раствор гидроксида натрия до полной нейтрализации кислоты. Напишите уравнение электролитической диссоциации уксусной кислоты и сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции нейтрализации. Во вторую пробирку положите кусочек магния (цинка), а в третью — кусочек меди. Отметьте, что происходит. Составьте уравнение протекающей реакции, коэффициенты расставьте методом электронного баланса. В выводе укажите, с какими металлами реагирует уксусная кислота. В четвёртой и пятой пробирках проведите реакции уксусной кислоты с каким-либо оксидом металла и солью (карбонатом). Что наблюдаете? Напишите молекулярные и сокращённые ионномолекулярные уравнения реакций. 228 о 1 • Выпишите формулы карбоновых кислот: С2Н5ОН, Н2СО3, СН3СООН, СН3-СОО-С2Н5, НСООН, НСНО. По какому признаку вы выбрали эти формулы? 2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций уксусной кислоты с: а) цинком; в) оксидом цинка; б) гидроксидом цинка; г) карбонатом натрия. 3. Вычислите объём уксусной эссенции (р = 1,07 г/см^), которая потребуется для приготовления 50 см^ столового уксуса (р = 1,007 г/см^). Массовая доля уксусной кислоты в уксусной эссенции равна 80%, в столовом уксусе — 6%. 4. Вычислите массу уксусно-этилового эфира, образующегося при взаимодействии 227 см^ 50%-ного раствора (р = 1,058 г/см^) уксусной кислоты и 3 моль этилового спирта. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ §54 ЖИРЫ Состав жиров. Среди сложных эфиров особое место занимают жиры. Жиры — это сложные эфиры трёхатомного спирта глицерина и высших карбоновых кислот: Жиры О CHj-OHI I HO]-C-R О - _ _ ^ II СН2-ОН +_HQrC-R О СН2-ОН___Hp]-C-R глицерин кислота О II CH2-0-C-R о II CH2-0-C-R +ЗН20 о II CH2-0-C-R жир в этом уравнении буквой R обозначены углеводородные остатки кислоты (могут быть одинаковые и разные) с большим числом (> 15) атомов углерода. 229 Физические свойства жиров Применение и биологическая роль жиров В зависимости от состава кислот различают твёрдые и жидкие жиры. В твёрдых жирах преобладают остатки предельных кислот: С,7Нз5СООН — стеариновой, С,5Нз,СООН — пальмитиновой', а в жидких — непредельных, например олеиновой CJ7H33COOH. По происхождению жиры подразделяют на растительные и животные. Физические свойства. Животные жиры (говяжий, бараний и др.) — твёрдые вещества (кроме рыбьего жира, он жидкий); растительные — чаще всего вязкие жидкости, их называют маслами (подсолнечное, кукурузное, хлопковое). Жиры легче воды и в ней нерастворимы, но хорощо растворяются в органических растворителях (бензин, хлороформ, четырёххлористый углерод и др.). Применение и биологическая роль. Жиры входят в состав растительных и животных организмов и играют важную биологическую роль. Являясь составной частью пищи человека и животных, они служат одним из источников энергии живых организмов. Энергия требуется организму как для поддержания соответствующей температуры, так и для соверще-ния работы. При окислении жиров в организме выделяется в два раза больще теплоты, чем при окислении таких же количеств белков и углеводов. Кроме того, жиры накапливаются в подкожных тканях и тканях, окружающих внутренние органы, выполняя защитную функцию. В промыщленности из жиров получают глицерин, карбоновые кислоты, масла. Из растительных масел изготавливают олифу, масляные краски и лаки. Богатый витаминами жир тресковой печени используют в медицине. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 1. Укажите различие в составе твёрдых и жидких жиров. 2. При полном окислении в организме человека 1 г жира выделяется 38,9 кДж теплоты. Рассчитайте, сколько теплоты образуется в организме человека за месяц, если суточная норма жиров составляет 106 г. 230 §55 УГЛЕВОДЫ Углеводы — это природные органические соединения, состав которых в большинстве случаев отвечает формуле С„(Н,6^ в углеводах атомы водорода и кислорода находятся в таком же соотношении, как и в молекуле воды, — 2:1, поэтому их можно представить как соединения углерода с водой, откуда и название — углеводы. В этом можно убедиться на следующем опыте. Нагреем в пробирке немного сахара — вначале осторожно, а затем сильнее. Сахар плавится, приобретает коричневатую окраску, затем чернеет, и наконец после сильного прокаливания от него остаётся почти чистый углерод, а в верхней части пробирки конденсируются капельки воды. В природе углеводы образуются в процессе фотосинтеза: 6СО, + 6Н,0 фотосинтез CgHijOg + бОзТ — 2816 кДж в зависимости от строения углеводы подразделяют на моносахариды, дисахариды и полисахариды. Моносахариды — простейшие углеводы. К ним относятся глюкоза и фруктоза, которые имеют одинаковую формулу СбН|205, но отличаются строением молекул. Моносахариды представляют собой белые кристаллические вещества, сладкие на вкус, хорошо растворимые в воде. Сладость их различна (фруктоза слаще глюкозы в три раза). Эти углеводы содержатся в ягодах и фруктах. Пчелиный мёд представляет собой смесь глюкозы и фруктозы. Глюкоза (виноградный сахар) является одним из компонентов крови и тканей человека и животных. Мышечная работа совершается главным образом за счёт энергии, которая выделяется при окислении (в процессе дыхания) глюкозы с образованием углекислого газа и воды: „ _ __ дыхание + 6О2 ^== 6СО2 + 6Н2О + 2816 кДж Углеводы Моносахариды 231 Дисахариды Полисахариды Крахмал Уровень содержания глюкозы в крови человека постоянен и находится в пределах 0,08—0,11%. Глюкоза применяется в медицине как средство усиленного питания и лекарственное вещество, в кондитерском производстве (изготовление мармелада, карамели, пряников и т. д.). Её используют для изготовления зеркал, ёлочных игрушек (серебрение). Дисахариды — соединения, образованные из двух молекул моносахарида: ^^6^12^6 ^ ^12^22^11 Н2О моносахарид дисахарид К дисахаридам относится сахароза (обычный сахар). Её молекула образована остатками глюкозы и фруктозы. Вьще-ляют сахарозу из сахарной свёклы и сахарного тростника, откуда и названия её — свекловичный или тростниковый сахар. Она используется в качестве продукта питания и в пищевой промышленности. Полисахариды — это высокомолекулярные соединения (полимеры), образованные из большого числа молекул моносахарида: ^^6^12^6 ^ [^6^10^5]п J^H20, моносахарид полисахарид где п достигает нескольких тысяч. Полисахариды не имеют сладкого вкуса, нерастворимы в воде. К полисахаридам относятся крахмал и целлюлоза (клетчатка). Крахмал — белый порошок, нерастворимый в холодной воде. В горячей воде он набухает, образуя клейстер. Качественной реакцией на крахмал является действие иода — появляется синяя окраска. Крахмал в качестве резервного источника энергии накапливается в клубнях, плодах, семенах некоторых растений. Так, клубни картофеля содержат до 24% крахмала, зёрна пшеницы — до 64%, риса — 75%, кукурузы — 70%. При их промышленной переработке получают крахмал. Крахмал в составе хлеба, муки, картофеля, крупы и т. д. является главным поставщиком углеводов в рационе пита- 232 ния. в организмах животных и человека сахароза и крахмал под действием ферментов превращаются в глюкозу. Таким образом, глюкоза, сахароза и крахмал являются важными источниками энергии для человеческого организма. Углеводы и жиры могут частично заменять друг друга в пище. На севере, где скудная растительность и низкая температура, человек потребляет преимущественно жирную пищу, а на юге, где организму не приходится тратить столько энергии, люди отдают предпочтение овощам и фруктам. Целлюлоза {клетчатка) — волокнистое вещество, которое является строительным материалом растений, это как бы их скелет. Наибольщее количество целлюлозы содержится в волокнах хлопка (90—95%), меньще — в древесине (около 50%) и значительно меньще в зелёных листьях и траве (до 25%). В организме человека нет ферментов, способных превратить целлюлозу в глюкозу, поэтому она не усваивается и выводится из организма. Такие ферменты присутствуют в пищеварительной системе жвачных животных, например коров и лощадей. Целлюлозу используют в строительном и столярном деле и как топливо (древесина). В виде волокнистых материалов (лён, хлопок, конопля) она идёт на изготовление тканей. Из целлюлозы получают бумагу и картон, глюкозу и этиловый спирт. Она служит сырьём для получения искусственного щёлка и корма для скота. Итак, углеводы — основа жизни, так как являются главным источником энергии в процессах жизнедеятельности организмов. Целлюлоза (клетчатка) 1. При фотосинтезе зелёное дерево способно в течение суток поглотить и преобразовать в углеводы примерно 50 г оксида углерода(1\/). Определите массу образующегося углевода и количество вещества кислорода, который при этом выделяется. 2. Вычислите количество теплоты, которая выделяется при полном окислении (сгорании) 10 г глюкозы. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ 233 3. Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: оксид углерода( IV) — глюкоза сахароза — оксид углерода( IV) 4. Как опытным путём доказать, что картофель и белый хлеб содержат крахмал? Составьте план работы и опишите предполагаемые наблюдения. §56 АЗОТСОДЕРЖАЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ Повторите: химические свойства аммиака и уксусной кислоты (§ 28, 53). Аминокислоты Аминокислоты, в состав молекул органических веществ могут входить различные функциональные группы. Например, в молекулах аминокислот наряду с карбоксильной группой -СООН имеется аминогруппа -NH2. Аминокислоты можно рассматривать как продукт замещения атома водорода в углеводородном остатке карбоновой кислоты аминогруппой. Например: СН3-СООН уксусная кислота H2N-CH2-COOH аминоуксусная кислота Аминокислоты — это кристаллические вещества, растворимые в воде. Они обладают и кислотными, и основными свойствами. Карбоксильная группа обусловливает их кислотные свойства, а аминогруппа — основные: I—.п I-----1 ^H2NjR-COOH^ основные свойства кислотные свойства Следовательно, аминокислоты — это амфотерные органические соединения. Благодаря наличию в аминокислотах основной и кислотной групп они могут реагировать друг с другом, образуя пеп- 234 тиды. Реакция протекает за счёт аминогруппы одной молекулы и карбоксильной группы другой, при этом образуется дипептид'. О H2N-CH2-C Н + N-CH2-COOH \------1 0-И_ HJ Ъ H2N-CH2-g-NjCH2-COOH пептидная фуппа пептидная связь Дипептиды могут быть образованы как одинаковыми, так и различными остатками аминокислот. О Н II I Группу атомов -С—N— называют пептидной группой, а связь между остатком аминогруппы (—NH-) одной молекулы кислоты и остатком карбоксильной группы (—СО—) другой молекулы — пептидной связью. Образовавшийся дипептид имеет аминогруппу и карбоксильную группу, поэтому может реагировать с другой молекулой аминокислоты и т. д., образуя полимер — полипептид {белок). Биологическая роль белков Белки — это природные высокомолекулярные соединения (полипептиды), построенные из остатков аминокислот, соединённых между собой пептидными связями. В состав белков входят остатки лишь 20 аминокислот, но они могут многократно повторяться в самых различных сочетаниях, поэтому сушествует огромное число (тысячи) различных белков, каждый из которых имеет своё особенное строение и выполняет свою функцию в организме. Каждый организм на Земле имеет свой собственный набор белков. Белки составляют органическую часть скелета, являются основой мышечной и нервной тканей, крови и молока, волос и ногтей, рогов и перьев. В растениях белковые вещества содержатся в цитоплазме и ядрах клеток, клеточном соке и семенах. Пептидная связь Белки Биологическая роль белков 235 Качественные реакции на белки Белок — носитель жизни. В осуществлении жизненных процессов участвуют и другие вещества, но ни одно из них не может сравниться с белками по разнообразию своих функций. Одна из главных — каталитическая функция белков*. Практически все реакции в организме протекают под действием ферментов, которые по своей природе являются белками (см. с. 87). Следовательно, белки невозможно заменить углеводами или жирами, как последние заменяют друг друга. Главными «поставщиками» белков служат мясо, рыба, яйца, творог. Из растительных продуктов белками богаты бобовые, орехи. При длительном белковом голодании может наступить полное истощение и смерть. В процессе пищеварения белки под действием ферментов расщепляются на аминокислоты, которые всасываются в кровь, и из них организм строит свой собственный белок. При нагревании белки сворачиваются. Например, мы наблюдаем свернувщийся белок яйца при приготовлении яичницы, свернувшиеся белки мяса в виде хлопьев на поверхности бульона. Если при варке бульона вы хотите получить вкусное мясо, опускайте его в кипящую, а не в мо^наиилышх холодную воду. При ЭТОМ на поверхности мяса белки быстро свернутся и будут препятствовать переходу из мяса в бульон других белков и вкусовых веществ. Мясо станет вкусным, но бульон будет не особенно приятным. Наоборот, если вы хотите получить наваристый бульон, то мясо следует опускать в холодную воду. Белки и вкусовые вещества мяса будут при этом беспрепятственно переходить в бульон. Мясо в этом случае получится довольно пресным, но бульон — вкусным. Качественные (цветные) реакции на белки 1. Если к небольшому объёму раствора белка прилить немного раствора гидроксида натрия и по каплям добавить раствор сульфата меди(П), то появляется красно-фиолетовая окраска. * С другими функциями белка вы познакомитесь при изучении органической химии в старших классах. 236 2. От концентрированной азотной кислоты белок приобретает жёлтую окраску. Применение белков. Белки — не только питательные вещества для человека и животных, но и сырьё для промышленности. Из шерсти изготовляют ткани, а из рога — пуговицы и гребни. Белки кожи и хрящей идут на изготовление клея. Наиболее чистый клей — желатин — употребляется в пищевой промышленности, при изготовлении фотоплёнки и фотобумаги. Шкуры животных используют в кожевенном производстве. Применение белков КАЧЕСТВЕННАЯ РЕАКЦИЯ НА БЕЛКИ К 2—3 см^ раствора яичного белка в пробирке прилейте такой же объём 10%-ного раствора гидроксида натрия (или гидроксида калия) и хорошо взболтайте, а затем добавьте несколько капель раствора сульфата меди(И). В какой цвет окрашивается белок? В выводе укажите, как можно доказать наличие белков в пищевых продуктах. Лабораторный опыт 18 1. Чем отличаются белки по химическому составу от жиров и углеводов? Объясните, почему белковую пищу нельзя заменить на продолжительное время пищей, содержащей только жиры и углеводы. 2. Выпишите группу атомов, которая обязательно встречается во всех белковых молекулах. 3. В двух пробирках содержатся растворы белка и крахмала. Составьте план проведения опыта, с помощью которого можно определить, в какой пробирке находится каждое из указанных веществ. 4. Растительный белок (казеин) применяют для производства фанеры и клея, в текстильном производстве — для приготовления водонепроницаемых тканей. Вычислите массу казеина, который можно получить из 200 кг семян люпина, если массовая доля белков в них составляет 35%. ВОПРОСЫ и ЗАДАНИЯ Практические работы O^fuuiUofie внммание Химии никоим образом научиться невозможно, не видав самой практики и не принимаясь за химические операции. М. В. Ломоносов Перед выполнением каждой практической работы повторите правила безопасности при работе в химическом кабинете. Работа 1 РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМАМ «ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ» И «РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА»* Задание 1. Опытным путём определите, в какой из выданных вам пробирок содержится; а) соляная кислота; б) раствор гидроксида натрия; в) дистиллированная вода. Задание 2. В одной пробирке находится гидроксид магния, а в другой — гидроксид цинка. Определите, в какой пробирке находится каждое из этих веществ. Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. * Данная работа предназначена для повторения учебного материала, изученного в 8 классе. 238 Задание 3. Вам выдан оксид. С помощью химических реакций определите, кислотный он или основный. Составьте уравнение соответствующей реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Задание 4. В четырёх пробирках находится раствор сульфата меди(И). В каждую из пробирок последовательно прилейте растворы следующих веществ: а) нитрата калия; в) хлорида бария; б) гидроксида натрия; г) серной кислоты. Составьте уравнения реакций, протекающих до конца, в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Задание 5. Осуществите практически следующие превращения и напищите уравнения соответствующих реакций: а) Си б) С - ■ СиО СО, - CuCl, СаСО, Cu(OH>2 CaCl, CuO в) ZnO — ZnCL Zn(OH>2"" Na2Zn02 Задание 6. Осуществите реакции в соответствии с сокращёнными ионно-молекулярными уравнениями: а) Ва^^ + S0]~ = BaS04i б) + он" = НзО в) СОз~ + 2Н^ = C02t + Н2О Составьте соответствующие молекулярные уравнения реакций. Задание 7. Вам выдана смесь цинковых и медных опилок. Выделите из этой смеси медные опилки химическим способом. Напишите уравнение реакции. 239 Работа 2 ГАЛОГЕНЫ ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ в пять пробирок налейте по 1 см^ соляной кислоты. В первую пробирку добавьте 1—2 капли лакмуса и прилейте по каплям раствор гидроксида натрия до полной нейтрализации кислоты. Напишите уравнение электролитической диссоциации соляной кислоты и сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции нейтрализации. Во вторую пробирку положите одну гранулу цинка, а в третью — кусочек меди. Отметьте, что происходит. Составьте уравнение протекающей реакции, коэффициенты расставьте методом электронного баланса. В выводе укажите, какой ион в соляной кислоте выполняет функцию окислителя и с какими металлами реагирует соляная кислота. В четвёртую пробирку добавьте — ложечки оксида меди(П), 4 осторожно перемешайте и нагрейте. В пятую пробирку добавьте немного мела. Что наблюдаете? Напишите молекулярные, полные и сокращённые ионно-молекулярные уравнения реакций. В общем выводе охарактеризуйте химические свойства соляной кислоты. РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ «ГАЛОГЕНЫ» Задание 1. Докажите опытным путём, что в состав соляной кислоты входят ионы водорода и хлора. Задание 2. Определите, не содержит ли выданный вам раствор нитрата натрия примеси хлоридов. Задание 3. Определите, в какой из выданных вам трёх пробирок с твёрдыми веществами находятся хлорид натрия, бромид натрия, иодид натрия. Составьте уравнения всех реакций (для заданий 1,2 и 3) в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 240 Работа 3 РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ «ПОДГРУППА КИСЛОРОДА» Задание 1. Проведите реакции, подтверждающие, что в состав серной кислоты входят ионы водорода и сульфат-ионы. Задание 2. Определите, в какой из вьщанных вам пробирок с бесцветными растворами находится соляная кислота, в какой — серная кислота и в какой — гидроксид натрия. Задание 3. Определите, содержит ли поваренная соль примесь сульфатов. Задание 4. С помощью характерных реакций установите, является выданная вам соль сульфатом, хлоридом или иодидом. Задание 5. Вам выданы пробирки с сульфатом и сульфитом натрия. Определите с помощью одного реактива, в какой пробирке находится каждое из указанных веществ. Задание 6. Используя оксид меди(И), получите раствор сульфата меди(П) и вьщелите из него кристаллический медный купорос. Напишите уравнения всех реакций (для заданий 1-6); для реакций ионного обмена составьте сокращённые ионно-молекулярные уравнения. Работа 4 ПОЛУЧЕНИЕ АММИАКА И ИЗУЧЕНИЕ ЕГО СВОЙСТВ. СОЛИ АММОНИЯ ОЗНАКОМЛЕНИЕ СО СВОЙСТВАМИ АММИАКА И ЕГО ВОДНОГО РАСТВОРА Опыт 1. Получение аммиака и растворение его в воде {опыт проводите в вытяжном шкафу). 1. В фарфоровой ступке хорощо перемещайте приблизительно равные объёмы кристаллического хлорида аммония 241 NH4Cl + Ca(OH)2 Рис. 58. Получение аммиака NH4CI И порошка гидроксида кальция (немного влажного). Пробирку на у заполните этой смесью и закройте пробкой с газоотводной трубкой. Затем пробирку со смесью укрепите в штативе так, чтобы дно было немного выше отверстия. На газоотводную трубку, направленную вверх, наденьте сухую пробирку, закреплённую в штативе отверстием вниз (рис. 58). Почему аммиак собирают в перевёрнутую вверх дном пробирку? 2. Пробирку со смесью сначала прогрейте, а затем нагревайте в том месте, где находится смесь. Обратите внимание на появление капель воды на стенках пробирки. 3. Когда пустая пробирка наполнится аммиаком (об этом свидетельствует появление запаха), нагревание смеси прекратите. Пробирку с аммиаком, не переворачивая, закройте пробкой, погрузите в сосуд с водой, затем откройте пробку. Почему вода в пробирке поднимается? 4. Когда вода перестанет подниматься, отверстие пробирки закройте под водой пробкой и выньте её из воды. В полученный раствор опустите красную лакмусовую бумажку. Напишите уравнения проведённых реакций. Какое вещество образуется при растворении аммиака в воде? Какое наблюдение подтверждает этот вывод? 242 Опыт 2. Образование хлорида аммония. Газоотводную трубку прибора, в котором вы получали аммиак, осторожно введите в пробирку с 0,5 см^ концентрированной соляной кислоты. Конец газоотводной трубки должен находиться на расстоянии 5—6 мм от поверхности кислоты. Смесь хлорида аммония и гидроксида кальция немного нагрейте. Объясните появление белого дыма. Напишите уравнение реакции. Почему конец газоотводной трубки нельзя погрузить в кислоту? КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА ВОДНОГО РАСТВОРА АММИАКА Опыт 3. Свойства водного раствора аммиака. 1. В пробирку налейте 2—3 см^ водного раствора аммиака и добавьте 2—3 капли фенолфталеина. Отметьте цвет раствора. Нагрейте этот раствор до кипения. Объясните изменение окраски. Составьте уравнение реакции. 2. К 2—3 см^ водного раствора аммиака добавьте несколько капель фенолфталеина. Затем приливайте по каплям раствор серной кислоты до исчезновения окраски индикатора. Объясните причину исчезновения окраски. Составьте уравнение реакции. Опыт 4. Использование водного раствора аммиака для получения гидроксидов металлов. В пробирку с 2—3 см^ раствора соли алюминия прилейте водный раствор аммиака. Что вы наблюдаете? Напишите ионно-молекулярные уравнения реакции (полное и сокращённое). ВОЗГОНКА ХЛОРИДА АММОНИЯ В сухую пробирку внесите немного (на донышке) хлорида аммония. Нагревая пробирку, держите её наклонно (см. рис. 35 на с. 127). Объясните, почему в верхней (холодной) части пробирки появляется белый налёт. Напишите уравнение реакции. 243 Работа 5 Рис. 59. Прибор для получения углекислого газа ПОЛУЧЕНИЕ ОКСИДА УГЛЕРОДА(1У) И ИЗУЧЕНИЕ ЕГО СВОЙСТВ. СВОЙСТВА КАРБОНАТОВ ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ОКСИДА УГЛЕРОДА(1У) 1. Получите углекислый газ с помощью аппарата, заряженного мелом или мрамором и соляной кислотой (рис. 59). Напишите сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции, 2. Наполните углекислым газом химический стакан, проверяя наличие газа горящей лучинкой. Осторожно «перелейте» газ в другой стакан и испытайте горящей лучинкой содержимое обоих стаканов. Укажите, какие свойства углекислого газа лежат в основе этого опыта. 3. Налейте в пробирку 3-4 см^ дистиллированной воды, добавьте несколько капель фиолетового лакмуса и пропускайте через воду углекислый газ до изменения окраски индикатора. Объясните наблюдаемое. Составьте уравнение соответствующей реакции. ^ Нагрейте содержимое пробирки до начала кипения. Объясните, почему снова изменился цвет лакмуса. 4. Налейте в пробирку 2—3 см^ известковой воды и пропускайте через неё углекислый газ до помутнения. Составьте уравнение реакции. Продолжайте пропускать углекислый газ через мутную смесь до полного осветления раствора. Объясните, почему растворился карбонат кальция. Составьте уравнение реакции. Полученный прозрачный раствор гидрокарбоната кальция нагрейте до кипения. Что вы наблюдаете? Объясните происходящее явление соответствующим уравнением реакции. Сделайте выводы: а) каким образом карбонаты можно превратить в гидрокарбонаты; б) как можно гидрокарбонаты превратить в карбонаты. 244 ОТНОШЕНИЕ СОЛЕЙ УГОЛЬНОЙ КИСЛОТЫ К КИСЛОТАМ В три пробирки насыпьте по 1—2 г карбоната натрия, гидрокарбоната натрия и карбоната кальция. Прилейте в каждую пробирку по 1 см^ соляной кислоты. Как убедиться, что при взаимодействии карбонатов с кислотой выделяется углекислый газ? Напишите уравнения реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионно-молекулярном виде. РАСПОЗНАВАНИЕ КАРБОНАТОВ Вам вьшаны три пробирки с растворами хлорида, карбоната и сульфата натрия. Определите опытным путём, в какой пробирке находится карбонат. Укажите, какая реакция является качественной на карбонат-ион. Составьте сокращённое ионно-молекулярное уравнение этой реакции. РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ «МЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ» Опыт. Окрашивание пламени солями металлов. Налейте в одну пробирку раствор хлорида натрия, в другую — хлорида калия, в третью — хлорида кальция, а в четвёртую — хлорида меди(П). В пламени горелки тщательно прока-1ите железную проволоку. Смочите её, опустив в пробирку с раствором хлорида натрия, внесите в пламя горелки, наблюдайте окрашивание пламени. Проволоку промойте в соляной кислоте и снова хорошо прокалите. Теперь смочите её раствором хлорида калия и вновь внесите в пламя горелки. Аналогично наблюдайте окрашивание пламени солями кальция и меди(И). Укажите, в какой цвет окрашивают пламя катионы разных металлов. Задание 1. В вьшанных вам трёх пробирках содержатся хлориды натрия, магния и алюминия. Одним реактивом Работа 6 245 определите, в какой пробирке находится каждое из выданных вам веществ. Составьте уравнения проведённых реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Задание 2. В пробирках даны хлориды натрия, калия и кальция. Определите опытным путём, какое вещество находится в каждой пробирке. Задание 3. В пробирках даны сульфаты железа(П), желе-за(1П) и меди(И). Различите их, не используя реактивы. Задание 4. Проведите реакции, подтверждающие качественный состав хлорида железа(П1) и сульфата железа(И). Составьте сокращённые ионно-молекулярные уравнения проделанных реакций. Задание 5. Докажите опытным путём, что железный купорос, образец которого вам вьшан, содержит примесь сульфата железа(1П). Составьте сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции. Задание 6. Вода в одной пробирке содержит соли, обусловливающие временную жёсткость, а в другой — постоянную. Установите характер жёсткости каждого образца воды. Напишите уравнения реакций, которые вы провели для этого. Работа 7 РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО КУРСУ химии 9 КЛАССА Задание I. Осуществите следующие превращения: СаСО, СО, СаСОз Са(НСОз)2 СаСОз - - Ca(N03)2 Укажите, при каких условиях протекает каждая реакция. 246 Задание 2. В пробирках даны карбонат калия, хлорид калия, сульфат магния. Определите опытным путём, какое вещество находится в каждой пробирке. Задание 3. В пробирках даны растворы хлоридов бария, меди(И), магния, железа(1П). Укажите, как с помощью наи-меньщего числа опытов и реактивов определить, раствор какой соли находится в каждой из пробирок. Задание 4. Докажите, что в выданном вам образце вещества содержатся примеси: а) в гидроксиде натрия — примесь карбоната натрия; б) в хлориде натрия — примесь сульфата натрия. Задание 5. Проведите реакции, подтверждающие качественный состав хлорида аммония и сульфата натрия. Составьте уравнения всех реакций для заданий 1-5 в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде, отметьте признаки реакций. Задание 6. В лаборатории имеются растворы гидроксида калия, хлорида магния, азотной кислоты, твёрдый карбонат натрия, медь. Используя эти реактивы, получите максимально возможное число веществ. Составьте уравнения реакций. Задание 7. Известно, что некоторые вещества, например гидроксид кальция, натрий, оксид фосфора(У), концентрированная серная кислота, при долгом и неправильном хранении изменяют свой состав. Укажите, какие химические явления происходят при этом. Составьте уравнения происходящих реакций. Задание 8. а) Установите наличие непредельных соединений в растительном масле. : б) Докажите, что в результате неполного сгорания пара- ^ фина (свеча) образуется сажа (углерод). : Ответы к расчётным задачам «7 3. т{Н'^ = 0,2 г. 4. т(СН4) = 10 г. §8 5. а) ц;(Н) = 11%; б) м;(Н) = 25%. 6. v(ZnCl2) = 0,2 моль; v(H2) = = 0,2 моль. §9 1. F(ra3a) = 4,48 л. 2. а) ^(N2) = = 33,6л;6)^(502) = 2,24л. 3. iV^(02) = AT(H2) = 6,7- Ю^'. §10 1. а) Dh,(H20) = 9; ^возд(Н2О) = 0,62;6)2)н,(С12) = = 35,5; D30JCI2) = 2,45. 2. а) М(газа) = 44 г/моль; б) М(газа) = 44 г/моль; в) М(газа) = 44 г/моль. 3. ^(02)=112л;т(Н2)= Юг. §11 1. F(H2> = 44,8 л. 2. т(А1С1з) = = 400,5 г;У(Н2>= 100,8 л. 3. F(HC1) = 67,2 л. 4. F(H2> = = 11,2 л; хватит. §12 2. 12 р. 60 к. 3. DcoS^i^) = 0.41. 4. а;(НзР04) = 49%‘. 5. F(H2> = = 5,6 л. 6. F(H2> = 11,2 л; /п(Са(ОН)2) = 37 г. §13 3. FCClj) = 5 л. § 14 4. m(Cl2) = 3,17r; = = 2,45; DN/CI2) = 2,54. 5. F(Cl2) = 0,076 л. §15 4, m(ZnCl2) = 167,55 г. 5. F(HCl) = 9,4л. §16 3. /п(Вг) = 0,2 г. 4.7тг(1) = 0,048 г. §17 1. F(Cl2) = 2,24 л. 2. F(HC1) = = 67,2 л. 3. m(AgCl)= 14,35 г. 4. v(l2) = 0,1 моль. §20 4. т(0) = 32,5 кг при массе организма 50 кг. 5. 0 = 4410 кДж. §21 3. 7)н/Оз) = 24; Do^(0,) = l,5. 4. М(газа) = 48 г/моль. §22 3. F(S02) = 11,2 л; 7V(S02) = 3- 10^1 §23 3. F(H2S) = 11,2 л. §24 2. а) F(S02) = 22,4 л; б) F(S02> = = 44,8 л. 3. m(Na2S03> = 63 г. §25 4. F(p-pa) = 700 см^. §26 1. F(H2S)= 112 л. 2. F(H2) = = 3,36 л. 3. F(B03fl.) = 213,3 л. 4. ы;(прим.) = 32,8%. §27 4. F(вoзд.) = 13,3 л. §28 5. F(NHз) = 4,48л. 248 §29 3. N2O3. 4. F(N02) = 22,4л; F(02) = 5,6л. §30 5. m(p-pa) = 1575 г. 6. = 150 г. §32 5. т(мяса) = 490 г; т(яиц) = = 446 г; /п(сыра) = 143 г. 6. т(НзР04) = 147 кг. §33 5. F(02) = 16,8 Т^(возд.) = = 80 м\ §34 4.1^(С02) = 22,4 л; v(C02) = = 1 моль. §36 4. у(Са510з) = 1080 моль; т(Са5Юз) = 125,28 кг. §37 2. у(Са810з) = 1,08 кмоль; т(Са810з) = 125,28 кг. §38 5. т(Са) = 16 г. §39 6. т(А1) = 3,6 г. §40 1. ш(Ре) = 93%. 2. ш(СаО) = = 40%. 3.-р(Н2) = 32,7л. §41 5. и;(НС1) = 5,5%. 6. u;(Cu) = 64%; м;(А1) = 36%. 7.1У(А1) = 43%. §42 5. т(молока) = 538,5 г. §43 4. m(Na2C03) = 132,2 г. 5. т(СаСОз) = 30,86 мг. §44 3. y(Na) = 0,25 моль; m(Na) = = 5,75 г. 4. м;(КОН) = 16,14%; F(H2)= 16,8 л. §45 5. ш(РеС1з) = 9,2%. §46 3. ш(Ре) = 94%. 4.1д(Ре20з) = = 60%. §48 3. СН4. §49 4. Q = 264 кДж; К(возд.) = 64 л. §50 4.F(C2H4> = 11,2 л; т(С2Н4Вг2) = 94 г. §52 2. Р(возд.) = 2000 л. §53 3. Р(р-ра) = 3,52 см^. 4. т(эфира) = 176 г. §54 2.(3= 123 706 кДж. §55 1. т(СбН,20б) = 34,2 г; v(0,) = = 1,14 моль. 2.Q= 157,7 кДж. §56 4. т(казеина) = 70 кг. Предметный указатель Адсорбция 149 Азот 120 —, круговорот в природе 135 —, оксиды 129 Алканы 216 Алкены 219 Аллотропия 98 Аллотропные видоизменения (модификации) 99 Алмаз 147 Алюминий 182 —, оксид 185 Аминокислоты 234 Аммиак 123 Аммиачная вода 123 Аммония ион 124 — соли 126 Апатит 138 Белки 235 Бетон 165 Бокситы 182 Бром 77 Вода 50 — дистиллированная 51 — жёсткая 194 —, круговорот в природе 56 — мягкая 194 — тяжёлая 58 Водород 36 Возгонка 61 Восстановитель 6, 11 Восстановление 7 Галогены 60 Гематит 202 Гидрокарбонаты 154 Гидрометаллургия 172 Гидросульфаты 110 Гидросульфиды 106 Гидросульфиты 108 Гидрофосфаты 142 Гипс 101 Глауберова соль 101 Глицерин 226 Глюкоза 231 Горькая соль 101 Гремучий газ 37 Графит 148 Ди гидрофосфаты 142 Диполь 53 Дисахариды 232 Дистилляция 51 Железняк красный см. Гематит — магнитный см. Магнетит Железо 202 Жиры 229 Жёсткость воды 194 Закон Авогадро 43 Известняк 146 Иод 78 Ион аммония 124 Калий 196 Кальций 188 250 Кальцит 146 Каолинит 160 Карбонаты 154 Карбоновые кислоты 227 Катализатор 87 Керамические изделия 164 Кислород 93 Кислота азотная 131 — кремниевая 162 — олеиновая 230 — окислитель 113 — пальмитиновая 230 — серная 109 — сернистая 107 — сероводородная 106 — соляная 72 — стеариновая 230 — угольная 154 — уксусная 227 — фосфорная (ортофосфор-ная) 141 — хлорноватистая 69 Кокс 149 Колчедан железный (серный) см. Пирит Коррозия металлов 209 Корунд 182 Крахмал 232 Кремнезём 160 Кремний 159 —, оксид 162 Кристаллическая решётка атомная 140 ----металлическая 173 Лимонит 202 Магнетит 202 Магний 188 Малахит 146 Мел 146 Металлургия 171 Металлы 170 — щёлочно-земельные 188 — щелочные 196 Метан 216 Метиловый спирт 225 Молярный объём 43 Моносахариды 231 Мрамор 146 Натрий 196 Нашатырный спирт 123 Нашатырь 128 Нефть 223 Нитраты 133 Нормальные условия 42 Озон 98 Озонатор 99 Окисление 6 Окислитель 7,11 Относительная плотность газа 45 Периодический закон 20, 21 Периодическая система 20 Пероксиды металлов 198 Пирит 101 Пиролиз 148 Пирометаллургия 171 Поваренная соль 199 Полисахариды 232 Поташ 155 Природный газ 222 Попутные газы 222 Реакции гетерогенные 84 — гомогенные 83 251 — каталитические 87 — необратимые 89 — обратимые 89 — окислительно-восстановительные 6 Реакция полимеризации 220 — этерификации 228 Сажа 149 Сахароза 232 Связь металлическая 173 — пептидная 235 Сера 101 —, оксиды 107, 109 — ромбическая 102 Сернистый газ 107 Сероводород 105 Силикатная промышленность 163 Силикаты 160, Сильвинит 65 Скорость химической реакции 83 Слюда 160 Сода кальцинированная 155 — кристаллическая 155 — питьевая 155 Спирт метиловый 225 — этиловый 225 Спирты 225 Сталь 207 Стекло 163 — растворимое (жидкое) 163 Сульфаты 11 о Сульфиды 106 Сульфиты 108 «Сухой лёд» 153 Угарный газ 152 Углеводороды 216 — непредельные 219 — предельные (алканы) 216 Углеводы 231 Углекислый газ 153 Углерод 146 —, круговорот в природе 156 —, оксиды 152, 153 Уголь 149 — активированный 150 — каменный 223 Условия нормальные 42 Фосфаты 142 Фосфор 138 — белый 139 — красный 140 —, круговорот в природе 143 — чёрный 140 Фосфорит 138 Фруктоза 231 Фтор 76 Функциональная группа 224 Хлор 64 Хлороводород 71 Целлюлоза 233 Цемент 207 Чугун 207 Электронный баланс 13 Электрометаллургия 172 Этилен 220 Этиловый спирт 225 252 Содержание Предисловие ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ I § 1. Понятие об окислительно-восстановительных реакциях...............................................5 § 2. Окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность..........8 § 3. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций............... 13 ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА-ОСНОВА ИЗУЧЕНИЯ И ПРЕДСКАЗАНИЯ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ II §4. §5. §6. Периодический закон................................. 17 Характеристика химического элемента и его соединений на основе положения в Периодической системе и строения атома.....................................23 Значение периодического закона.......................25 ВОДОРОД и ЕГО ВАЖНЕЙШИЕ СОЕДИНЕНИЯ III § 7. §8. §9. §10. §11. §12. Водород, его общая характеристика, нахождение в природе и получение....................31 Свойства и применение водорода......................36 Молярный объём газов. Закон Авогадро................41 Относительная плотность газов.......................45 Вычисления по уравнениям химических реакций с использованием физической величины «молярный объём газа». Объёмные отношения газов в реакциях ...47 Вода................................................50 253 ГАЛОГЕНЫ j §13. Общая характеристика галогенов.................60 \\ § ................................................. ^ У §15. Хлороводород и соляная кислота.................71 § 16. Фтор. Бром. Иод...............................76 § 17. Вычисление массы (объёма, количества вещества) продукта реакции, если одно из реагирующих веществ дано в избытке.................................80 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ИХ КЛАССИФИКАЦИЯ V§ 18. Понятие о скорости химических реакций.......................82 §19. Классификация химических реакций...............89 ПОДГРУППА КИСЛОРОДА j-r § 20. Кислород.........................................93 \/ I §21. Озон. Аллотропия.................................98 ▼ А §22. Сера........................................... 101 § 23. Сероводород.................................... 105 § 24. Оксид серы(1У). Сернистая кислота.............. 107 § 25. Оксид серы(У1). Серная кислота................. 109 § 26. Вычисление массы или объёма продукта реакции по известной массе или объёму исходного вещества, содержащего примеси............................. 115 ПОДГРУППА АЗОТА W§ 27. Азот.......................................................... 120 §28. Аммиак. Соли аммония............................ 123 §29. Оксиды азота.................................... 129 § 30. Азотная кислота и её соли...................... 131 §31. Круговорот азота в природе...................... 135 § 32. Фосфор и его соединения........................ 138 ПОДГРУППА УГЛЕРОДА_______________________________________________________ JT §33. Углерод........................................ 146 \ / III §34. Кислородные соединения углерода................ 152 ▼ АхХ §35, Круговорот углерода в природе.................. 156 §36. Кремний и его соединения........................ 159 254 § 37. Сравнение свойств водородных соединений неметаллов IV—VII групп....................................... 166 МЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ IX § 38. Общая характеристика металлов. Получение и физические свойства металлов......... 170 § 39. Химические свойства металлов.................... 176 § 40. Определение состава смеси, компоненты которой выборочно взаимодействуют с указанными реагентами.... 179 §41. Алюминий......................................... 182 §42. Магний и кальций................................. 188 § 43. Жёсткость воды и её устранение.................. 194 § 44. Щелочные металлы................................ 196 §45. Железо............................................201 § 46. Соединения и сплавы железа.......................205 § 47. Коррозия металлов ...............................209 ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ X §48. §49. §50. §51. §52. §53. §54. §55. §56. Практические работы Взаимосвязь неорганических и органических веществ .... 213 Углеводороды. Предельные углеводороды — алканы.....216 Непредельные углеводороды — алкены.....................219 Природные источники углеводородов......................222 Кислородсодержащие органические соединения. Спирты 224 Уксусная кислота.......................................227 Жиры...................................................229 Углеводы ..............................................231 Азотсодержащие соединения..............................234 Работа 1. Рещение экспериментальных задач по темам «Важнейщие классы неорганических соединений» и «Реакции ионного обмена»..........238 Работа 2. Галогены........................................................240 Работа 3. Рещение экспериментальных задач по теме «Подгруппа кислорода»..241 Работа 4. Получение аммиака и изучение его свойств. Соли аммония.........241 Работа 5. Получение оксида углерода(1У) и изучение его свойств. Свойства карбонатов............................................244 Работа 6. Рещение экспериментальных задач по теме «Металлы и их соединения»...............................................245 Работа 7. Рещение экспериментальных задач по курсу химии 9 класса.........246 Ответы к расчётным задачам................................................248 Предметный указатель......................................................250 Учебное издание Новошинский Иван Иванович Новошинская Нина Степановна химия 9 класс Учебник для общеобразовательных учреждений Ответственный редактор И. А. Костенчук Художественный редактор С. Н. Якубовский Корректор М. Г. Курносенкова Вёрстка Л. X. Матвеевой В издании использованы иллюстрации из книги: Brown T.L., LeMay Н.Е., Bursten В.Е. Chemistry: The Central Science. — 6th ed. — New Jersey: Prentice Hall, 1994. Подписано в печать23.08.12. Формат 70x90/16. Бумага офсетная. Гарнитура «NewtonC». Печать офсетная. Уел. печ. л. 18,72+0,59 (вкл.).Доп. тираж 4000 экз. Заказ 74. Изд. № 08040. ООО «Русское слово — учебник». 125009, Москва, ул. Тверская, д. 9/17, стр. 5. Тел.: (495) 969-24-54, 658-66-60. Отпечатано в ОАО «Издательство «Советская Кубань» 350000, г. Краснодар, ул. Рашпилевская, 106. ISBN 978-5-91218-325-6 785912 183256 1Ш1>1ЮДЫ ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА РЯДЫ у П п ы А I в Н 1 1,008 ВОДОРОД 2JLQ 0.05 Li 3 6,041 ЛИТИЙ 0.97 0,159 N8. 22.D» 0,171 I НАТРИЙ I А II в III А В IV А В V А в VI А Be ^ 0,012 0.104 БЕРИЛЛИЙ Mg 12, L22 24,312 0,148 2 МАГНИЙ 2 В 2.01 *■ 0.078 10.811 БОР 13 А1 26.982 АЛЮМИНИЙ 1.11 3 0.131 2.51! ^ с 0,062 12.011 УГЛЕРОД Х.В14 Si 0,107 28.OS0 КРЕМНИЙ 7 3.01 ' 0.052 N 1 1.007 АЗОТ 15 2J! Р 0.002 30.074 ФОСФОР ajil! ^ о 0.0-15 1.5,00» КИСЛОРОД 16 S 2.«0 0.081 Л2,(Ш-1 СЕРА в VII А (Н) 1.(ш ® F 0.040 18.998 ФТОР 2.83 17 С1 0,073 35.153 ХЛОР А VIII В 2 Не 0.029 4.003 ГЕЛИЙ 10 Ne 0.035 20.179 НЕОН 18 Aj. 0.066 39.048 АРГОН Симнол Атомный Элоктроотрн* элемента номер цатслыюсть / Распределение электронов по эвергстнческн.м уровням Li 3 ОЛИ 6.941 0.159 ЛИТИЙ -| 1 2 Отиоснтельная атомная масса (округленная) Орбитальный радиус атома, нм Название К 38,102 КАЛИЙ 19 0.91 0.216 в 8 2 Са 20^ ^ 40,08 0.1G9 I КАЛЬЦИЙ 1 Sc 21 44,056 СКАНДИЙ LZQ 0,157 I Ti 22 47,90 ТИТАН JL22 0,148 10 V 23 50,041 ВАНАДИЙ ^ 0.140ц Сг 51,096 ХРОМ 24 0,1-15 13 8 2 Мп 25 54,938 МАРГАНЕЦ 1.60 0.128 13 26 Fe 55,847 ЖЕЛЕЗО 1.64 0.123 U Со 27 1.70 58,933 0,118 13 КОБАЛЬТ I Ni 58.70 28 1.75 0,114 10 НИКЕЛЬ I хл.29 Си ,8 0,119 63,540 I МЕДЬ U.30 2п l| 0,107 65,37 I______ЦИНК ISZ 21 Са ,8 0.126 69,72 I ГАЛЛИЙ 2.fi2 22 Се 18 0.109 72,59 I ГЕРМАНИЙ 2.U 23 As 0.100 74,922 МЫШЬЯК 2.18 24 Se 0.092 78.96 СЕЛЕН 2.11 25 Вг 0.085 79,904 БРОМ 26 Кг 0.080 83.80 КРИПТОН 6 Rb 27q^82 1 85.468 0.229 j| РУБИДИЙ I Sr 28 87.62 СТРОНЦИЙ 0.99 0.184 Y 29 jjLi 2 88.908 0.170 ,8 ИТТРИЙ I Zr 40 91,22 ЦИРКОНИЙ 1.22 7 0.159 Nb 41 i.za ‘ 92,906 0,159 ,8 НИОБИЙ i Mo 421 95,94 0,152 {j МОЛИБДЕН I Tc 43 2 199] 0.139 ,*8 ТЕХНЕЦИЙ I 1.42 RU 44 101,07 0.141 Jg РУТЕНИЙ I Rh 102,91 РОДИЙ 45 1.45 I 0,135 Pd. 46 0 106.4 0,057 {* ПАЛЛАДИЙ 2 47 Ag li, ^ IS 0.129 107,868 i СЕРЕБРО ,1 ЫЙ 48 Cd 18 0,118 112,41 2 КАДМИЙ ,1 1.12 49 In 18 0,138 114.82 1 ИНДИЙ . U2 50 Sn 18 0,124 118.69 2 ОЛОВО .1 18 0,119 51 Sb 121,76 СУРЬМА 2Л1 52 Те 18 0,111 127,60 I ТЕЛЛУР 53 2^1^’^’ I ]8 0,105 126,905 j___________иод .1 Xe 18 0.099 131.30 I КСЕНОН 6 8 0.252 is ЦЕЗИЙ_________t Cs 132.905 ■Rq 56 7 J3a Й.М I 1.37,34 0,200 18 БАРИЙ 2 La* 138,906 57 1.02 Hf 0,192 18 ЛАНТАН 2 "^2 uia .8 32 178,49 0.148 18 ГАФНИЙ I 1.32 и Та 73 180.918 0.141 ТАНТАЛ w 183.85 74. 2 XAQ 12 32 0.136 18 ВОЛЬФРАМ I Re 186.20 РЕНИЙ 75 IA& 13 32 0.131 18 8 Os 76 100,2 ОСМИЙ M 32 0.127 18 Ir 77 192.22 0.123 ?8 ИРИДИЙ Pt 78 „ 105,09 0.122 18 ПЛАТИНА 2 9 .8 XAZ 79 Au 18 0.119 190.967 I ЗОЛОТО lai 66 0,113 200,59 РТУТЬ Hg 1.44 32 18 0.132 8 81 Tl 204.37 ТАЛЛИЙ Ui5 62 PI) 18 0.122 207,19 2 СВИНЕЦ 1лг 83 Bi 18 0.130 208,08 2 ВИСМУТ 1лл84 Po 0,121 [210] ПОЛОНИЙ IS 1-90 32 18 0.115 8 2 85 At [2101 АСТАТ 86 Rn 0.109 (222) РАДОН 7 10 Fr 87 [223) ФРАНЦИЙ !L8a ,i 0.245 32 Ra 1226] РАДИЙ 88 a.ai .1 0,204 32 Ac **89i^ I 0,190 32 [227J АКТИНИЙ Rf 104 1261) РЕЗЕРФОРДИЙ 2 Db 105 [262] ДУБНИЙ 106 Sg [263] СИБОРГИЙ 2 Bh 107 [262] БОРИЙ 108 Hs [265] ХАССИЙ Mt 109 Й ]266] 72 МЕЙТНЕРИЙ 2 Ds 110 1271) ДАРМШТАДТИЙ Высшие оксиды R2O RO RoO.-j ROj RoOr, RO. R.,07 RO,i Летучие водородные соединения RH,] RH3 H,R HR ллнтлноиды **ЛКТ11НОИДЫ Са 58 i V-'C i.oe га ЦКРИП ? “D-M 59 i i X 1.И it I40.ft 0.194 !• ПРАЗЕОДИМ 5 Nfl • X N LI « 0 ,^, I» НЕОДИМ * Pm h o.iee 1» ПРОМЕТИЯ t Sm •, 130.4 O.IM САМАРИЙ 1 ТП11 63 1 ■XI* Li. as J53.0 O.IM ЕВРОПИЙ ! Gd 64 ^ 1 1&7.Э 0,17( 1И ГАДОЛИНИЙ t Th 65 i X Kf , .Q af 180.0 to 0,178 M ТЕРНИЙ S Dy 66 1 10X0 0.176 >* ДИСПРОЗИЙ ; "Ho 8 X XW jg 0.173 »e гольмий 5 'F.r 68 * X^x to ^ O.1T0 ЭРВИЙ J Tm 69^^^ j, ТУЛИЙ 5 Vb 70 i X и 31 173,0 0,166 ИТТЕРБИЙ ! Lu 71 1 xjj 33 ЛЮТЕШШ 3 Th 90 IS 23S.0 1*11 ТОРИЙ 5 Pa 91 J, X a. ^ 30 0.181 1Я ПРОТАКТИНИЙ 5 U 92 i 0^.! УРАН ; Np 93 ^ 1 13371 0.174 18 НЕПТУНИЙ 5 Pn 94 i 1-22 ;♦ IM4| 0.17» ПЛУТОНИЙ J Am95 i l»*3| 0.170 ?| АМЕРИЦИЙ ? Cm 96^ Й 1*471 ^ ,e КЮРИЙ ? Bk97^ 1 l*47| 0.103 (я БКР1СЛИЙ 5 Cf 98^ i (2611 0.160 ” КАЛИФОРНИЙ Э Es 69 |2*.1м соотпетстоуют простые ве1цестпа - инертные гааы РЯД АКТИВНОСТИ МЕТАЛЛОВ Li К Ba Ca Na Mg Be A1 Mn Zn Cr Fe Cd Ni Sn Pb Fe Ha Cu Ag Hg Au Усиление посстаиопительиых свойств атомов- РАСТВОРИМОСТЬ кислот, ОСНОВАНИИ и СОЛЕЙ В ВОДЕ ионы Н" КАТИОНЫ ГИДРОКСИДОВ сильных ОСНОВАНИЙ СЛАБЫХ ОСНОВАНИЙ АМФОТЕРНЫХ СЛАБО АМФ. К" Na^ Ва^^ Са^^ nh; Ад" А1®" РЬ2" Sn^" Fe^" Си^" он- Гидроксид р Р Р Р М Pt Бл Бл — Бл Бл Бл Бл Бр С о ц о 2 X о X X < X л X л ц, X о NOi Нитрат Р р Р Р Р Р р Р Р Р Р Р Р — Р Р so^ Сульфат Р р Р Р Бл М р Р Р м Р Р Бл Р Р Р |- Иодид Р р Р Р Р Р р Р Р ж Р Р Ж Ок — — вг- Бромид Р р Р Р Р Р р Р Р Бж Р Р Бж — Р Р С1- Хлорид Р р Р Р Р Р р Р Р Бл Р Р Бл Р Р Р X м ш < с; и ро^- Ортофосфат Р р Р Бл Бл Бл _ Бл Бл Ж Бл Бл Бл Бл Бж Гл со|- Карбонат РТ р Р Р Бл Бл р Бл Бл Бж S2- Сульфид Р| р Р Р Р Р р М Ч Ч — Бл Ч Бр — Ч SiO|- Метасиликат Бл р Р Бл Бл Бл — Бл Ср — — Рз Бл — — — Обозначения:М — малорастворимые; Р — растворимые; чёрточка (—) — не существуют или разлагаются водой; Р| — кислоты (основания) летучие или распадаются с образованием газа. Цвета осадков: Бл — белый; Бж — бледно-жёлтый; Бр — бурый; Гл — голубой; Ж — жёлтый; Ок — оранжево-красный; Рз — розовый; С — синий; Ср — серый; Ч — чёрный. I I 0 01 о со X > m X X _аэ X > U со > X X 00 X е X X X J= е X (О X X m о X X со 5 X X X X