Text
                    занимательная
ХИМИЯ
СЕРИЯ «ЗАНИМАТЕЛЬНЫЕ УРОКИ»
Л. Аликберова
Ваижммгелим
ХИМИЯ
Книга для учащихся, учителей и родителей
Москва «АСТ-ПРЕСС»
1999
УДК 54
ББК 24 я 72
А 50
Аликберова Л.
А 50 Занимательная химия: Книга для учащихся, учителей и родителей. — М.: АСТ-ПРЕСС, 1999 — 560 с.: ил. — («Занимательные уроки*).
ISBN 5-7805-0515-2
Химия — наука серьезная, изучать ее нелегко. А если с самого начала что-то ие заладится, то вскоре все становится непонятно, а значит — скучно. cha книга и предназначена для того, чтобы сделать изучение химии увлекательным, интересным.
Разгадывая кроссворды, загадки, головоломки, ребята смогут повторить и закрепить пройденный материал, узнают для себя много нового. Учителям химии книга пригодится на уроке, факультативных занятиях и кружках, чтобы в игровой форме донести до ребят изучаемый материал, заинтересовать их своим предметом.
Книга адресована широкому кругу читателей — школьникам, учителям, родителям.
.4802000000-158
81119(03 )-99
ISBN 5-7805-0515-2
УДК 64
ББК 24 я 72
© «АСТ-ПРЕСС», 1099
Уважаемые учителя!
Уважаемые мамы и папы!
Химия - наука удивительная.
Она очень конкретная и касается бесчисленных полезных и вредных веществ вокруг нас и внутри нас. Поэтому химия нужна и строителю, и фермеру, и электронщику, и домохозяйке.
Она очень абстрактная и имеет дело с мельчайшими частицами, которые не разглядишь в любой микроскоп, со сложными формулами и на первый взгляд непонятными законами.
Если считать первыми химиками древнеегипетских жрецов, то химия - наука-старушка, ей несколько тысяч лет. Тем не менее в ней до сих пор так много неясного и неоткрытого! Постоянно появляются новые области химии, новые вещества, новые методы их получения и изучения.
Изучать химию трудно. Если с самого начала это дело не ладится, то вскоре все становится непонятно, а значит - скучно, а потом и страшно... А ведь четырнадцатилетнему человеку, почти взрослому, так трудно признаться в собственной неудаче!
5
Занимательная химия
Чтобы заинтересовать подростка химией, в этой книге сделана попытка перевести описание химических явлений на эмоциональный язык. Вероятно, эта книга попадет в руки разных читателей, и хотелось бы, чтобы в ней нашли что-то занятное и вместе с тем полезное для себя и учителя химии, и родители, и конечно же ученики.
Автор с благодарностью примет все замечания и предложения читателей.
Л. Ю. Аликберова
Глава I
Что изучает химия?
1. Живем в окружении химических веществ
•г—ак только маленький человек появля-ется на свет, он попадает в мир химиче-ских веществ. Он вдыхает воздух, а это \ смесь газов (азота, кислорода и дру-гих), выдыхает углекислый газ. Его умывают водой — это еще одно вещество, самое распространенное на Земле.
Добрые мамины руки заворачивают малыша в пеленки, надевают распашонку, а чтобы не было холодно, накрывают одеяльцем... Все эти вещи сделаны из волокон — хлопчатобумажных, основа которых — природное вещество целлюлоза, или клетчатка, и шерстяных, которые имеют белковую природу.
Малыш закапризничал: пора кушать. Мама дает ему бутылочку с молоком. Молоко — смесь воды с мельчайшими капельками молочного жира, и не только: здесь еще есть молочный белок казеин, мине
ральные соли, витамины и даже сахар, но не тот, с которым пьют чай, а особый, молочный — лактоза. Все это вещества природного, естественного происхождения. Бутылочка сделана из стекла, а соска — из резины; это тоже вещества, точнее, материалы (смеси веществ). И стекло, и резина — искусственного происхождения, в природе их не было.
Малыш растет, у него уже появились зубки, и он с аппетитом грызет яблоко. А яблоко состоит из целого набора химических веществ — здесь и сахар, и яблочная кислота, и витамины... Когда прожеванные кусочки яблока попадают в желудок, на них начинают
7
Занимательная химия
действовать пищеварительные соки человека, которые помогают усваивать все вкусные и полезные вещества яблока и любой другой пищи.
Мы не только живем среди химических веществ, но и сами из них состоим. Каждый человек — его кожа, мышцы, кровь, зубы, кости, волосы — построен из химических веществ, как дом из кирпичей. Если человек двигается, думает, работает и растет, это значит, что он получает с пищей и питьем все новые порции химических веществ...
За окном зеленеет дерево. Ветки его и ствол состоят в основном из уже знакомой нам целлюлозы, а в листьях есть очень важное для растений зеленое вещество хлорофилл. С помощью хлорофилла растение поглощает из воздуха углекислый газ и под действием света превращает его в полезные вещества, поэтому и растет. Растение тоже участвует в обмене веществ: поглощает один газ, а «выдыхает» другой — кислород.
По улице проехала машина. Она сделана из прочных веществ, природных и искусственных, — железа, пластмассы, резины, меди, алюминия... В моторе у машины сгорает бензин — горючая смесь веществ, полученных из природной нефти.
Подросший за лето малыш лепит куличики в песочнице. Песок — природное вещество, это мелкие крупинки очень твердого минерала кварца. Когда песок очень чистый, он совершенно бесцветный, а желтым или серым он становится от загрязнений.
Зимой, когда на улице будет холодно, малыш сядет за стол и будет рисовать на бумаге карандашом, грифель которого сделан из природного вещества графита. Графит серого цвета, и хотя он кажется твердым, им можно писать и рисовать, потому что от це
8
Глава 1. Что изучает химия
лого стержня этого вещества при трении легко отделяются мелкие чешуйки.
Твердость, прочность, горючесть, цвет и многое другое, чем можно описать химическое вещество, — это его свойства.
Вот мы и узнали, что химия — это наука о вещест* вах и их свойствах. Но не только...
События в мире веществ — химические реакции
Мама зажгла спичку, повернула кран горелки газовой плиты, и произошло маленькое привычное чудо: загорелся газ. Природный газ — метан или пропан, который подается к плите по трубам или из баллона, соединяясь с воздухом (точнее, с кислородом воздуха), образует жаркое пламя. Когда газ сгорает, из него получаются совсем другие вещества — углекислый газ (диоксид углерода) и вода (водяной пар). Это превращение называют химической реакцией.
Превращение природного газа и кислорода в продукты сгорания идет с выделением тепла, поэтому реакцию горения используют не только дома на кухне, но и в больших котельных, где подогревают воду для отопления целых городских кварталов, и на заводе, где выплавляют металлы из руды или делают цемент, кирпич, стекло...
Но вернемся на кухню, где уже варится еда. На конфорках стоят кастрюльки и сковородки, и запах такой аппетитный! Почему крупы и картофель при варке становятся мягкими, а яйцо, наоборот, из жидкого становится твердым, на жареной рыбе появляется румяная корочка, а в духовке поднимаются пышные пирожки? Все эти «вкусные» превращения основаны
9
Занимательная химия
на химических реакциях, где одни вещества переходят в другие.
Что сегодня на ужин? Блинчики? У мамы наготове молоко, мука, сахар, соль, вот она насыпает в чайную ложку питьевую соду (гидрокарбонат натрия) и капает туда столовый уксус (слабый раствор уксусной кислоты). Смесь «закипает»: это в результате химической реакции выделился наш старый знакомый — углекислый газ. Если эта смесь попадет в тесто, блинчики будут «воздушными» и вкусными.
А теперь попросим у мамы ломтик картофеля и настойку иода из аптечки. Капнем настойкой на картошку и увидим, что бурый цвет иода превратился в синий. Здесь тоже прошла химическая реакция между иодом и крахмалом, который содержится в картофеле, и получилось новое вещество синего цвета.
Еще один опыт, который вполне по силам любому, кто начинает изучать химию. К мыльной воде в стакане добавим несколько капель столового уксуса и обнаружим, что вместо пены в жидкости оказались светло серые хлопья осадка.
Химические реакции, о которых мы только что говорили, сопровождаются изменением цвета, выделением тепла, выпадением осадка или выделением газа. Но бывают и такие реакции, которые очень трудно распознать по внешним проявлениям, для этого требуются специальные приборы.
Кроме химических превращений вещества могут участвовать и в физических. Если мы возьмем чайную ложку поваренной соли и растворим в стакане теплой воды, а на следующий день или даже через неделю выпарим воду из раствора, перед нами снова окажется то же самое вещество — поваренная соль.
10
Глава i. Что изучает химия
Если воду налить на блюдечко и выставить на мороз или поставить в морозильник, вода замерзнет и превратится в лед. Но как только блюдце нагреется, лед растает.
Когда кипит чайник, вода превращается в пар, который, попадая в холодный воздух, образует туман. Поднесем к носику кипящего чайника холодную чашку, и на ней тотчас же осядут капельки воды; чашка станет мокрой.
Растворение и кристаллизация соли из раствора, замерзание и испарение воды — все это физические, а не химические процессы: ведь вещества, которые в них участвовали, остаются в итоге неизменными.
Тех, кто изучает химию, интересуют в первую очередь химические реакции, в которых участвуют изучаемые вещества.
Итак, химия — это наука о веществах, их свойствах и превращениях — химических реакциях.
□ Малютки-молекулы и «неделимые» атомы
Буханку черного хлеба из магазина дома режут ножом на ломтики; после этого на столе могут остаться и крошки. Пусть они будут совсем маленькими, но все-таки они не перестают быть крошками хлеба. Только если хлебные обрезки используют для приготовления кваса, вещества, входящие в состав хлеба (крахмал, сахар, минеральные соли), начинают участвовать в химических реакциях и превращаться в совсем другие — углекислый газ, уксусную кислоту и спирт.
Дерево, срубленное в лесу, сначала распиливают на части, потом колют топором, и получаются поленья —
11
Занимательная химия
дрова. Из поленьев можно настругать ножом тонкие лучинки. Но и огромное дерево, и доски, и поленья, и лучины, и даже самые маленькие щепочки и опилки не перестают быть древесиной, основное вещество которой — целлюлоза. И только если дрова попадают в печь или на костер, целлюлоза сгорает, образуя углекислый газ и воду.
Вода плещется в озере, струится в реке или ручейке, она льется из водопроводного крана или ее приносят в ведре из колодца — всюду вода остается сама собой, даже если ее налить в маленькую чашечку или капнуть из пипетки. Более того, когда вода испаряется и превращается в пар, она становится совсем невидимой. Но стоит водяному пару попасть на большую высоту — туда, где в атмосфере холоднее, чем у поверхности земли, — как образуются капельки, которые собираются в облака, а потом падают на землю в виде дождя. Значит, никакое дробление на мелкие и мельчайшие капельки и даже переход в газообразное состояние не заставили воду перестать быть водой.
Другое дело, если начать разлагать воду с помощью электрического тока: в результате реакции, которую называют реакцией электролиза (см. с. 14), вместо воды мы получим два газа — водород и кислород.
Мельчайшие частички вещества, которые еще сохраняют его свойства, химики назвали молекулами. Молекулы очень малы. Например, если молекулу воды увеличить в 10‘ раз (или в 10 миллионов раз), то она достигнет размера горошины. А если во столько же раз «вырастет» ваш ровесник-школьник, то он запросто достанет рукой из Москвы до Владивостока.
Однако малютки-молекулы еще не самые крохотные частицы в мире химии. Молекулы состоят из
12
Глава 1. Что изучает химия
атомов. Слово «атом* по-гречески означает «неделимый». Атомы и вправду нельзя раздробить на более мелкие части, по крайней мере, пользуясь только химическими методами.
Каждая молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода, соединенных между собой химическими связями, и если ее нарисовать в сильно увеличенном виде, будет похожа на смешную погремушку.
Вот как она выглядит:
Когда молекулы воды испаряются с поверхности моря, озера или обыкновенной лужи, они просто улетают, но при этом не меняют своего состава.
Молекулы воды могут собраться в капельки, образовать легкие облака или грозовые тучи.
Вода может вернуться на Землю, если пойдет дождь.
Когда очень холодно, капельки воды замерзают, образуя кристаллы — снежинки. И Землю укрывает снег.
Но и жидкая, и газообразная, и кристаллическая вода (лед) — это вещество, молекулы которого имеют одинаковый состав.
13
Занимательная химия
Водяной пар
Другое дело — реакция электролиза. Под действием электрического тока разрываются химические связи между атомами водорода и кислорода в молекуле воды и образуются новые — между двумя атомами водорода в молекуле водорода и между двумя атомами кислорода в молекуле кислорода.
Вот так: вместо одной жидкости получаются два газа, а из молекул, которые состоят из трех атомов каждая, образуются двухатомные молекулы двух видов.
14
За н имительная химия
Так вот в чем состоит сущность химической реакции — в разрушении одних химических связей и образовании других!
Но как это происходит? Почему протекают химические реакции? Чтобы ответить на этот вопрос, надо прочитать вторую, а потом и третью главу этой книги и основательно разобраться в строении атомов и молекул.
А пока вспомним, что атомно-молекулярная теория была разработана нашим великим соотечественником М.В. Ломоносовым.
Михаил Васильевич Ломоносов (1711-1765) — великий русский ученый, химик, физик, технолог, литератор. Он открыл один из самых главных законов природы — закон сохранения материи и движения, первым разработал стройную теорию атомно-молекулярного строения вещества. Ломоносов создал первую в России химическую лабораторию. По его инициативе в 1755 году был открыт Московский университет, а Академия наук получила свое настоящее значение как база отечественной науки только благодаря неустанной работе М. В. Ломоносова. Много занимаясь русским языком, грамматикой н стихосложением, Ломоносов стал родоначальником русской литературы. Одной из главных тем ломоносовской поэзии была восторженная похвала науке:
♦В земное недра ты, Химия, Проникни взора остротой, И что содержит в нем Россия, Драги сокровища открой...»
Он был женат на дочери немецкого пивовара Елизавете Цильх, семейная жизнь его протекала счастливо.
У Ломоносова было две дочери и сын.
16
Глава I. Что изучает химия
Теперь давайте решим кроссворд
Под номером 7 по горизонтали надо вписать ответ на вопрос: что является объектом изучения химии? Остальные вопросы такие:
По горизонтали: 3 — вещество, которое пишет по бумаге черным или серым цветом; 5 — сладкое вещество; 10 — легкоплавкий металл, часто используется теми, кто имеет дело с паяльником; 11 — вещество, которое пишет белым цветом по асфальту; 12 — соленое вещество.
17
Занимательная химия
По вертикали: 1 — вещество, светящееся в темноте; считается, что именно им была намазана голова собаки Баскервилей; 2 — вещество, нужное для приготовления киселя и клейстера; 4 — газ, необходимый для дыхания; 6 — металл, из которого сделаны молоток и гвозди; 8 — мокрое вещество; 9 — вещество, из которого сделана настойка для смазывания ссадин и порезов.
ОТВЕТЫ КРОССВОРДА НА С. 17
По горизонтали: 3 — графит; 5 — сахар; 7 — вещества; 10 — олово; 11 — мел; 12 — соль.
По вертикали: 1 — фосфор; 2 — крахмал; 4 — кислород; 6 — железо; 8 — вода; 9 — иод.
Глава II
Строение атомов и Периодический закон
1. Три на «-он»: электрон, протон и нейтрон. Состав атома
томы — мельчайшие частицы веще-ства.
у* Если увеличить до размеров земного шара яблоко средней величины, то уСу#\ \ атомы станут размером всего лишь 'we с яблоко. Несмотря на столь малые размеры, атом состоит из еще более мелких физических частиц.
Со строением атома вы должны быть уже знакомы из школьного курса физики. И все-таки напомним, что в составе атома есть ядро и электроны, которые вращаются вокруг ядра так быстро, что становятся неразличимыми — образуют «электронное облако», или электронную оболочку атома.
Электроны принято обозначать так: е~. Электроны очень легкие, почти невесомые, но зато имеют отрицательный электрический заряд. Он равен -1. Электрический ток, которым все мы пользуемся, — это поток электронов, бегущий в проводах.
Ядро атома, в котором сосредоточена почти вся его масса, состоит из частиц двух сортов — нейтронов и протонов. Нейтроны обозначают так: я0, а протоны — р *. По массе нейтроны и протоны почти одинаковы -1,675  10-24 г и 1,673 • IO 24 г. Правда, считать массу таких маленьких частиц в граммах очень неудобно, поэтому ее выражают в углеродных единицах, каждая из которых равна 1,673 • 10~24 г.
19
Занимательная химия
Для каждой частицы получают относительную атомную массу. Относительные атомные массы протона и нейтрона равны 1, а вот заряд у протонов положительный и равен +1, в то время как у нейтронов заряда нет.
Атом можно собрать «в уме* из частиц, как игрушку или машинку из деталей детского конструктора. Надо только при этом соблюдать два важных условия.
Первое условие: каждому виду атомов соответствует свой собственный набор деталей — элементарных частиц. Например, в атоме водорода обязательно будет ядро с положительным зарядом +1, значит, в нем непременно должен быть один протон (и не больше). А сколько нейтронов может быть в атоме водорода, узнаем из следующего раздела. Атом кислорода будет иметь ядро, заряженное восемью положительными зарядами (+8), — значит, там восемь протонов. Поскольку масса атома кислорода равна 16 относительным единицам, чтобы получить ядро кислорода, добавим еще 8 нейтронов.
Второе важное условие состоит в том, чтобы каждый атом оказался электронейтральным. Для этого в нем должно быть электронов столько, чтобы уравновесить заряд ядра. Иначе говоря, число электронов в атоме равно числу протонов в его ядре.
□ Чтобы запомнить, из каких частиц состоит атом, отгадаем загадки:
е~
Он бежит по проводам, Он бывает тут и там. Свет зажег, нагрел утюг ....— наш лучший друг. Если в атом он попал — То, считай, почти пропал: Он с утра и до утра Носится вокруг ядра.
(электрон)
20
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
р+
Очень положительный, С массою внушительной.
А таких, как он, отряд Создает в ядре заряд. Лучший друг его — нейтрон... Догадались? Он — ....!
(протон)
Зарядом я похвастать не могу, А потому сижу в ядре и ни гу-гу. А то еще подумают: шпион... А я нейтральный и зовусь ....!
(нейтрон.)
Элементы — это элементарно!
«Изо»-продукция природы — изотопы
Нам уже ясно, что все атомы состоят из протонов, нейтронов и электронов. Теперь предстоит разобраться, как из частиц всего трех видов получается все многообразие химических элементов и веществ, простых и сложных.
Когда из элементарных частиц (так химики называют протоны, нейтроны и электроны) мы начинаем «конструировать» атомы, то придется
Собрать, сколько надо, частиц всех сортов, И атом — пожалуйста — вот он, готов!
Но в общее дело их вклады неравны...
Так кто же из этих частиц самый главный — Пузатый протон, флегматичный нейтрон, А может быть, юркий малец электрон?..
Если для нас главное — химические свойства вещества, то самыми важными окажутся электроны. Сколько у атома электронов и как они расположены, какие у них привычки — ленивые они или энергичные, гуляки или домоседы? Вот что расскажет нам
21
Занимательная химия
о характере и поведении каждого атома и в химических соединениях, и в химических реакциях.
Но атом, как мы условились, должен быть электро-нейтральным. Значит, сколько электронов — столько и протонов. И все атомы, у которых одинаковое число протонов, будут считаться атомами одного и того же химического элемента: химические свойства у них тоже будут одинаковы.
Значит, каждый химический элемент состоит из атомов с одним и тем же зарядом ядра, или с одним и тем же атомным номером.
А зачем же тогда нужны эти странные частицы нейтроны? Оказывается, нейтроны, «утяжеляя» ядро атома, придают ему больше прочности. При этом в ядре атомов одного и того же элемента может содержаться разное число нейтронов.
22
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
Например, в обычном атоме водорода 1 протон и 1 электрон. Такой атом водорода иначе называют протием и обозначают символом Н.
♦ Тяжелый» водород, который по-другому называют дейтерием, содержит в ядре уже две крупные частицы: 1 протон и 1 нейтрон. Дейтерий даже имеет свой символ: D. Электрон у дейтерия один, как у обычного «легкого» водорода, поэтому по химическим свойствам дейтерий и протий одинаковы.
Есть еще тритий — «сверхтяжелый» водород, в ядре атома которого кроме протона присутствуют 2 нейтрона. Электрон у трития тоже один. Тритий имеет свой особый химический символ: Т.
♦Легкий» водород (протий), дейтерий и тритий называются изотопами (от греческих слов «изос» — одинаковый и ♦топос» — место) элемента водорода. Они находятся в одной и той же клетке Периодической системы элементов, одинаковы по химическим свойствам, а отличаются только массой атома. Изотопы обозначают так:
протий: tH; дейтерий: f D; тритий:' Т
Здесь мы видим слева от символа каждого изотопа две цифры — его числовые характеристики. Это цифры очень важные. Слева внизу указан порядковый номер данного элемента в Периодической системе, он же — заряд ядра, он же — число протонов. Наконец, он же дает нам общее число электронов в том атоме, о котором идет речь. Слева вверху стоит масса атома данного изотопа, выраженная в углеродных единицах.
Кроме водорода, многие другие элементы тоже образуют по несколько изотопов — атомов с одним и тем же зарядом ядра и числом электронов, но с разным числом нейтронов. Это происходит из-за того, что ядро атома может стать устойчивым при разных нейтронных «добавках» к его протонной основе.
23
Занимательная химия
Если взять атом кислорода (кислород обозначается символом О) с зарядом ядра +8, относительной массой ядра, равной 16, и добавить в ядро еще 2 нейтрона, то мы получим не новый элемент, а всего лишь новый изотоп кислорода — кислород -18:
“О + 2пв-“О О	8
Другое дело, если мы начнем прибавлять или отнимать протоны. При добавлении протона к ядру атома кислорода-16 получится ядро атома другого элемента — фтора., который в Периодической системе следует за кислородом. Символ этого элемента F:
*®О+р+ =
Наоборот, при изъятии одного протона из атома кислорода получится ядро изотопа элемента азота, который обозначается символом N:
В обоих случаях кислород как химический элемент уже больше не существует: в результате наших операций с «химическим конструктором* получаются другие элементы.
О том, чтобы превращать одни элементы в другие, тысячу лет назад мечтали поколения алхимиков — искателей способа сделать из простых металлов благородные (например, из железа и меди получить золото и серебро). Однако то, что легко выходит на бумаге, осуществить на практике чрезвычайно трудно или вообще невозможно. По крайней мере, химические способы для этого не подходят, надо воспользоваться приемами ядерной физики.
Гораздо проще удалить из атома или, наоборот, добавить электрон.
24
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
Например, от водорода электрон отнимается, когда получается положительно заряженный ион (катион) водорода Н1:
Н°1е =Н+
А прибавление к атому кислорода двух электронов дает нам отрицательно заряженный ион (анион) кислорода О2-:
О° + 2е' = О2
Когда химики наблюдают в реакциях образование катионов и анионов? Это происходит довольно часто. Ведь большинство химических процессов как раз и заключается в обмене электронами между атомами разных веществ. Вот самый простой пример: металлический натрий и газообразный хлор при встрече проявляют друг к другу такой «необыкновенный интерес», что появляется пламя и может даже произойти небольшой взрыв. А все потому, что разбойник хлор отнимает у натрия электроны. В результате из
Na
Эй. Натрий* Давай-ка сюда скорее этот вкусный электрон!
Видно. придется мне отдать, этому разбойнику Хлору мой любимый электрон!
25
Занимательная химия
атомов натрия Na получаются катионы натрия Na+, а из атомов хлора С1 — хлоридные анионы СГ:
Na°-le=Na+ С1° + 1 е = Cl-
Эти ионы более устойчивы, чем исходные атомы натрия и хлора, поэтому выделяется энергия.
Теперь нам становится понятно, кто в атоме самый главный. Конечно, это протон. Нейтронов в атоме может быть больше или меньше, но всё это будут атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра (изотопы). Электронов может быть столько же, сколько протонов в ядре (тогда это нейтральный атом), меньше (тогда это катион) или больше (тогда это анион), но это будет катион или анион одного и того же элемента.
3 I Как вас теперь называть, I господа элементы?
Древнегреческие мудрецы первыми сказали слово ♦элемент», и произошло это за пять веков до нашей эры. Правда, ♦элементами» у древних греков считались земля, вода, воздух и огонь, а вовсе не железо, кислород, водород, азот и другие элементы теперешних химиков. В средние века ученые знали уже десять химических элементов — семь металлов (золото, серебро, медь, железо, олово, свинец и ртуть) и три неметалла (серу, углерод и сурьму). Алхимики очень долго обходились без химических формул. В употреблении были странные значки, причем почти каждый химик пользовался своей собственной системой обозначений веществ. А описания химических превращений походили на сказки и легенды. Вот
26
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
как, например, излагали алхимики реакцию оксида ртути (вещества красного цвета) с соляной, (хлороводородной) кислотой:
Являлся красный лев — и был он женихом, И в теплой жидкости они его венчали С прекрасной лилией, и грели их огнем, И из сосуда их в сосуд перемещали...
(Я. В. Гёте, «Фауст»)
Алхимики считали, что химические элементы связаны со звездами и планетами, и присваивали им астрологические символы.
Золото называлось Солнцем, а обозначалось кружком с точкой:
медь — Венерой, символом этого металла служило «венерино зеркальце»:
а железо — Марсом; как и полагается богу войны, обозначение этого металла включало щит и копье:
В XVIII веке укоренилась система обозначений элементов (которых в то время стало известно уже три десятка) в виде геометрических фигур — кружков, полуокружностей, треугольников, квадратов.
27
Занимательная химия
Этот способ изображения химических веществ придумал английский ученый, физик и химик Джон Дальтон.
Джон Дальтон (1766 - 1844) родился в бедной семье, обладал большой скромностью и необычайной жаждой знаний. Он не занимал никакой важной университетской должности, был простым учителем математики и физики в школе и колледже. Дальтон открыл газовые законы физики, а в химии — закон кратных отношений, составил самую первую таблитку относительных атомных масс и создал первую систему химических знаков для простых
и сложных веществ, для того времени весьма прогрессивную.
Однако различать химические символы разных элементов в книгах и научных журналах было довольно трудно. А каково было работать наборщикам в тогдашних типографиях! Как им было отличить знак водорода, который представлял собой три концентрические окружности, нарисованные сплошной линией и с точкой в центре, от знака кислорода — тоже трех концентрических окружностей, одна из которых пунктирная и без точки?
Вот примеры дальтоновых символов элементов:
Водород
Азот
Кислород
Сера
28
Глава И. Строение атамов и Периодический закон
Наконец в 1814 году появились символы и названия химических элементов, которыми химики пользуются до сей день. Шведский химик Йенс Якоб Берцелиус предложил обозначать химические элементы первой буквой (или первой и одной из следующих букв) латинского названия элемента. Например, водород (по-латыни «гидрогениум», Hydrogenium) — Н (читается «аш»), углерод (по-латыни «карбонеум», Carboneum) — С, золото (по-латыни «аурум», Аигит) — Au (читается тоже «аурум»). Русские названия многих элементов звучат совсем иначе, чем латинские, но что поделаешь — химические символы проходится заучивать наизусть, как заучивают латинские термины студенты-медики, будущие врачи.
Посмотрите на Периодическую систему химических элементов, которую создал великий русский ученый Д. И. Менделеев. В каждой ее клеточке стоит символ, а рядом написано название элемента. Многие названия отражают представления о функциях элементов в химических реакциях: водород Н «рождает» воду, кислород О — кислоты.
Есть названия элементов, обязанные собой цвету простых веществ и соединений: сера S (от индийского «сира» — светло-желтый цвет), хлор С1 (от греческого «хлорос» — зеленый), иод I (от греческого «ио-дес» — фиолетовый). Название хром Сг образовано от греческого «хрома» — окрашенный, из-за разнообразной окраски соединений этого элемента. Названия бром Вг и осмий Os происходят от греческих слов «бромос» и «осме», означающих «зловоние», «запах»; понятно, что именно было самым сильным впечатлением химиков, открывших эти элементы.
Очень многие элементы имеют названия, происходящие от содержащих их минералов (бор В от «буры», кремний Si от «кремня», бериллий Be от минерала берилла, который более известен в виде изумру
29
Занилшпильная дгилия
да или аквамарина, наконец, литий Li от «литое» — по-гречески просто «камень»). Географическое происхождение у символов элементов натрия Na (от На-трум — имени соленого озера в Африке, где в древности добывали природную соду, карбонат натрия), меди Си (латинское «купрум» — Cuprum образовано от имени острова Кипр с его богатыми медными приисками). Элементы галлий Ga, германий Ge, скандий Sc, полоний Ро, европий Ей, америций Ат и многие другие названы в честь стран и частей света, где жили их первооткрыватели, городов и даже деревень, где они были найдены.
Среди названий элементов можно найти имена богов и героев Древней Греции, которыми назвали элементы титан Ti, ниобий Nb, тантал Та, прометий Pm, и скандинавской богини весны Ванадис (элемент ванадий V), названия планет Солнечной системы (элементы нептуний Np и плутоний Ри) и имя самого Солнца (гелий Не — от греческого «гелиос» — солнце).
Название элемента мышьяка As — забавное. Русское слово мышьяк образовалось от «мышь»: из мышьяка издавна делали отраву, чтобы избавиться от мышей. Сербское название этого элемента «мишимор» того же происхождения, что и русское. А вот греческое «арсеникон», от которого пошло латинское имя элемента «арсеникум» (Arsenicum), означает «мужественный». Шутники уверяют, что и русское название элемента прежде было не мышьяк, а «мужьяк»...
А какое название элемента самое неудачное? Считается, что это азот N. По-гречески «а-зоос» означает «безжизненный». Но этот газ, присутствующий в атмосфере, вовсе не ядовит, он просто непригоден для дыхания. Кстати, латинское название элемента «нитрогениум» (Nitrogenium) значит «рождающий селитру», от этого слова и образован символ N.
30
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
Совершенно ясно, что запомнить сразу все символы и названия элементов (а их сейчас известно целых 110) — задача непосильная. Поэтому для начала можно ограничиться самыми распространенными:
Русское название	Химический символ и атомный номер элемента	Латинское название	Произношение символа
Азот	_ ...	Nitrogenium	эн
Алюминий	13A1	Aluminium	алюминий
Бром	35Br	Bromum	бром
Водород	1Н	Hydrogenium	аш
Гелий	2He	Heliu m	гелий
Железо	26Fe	Ferrum	феррум
Золото	79Au	Au rum	аурум
Иод	S31	lodum	иод
Калий	19K	Kalium	калий
Кальций	20Ca	Calcium	кальций
Кислород		Oxygenium	о
Кремний	l4Si	Silicium	силициум
Магний	I2M6	Magnesium	магний
Медь	2gCu	Cuprum	купрум
Натрий	nNa	Natrium	натрий
Олово	5oSn	Stannum	станнум
Свинец	82ВЬ	Plumbum	плюмбум
Сера	16S	Sulfur	эс
Серебро	47A₽	Argentum	аргентум
Углерод	6^	Carboneum	Це
Фосфор	IO*	Phosphorus	ПЭ
Фтор		Ftuorum	фтор
Хлор	17C1	Chlorum	хлор
Хром	2iCr	Chromium	хром
Цинк	30Zn	Zincum	цинк
31
Занимательная химия
Несколько слов об изобретателе теперешних хими ческих символов.
Великий шведский химик Йене Якоб Берцелиус (1779—1848), член Королевской шведской академии наук, а в 1810—1818 гг. — ее президент, иностранный почетный член Петербургской академии наук, на опыте подтвердил многие химические законы, известные к тому времени. Работоспособность Берцелиуса поражает: он проводил в лаборатории по 12—14 часов в сутки.
На протяжении своей двадцатилетней научной деятельности он исследовал более двух тысяч веществ и точно определил их состав. Он открыл три новых химических элемента (церий Се, торий Th и селен Se), впервые выделил в свободном состоянии кремний Si, титан Ti, тантал Та и цирконий Zr.
Берцелиус много занимался теоретической химией, составлял ежегодные обзоры успехов физических и химических наук, был автором самого популярного в те годы учебника химии. Возможно, это и заставило его ввести в химический обиход удобные современные обозначения элементов и химические формулы.
Чтобы лучше запомнить символы химических элементов, решим головоломки, заполняя пустые клетки буквами их названий
Элементы С (1), О (2) и Н (3):
1				Р	О	Д
2						
3						
32
Глава II. Строение атомов и Периодический лакан
I* I J_1 1г j. II I _L I
Элементы Cl (1), Р (2) и F (3):
Элементы S (1) и Ag (2):
Элементы Br (1) и Сг (2):
33
Занимательная химия
Какие модели атома в моде?
Когда-то мудрецы-философы Древней Греции на прогулках рассказывали своим ученикам об атомах, из которых состоят вещества природы. Они считали атомы шариками, снабженными крючками и петельками, чтобы соединять их друг с другом.
Прошло больше двух тысяч лет, пока в 1897 году появилась новая модель атома химического элемента, которую разработал выдающийся английский ученый Джозеф Джон Томсон (тот самый, который открыл электроны). Он думал, что каждый атом — это шар, в котором положительный заряд равномерно распределен по всему объему. А внутри этого электрически положительного шара вкраплены отрицательно заряженные частицы — электроны, которые компенсируют положительный заряд. По томсоновской модели, электроны в атоме располагаются, как изюм в булке. Томсон, видимо, не подозревал, что внутри атома есть какие-либо «сгущения массы» вроде ядра.
«Кондитерская», точнее, «хлебобулочная» атомная модель Томсона оказалась недолговечной и через пятнадцать лет вышла из моды. В 1911 году английский ученый Эрнест Резерфорд придумал ядерную, или «планетарную», модель атома. В центре атома Резерфорд расположил крохотное, но очень плотное ядро, где сосредоточена почти вся масса атома. А электроны вращались вокруг него по определенным орбитам, как планеты вокруг Солнца.
Потом оказалось, что каждый электрон движется вокруг ядра так быстро, что его не только нельзя рассмотреть с помощью любого самого мощного микроскопа, но невозможно даже представить в виде точки, движущейся по определенной траектории. Элек
34
Глава И. Строение атомов и Периодический закон
трон как бы «размазан» в пространстве и образует электронное облако, которое называется атомной орбиталью.
Нельзя сказать, что теория строения атома, которую предложил Резерфорд, сразу же получила всеобщее признание. Основное возражение противников состояло в том труднообъяснимом факте, что электрон и положительно заряженное ядро атома существуют в пространстве так близко друг от друга и — надо же! — не слипаются, не соединяются и на первый взгляд почти не взаимодействуют друг с другом.
На самом деле взаимодействие есть, да еще какое сильное! Беспокойный, перемещающийся почти со скоростью света электрон под действием ядра меняет направление движения и уже не летит куда-то вдаль, в неведомое космическое пространство, а начинает вращаться вокруг ядра все с той же бешеной скоростью.
Громадная скорость, с которой носится электрон, разгоняет его и не дает ему слишком приблизиться к ядру, а значит, «упасть» на него.
Джозеф Джон Томсон {1856—1940) и Эрнест Резерфорд (1871—1937) — два великих английских физика, учитель и ученик, лауреаты Нобелевской премии — самой почетной награды за достижения в науке.
Оба работали в знаменитой Кавендишской лаборатории Кембриджского университета, изучая строение атомов.
Основатель научной школы физиков Томсон в 1897 году открыл электроны, а его способный ученик Резерфорд в 1914 году открыл протоны и предсказал существование нейтронов.
Знаменитым физиком и лауреатом Нобелевской премии стал и сын Томсона — Джон Паджет Томсон (1892—1975).
35
Занимательная химия
Позже специально для объяснения того, как ведут себя электроны а атоме, была создана целая наука — квантовая механика.
Оказалось, что частицы, обитающие в микромире, — электроны, протоны и нейтроны — ведут себя совсем по-другому, чем предметы и физические тела обычных размеров. Например, их скорость и энергия «квантуются» — меняются не так, как мы привыкли это наблюдать в макромире, непрерывно и постепенно, а скачками — «квантами». А местоположение мельчайших физических частиц в пространстве и вовсе точно определить нельзя. Они ведут себя примерно так, как описал Льюис Кэрролл Чеширского Кота в сказке «Алиса в стране чудес»: вроде бы он здесь, но в то же время его нет, осталась лишь улыбка...
Чтобы понять, с насколько малыми размерами частиц имеет дело квантовая механика, попробуем прикинуть, сколько места в пространстве занимают атомы.
Размеры атомов, так же как и их масса, чрезвычайно малы и составляют около 1 нм (нанометра), или 1*10 9 м. Если увеличить атом до размера точечки диаметром 0,1 мм, то буквы, которые вы сейчас читаете, станут высотой в 500 м, как Останкинская телевизионная башня!
Электроны летали внутри орбитали
Единственный электрон атома водорода образует вокруг ядра сферическую орбиталь — шарообразное электронное облако вроде неплотно намотанного клубка пушистой шерсти или ватного шарика.
Сферическую атомную орбиталь ученые договорились называть я орбиталью. Она самая устойчивая и располагается довольно близко к ядру:
36
Глава II.Строение атомов и Периодический закон
Чем больше энергия электрона в атоме, тем быст-рее он вращается, тем сильнее вытягивается область его пребывания и, наконец, превращается в гантелеобразную р-орбиталь:
Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства х, у и z. Это легко объяснимо: ведь все электроны заряжены отрицательно, поэтому электронные облака взаимно отталкиваются и стремятся разместиться как можно дальше друг от друга. Все вместе три электронных облака, которые называют рх-, ру-или рг-орбиталями, образуют симметричную геометрическую фигуру, в центре которой находится атомное ядро. Она похожа на шестиконечный помпончик или на тройной бант — кому как нравится.
Итак, р-орбиталей может быть три. Энергия их оди накова, а расположение в пространстве — разное.
37
Занимательная химия
Кроме я- и р-орбиталей, существуют электронные орбитали еще более сложной формы; их обозначают буквами duf. Попадающие сюда электроны приобретают еще больший запас энергии, двигаются по сложным путям, и в итоге получаются сложные и красивые объемные геометрические фигуры.
Все d орбитали (а их может быть уже пять) одинаковы по энергии, но по-разному расположены в пространстве. Да и по форме, напоминающей перевязанную лентами подушечку, одинаковы только четыре. А пятая — вроде гантели, продетой в бублик.
38
Глава 11. Строение атомов и Периодический закон
Электронных облаков с одинаковой энергией, которым присвоено имя f-орбиталей, может быть уже семь. Они тоже различны по форме и по-разному ориентированы в пространстве.
6 I Энергетические этажи в атоме
У водорода один электрон, и ему в атоме живется привольно. У кислорода электронов восемь, у фосфора еще больше — 15, и им уже, наверное, становится тесновато. А у атома свинца — целых 82 электрона.
Как же все они размещаются в атоме? Наверное, там ужасная толкучка, как в автобусе или в метро, когда утром все едут на работу. Вдобавок придется учесть, что все электроны имеют одинаковый отрицательный заряд и поэтому со страшной силой друг друга отталкивают, Того и гляди разлетятся все в разные стороны...
Как удается сохранить в атоме относительный покой и порядок? Оказывается, электроны в ядре располагаются не как попало, а слоями — энергетическими уровнями. Эти уровни, как этажи в доме — первый, второй, третий и так далее. Да еще внутри каждого уровня есть электронные подуровни — 8, р, d, f, на которых располагаются атомные орбитали соответственно з-, р-, d-> /-типа.
Чем больше номер «этажа» — уровня, тем «выше» (дальше от ядра) находятся электроны этого уровня. На первом уровне может быть один-едипственный в-под-уровень, на втором подуровней уже два: s и р. На третьем «этаже» три подуровня (8, р и d), на четвертом — четыре (s, р, d, f).
Электронные подуровни, так же как и энергетические этажи-уровни, различаются по энергии и распо-
39
Занимательная химия
лягаются на разной «энергетической высоте». Вот как это выглядит на картинке:
Каждую атомную орбиталь ученые-химики договорились обозначать квантовой ячейкой — квадратиком на энергетической диаграмме:
s-орбиталь
На « подуровне может находиться одна атомная орбиталь, а на р-подуровне их может быть уже три (в соответствии с тремя осями координат):
ЕШ р-орбитали
Орбиталей d- и /-подуровня в атоме может быть уже пять и семь:
40
Глава II. Строение атамов и Периодический закон
d-орбитали	f-орбитали
Если теперь мы попытаемся изобразить энергетическую диаграмму атома как многоэтажный дом с квартирами — квантовыми ячейками, то получится такая картинка:
Электронные жильцы заселяют квартиры
Кто же будет жить в нашем квантовом доме? Ну конечно, электроны!
41
Занимательная химия
Каждый электрон будем обозначать стрелочкой, направленной вверх или вниз, и заодно сразу договоримся, что в «квартире* — квантовой ячейке можно поместить самое большее два электрона со стрелками, направленными в разные стороны, вот так:
Свободная квартира
Квартиры, заселенные	Квартира, пол*
наполовину	постью засе-
ленная элек
тронами
В каком порядке электроны заселяют атомный «дом»?
Чтобы ответить на этот вопрос не наобум, а наверняка правильно, надо вспомнить главный закон природы. В соответствии с этим законом сами по себе, без принуждения извне (или, как говорят ученые, самопроизвольно) идут те процессы, при которых выделяется энергия.
Например, сама по себе остывает вода в горячем чайнике — выделяется энергия (теплота) в окружающую среду.
Сами по себе скатываются с ледяной горы санки, да при этом еще сильно разгоняются — выделяется кинетическая энергия.
Сама по себе в грозу ударяет молния, и при этом выделяется электрическая энергия.
Так и в атоме. Сами по себе будут заполняться электронные орбитали — квантовые ячейки, если при этом будет выделяться хоть какая-то (большая или не очень)энергия.
Все энергетические уровни и подуровни, которые мы только что изображали в виде диаграмм (с. 40,
42
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
41), характеризуются определенной энергией. И самое главное: для всех электронов в атоме эта «определенная энергия» имеет отрицательное значение (меньше 0), причем она тем более отрицательна, чем ближе орбиталь к ядру.
Энергетическую диаграмму атома следовало бы рисовать не как многоэтажный дом, а скорее как подземный многоярусный гараж или просто яму:
Земля, которую кидают лопатой сверху в заранее вырытую яму, падает на дно и постепенно заполняет яму доверху. Заполнение ямы от дна до краев, а не наоборот тоже идет самопроизвольно (ведь нельзя закопать верхнюю половину ямы, не заполнив нижнюю) и, значит, с выигрышем энергии.
А где же по отношению к вырытой яме должен находиться совершенно свободный электрон, не связанный с атомом? Отвечаем: его место — на уровне земли, где-то рядом с ямой.
43
Зани.ки тельная химия
Перемещая электрон из свободного пространства в квантовые ячейки — «клеточки» атома, мы получим выигрыш энергии. Этот выигрыш тем больше, чем ниже опустится в яму электрон, чем ниже находится на энергетической диаграмме орбиталь — «квартира», в которой ему предстоит поселиться.
В первую очередь заполняется самый выгодный первый энергетический уровень, а уже потом второй, третий и так далее. Причем в пределах одного и того же уровня сначала заполняется тот подуровень, у которого энергия меньше. Например, сначала два электрона попадут в квартиры 2s-подуровня, а потом — 2р-подуров-ня; сначала 3s-, а потом Зр-подуровня.
А вот дальше начинается путаница: после 4s заполняется не 4р, а 3<£-подуровень. Но это только на первый взгляд. На самом деле никакой путаницы тут нет, просто энергия Зй-подуровня ниже, чем 4р. Поэтому он и заселяется электронами раньше.
Если заряд ядра большой и электронов в атоме много, в результате получается «многонаселенный дом». Но электронные жильцы нижних этажей совсем никак не участвуют в химической жизни атомного «дома»: они находятся очень близко к ядру атома, и химические реакции никак их не тревожат. Главные химики — электроны внешние, те, которые находятся близко к «поверхности» атома и могут либо от него оторваться и сменить «хозяина», либо пригласить к себе «в гости» электроны из других атомов. Внешние электроны мастера образовывать химические связи, поэтому их называют еще валентными электронами.
А вот сколько их и какие они, можно узнать, продолжив нашу игру в «химический конструктор» и заселяя электронами имеющиеся в атомах квартиры и этажи по всем правилам и с учетом заряда ядра.
44
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
Парад химических элементов
Чтобы не забыть, каков атомный номер и заряд ядра
у разных химических элементов и в каком порядке они следуют друг за другом, будем смотреть на Периодическую систему. Итак, элементы выходят на парад...
В первом периоде, в первом ряду Два знаменосца гордо идут:
У водорода — один электрон, И возглавляет шествие он.
Гелий богаче. К чему слова, Ведь у него электронов — два.
В атоме водорода ядро содержит один протон, атомный номер его 1 и заряд его ядра равен +1. Атом гелия — номер второй: в его ядре с зарядом +2 находятся два протона.
А вот как выглядят энергетические диаграммы электронных оболочек атомов водорода и гелия:
JJ1H
Is'
Е|[Т|]гНе
1s2
В боевой схватке с «врагами» известный «вояка» атом водорода может потерять свой единственный электрон, который является и внешним, и валентным, а значит — быстрым и лихим, и превратиться в катион водорода:
Н°-1е" = Н+
Это означает, что водород окисляется — участвует в процессе окисления. Но атом водорода может и вос
45
Занимательная химия
становиться — принять электрон. В процессе восстановления получится анион водорода, который еще называют гидрид-анионом:
Н° 4- 1е~ == Н“
Полезно отметить, что атом водорода не может отдать больше одного электрона (других у него просто нет) и не может принять больше одного электрона, поскольку на le-орбитали могут поместиться только два электрона — и ни одним больше.
У атома гелия уже есть эти два электрона на le-орбитали, они страшные лентяи и удерживаются в атоме очень крепко. Поэтому гелий химически инертен — не отдает и не принимает электроны, не желает участвовать в химических реакциях и не образует химических соединений. Гелий относится к числу элементов — благородных газов.
Третий элемент Периодической системы — литий Li.
Щелочным металлом литием начинается второй период, где находятся восемь очень важных химических элементов:
Второй период — восемь персон;
Командует литий, последний — неон.
За командиром — бериллий и бор, Углерод, азот, кислород и фтор. Парад идет по своим законам: Растет в ряду число электронов.
46
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
У элементов второго периода заполняются квантовые ячейки второго энергетического уровня — сначала 2в, а потом 2р-подуровевь.
Действительно, если у лития Li валентный электрон один, а у бериллия Be их два, то у бора В — уже три электрона, у углерода С — четыре:
Атом лития очень легко может потерять свой единственный внешний электрон, подвижный и шустрый, находящийся далеко от ядра и слабо с ним связанный, и превратиться в однозарядный катион лития. Довольно легко превращается в двухзарядный катион, отсылая ♦в разведку» два быстрых электрона, и атом бериллия’.
Li° -1е~= Li+;	Ве° - 2е~ = Ве2+
Но принимать электроны и превращаться в анионы атомы лития и бериллия никак не способны.
47
Занимательная химия
Атом углерода уже становится способен не только отдать свои электроны — окислиться, но и принять — восстановиться:
С° - 4е- = C+IV; С° + 4е' = С~IV
Реальные катионы и анионы углерода не существуют, поэтому в приведенных здесь уравнениях реакций написаны символы атомов углерода в степени окисления +IV и -IV.
Степень окисления — это условный заряд, который могут иметь атомы различных элементов в химических соединениях.
Азот N — счастливый владелец пяти электронов, кислород О — шести, а фтор F — семи. У атома благородного газа неона Ne на внешнем валентном уровне целых восемь электронов:
48
Глава II, Строение атомов и Периодический закон
Азот может восстанавливаться и принимать недостающие до образования восьмиэлектронной оболочки три электрона. Азот может и окисляться, отдавать все пять электронов, находящихся на внешнем (валентном) уровне:
№ + Зе - = N",n;	№ - 5е“ = N+v
Что же касается кислорода и фтора, у них внешние электроны сильно притянуты к ядру и настолько ленивы, что их не дозовешься не только пойти в гости, но и просто на прогулку. Кислород очень трудно, а фтор и вовсе нельзя окислить никакими силами. Эти атомы могут только принимать электроны и превращаться в настоящие анионы:
О° + 2е =О2 ; F°+<?- = F’
Неон ведет себя так же, как гелий: его электронная оболочка, полностью укомплектованная и прочно притянутая протонами ядра, не участвует в процессах окисления или восстановления. Вот где электроны окончательно стали домоседами...
А между тем шествие элементов продолжается.
Стройной колонною на парад Идут элементы за рядом ряд. Третий период — почти как второй, Любой из восьми — элемент-герой. За натрием — магний и алюминий. Кремний, фосфор, сера и хлор. Аргон. А чьи электроны активней? Ясно и так. О чем разговор...
49
Занимательная химия
И правда: строение атомов, да и многие свойства элементов третьего периода так похожи на их соседей с «верхнего этажа» из тех же групп (вертикальных колонок Периодической системы)!
Натрий Na — такой же активный щелочной металл и так же легко окисляется (отдает свои электроны), как литий. А хлор С1, который, как и фтор, относится к команде элементов — галогенов, ненамного уступает своему верхнему соседу элементу фтору в окислительной способности (стремлении принять электроны и превратиться в анионы). Аргон Аг, как говорят химики, «полный аналог» и очень похож на предыдущие благородные газы первого и второго периодов с «ленивыми» электронами — гелий и неон.
50
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
Но не будем задерживаться, по площади идет следующая команда химических элементов, с еще большими атомными номерами и атомной массой.
В четвертом периоде — рады стараться! — Кавалеристы. Их восемнадцать.
Рыцари славы, металлы удачи, Сверкая доспехами, смело скачут Калий, кальций, скандий, титан. Ванадий, хром, марганец... Кто атаман? Триада железа, медь и другие, И неметаллы — друзья боевые: Мышьяк, селен и бром. А криптон — На правом фланге, последний он.
В четвертом периоде, помимо атомных орбиталей 4з и 4р, заполняется тот подуровень, который был пропущен раньше, — 3d. По энергии он попадает как раз между 4з- и 4р-под уровнями:
51
Занимательная химия
Это значит, что в химических делах за поведение, например, элемента скандия Sc будут отвечать три электрона: 4s2 и 3d1. Именно с этими электронами расстанется, пригорюнившись, атом скандия, когда настанет пора превратиться ему в трехзарядный катион: Sc°-3e- = Sc3+
А у марганца Мп на Зd-opбитaли располагаются уже пять электронов. Принадлежащие марганцу семь внешних (валентных) электронов 4s2 и 3d5 и определяют химические свойства этого интересного элемента.
Если из атома марганца Мп образуется двухзаряд ный катион:
Мп°- 2е = Мп2',
52
Глава II. Строение атомов и Периодический taKOH
то это значит, что атом потерял два электрона с 43-подуровня. Если атом марганца приобретает степень окисления + VII:
Mn0-7e- = Mn+vn,
то он остается, как без гроша в кармане, безо всех своих внешних электронов с 4з и ЗсЛорбиталей. Как видпо, у марганца в резерве многочисленный отряд разведчиков (целых семь храбрецов-электронов), которых он может, не раздумывая, послать на боевое задание.
Только после того как электронами заполнится весь Sd-подуровень, начинается заселение ячеек 4р-подуровня. В итоге, например, у элемента мышьяка As получается такая энергетическая диаграмма:
?	t	?
4р3
n	n	n	n	n
3d

n	n	n
Т1| 2рв
2s2
Т4.	33 As: is22s2 2pe3s23p64s23di04p3
Is2
53
Занимательная химия
Валентные электроны атома мышьяка As — это электроны 4s- и 4р-подуровней (всего их пять). При этом надо помнить, что полностью укомплектованный Зс/’подуровень, где поселились все 10 «жильцов» — электронов, становится недоступным для всяких химических тревог и забот атома элемента-хозяина As. Эта тыловая команда занимается только своими домашними делами и никак не участвует в химических процессах.
Постепенно, по одному электрону, заселяются все остальные квартиры на четвертом этаже химического дома. Таким образом, перед нами проходят все элементы четвертого периода — от щелочного металла калия К до галогена брома Вг и благородного газа криптона Кг.
А вот и пятый период.
Пятый период похож на четвертый, Идут элементы славной когортой. Но вот за конными и пехотой Тяжелых войск подступают роты.
Следующие за пятым будут шестой и седьмой периоды, где число элементов достигает 32, у атомов по несколько десятков электронов и внушительная атомная масса. Из-за этого ядра многих из них не особенно устойчивы и способны к радиоактивному распаду. Более того, в самом конце нашей парадной колонны — элементы с зарядом ядра, близким к 100, которые не найдены в природе, а получены учеными-физиками искусственным путем.
Период шестой, период седьмой — По тридцать два танка на мостовой...
Легко ли изучить сто с лишним химических элементов? Задача тяжелая, но выполнимая. Главное — понять основные законы, которым подчиняется вся эта армия элементов. Потому что
54
Глава И. Строение атомов и Периодический закон
В мире веществ хаоса нет. Наука химия всё одолеет! ♦ В каждой клеточке — элемент. И это закон!* — сказал Менделеев.
Какому именно закону беспрекословно подчиняются химические элементы и кто такой Менделеев, узнаем из следующего раздела.
9 IВ основе всего — периодичность
К середине XIX века было известно больше шести десятков химических элементов. Ученые разных стран стали по-всякому сопоставлять их свойства и прикидывать, нельзя ли все сведения по химии собрать в стройную систему. Русский химик Дмитрий Иванович Менделеев расположил все известные к тому времени элементы в порядке возрастания их атомных масс и обнаружил, что через определенные интервалы этого ряда химические свойства веществ повторяются. В 1869 году Менделеев так сформулировал Периодический закон:
Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов.
Следовало бы, во-первых, заменить в этой фразе «атомные веса» на атомные массы. А во-вторых, надо учесть еще одно важное обстоятельство. Дело в том, что атомная масса — не самая важная характеристика атома, к тому же она слишком сильно зависит от изотопного состава. Ведь для элемента за атомную массу принимают среднее значение масс изотопов с учетом их содержания в природном элементе. Поэтому, если внимательно приглядеться, в Периодической системе элементов можно найти несколько
55
Зан иж-ат единая химия
случаев, когда элемент с большей атомной массой опережает своего более легкого соседа (например, никель Ni стоит впереди кобальта Со, аргон Аг — впереди калия К, а теллур Те — впереди иода I).
Более важным, чем атомная масса, свойством элемента является атомный номер, он же — заряд ядра. Вот это свойство для элемента служит такой же исчерпывающей характеристикой, как для человека отпечатки пальцев.
Современная формулировка Периодического закона такова:
Свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от порядковых (атомных) номеров.
На основании Периодического закона Менделеевым была создана Периодическая система химических элементов, в которой каждой клеточке с записанной в ней химической персоной отвечают определенные координаты элемента — номер его группы и номер периода.
Группы объединяют между собой элементы с одинаковым строением внешнего валентного уровня. В периодах собраны вместе ряды элементов, у которых идет заполнение одного и того же внешнего электронного уровня.
По координатам элемента в Периодической системе можно не только совершенно точно узнать строение его электронной оболочки, но и предсказать его химические свойства. Именно эта возможность предсказывать неизвестное привела Периодический закон и его создателя к всемирному триумфу. Вот как это было.
При разработке периодической таблицы Менделеев оставил пустые клеточки — места для еще не открытых химических элементов. При этом, исходя из положения элементов в таблице, Дмитрий Иванович
56
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
довольно подробно описал свойства элементов-незнакомцев и даже дал им предварительные названия: экабор, экасилиций и экаалюминий. Прошло совсем немного лет, и гениальное предвидение создателя Периодической системы нашло подтверждение: были открыты элементы скандий Sc, германий Ge и галлий Ga. Все их свойства точно совпали с предсказанными Менделеевым.
Дмитрий Иванович, Менделеев (1834—1907) — великий русский ученый-энциклопедист, химик, физик, технолог, геолог и даже метеоролог. Менделеев обладал удивительно ясным химическим мышлением, он всегда ясно представлял конечные цели своей творческой работы: предвидение и пользу. Он писал: «Ближайший предмет химии составляет изучение однородных веществ, из сложения которых составлены все тела мира, превращений их друг в друга и явлений, сопровождающих такие превращения ».
Менделеев создал современную гидратную теорию растворов, уравнение состояния идеального газа, разработал технологию получения бездымного пороха, открыл Периодический закон и предложил Периодическую систему химических элементов, написал лучший для своего времени учебник химии.
Д. И. Менделеев родился в Сибири, в Тобольске, и был семнадцатым ребенком в большой семье. Он был дважды женят, у него было трое сыновей и две дочери. Его дочь Люба была замужем за великим русским поэтом А. Блоком, а сестра Менделеева Ольга — за Н. В. Басаргиным, одним из декабристов.
Современники говорили, что этот великий ученый «создал свою жизнь как произведение искусства».
57
Занимательная химия
А теперь решим кроссворд
Под номером 5 (по горизонтали) — главный вопрос: что такое совокупность всех атомов с одинаковым атомным номером и зарядом ядра?
По горизонтали: 1 — элемент номер два; 2 — атомы с одинаковым зарядом ядра, но разной массой; 6 — элемент номер четыре; 8 — вертикальная колонка элементов Периодической системы, у которых похожее электронное строение; 10 — элемент с десятью протонами
58
Глава Л. Строение атомов и Периодический закон
в ядре; 11 — центральная часть атома, где находится основная часть его массы.
По вертикали: 1—благородный 3 — изотоп водорода с двумя нейтронами; 4 — горизонтальный ряд элементов в Периодической системе; 5 — е ; 7 — атом, но заряженный; 9 — ядро атома изотопа водорода-1.
И напоследок — загадка
По-античному наивно, Откровенно простовато Совершенно «неделимым» Называли греки атом. Но теперь твердит наука: Атом — непростая штука И устроен он хитро.
В центре — плотное ядро, А вокруг, как роем мошки, Пляшут электроны-крошки...
В электронных облаках, Как кораблик на волнах, Плыть стремится каждый атом По своим координатам В Менделеевской таблице. Дочитаем всю страницу...
Имена координат Даст отгадка двух шарад.
1. Три буквы плода треугольного, Две буквы от стола, от школьного, «П» между этими фрагментами... Все вместе — столбик с элементами!
2. Птичий мех, но не пух, И без букв последних двух, Плюс раствор для смазки ссадин, Что сажают дети за день;
Вместе — ряд горизонтальный Получаем моментально.
59
Занимательная химия
ОТВЕТЫ ГОЛОВОЛОМОК НА С. 32~33
Углерод, кислород, водород. Магний, алюминий, кремний. Железо, золото. Хлор, фосфор, фтор. Сера, серебро. Бром, хром.
ОТВЕТЫ КРОССВОРДА НА С. 58
По горизонтали: 1 — гелий; 2 — изотопы; 5 — элемент; 6 — бериллий; 8 — группа; 10 — неон; 11 — ядро. По вертикали: 1 — газ; 3 — тритий; 4 — период; 5 — электрон; 7 — ион; 9 — протон.
ОТВЕТЫ ШАРАД НА С. 59
Группа. Период.
Глава III.
Химическая связь и строение молекул
1. Как электроны «ковали» ковалентную связь
олекулы состоят из атомов, соединенных между собой. Но как соединенных — сцепленных, склеенных, скованных одной цепью? И кто тот слесарь, столяр или кузнец, который соединяет воедино атомы?
Вы уже знаете, что в древности считалось в порядке вещей, что атомы соединяются крючками. Отсюда недалеко и до пуговиц с петельками.
Если отбросить шутки, придется признать, что вопрос на самом деле непростой: ведь оболочка каждого из соединяемых в молекулу атомов состоит из электронов, заряженных одинаково по знаку, поэтому при попытке сблизить электронные облака неизбежно будет возникать сильное отталкивание. Но... атомы все-таки соединяются! И происходит это с помощью тех самых электронов, которые, казалось бы, только противодействуют соединению. Вспомним, что электроны в атоме мы обозначали по-разному — стрелкой, направленной вверх, и стрелкой, направленной вниз:
f и
Оказывается, эти два электрона могут объединяться в электронную пару:
61
Занимательная химия
и располагаться между ядрами двух атомов. Оба по ложительно заряженных ядра атомов будут притяги ваться к отрицательной электронной паре:
— а значит, и друг к другу. Так образуется из двух отдельных атомов самая простая двухатомная молекула. Например, из двух атомов водорода Н получается молекула Н2:
Н + Н = Н2
Остается всего ничего: понять, отчего это вдруг двум электронам вздумалось объединиться в пару? У древнегреческих философов на этот вопрос был однозначный ответ. Они считали, что событиями в мире атомов правят, как и у людей, два чувства — любовь и вражда. Значит, взаимное отталкивание — это вражда, а соединение двух атомов — это дружба, любовь и, в конце концов, счастливый брак. Наивные представления древности в наши дни приходится подкреплять какими-то вещественными, физическими объяснениями. Но не будем же мы предполагать, что два электрона — две стрелочки — цепляются друг за друга своим оперением? Дело совсем в другом!
Каждый электрон, помимо электрического заряда, обладает магнитным моментом и ведет себя как микроскопический магнит. Два электрона с разнонаправленными стрелками — это два таких микромаг
62
Глава Ill. Химическая связь и строение молекул
нита с противоположно ориентированными полюсами. Вот они и притягиваются друг к другу:
Теперь тот, кто особенно любознателен, задаст каверзный вопрос: а откуда у электронов магнитные свойства? Между прочим, точного ответа ни физики, ни химики не знают до сих пор. Одно время предполагали, что каждый электрон, как крохотная планета, вращается вокруг своей оси, от этого и возникает магнитный момент. Но потом от этой идеи отказались: уж очень она примитивная для частиц и явлений микромира...
Так или иначе, пара электронов образуется. Но чтобы это произошло, надо, чтобы атомы сблизились между собой, а их электронные облака частично совместились. Химики называют эту ситуацию в атомном «хозяйстве» перекрыванием атомных орбита-лей. Возьмем тот же пример образования молекулы водорода из атомов. Две сферические (шарообразные) орбитали, два электронных облака перекрываются и входят одно в другое, вот так:
63
Занимательная химия
При этом образуется ковалентная связь.
Ковалентной называют такую химическую связь, которая образуется при помощи пары электронов.
Если перевести нашу картинку на язык квантовых ячеек, то это будет выглядеть так:
Точно такая же молекула водорода может образоваться и по-другому, если взаимодействовать между собой будут катион водорода Н4 (у него нет ни одного электрона, а только пустая атомная орбиталь) и анион водорода Н~, у которого имеется пара электронов:
н4 +Н' = Нг
На энергетической диаграмме это выглядит так:
Представим себе, что два туриста отправились в поход; на привале каждый из них достал свой бутерброд, и, поделившись друг с другом, они весело пообедали. Этот обед будет напоминать нам первый случай встречи между атомами водорода, каждый из которых приходит в молекулу со своим «электронным бутербродом». Этот способ образования ковалентной химической связи называется равноценным механизмом.
Но если один из туристов отправляется в путь с пустым рюкзаком, а второй, очень запасливый и предусмотрительный, заготовил еды на двоих, то вместе
64
Глава III. Химическая связь и строение молекул
они тоже пообедают вполне сытно. Применительно к образованию связи при взаимодействии катиона и аниона водорода мы получим уже другой — донорно-акцепторный — механизм образования ковалентной связи. Донор — это тот, кто по доброте душевной что-либо отдает задаром, например пару «электронных бутербродов». А акцептор — тот, кто принимает подарок.
А как обстоят дела с образованием ковалентной связи, если электронные облака исходных атомов не сферические (я-орбитали), а похожи на гантели (р-ор-битали)? Давайте разберемся, как образуются молекулы фтора F2, серы Sz и азота N2.
Два атома элемента фтора F имеют энергетические диаграммы внешнего электронного уровня, на которых мы видим три квантовые ячейки, заполненные парами электронов, и еще одну, где скучает одинокий неспаренный электрон (его мы отметим звездочкой*):
Пока что химическая связь здесь образоваться не Может: стрелочки, которыми обозначены два скучающих друга-электрона, направлены в одну и ту же сторону. Это означает, что электроны, как два магнитика, приложены друг к другу одноименными полюсами вот так:
65
Занимательная химия
и пока что только взаимно отталкиваются.
Чтобы возникла химическая связь, а атомные орбитали могли перекрываться, нужно, чтобы стрелочки, обозначающие электроны, приняли противоположное направление.
Вот как это будет выглядеть:
После этого можно будет добиться взаимного перекрывания атомных орбиталей, похожих на гантели, если они расположены вдоль одной линии:
66
Глава III. Химическая связь и строение молекул
Два атома фтора, как два человечка, протягивают друг другу руки и дальше, взявшись за руки, продолжают свой путь уже в виде молекулы фтора F2, которая похожа на сдобную ватрушку:
В двух атомах серы S уже по два неспаренных электрона (они отмечены звездочками*), которые соскучились в одиночестве. Для образования электронных пар нужно, чтобы стрелочки, обозначающие эти электроны, приняли противоположное направление.
Перекрывание атомных орбиталей серы будет происходить не только как у фтора (вдоль линии):
67
Занимательная химия
но и боковыми частями гантели:
В этом случае ковалентная химическая связь становится прочнее, она двойная: ведь ее обеспечивают сразу две электронные пары — как будто два атома, два человечка затанцевали, взявшись обеими руками.
Еще крепче будет тройная ковалентная связь, которая образуется в молекуле азота N2. Два атома азота N имеют энергетические диаграммы, где есть по три неспаренных электрона:
Эти электроны и дадут нам три ковалентные связи, когда перекроются их атомные орбитали в пространстве — вот так:
68
Глава III. Химическая ев/ыь и строение молекул
Вспомним, как бывалые альпинисты идут иа штурм горных вершин. Они привязывают к поясу страховочный трос — запасную веревку, которая помогает вытащить друга, если он оступился и начал падать на подъеме... Третья связь между атомами в молекуле похожа на такое надежное соединение дружных партнеров, соратников в покорении горных вершин.
«Друг мой — третья моя рука!» — скажет атом азота, оказавшись в молекуле N2. И будет совершенно прав: ведь прочность молекул азота удивляет даже самых опытных химиков.
Будьте валентны!
Валентность — это способность атомов к образованию химических ковалентных связей. Слово «валентность» образовано от латинского «валентия» — сила. Действительно, среди атомов все силачи: притягиваются к своим соседям по молекуле с непреодолимой мощностью, и чем больше электронных пар при этом образуется, тем прочнее будет химическая связь.
69
Занимательная химия
Атомы водорода в молекуле Н2 одновалентны, химическую связь обеспечивает единственная электронная пара, которая образуется из электронов водорода. И атомы фтора в молекуле F2 одновалентны: там химическую связь обслуживает тоже одна электронная пара.
А сера в молекуле S2 уже двухвалентна: здесь химическая связь двойная, ее дают две электронные пары. Двойная связь обычно бывает крепче, короче и прочнее обычной одинарной, точно так же как удержать любую вещь двумя руками — дело более надежное, чем одной рукой.
Если в мире что-то происходит само по себе, значит, природе это выгодно. Об этом мы уже узнали из гл. II, 7. И образование химических связей подчиняется тому же закону. Вот почему, если из отдельных атомов образуются устойчивые молекулы, то всегда выделяется энергия.
Эту энергию химики называют энергией связи, и она может быть большой или маленькой. Чем больше эта энергия, тем прочнее химическая связь.
Тройная связь в молекуле азота очень прочна, при ее образовании выделяется много энергии. Атомы азота в молекуле N2 трехвалентны, они связаны друг с другом тремя электронными парами.
Если мы хотим, чтобы Его Величество атом образовал химическую связь с другим атомом — соседним, то
Атому скажем снова и снова:
Ваше Величество, будьте готовы! — Но не сражаться — объединяться И орбиталями перекрываться. Ваших молекул незыблемы троны, Если работают все электроны.
Если откажетесь, плакаться некому...
Будьте валентны! Во имя молекулы!
70
Глани Hi. Химическая связь и строение молекул
«Полярники* в мире молекул
Когда с помощью ковалентной связи образуются молекулы водорода Н2, азота N2, кислорода О2, фтора F2, хлора С12, электронные пары располагаются точно посередине между ядрами двух одинаковых атомов. Эти атомы притягивают электроны с совершенно одинаковой силой, что вполне естественно. Такая химическая связь еще называется неполярной ковалентной связью.
Гораздо чаще случается другое: встреча разных атомов. Представим, что однажды познакомились, понравились друг другу и решили подружиться атом водорода Н и атом фтора F. У каждого в запасе имеется по неспаренному электрону, который, заждавшись интересных событий на своей одинокой атомной орбитали, так и рвется к новым впечатлениям. Только вот беда — электроны эти находятся на орбиталях, разных по форме: s-электрон водорода кружится в шарообразном электронном облаке, а р-электрон фтора носится вокруг ядра по вытянутой орбитали, похожей на гантель.
Для наших электронов, мастеров ковать ковалентные связи, разная форма орбиталей — не помеха, они запросто сумеют устроить перекрывание электронных облаков и образование молекулы фтороводорода HF:
Ковалентная связь здесь образуется, и весьма прочная. Но вот что интересно: атом фтора с его электрона
71
Занимательная химия
ми-домоседами, как говорят химики, имеет большую электроотрицательность*. Это значит, что не только собственные электроны фтора крепко держатся вблизи ядра и никогда не отрываются от атома, но и чужие электроны для атома фтора всегда желанные гости. И поэтому он поступает с новым соседом по молекуле не очень честно, перетягивая поближе к себе водородный электрон. В результате вся электронная пара, образующая связь, смещается в сторону фтора.
Между атомами водорода и фтора образуется ковалентная полярная химическая связь. Молекула фтороводорода HF становится диполем (частицей с двумя электрическими полюсами): она приобретает некоторый положительный электрический заряд на одном конце (где атом водорода) и некоторый отрицательный — на другом (где атом фтора):
Если нам захочется посмотреть, как устроена молекула воды, то придется в первую очередь вспомнить ее состав. Есть смешная поговорка о дырявой обуви: «Сапоги мои того — пропускают аш-два-о». Аш-два-о — это и есть Н2О (формула воды). В молекуле воды главное действующее лицо — атом кислорода. Вспомним его энергетическую диаграмму:
* Электроотрицательность — это свойство атома элемента притягивать к севе электронное облако, образующее химическую связь.
72
Глава III. Химическая семь и строение молекул
Два неспаренных р-электрона атома кислорода О — такие длиннорукие проныры! Они всегда готовы образовать химические связи. Тем более что в роли партнеров у их хозяина — кислородного атома — будут добрые и мягкосердечные атомы водорода Н с пухлыми и круглыми, как колобки, электронными облаками.
Вот как будет происходить перекрывание р-орбита-лей кислорода с з-орбиталями двух атомов водорода'.
73
Занимательная химия
Таким образом, из двух атомов водорода и одного атома кислорода получается угловая молекула воды, которую можно условно изобразить еще и так:
Поскольку атомы водорода друг от друга заметно отталкиваются, угол между химическими связями (линиями, соединяющими ядра атомов) водород — кислород не прямой (90°), а немного больше — 104,5°. Химические связи эти полярные: кислород гораздо электроотрицательнее водорода и подтягивает к себе электронные облака, образующие химические связи. Вблизи атома кислорода скапливается избыточный отрицательный заряд, а у атомов водорода — положительный. Поэтому и вся молекула воды тоже попадает в отряд «химических полярников», веществ, молекулы которых представляют собой электрические диполи.
□ А для солей традиционная — связь ионная
Какой вид будет иметь химическая связь, если ее образуют атомы элементов, которые очень различны по электроотрицательности — например щелочного металла натрия и галогена хлора!
Электрон атома натрия Na, находящийся на внешнем валентном уровне, отличается крайним легкомыс-
74
Глава III. Химическая связь и строение молекул
днем: он большой любитель погулять по окрестностям и часто даже забывает вернуться домой, к родному атомному ядру. И атом натрия остается без своего непутевого электрона и превращается в катион Na+:
Na°- 1 е~ = Na+
Семь электронов атома хлора С1, напротив, неисправимые домоседы, ходить в гости они не любят, зато с удовольствием гостей принимают. Если к ним завернет «на огонек* какой-нибудь соседский электрон, значит, атом хлора превратится в анион С1 , который принято называть хлорид-анионом:
С1° +1 е- = СГ
Разноименные по заряду ионы будут притягиваться; это образуется ионная связь Na+-Cl . Так по-
лучается хлорид натрия NaCl, всем известная поваренная соль.
Давайте проведем опыт. Нальем в стакан на половину его объема горячую воду и растворим в ней 3-4 чайные ложки поварен ной соли. После этого поставим стакан с раствором соли охлаждаться. На следующий день (а может быть, и чуть позже) мы обнаружим на дне стакана под слоем раствора соли ее кристаллы — прозрачные кубики хлорида натрия. Ионы, из которых состоит хлорид натрия, собрались у дна стакана и образовали ионный кристалл, состоящий из катионов натрия Na+ и хлорид-анио-нов СГ.
Когда из растворенных ионов образуется твердое вещество, катионы и анионы укладываются в кристалле не как попало, а таким образом, чтобы положительные и отрицательные заряды чередовались между собой. Тогда получится прочная кристаллическая решетка соли NaCl, состоящая из ионов.
75
Занимательная химия
Хлормд-аиион
Катион натрия
Подобным образом построены и кристаллы других солей — карбоната натрия Na2CO3 (соды), хлорида аммония NH4C1 (нашатыря), нитрата серебра AgNO3 (ляписа) и множества других.
Правда ли, что все соли построены из отдельных, существующих поодиночке ионов? Правда, но есть небольшое «но»...
У катиона соли остается некоторая часть электронного облака, потому что даже самый непослушный озорник-электрон время от времени возвращается домой. Но очень большая часть этого облака смещена в сторону аниона соли. Поэтому ионную связь считают предельным случаем ковалентной полярной связи.
5 I Вещества за решеткой
Рано или поздно каждый человек задает себе вопрос: почему вода летом жидкая, а зимой застывает в лед? Почему воздух всегда — и летом, и зимой — газообразный? Почему вода в чайнике закипает и превращается в пар, а железо в тех же условиях остается твердым?
76
Глава III. Химическая свлль и строение молекул
А «необычные» состояния веществ — такая редкость! Вряд ли многие видели жидкий и тем более кристаллический воздух — он затвердевает при температуре ниже -220 °C. И кому из нас посчастливилось наблюдать расплавленное железо при + 1539 °C?..
Словом, почему все вещества такие разные — одни почти всегда твердые, другие — газы, третьи — жидкости? Оказывается, все здесь зависит от химических связей между молекулами или иными частицами, из которых состоит вещество.
Газы летают в пространстве, а жидкости текут и льются. Их молекулы не связаны друг с другом сколько-нибудь прочно. Другое дело — твердые вещества. Они состоят из отдельных зерен — кристаллов, иногда крупных, а порой микроскопических, мелких, почти незаметных глазу. В твердом состоянии подавляющее большинство веществ — кристаллические. Правда, существуют вещества твердые, но все же не состоящие из кристаллов, например стекло. На самом деле это «жидкость», только сильно переохлажденная, а вовсе не кристалл...
А любое твердое кристаллическое вещество обладает определенной структурой — геометрически правильным расположением частиц в пространстве. Частицы (молекулы, атомы или ионы), из которых состоит это вещество, не свалены в кучу как попало, а занимают каждая свое место, как зрители в театре занимают места в соответствии с купленными билетами. И точно так же, как в зрительном зале, ♦ кресла» в кристалле расположены рядами и в затылок друг другу. Только стоит добавить еще — и этажами друг над другом.
Если молекулы «сядут» в эти кресла, то, соединив их мысленными линиями, мы получим в пространст
77
Занимательная химия
ве трехмерный каркас — кристаллическую решетку вещества. Каждое «кресло* будет называться узлом кристаллической решетки.
Если в узлах кристаллической решетки находятся неполярные молекулы какого-то вещества (вроде иода 12, кислорода О2 или азота N2), то они не испытывают друг к другу никаких электрических «симпатий». Другими словами, их молекулы не должны притягиваться за счет электростатических сил. И все-таки что-то их удерживает рядом. Что именно?
Оказывается, в твердом состоянии эти молекулы подходят настолько близко друг к другу, что в их электронных облаках начинаются мгновенные (правда, очень слабые) смещения — сгущения и разрежения электронных облаков. Вместо неполярных частиц возникают «мгновенные диполи», которые уже смогут притягиваться друг к другу электростатически. Однако это притяжение очень слабое. Поэтому кристаллические решетки неполярных веществ непрочные и существуют только при очень низкой температуре, при «космическом» холоде.
Астрономы действительно обнаружили небесные тела — кометы, астероиды, даже целые планеты, состоящие из замерзшего азота, кислорода и других веществ, которые в обычных земных условиях существуют в виде газов и становятся твердыми в межпланетном пространстве.
Вещества с молекулярными кристаллическими решетками имеют очень низкие температуры плавления и кипения, они летучие, их кристаллы нетвердые и механически непрочные:
Их толочь не надо в ступке — Так кристаллы эти хрупки. Чуть-чуть нагреваются И тотчас испаряются.
78
Глава III. Химическая свяль и строение молекул
Другое дело — вещества с атомной кристаллической решеткой, где каждый атом связан со своими соседями очень прочными ковалентными связями, а весь кристалл в целом при желании можно считать огромной молекулой.
Для примера можно рассмотреть кристалл алмаза, который состоит из атомов углерода. Атом углерода С, который содержит два неспаренных р-электро-на, превращается в атом углерода С*, где все четыре электрона внешнего валентного уровня расположены на орбиталях поодиночке и способны образовывать химические связи. Химики называют такой атом ♦возбужденным»:
Ковалентных химических связей оказывается целых четыре, и все очень прочные. Недаром алмаз — самое твердое вещество в природе и с незапамятных времен считается царем всех самоцветов и драгоценных камней. Да и само его название означает по-гречески «несокрушимый». Из ограненных кристаллов алмаза получаются бриллианты, которыми украшают дорогие ювелирные изделия.
Алмаз — самый ценный из всех драгоценных камней.
Алмазы и бриллианты издавна служили мерой богатства князей и императоров, а самые большие в ми
73
Занимательная химия
ре алмазы получали каждый свое имя. Однако эти сокровища доставались дорогой ценой, и их история изобилует леденящими кровь сюжетами.
Вот история алмаза «Регент».
Этот уникальный камень нашел невольник на руднике в Индии. Охрана рудников была очень строга: всякого выходящего из шахты не только обыскивали, но и давали слабительное, чтобы он не мог вынести проглоченный алмаз. Но счастливчик, нашедший «Регент», глубоко разрезав ногу, все же сумел спрятать камень под повязкой. Он открыл свою тайну матросу, рассчитывая на помощь в побеге. Побег удался, но обманщик отнял алмаз у беглеца, а самого его сбросил в море. Потом матрос продал камень за бесценок, быстро истратил деньги и умер с горя. Переходя из рук в руки, алмаз попал в сокровищницу королей Франции, а впоследствии Наполеон Бонапарт носил «Регент» на рукоятке своей шпаги. Император был суеверен и полагал, что камень приносит ему удачу...
Алмазам приписывали всякие чудесные свойства. Например, русский «Лечебник» начала XVIII века указывал: «Если воин на левой стороне в оружии своем носит алмаз, то не будет убит; алмаз же, носимый в перстне на руке, лихие сны отгоняет и приносит пользу беснующимся лунатикам».
Российская императрица Екатерина Вторая, играя в карты, любила расплачиваться бриллиантами. В одном из ее писем есть строки: «Как весело играть в бриллианты! Это похоже на тысячу и одну ночь!» Подарив своему фавориту Орлову наряд, украшенный бриллиантами баснословной стоимости, она получила ответный подарок — знаменитый алмаз «Орлов», ставший с тех пор украшением скипетра (знака власти) российских царей.
80
Глава 1П. Химическая связь и строение молекул
Один из самых больших и красивых алмазов, на котором персидской вязью выгравированы имена всех его владельцев начиная с 1591 года, называется «Шах*. Его прислал царю Николаю Первому персидский шах в качестве ♦ выкупа» после убийства российского посла А.С. Грибоедова, автора бессмертной комедии «Горе от ума». Сейчас алмаз «Шах» находится в Алмазном фонде России вместе с другими сокровищами.
Но алмаз идет не только на украшения. Его кристаллы используются в инструменте для обработки самых твердых материалов, бурения горных пород, резки и огранки стекла и хрусталя.
Кристаллическая решетка алмаза (слева) и графита (справа)
Графит по составу тот же углерод, но структура кристаллической решетки у него не такая, как у алмаза. В графите атомы углерода расположены слоями, внутри которых соединение атомов углерода похоже на пчелиные соты. Эти слои связаны между собой гораздо слабее, чем атомы углерода в каждом слое. Поэтому графит легко расслаивается на чешуйки и им можно писать. Применяется он для изготовления карандашей, а также в качестве сухой
81
Занимательная химия
смазки, пригодной для деталей машин, работающих при высокой температуре. Кроме того, графит хорошо проводит электрический ток, и из него делают электроды.
Можно ли недорогой графит превратить в драгоценный алмаз! Можно, но для этого потребуется немыслимо большое давление (несколько тысяч атмосфер) и высокая температура (полторы тысячи градусов). Гораздо проще «испортить» алмаз-. надо просто нагреть его без доступа воздуха до 1500 °C, и кристаллическая структура алмаза превратится в менее упорядоченную структуру графита.
Есть еще одна форма существования элемента углерода в виде кристаллов — карбин. Углерод — это еще и сажа от свечи или из дымохода печки, древесный уголь и таблетки активированного угля из аптеки (см. гл.XII, 2).
Алмаз, графит и карбин — это аллотропные модификации одного и того же элемента в виде простою вещества.
Алмаз, графит, карбин... А элемент — одна!
Все это — углерод, Вот!
Совершенно особая кристаллическая решетка у металлов. Но прежде всего: что такое «металлы»?
Физики называют металлами вещества, которые, помимо особого «металлического» блеска, хорошо проводят тепло и электрический ток и к тому же пластичны (их можно обрабатывать молотом на наковальне). А химики относят к металлам в первую очередь те вещества, которые очень легко превращаются в катионы, теряя электроны внешнего валентного уровня.
Почему металлы электропроводны?
82
Глава III. Химическая связь и строение молекул
Атомы металла, очутившись в узлах кристаллической решетки, не дремлют в «театральных креслах», как все остальные частицы, о которых уже была речь. Они не находят себе покоя, пока не отправят «по рядам» (а точнее — в межузловое пространство кристалла) пару-тройку электронов. Эти электроны будут постоянно присутствовать в кристалле металла в виде так называемого «электронного газа». А когда настанет время проводить электрический ток, они пригодятся как переносчики заряда.
Особого «газа* содержат немало
Кристаллы и слитки любого металла...
Металлическая кристаллическая решетка содержит в узлах положительные ионы (катионы) металла, а валентные электроны этих атомов металла в виде электронного газа стягивают катионы в единую структуру и обеспечивают между этими атомами металлическую связь. Электроны, из которых состоит «электронный газ», непрерывно и беспорядочно движутся внутри кристаллической решетки, они мечутся, как мошкара в воздухе летним вечером или снежная пыль во время метели. Как только появится электрическое напряжение, их будет как ветром сдувать в одну сторону — к положительному электроду.
83
Занимательная химия
Многие простые и сложные вещества с молекулярной кристаллической решеткой хорошо всем известны. Это, например, простое вещество иод 12.
Кристаллическая вода (лед) состоит из полярных молекул воды Н2О. Кристаллы «сухого льда», которым охлаждают мороженое, — это тоже молекулярные кристаллы углекислого газа СО2. Приведем еще только один пример — сахар, который образует кристаллы из молекул сахарозы.
Когда в узлах кристаллической решетки находятся молекулы вещества, связи между ними не очень-то крепкие, даже если эти молекулы — полярные. Поэтому для того, чтобы расплавить такие кристаллы или испарить вещества с молекулярной кристаллической структурой, не требуется нагревать их до красного каления. Уже при О °C кристаллическая структура льда разрушается и получается вода. А «сухой лед» при обычном давлении не плавится, а сразу переходит в газообразный диоксид углерода — возгоняется.
Кристаллическая решетка, в узлах которой находятся катионы и анионы, называется ионной. В ионном кристалле нет отдельных «молекул», каждый из катионов одновременно притягивается ко всем окружающим его анионам-соседям. А их в кристал
ен
Глава III. Химическая евязь и строение молекул
ле хлорида натрия (см. с. 76) целых шесть — слева, справа, спереди и сзади, сверху и снизу. Но это еще не все. Каждый катион еще и отталкивается всеми своими братьями-катионами: знай свое место в кристаллической решетке. Точно так же и анионы притягиваются соседя ми-катионами и отталкиваются родными братьями-анионами. Словом, химические связи в ионном кристалле никак нельзя назвать направленными: электростатические силы распространяются равномерно во все стороны. Да и о валентности атомов здесь говорить нет никакого смысла.
Вещества с ионной кристаллической решеткой более твердые и прочные, чем вещества, состоящие из молекулярных кристаллов. Они плавятся и тем более испаряются при очень высокой температуре, иногда — до нескольких сотен градусов. Но попадая в водный раствор, ионные кристаллы полностью распадаются на составляющие их ионы:
И прочностью своей они горды — Но только если рядом нет воды.
Однако об этом еще будет речь впереди.
Габариты мадам молекулы
Вот и настало время узнать, как из множества частиц (атомов, молекул, ионов) образуются вещества, видимые глазами. Чтобы порция вещества была хорошо заметна, она должна содержать огромное число частиц.
Химики договорились, что новой единицей количества вещества, которая позволит избежать подсчета нескончаемого ряда отдельных молекул или атомов, будет особая химическая единица — моль.
85
Занимательная химия
Как же взвесить 1 моль любого вещества? Это просто, надо только знать молярную массу вещества (в г/моль). А ее рассчитывают по относительным атомным массам всех составных частей молекулы, иначе говоря, по формуле вещества. Значит, химическая формула дает нам ключ к количественным соотношениям в мире веществ. Например:
•	Масса 1 моля водорода Н2 — 2 г.
•	Масса 1 моля кислорода О2 — 32 г.
•	Масса 1 моля воды Н2О — 18 г.
•	Масса 1 моля фтороводорода HF — 20 г.
•	Масса 1 моля диоксида углерода (углекислого газа) СО2 — 44 г.
В моле любого вещества одинаковое количество молекул — 6 • 1023. Число 6 • 1023 — универсальная постоянная величина. Ее называют числом Авогадро по имени ученого, который впервые использовал эту величину.
Итальянский физик и химик Амедео Авогадро (1776—1856) по образованию был юристом, а математику, физику и химию изучил самостоятельно и настолько хорошо, что преподавал их в университете.
Авогадро установил точный состав множества химических веществ и открыл закон, носящий его имя. Согласно закону Авогадро, « одинаковых объемах любых газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.
Авогадро вел правильный и размеренный образ жизни, он был отцом восьми детей, глубоко презирал
роскошь и был равнодушен к своим заслугам и известности.
86
Глава III, Химическая связь и строение молекул
Вспомним: для измерения относительной атомной массы любого элемента и даже любого изотопа элемента мы использовали «углеродные единицы». В 12 г углерода-12 содержится 6 • 1023 атомов. Столько же частиц в моле любого вещества.
Если вещество состоит из атомов, то ясно: моль атомов — это количество вещества, которое содержит 6 • 1023 этих атомов. А если вещество ионное? В этом случае достаточно отсчитать 6  1023 ионов какого-нибудь одного сорта — неважно, катионов или анионов.
Как отмерить 1 моль вещества, если оно газообразное? Еще проще, если учесть, что в нормальных условиях (при давлении, равном 1 ат.и*, и температуре О °C, или 273,15 К) У моль любого газа занимает объем 22,4 л.
•	Объем 1 моля водорода Н2 при нормальных условиях — 22,4 л.
•	Объем 1 моля кислорода О2 при нормальных условиях — 22,4 л.
•	Объем 1 моля диоксида углерода СО2 при нормальных условиях — 22,4 л.
Для чего же нужна эта новая единица количества вещества — моль? Не проще ли было химикам обойтись «старыми» единицами — граммами и килограммами, а также литрами и миллилитрами?
Оказывается, обойтись-то можно, но тогда для каждого отдельного вещества необходимо будет выводить все химические законы. А если измерять количество вещества, пропорциональное молярной массе, то химические константы (характеристики веществ) будут выражаться в одинаковых единицах и для кислорода, и для серной кислоты, и для всех других веществ, которые нас окружают.
*1 атм равна 760 мм рт. ст., или 1,01325 .10 6 Па.
87
Звлилателъ«ая хил ил
Химикам приходится каждый день рассчитывать, какое количество веществ надо взять и сколько их может получиться в результате реакций. Все это можно сделать очень быстро, если пользоваться химической единицей измерения количества вещества и уметь составлять уравнения реакций.
9 I А вот и вопросы, на которые -mmJ нам надо ответить
Расскажу сегодня, что ли, О зловредной роли моли. Моль съедает шерсть и мех — Просто паника у всех... Ну а в химии — изволь! Есть другое слово «моль».
Прост, как небо и трава, Моль любого вещества. Но трудна его дорога: В моле так молекул много!
Сколько же? В моле любого вещества 6 • 10гз молекул (число Авогадро).
А однажды случилась такая история».
В магазин приходит Коля:
•Взвесьте десять молей соли!
Деньги сразу вам отдам я.
Сколько это будет граммов?»
Отвечает продавец:
«Ай да Коля! Ну, хитрец!
Если учишься ты в школе. Знаешь массу моля соли!»
88
Глава III. Химическая связь и строение молекул
' Хитрый Коля, конечно, знает, что масса моля поваренной соли в граммах численно равна молярной массе хлорида натрия NaCl и составляет (23 + 35,5) = 58,5 г/моль. Масса десяти молей соли будет равна 585 г.
Столько соли и надо взвесить.
Бывает еще и не такое...
Маша маме говорит, Что из шкафа моль летит. «Как спасти нам вещи наши?» Отвечает мама Маше: «Есть такой аэрозоль,
Убивает моли моль!* Маша химию учила, Так что маме возразила: «Что-то это многовато — Целый моль врагов крылатых!»
Конечно, многовато. Маша совершенно права.
Если моль моли будет содержать 6 • 1023 бабочек, а масса каждой бабочки всего 0,01 г, то придется выметать из дома (0,01 г х 6 * 102й) = 6 • 1021 г = 6 • 1018кг — 6 • 1015 тонн (!) мертвых насекомых. Такое несметное количество мусора завалит не только всю квартиру, но и всю страну, где будут применять хваленый аэрозоль...
© © о © о ® © © о ® е © © ® © © © ® © © о © о © ©
о	о	о	о	о
Q	О	О	О
0	О	©	О	0
о	о	о	о
о	©	о	©	о
о	<э	о	е>
©	О	0	О	©
О	О	О	О
О	©	О	0	о
89
Глава IV
Самые главные вещества
1. Папа водород и дочка вода
иого ли в природе водорода?
Смотря где. В космосе водород — главный элемент.
Например, ближайшая к нам звезда Галактики, которую мы знаем под именем «Солнце», на 70 % своей массы состоит из водорода.
Атомов водорода во Вселенной в несколько десятков
тысяч раз больше, чем всех атомов всех металлов, вме
сте взятых.
Даже его товарищ по периоду, очень легкий и широко распространенный элемент номер два гелий (в переводе с пюческого «солнечный»), содержится на Солнце в количестве в пять раз меньшем, чем водород...
В земной атмосфере тоже есть немного водорода в виде простого вещества — газа состава Н2. Водород много легче воздуха, и поэтому его находят в верхних слоях атмосферы.
Но гораздо больше на Земле связанного водорода: ведь он входит в состав воды, самого распространенного на нашей планете сложного вещества. Водород, связанный в молекулы, содержат и нефть, и природный газ, многие минералы и горные породы. Водород входит в состав всех органических веществ (см. гл. ХП).
Русское название водорода указывает, что он «рождает» воду; латинское «гидрогениум» означает то же самое.
Водород был открыт в 1766 году английским химиком Генри Кавендишем, который установил, что
90
Глава IV. Самые главные вещества
при взаимодействии металлов с разбавленными кислотами выделяется некий «горючий воздух» (в те времена все газы называли «воздухом»). Наблюдая горение водорода на воздухе, Кавендиш установил, что в результате появляется вода. Это было в 1782 году.
Английский естествоиспытатель, физик и химик Генри Кавендиш (1731-1810) научные исследования проводил в собственной лаборатории и много занимался «пневматической химией» — химией газов.
Кавендиш производил на современников очень странное впечатление: голос его был похож на писк, а обращение с людьми — нервное. Он пугался чужих людей, от смущения терял дар речи, хотя и был очень богат, но своим богатством почти не пользовался.
Несмотря на все свои чудачества, Кавендиш вошел в историю химии как блестящий ученый-экспериментатор. Его именем названа знаменитая Кавендишская лаборатория в Кембриджском университете в Англии.
Однако мысль о том, что вода — сложное вещество, первым высказал не Кавендиш, а знаменитый изобретатель паровой машины Джеймс Уатт в 1783 году. В этом же году французский химик Антуан Лоран Лавуазье выделил водород путем разложения воды раскаленным железом. С современной точки зрения этот опыт выглядел довольно странно, потому что Лавуазье продувал струю водяного пара через нагретый до красного каления... ружейный ствол!
В 1789 году водород был выделен при разложении воды под действием электрического тока.
Водород — это газ без цвета и запаха, намного легче воздуха. Его молекулы Н2 неполярны, и он сжижается при очень низкой температуре (-253 °C). Водород почти нерастворим в воде.
91
Занимательная химия
Водород — очень интересное вещество. Он может легко окисляться — отдавать свои электроны атомам других элементов. Это происходит, когда водород сжигают на воздухе или в кислороде, а также при реакции водорода с галогенами, например с хлором.
С другой стороны, водород и сам может отнять у других атомов электроны — так, как он это делает при встрече с атомами активных металлов, например кальция или натрия (см. гл. IV, 2).
В лаборатории получают водород взаимодействием металлов (например, цинка или железа) с разбавленными кислотами. С воздухом водород образует взрывоопасные смеси, поэтому обращаться с ним следует весьма осторожно.
Попробуем проделать простой, но очень эффект-ный опыт: получить мыльные пузыри, наполненные водородом. Для этого нам потребуется флакончик, в котором раньше были, например, капли от насморка, пластмассовая трубочка от пакета с пепси-колой и пластилин, а еще кусочек железа или цинка и соляная кислота. Ну и конечно, мыло и вода. Цинк и предварительно разбавленную соляную кислоту (осторожно! Это едкая жидкость!) надо поместить во флакончик, а трубочку плотно «примазать» к его горлышку пластилином. Начинается химическая реакция цинка Zn с соляной кислотой НС1, а в результате образуется хлорид цинка ZnCl2 и выделяется водород Н2:
Zn + 2 НС1 = ZnCl2 + Н2|
Водород выходит через трубочку. Теперь самое время делать мыльные пузыри. Опускаем конец трубочки в мыльный раствор и... ну, дальше, наверное, все справятся и сами.
92
Глава IV. Самые главные вещества
Наши мыльные пузыри будут неудержимо лететь вверх: ведь водород почти в 15 раз легче воздуха!
Однако с водородом мы знакомы куда меньше, чем с водой.
Казалось бы, что может быть проще, чем вода? Оказывается, всем нам известная вода имеет такие необычные свойства, что ее с полным правом можно назвать чудом природы... Впрочем, давайте начнем разбираться по порядку.
Почему глубокие озера, моря и океаны даже в самые лютые морозы не промерзают до дна? Ведь обычно при охлаждении вещества становятся тяжелее. Если бы это происходило и с водой, то лед опускался бы на дно водоема и постепенно вся вода стала бы твердой. А кристаллическая вода (лед) плавает на поверхности в виде тонкой наледи, толстых льдин или громадных айсбергов, потому что лед легче жидкой воды. Почему?
Лед плавает на поверхности воды... К этому все так привыкли, что перестали считать такое поведение воды удивительным. А ведь веществ, которые в твердом состоянии легче, чем жидкие, очень мало.
Причина необычных свойств кристаллической воды — особое строение льда. Здесь образуется «ажурная» структура, в которой, как в кружевах, много пустых мест; вот почему лед такой легкий.
При плавлении льда молекулы воды немного сближаются и плотность жидкой воды при температуре плавления становится чуть-чуть больше, чем у льда. А наибольшее значение плотность воды приобретает при 4 °C, когда ледяные «кружева» полностью разрушаются. Именно такую температуру зимой имеет вода у дна непромерзающих пресноводных водоемов. Благодаря этому выживают в самые жестокие холода
93
Занимательная химия
Ажурная структура льда
плавучие обитатели рек, озер и прудов. Что еще интересно: при О °C кристаллизуется чистая вода, так что, замораживая раствор солей (например, воду морскую), получают пресный лед! Вообще-то «метод вымораживания* может применяться для очистки воды от примесей.
Можно получить очень чистую воду путем вымораживания даже в домашних условиях. Для этого наливают водопроводную воду в банку или круж-
ку и ставят ее в морозильную камеру холодильника. Как только в лед превратится примерно поло
вина воды, незамерзшую часть ее надо вылить, а льду дать растаять.
Такая талая вода отличается высокой чистотой, и ее считают очень полезной для здоровья.
94
Глава IV. Самые главные вещества
Вода может просачиваться в мельчайшие трещины горных пород. Она прекрасно смачивает образующие их минералы, проникает во все поры. А потом, в холодное время года, замерзает, увеличиваясь в объеме. И это действует на камни так же разрушительно, как настоящий взрыв! В тонких щелочках возникает громадное — в тысячи атмосфер — давление, которое быстро разрушает горные породы, превращая гранит и базальт в глинистые и песчаные осыпи... Вот почему так разнообразен ландшафт нашей планеты!
Но вода не только надежная защитница всего живого от лютого холода. Она еще и опытная кухарка, и прекрасный лаборант-химик. Ведь в воде происходит множество химических реакций, которые «всухую» провести либо трудно, либо вовсе невозможно. Недаром еще алхимики говаривали: «Вещества не реагируют друг с другом иначе как только в жидком состоянии, в растворе».
Древнее правило было основано на опыте проведения разных реакций в воде. Современные химики сказали бы чуть-чуть иначе: «Раствори вещества в воде, и они будут взаимодействовать друг с другом быстрее и лучше».
Ведь молекулы воды — полярные. Когда кристаллы растворяемого вещества попадают в воду, она разделяет их на мелкие частички — молекулы или ионы. Более того, очень подвижные молекулы воды, отважно бросаясь на штурм кристаллической решетки, окружают каждую частичку растворяемого вещества, подобно муравьям, совместными усилиями волокущим толстую гусеницу! Получаются гидратированные частицы растворенного вещества, которые очень охотно участвуют в разных химических реакциях.
Впрочем, подробнее о растворах, реакциях и прочих интересных вещах мы еще успеем поговорить.
95
Зднилга/нт’лб^оя химия
Охотники за электронами
Взаимодействие водорода с кислородом, как это установил еще сэр Генри Кавендиш, приводит к образованию воды. Давайте на этом простом примере поучимся составлять уравнения химических реакций. Что получается из водорода и кислорода, мы уже знаем:
Н2 + О2 Н2О
Теперь учтем, что атомы химических элементов в химических реакциях не исчезают и не появляются из ничего, не превращаются друг в друга, а соединяются в новых комбинациях, образуя новые молекулы. Значит, в уравнении химической реакции атомов каждого сорта должно быть одинаковое количество до реакции (слева от знака равенства) и после окончания реакции (справа от знака равенства), вот так:
2Н2+О2=2Н2О
Это и есть уравнение реакции — условная запись протекающей химической реакции с помощью формул веществ и коэффициентов. Это значит, что в приведенной реакции два моля водорода должны прореагировать с одним молем кислорода, и в результате получится два моля воды.
Взаимодействие водорода с кислородом — совсем не простой процесс. Он приводит к изменению степеней окисления этих элементов. Чтобы подбирать коэффициенты в таких уравнениях, обычно пользуются методом «электронного баланса».
Когда из водорода и кислорода образуется вода, то это значит, что водород поменял свою степень окисления от 0 до +1, а кислород — от 0 до -II. При этом от атомов водорода к атомам кислорода перешло несколько (п)электронов:
96
Глеем Д'. Ctrjfwe главные вещества
2 Н? + 0§ = 2 Н20
пе~
Водород, отдающий электроны, служит здесь восстановителем, а кислород, принимающий электроны, — окислителем (см. гл. II, 8).
Посмотрим теперь, как выглядят процессы отдачи и приема электронов по отдельности. Водород, встретившись с «грабителем»-кислородом, теряет все свое достояние — два электрона, и его степень окисления становится равной +1:
Н?-2е = 2H+I
Получилось уравнение полуреакции окисления водорода. А бандит-кислород О2, отняв последние электроны у несчастного водорода, очень доволен своей новой степенью окисления -П:
О2 + 4 = 2 О-п
Это уравнение полуреакции восстановления кислорода. Остается добавить, что и «бандит», и его «жертва» потеряли свою химическую индивидуальность и из простых веществ — газов с двухатомными молекулами Н2 и О2 превратились в составные части нового химического вещества — воды Н2О.
Дальше будем рассуждать следующим образом: сколько электронов отдал восстановитель бандиту-окислителю, столько тот и получил. Число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем.
Значит, надо уравнять число электронов в первой и второй полуреакциях. В химии принята такая условная форма записи уравнений полуреакций:
97
Занимательная химия
2 f Н2° - 2 е~ = 2 H+I 1 I 02 + 4 e- = 2 O’11
Здесь числа 2 и 1 слева от фигурной скобки — это множители, которые помогут обеспечить равенство числа отданных и принятых электронов*. Полученные множители и будут служить коэффициентами будущего уравнения реакции:
2 Н£ + О2 == 2 Н21 (У11
Водород окисляется не только при встрече с кислородом. Примерно так же на водород действуют и фтор F2, галоген и известный «разбойник», и, казалось бы, безобидный азот N2:
2 Н2° + F? = 2 H+I F"1
не"
ЗН2°+ N2° = 2N-IIIHf
ne
При этом получается фтороводород HF или амми ак NH3. В обоих соединениях степень окисления водорода становится равной +1, потому что партнеры по молекуле ему достаются «жадные» до чужого электронного добра, с высокой электроотрицательное тью — фтор F и азот N (см. гл. III, 3). У азота значение электроотрицательности считают равным трем условным единицам, а у фтора вообще самая высокая
* В уравнениях цолуреакций отдано 2 электрона, а принято 4. Чтобы уравнять число принятых и отданных электронов, находят наименьшее общее кратное и дополнительные множители. В нашем случае наименьшее общее кратное равно 4, Дополнительные множители будут равны для водорода 2 (4:2=2), а для кислорода — 1 (4:4-1).
98
Глава IV. Самые главны? вещества
электроотрицательность среди всех химических элементов — четыре единицы. Так что немудрено им оставить бедняжку атом водорода без всякого электронного окружения.
Но водород может и восстанавливаться — принимать электроны. Это происходит, если в реакции с ним будут участвовать щелочные металлы или кальций, у которых электроотрицательность меньше, чем у водорода.
При встрече молекул водорода с такими металлами он сам становится «бандитом» и «охотником за электронами» и отнимает у металлов их электронное достояние:
2Na° + H? = 2Na+IH“r
ne"
Са° + Н° - Ca+IIH2I
ne
B обоих случаях получаются гидриды металлов — гидрид натрия NaH и гидрид кальция СаН2, в которых водород имеет степень окисления -I. Таким образом, мы выяснили, что водород в окислительно-восстановительных реакциях может быть и охотником за электронами, и жертвой.
□ Кто есть кто в окислительно* восстановительных реакциях?
Окислитель, как отъявленный злодей, Как пират, бандит, агрессор, Бармалей, Отнимает электроны — и о’кей!
Потерпев урон, восстановитель
99
Заки.кот«л»м<1л хи.иил
Восклицает: «Вот я! Помогите! Электроны мне мои верните!» Но никто ему не отвечает И тем более ущерб не возмещает.
Окислитель — это вещество, которое принимают электроны. Восстановитель — это вещество, которое отдает электроны.
Кислород — газ для дыхания и огня
Кислород на Земле — самый распространенный элемент. Воздух, которым мы дышим, на V5 состоит из кислорода. В морях и океанах, в земных минералах, в живых организмах кислорода хоть отбавляй. Почти половина массы земной коры приходится на кислород, связанный в виде различных соединений. В первую очередь это вода Н2О.
Кислород — самый жизненно важный элемент: он обеспечивает обмен веществ в живой природе. К человеку и животным в организм кислород попадает при дыхании. В легких, пронизанных кровеносными сосудами, кислород связывается с кровью, а кровь затем переносит его по всему телу к клеткам мышц, внутренних органов и мозга. Но в природе кислород не только расходуется, но и образуется, его запасы в атмосфере постоянно пополняются. Зеленые растения, содержащие хлорофилл, на свету поглощают углекислый газ, а выделяют газообразный кислород.
Впервые выделил кислород в 1770 году знаменитый шведский химик Карл Вильгельм Шееле при нагревании селитры — нитрата калия KNO3. Два года спустя Шееле выделил кислород еще несколькими способами: взаимодействием диоксида марганца МпО2 с серной кислотой H2SO4, прокаливанием пер
100
Глава IV. Самые главные вещества
манганата калия КМ11О4 либо оксида серебра Ag2O-Немного позже, в 1774 году, кислород выделил англичанин Джозеф Пристли. Он прокаливал оксид ртути HgO.
Сначала новый элемент называли «огненным воздухом» за участие в горении, потом — «жизненным воздухом», поддерживающим дыхание. Теперешнее название и символ, образованные от греческих слов «окси генес» — образующий кислоты, ввел в химию французский ученый Антуан Лоран Лавуазье в 1775 году. Лавуазье исследовал кислород и создал кислородную теорию горения. Поэтому он по праву разделяет с Пристли и Шееле честь открытия важнейшего химического элемента.
Шведский химик Карл Вильгельм Шееле (1742-1786) работал аптекарем. Впрочем, в те в|>емсна именно аптека зачастую была местом, где совершались самые удивительные химические опыты.
Шведский аптекарь оказался автором стольких открытий, что их хватило бы на добрый десяток ученых. В длинном списке полученных им впервые веществ — винная, плавиковая, мышьяковая, молочная, яблочная. щавелевая, лимонная и другие кислоты, глицерин, серово дород и другие вещества. Шееле первым получил и исследовал пер манганат калия КМпО4 — всем известную марганцовку, разработал способ получения фосфора Р.
Наконец, Шееле принадлежит приоритет открытия химических элементов кислорода О, хлора С1, фтора F, бария Ва, молибдена Мо, вольфрама W... Годы упорного самоотверженного труда Подорвали здоровье этого поразительно целеустремленного человека, и он прожил всего до 44 лот.
101
Занимательная химия
Джозеф Пристли, (1733-1804} — богослов, философ и химик — занимал очень независимую позицию по отношению к англиканской церкви. Из-за борьбы за свободу совести жизнь его была чрезвычайно беспокойной. Кроме всего прочего, этот «честнейший еретик» симпатизировал французской революции.
Пристли был одним из образованнейших людей своего времени (он знал не только французский, итальянский и арабский, но даже халдейский язык) и выдающимся химиком. Кроме кислорода, он открыл еще монооксид азота NO, моно оксид углерода СО и диоксид серы SO2.
В годовщину штурма Бастилии в Бирмингеме, где жил Пристли, начались погромы всех тех, кто подозревался в сочувствии к республиканской Франции. Дом, лаборатория, книги И рукописи Пристли были сожжены, а ему самому пришлось бежать в Лондон, а потом выехать в Америку. Там он и про вел последние десять лет своей жизни.
Французский химик Антуан Лоран Лавуа зье(1743-1794} — по образованию юрист.
Изучал химию и позднее на свои средства создал прекрасную химическую лабораторию, ставшую научным центром Парижа.
Лавуазье стал одним из основоположников классической химии. Он открыл закон сохранения веществ, ввел понятия «химический элемент» и «химическое соединение», доказал, что дыхание подобно процессу горения и является источником теплоты в организме... Лавуазье был автором первой классификации химических веществ и учебника «Элементарный курс химии».
Политические события, происходившие во Франции, имели для Лавуа
202
Глава IV. Самые главные вещества
зье печальные последствия: он был казнен за то, что работал в «Генеральном откупе» (акционерном обществе по сбору налогов). В мае 1794 года в числе других обвиняемых откупщиков Лавуазье предстал перед революционным трибуналом и на следующий день был приговорен к смертной казни «как зачинщик цли соучастник заговора, стремившийся содействовать успеху врагов Франции путем вымогательств и незаконных поборов с французского народа».
Вечером 8 мая приговор был приведен в исполнение, а Франция лишилась одной из самых блестящих голов...
Кислород в свободном состоянии существует в виде двухатомных молекул 02, а также в виде аллотропной модификации кислорода — озона — трехатомной молекулы 03. Кислород сжижается при очень низкой температуре (-183 °C), а при -219 °C он затвердевает. Интересно, что жидкий и твердый кислород — голубого цвета. Кислород растворяется в воде лучше, чем другие составные части воздуха (например, азот). Поэтому вода всегда обогащена кислородом.
Кислород — типичный окислитель. В кислороде горят разные металлы, неметаллы и сложные вещества, например углерод, сера, магний, железо, сероводород'.
С + О2 —СО2 пе
S + о2 = so2
пе
2 Mg -F О2 = MgO ne~
4Fe + 3 02 — 2 Fe2O3
ne“
2 H2S + 3O2 - 2 SO2 + 2 H2O
пе"
и при этом получаются оксиды металлов — магния, Железа или неметаллов — углерода, серы, водорода (см. гл.У, 2).
103
Занимательная химия
Многие вещества хорошо горят не только в чистом кислороде, но и в воздухе. В атмосфере Земли кислорода около 21 %, и для горения этого достаточно. А если бы воздух земной атмосферы содержал кислорода меньше 18 %, то горение в нем углерода стало бы невозможным, «естественный» (например, от удара молнии) огонь никогда бы не появился. И первобытный человек так и не узнал бы, что огонь можно использовать для своих нужд...
Еще хуже, если содержание кислорода в атмосфере было бы больше 30 %. В такой газовой среде первый же удар молнии вызвал бы катастрофу — гигантский пожар, а может быть, и взрыв. Ведь в этих условиях и сырая древесина горит как порох!
Медленное окисление различных веществ — это, например, реакции, описывающие процессы гниения дерева, ржавления железа и другие.
Озон О3 —. газ голубого цвета с резким запахом. Каждый, кто обратил внимание на то, как пахнет воздух после грозы или вблизи источника электрического разряда, знает запах этого газа очень хорошо. В природе озон образуется не только при электрических разрядах в атмосфере, но и под действием ультрафиолетового излучения Солнца:
3 О2 = 2 О3
Люди впервые встретились с ощутимым количеством озона только после изобретения электрических машин. Впервые описал озон даже не химик, а физик — голландец Мартин ван Марум в 1785 году. Он посчитал, что под действием на кислород электрического разряда (искры) получается особая «электрическая материя». Название «озон» в переводе с греческого означает «пахучий». Озон — очень сильный окислитель. Поэтому его используют при обеззараживании питьевой воды. При контакте с озоном боль-
104
Глава IV. Самые главные вещества
щинства веществ, способных окисляться, происходит дорыв. Озон образуется в атмосфере Земли на высоте 25 км под действием солнечной радиации. И здесь вредный газ превращается в защитника всего живого на Земле: он задерживает и поглощает опасное излучение Солнца. Однако в озоновом «зонтике» Земли, который имеет толщину всего-то около 30 метров, то и дело возникают «дыры*. Особенно это стало заметно в последние десятилетия в связи с загрязнением окружающей среды. В воздух попадает все больше «вредных» для озона газов, вроде монооксида азота NO или тех веществ, которые используются для наполнения холодильных установок и аэрозольных баллончиков. Даже частичное исчезновение озонового слоя над Землей грозит всему живому гибелью.
Кому нужен кислород? Всем нам, и каждый день. Без кислорода — беда: ведь он нужен для дыхания и горения, без него нет ни жизни, ни тепла. Это самое главное вещество Земли.
Недаром в фантастическом романе Александра Беляева «Продавец воздуха» злоумышленник пытается подчинить себе весь мир, завладев не золотом, не оружием, а всем воздухом (а значит, и всем кислородом) Земли.
В промышленности для получения чистого кислорода используют перегонку жидкого воздуха. Много кислорода дают и всевозможные процессы электролиза (разложения электрическим током) водных растворов (см. гл.XIII, 1). В лаборатории обычно приходится получать небольшое количество кислорода, и здесь используют разложение при нагревании тех Же веществ, из которых впервые выделили кислород Пристли и Шееле.
В Попробуем получить небольшое количество кислорода разложением твердого перманганата калия — обычной марганцовки из домашней аптечки.
105
Занимательная химия
Для этого потребуется железная или медная пластинка, кусок жести или ненужный черепок от разбитой фарфоровой чашки. Эта пластинка или черепок у нас на кухне будут исполнять роль жаростойкого химического тигля для разложения, и этот тигель должен быть совершенно сухим.
Помещаем в наш тигель немного кристалликов марганцовки (по объему не больше четверти чайной ложки), кладем на конфорку газовой плиты и зажигаем газ.
Как только пластинка хорошо нагреется, начнется разложение перманганата калия КМпО4 до манганата калия К2МпО4 и диоксида марганца МпО2 с одновременным выделением газообразного кислорода О2:
2 КМпО4 = K2MnO4 -I- МпО2 + О2 |
{Mn+vn + 1 е~ = Mn+V1 Mn+vu + 3 е = Mn+IV 2 О 11 - 4 г - О2°
Чтобы убедиться, что в результате реакции действительно выделяется кислород, к кучке кристаллов на пластинке надо поднести еле тлеющую деревянную палочку — лучинку. Вблизи кристаллов перманганата калия она должна ярко разгореться: кислород очень хорошо поддерживает горение.
Минут через пять-десять после начала опыта надо выключить газ и дождаться, пока наш тигель остынет. Затем осторожно, с помощью листа бумаги или палочкой следует ссыпать остаток от прокаливания в стакан, куда заранее наливают воду. Раствор окажется зеленым из-за присутствия манганата калия К2МпО4, в который превратился перманганат калия КМпО4, и мутным от частичек нерастворимого диоксида марганца МпО2. А ведь раствор исходного вещества (марганцовки) был бы розово-фиолетовым!
106
Глава IV. Самые главные вещества
Кислород используют для того, чтобы облегчить дыхание людей в случае болезней. А как без кислорода обойтись на подводных лодках, которые неделями не всплывают на поверхность, или на космических кораблях? Там используют твердые источники кислорода — вещества, которые выделяют этот газ и одновременно поглощают из воздуха диоксид углерода (см. гл.XII, 3).
А еще кислород применяют как мощный окислитель при выплавке чугуна и стали, при сварке и резке металлов, в химической промышленности при получении самых разных веществ. Жидкий кислород служит окислителем топлива в ракетных установках; используется он и при взрывных работах.
Вот какой он, кислород, мастер на все руки.
□ Настало время отгадывать новые загадки
Я не горюю, а горю, И воду вам я подарю. Пусть будет дождь, и снег, и град — Я напоить природу рад.
(Водород)
Я коварный поджигатель Вы огня хотите — нате! Я всесильный окислитель (Если только дров дадите).
(Кислород)
Гулять в грозу — какой резон? Подышим воздухом, дружище.
В природе словно стало чище, Повсюду в воздухе ...
(озон)
107
Занимательная химия
А ну, скорей снимите шляпу! Я дочь космического папы.
И вездесуща и легка, — Я лед, я пот, я — облака. Я иней,чай,бульон, туман, Река,ручей и океан.
Когда я злюсь, то закипаю;
Когда мороз — я застываю.
(Вода)
Вы со мною уже встречались -Я космический скиталец, Элементов прародитель И отважный предводитель. Я любитель кислорода, Вместе с ним даю я воду.
(Водород)
Глава V
Типы химических соединений
1. Вещества в классе * **
Г I огда в сельскую школу ходят всего \ jJ восемь или десять учеников разного ПЯ В03Раста’ они все занимаются в одной О А. \ V-Z классной комнате. Первоклашки чи-JOsA тают по букварю рядом с семикласс-никами, отвечающими урок по физи-
**	ке, а пятиклассники тут же твердят
английские глаголы. Такая школа называется «малокомплектной». Но как только учеников становится больше, их рассаживают по классам.
Примерно то же самое происходит в любой науке: по мере накопления знаний и фактических сведений наступает момент, когда необходимо все собранное как-то упорядочить.
Пока алхимики знали лишь несколько десятков химических веществ, им было легко запоминать их свойства и особенности поведения. Но когда число веществ перевалило за несколько сотен, а потом и тысяч, химики призадумались: как бы классифицировать их — подразделить на классы сходных по характерам химических «персон».
Впрочем, и алхимикам не было чуждо желание навести порядок в «кладовке* химических реактивов. Они тоже выделяли среди веществ «масла», «земли», «духи* (спирты), «водки», «стекла»... Так, серную кислоту звали «купоросным маслом*, соляную — «духом солей». Железный купорос был известен под именем «зеленого стекла» (витриола). Правда, алхимические термины порой совпадали Для веществ, совсем разных по составу. Например,
109
Занимательная химия
название «магнезия белая* относилось к карбонату магния, а «магнезия черная* — к диоксиду марган ца. Иногда, наоборот, одно и то же вещество могло фигурировать под разными именами. Уксусная кис лота была известна как «кислая влажность* и «древесная кислота», а азотная — как «крепкая водка*, «селитряная дым истая водка* и «зияющая красным гасом кислота»...
Первую систему классификации и номенклатуры химических веществ задумали в 1787 году четверо французских ученых — Антуан Лоран Лавуазье (1743-1794), Клод Луи Бертолле (1748-1822), Луи Бернар Гитон де Морво (1737-1816) и Антуан Фуркруа (1755-1809).
Сейчас нам остается только строить догадки, где собрались — за дружеским обедом или на научном диспуте — и что именно говорили друг другу выдающиеся ученые, когда 210 лет назад они приняли решение «разложить по полочкам* все химические знания. Эта задача была бы не под силу одному человеку, будь он даже великим. Но четырем «мушкетерам* классификация веществ оказалась по плечу. Ведь за дело взялись люди блестящих способностей и энергии. Фуркруа и Гитон де Морво были не только химиками, но и видными государственными деятелями, Бертолле был известным врачом и аптекарем, даже служил лейб-медиком при дворе герцога Орлеанского. А Лавуазье получил признание и как химик, и как юрист, и как финансист.
Какое свойство у веществ самое главное? Запах, цвет, вкус? Способность растворяться или испаряться? Пригодность в пищу или применимость в роли лекарств? Пожалуй, ни то, ни другое, ни третье.
Химия изучает реакции между веществами, так что имеет смысл выбрать некоторое вещество-эталон (образец), с которым будут по очереди встречаться и
110
Ami «а V. Типы, химических соединений
взаимодействовать все остальные, — а там посмотрим, что из этого получится. В той химической классификации, которой мы пользуемся, веществ-эталонов сразу два, и мы хорошо их знаем. Это вода и кислород.
Самое распространенное на Земле сложное вещество — вода, самый распространенный химический элемент — кислород. Именно их реакции со всеми другими химическими «персонами* и характер образующихся при этом продуктов дают ключи к «комнатам*, где собраны однотипные вещества, — классы химических соединений.
Оксиды — дети «оксигена»
Почти все вещества, простые и сложные, реагируют с кислородом, окисляются. В результате получаются оксиды.
Оксиды состоят из атомов двух элементов, причем один из них — кислород в степени окисления -II.
Когда горит уголь в печи, в результате реакции окисления получается диоксид углерода’.
С + о2 = со21
Если на воздухе загорается металлический магний, получается оксид магния'.
2 Mg + О2 = 2 MgO
Оксид водорода, вещество по имени вода, получается, если на воздухе сгорает водород или окисляется сложное вещество, в молекулах которого есть атомы водорода (например, метан СН4). Уравнение реакции горения чистого водорода мы уже записывали
111
Занимательная химия
(см. гл.IV, 2), а реакция окисления газа метана, который горит в конфорке кухонной плиты, такова:
СН4+ 2 О2 = СО2|+ 2 Н2О
Часто реакции с кислородом идут быстро и с выделением тепла и света; тогда их называют реакциями горения. Но окисление может протекать и очень медленно, например, если на воздухе постепенно покрывается ржавчиной железная деталь или гниет старая деревянная доска. Процессы дыхания — это окисление органических веществ живого организма кисло родом воздуха. Во всех перечисленных реакциях окисления тоже выделяется некоторое количество тепла, только процесс этот растянут во времени и поэтому не очень заметен.
Что же касается оксидов разных элементов, то их делят на типы в зависимости от того, как себя ведут (хорошо, Плохо или «никак») их гидраты — гидроксиды.
Прежде всего: что значит «гидраты»? «Гидор» по-гречески «вода», а гидраты — те вещества, которые получаются при взаимодействии с водой.
А что значит «гидроксиды ведут себя никак»? Химики, говоря эти слова, имеют в виду, что гидроксидов, соответствующих данным оксидам, просто не существует, их нельзя получить ни прямым взаимодействием оксида с водой, ни какими-то окольными химическими путями. «Никакие» оксиды раньше звали индифферентными, или безразличными, а сейчас их принято называть несолеобразующими. К этому типу оксидов относят монооксид уг лерода (угарный газ) СО, оксид диазота («веселящий газ») N2O, монооксид азота NO и другие.
А еще гидроксиды бывают кислотными, основными и амфотерными...
112
Глава К Типы химических соединений
Почему кислоты кислы?
Кислоты — это гидраты кислотных оксидов. Обычно кислотные оксиды образуют элементы-неметаллы, например углерод, кремний, азот, фосфор, сера, хлор...
Диоксид углерода С02 — кислотный оксид, ему соответствует угольная кислота. Чтобы получить угольную кислоту, углекислый газ (газообразный диоксид углерода) просто-напросто пропускают в воду:
со2 + н2о = Н2СО3
Раствор диоксида углерода в воде, содержащий угольную кислоту, хорошо известен: после добавления сладкого сиропа он превращается в лимонад, пепси-колу или другой освежающий напиток.
Когда-то людям была известна только одна кислота — уксусная. Кислый вкус, уксусная кислота и вообще всё кислое по-гречески «оксос». Постепенно люди узнали и другие кислоты — серную, соляную, щавелевую, муравьиную, яблочную. А также фосфорную, азотную, янтарную, валериановую...
Что же между ними общего? Посмотрим на формулы кислот и увидим, что здесь, как правило, на первом месте атом водорода. Вот, например:
•	угольная кислота — Н2СО3,
•	азотная кислота — HNO3,
•	серная кислота — H2SO4.
Такое расположение символов атомов в молекуле не случайность. Дело в том, что главное свойство кислот — это их способность в воде распадаться на ионы, причем один из ионов — обязательно катион водорода.
Катион водорода получается в растворах любых кислот, потому что в кислотах атомы водорода связа
113
Занимательная химия
ны с остальной частью молекул довольно слабо. Как только кислота оказывается в растворе, атомы водорода превращаются в катионы Н+, а остальная часть молекулы — в кислотный остаток (анион кислоты). Катионы водорода отправляются в окружающий их мир воды:
Кислота, когда здорова,
Угостить друзей готова Тем, что ей дала природа, — Катионом водорода!
Все кислоты в растворе отдают катионы водорода, но некоторые из них делают это охотно, а другие «жадничают». Те кислоты, которым не жалко подарить катионы Н+, называются сильными, а уравнения их реакций диссоциации (распада на ионы) выглядят так:
•	HNO3 = Н+ + NO3 (для азотной кислоты);
•	H2SO4 = 2 Н+ + SO|~ (для серной кислоты);
•	НС1 =	+ С1 (для хлороводородной, или соляной,
кислоты).
Если кислота — «жадина», то она отдает не все свои катионы водорода. Часть из них, притом значительную, оставляет при себе. Такие «скупые» кислоты называют слабыми, а реакции их диссоциации — обратимыми.
В обратимых реакциях исходные вещества превращаются в продукты не полностью, а лишь частично. Химики договорились, что вместо знака равенства в обратимых реакциях надо ставить две стрелочки, вот так:
ш * , так: « * или даже так:	.
Тогда уравнение реакции диссоциации слабой кислоты — фтороводородной (плавиковой) — будет таким:
HF + F
114
Глава V. Типы химических соединений
А для других слабых кислот — угольной и фосфорной — диссоциация будет не только обратимой, но еще и многоступенчатой:
Н2со3 Н+ + НСО3; НСО3' Н+ + COJ
Н3РО4	Н+ 4- Н2РО4-;
Н2РО4"	Н+ + HPOf;
HPof — Нт- ро43
Это значит, что слабая кислота «угощает» всех окружающих своими протонами чрезвычайно неохотно. Отщепит часть и подождет: может, больше не попросят?..
«Силу» и «слабость» любой кислоты можно измерить и рассчитать. Для этого служит степень диссоциации. Эту величину принято обозначать греческой буквой а (альфа), и она равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенной в воде кислоты.
Точно так же определяют, руководствуясь здра-вым смыслом, степень протекания любого процесса (например, если на столе лежало десять яблок, а мальчик Петя съел три, то «степень употребления яблок в пищу» составит 3/10 ” 0,3, или иначе — 30 % яблок).
Если кислота сильная, то степень ее диссоциации в водном растворе равна 100 %, или 1,0: все молекулы, сколько бы их ни было вначале, распадаются на ионы водорода и кислотного остатка.
Слабая кислота имеет степень диссоциации меньше 100 % (или меньше 1,0, например 0,3 или 0,1): распадаются на ионы далеко не все молекулы растворенной слабой кислоты, а только часть из них.
115
Занимательная химия
Что же происходит с катионами водорода, которыми любая кислота «угощает», скупо или щедро, своих соседей до раствору? Ведь катионы водорода — это частицы особенные, очень мелкие и юркие; практически это — протоны безо всякого электронного окружения. Неужели они так и плавают, никем не замеченные, в водном растворе, среди целого океана молекул воды?
На самом деле в водной среде несвязанные катионы водорода Н , конечно, не могут’ существовать. Их сразу же «съедают» молекулы воды, и в результате образуется катион оксония Н3О+:
Н+ 4- Н2О = Н3О+
Протона нет и следа, Его проглотила вода. Мгновенно он превращен В оксониевый катион.
Ионы Н+ (а если уж быть точными, катионы оксония Н3О ) в растворе любой кислоты действуют на язык человека, вызывая ощущение кислого.
Поэтому химики средневековья, проводя химические опыты с участием кислот, время от времени пробовали раствор на вкус, чтобы установить, полностью ли прошла реакция. Однако мало кто из них доживал до преклонного возраста — ведь среди химических веществ не так уж много полезных для еды, наоборот, многие весьма ядовиты.
Очень многие кислоты пришли в химию прямиком с кухни. Лимонная, масляная, молочная, винная — источник, откуда химики извлекли эти кислоты, ясен из названия: это органические вещества, продукты живой природы.
116
Глава /. Типы химических соединений
Другое дело — неорганические кислоты, например серная или азотная. Чтобы их получить, обычно бывает достаточно добавить к кислотному оксиду воду. Например, триоксид серы SO3 в воде превращается в серную кислоту, а оксид азота состава N2O3 — в азотную:
S03 + Н2О = H2SO4; N2O5 + Н2О = 2 HNO3
Правда, некоторые кислоты нерастворимы в воде. Тогда для их получения химику приходится обходить множество препятствий.
Например, получить кремниевую кислоту, добавляя воду к диоксиду кремния SiO2 (обычному кварцевому песку), не удается. Потребуются особые приемы. Например, можно сначала растворить диоксид кремния в щелочи — гидроксиде натрия NaOH , а потом провести обменную реакцию полученного силиката натрия Na4SiO4 с соляной кислотой НС1:
SiO2 + 4 NaOH = Na4SiO4 + 2 Н2О;
Na4SiO4 + 4 НС1 - H4SiO41 + 4 NaCl
Но подробнее о таких реакциях будет сказано дальше, в главе VII.
А это — основания
Когда мы произносим слово «основание», нам представляется что-то массивное и устойчивое, почти незыблемое, вроде гранитной глыбы или постамента памятника. Химический смысл слова «основание» — в другом. Основания — это гидраты основных оксидов, иначе говоря, основные гидроксиды.
117
За нима гм л ьная химия
Иногда их можно получить непосредственным взаимодействием основного оксида (оксида типичного металла) с водой.
«Жженая», или «негашеная» известь — это оксид кальция СаО. Когда на это вещество попадает вода, получается «гашеная» известь — гидроксид кальция Са(ОН)2:
СаО + Н2О = Са(ОН)2
Оксид кальция — основный оксид, а гидроксид кальция — основание. К разряду оснований относятся «едкие щелочи» — гидроксид натрия NaOH, гид роксид калия КОН, а также гидроксид магния Mg(OH)2 и другие.
В формулах оснований есть одна особенность: они обязательно заканчиваются символами кислорода и водорода, которые объединены в гидроксид ОН.
Гидроксиды металлов — твердые вещества, у них ионная кристаллическая решетка. Когда они попадают в воду, в растворе оказываются катионы металла и гидроксидные анионы:
Са(ОН)2 = Са2+ + 2 ОН-; NaOH - Na+ + ОН ;
КОН = К+ + ОН
Каждый гидроксидный анион имеет отрицательный заряд (-1) и ведет себя как единое целое. Значит, в формуле основания гидроксидных анионов будет столько же, сколько положительных зарядов у катиона металла. Например, у катиона натрия заряд +1, и в формуле NaOH один гидроксидный анион, а у кальция +2, и формула гидроксида Са(ОН)2.
Основания в водной среде распадаются (диссоциируют) с образованием гидроксид-аниона. Это их главное свойство.
118
Глава V'. Типы химических соединений
Алхимики говорили, что щелочи — вещества, «мылкие на ощупь». Действительно, покрывающая поверхность кожи тончайшая пленка кожного жира в присутствии гидроксид-ионов превращается в «мыло». Но мы все-таки не будем это проверять опытным путем: ведь щелочи разъедают все, что им попадается на пути, и обращаться с ними надо очень аккуратно, чтобы избежать ожогов.
Основные гидроксиды, как и кислоты, бывают сильные и слабые, хорошо растворимые в воде и малорастворимые. Но любой из них вправе сказать:
«Основательный», как все другие основания, Гидр оксидный анион ношу в кармане я.
А когда в раствор я понадаю. Этим анионом всех пугаю.
Вот это здорово! Только непонятно: чем так страшен гидроксидный анион? Оказывается, он большой любитель превращать катионы водорода в воду:
Н 4- ОН = Н2о, или иначе:
Н3О+ + ОН = 2 Н2О
Я гидроксид. Я кислоту В растворе вижу за версту. И все на свете я отдам, Чтоб только съесть протоны. Ам!..
Оказывается, кислота и основание — действительно «враги». Встретившись в растворе, сражаются друг с другом до последнего патрона... извините, до последнего катиона и аниона. Если победит кислота (ее было больше), то раствор останется кислым. Химики в этом случае говорят, что в растворе кислая среда. Если победа за основанием — среда становится щелочной.
119
Занимательная химия
Когда среда кислая, у раствора кислый вкус и в нем избыток катионов водорода (оксония), когда щелочная — в растворе избыток гидроксидных анионов. Если в растворе катионов оксония и гидроксид-анио-нов поровну, то среда считается нейтральной. Катионы Н и анионы ОН- непрерывно борются за первенство, а быстро определить, кто в их состязании победитель, нам помогают судьи этой олимпиады — кислотно-основные индикаторы.
Индикаторы — значит «указатели». Это вещества, которые меняют цвет в зависимости от того, попали они в кислую, щелочную или нейтральную среду. Больше всего распространены индикаторы лакмус, фенолфталеин и метилоранж.
Самым первым появился кислотно-основный индикатор лакмус. Лакмус — водный настой лакмусового лишайника, растущего на скалах в Шотландии. Этот индикатор случайно открыл в 1663 году английский химик и физик Роберт Бойль. Позднее настоем лакмуса стали пропитывать фильтровальную бумагу; ее высушивали и получали таким способом индикаторные «лакмусовые бумажки», синие в щелочном и красные в кислом растворах.
Фенолфталеин, который применяется в виде спиртового раствора, приобретает в щелочной среде малиновый цвет, а в нейтральной и кислой он бесцветен. Что касается индикатора метилоранжа, или, иначе, «метилового оранжевого», он действительно оранжевый в нейтральной среде. В кислотах его окраска делается розово-малиновой, а в щелочах — желтой.
Если нет настоящих химических индикаторов, для определения кислотности среды можно успешно при-
120
Глава И Тилы химических соединений
донять... домашние, полевые и садовые цветы и даже сок многих ягод — вишни, черноплодной рябины, смородины.
Розовые, малиновые или красные цветы герани, лепестки пиона или цветного горошка станут голубыми, если опустить их в щелочной раствор. Так же посинеет в щелочной среде сок вишни или смородины. Наоборот, в кислоте те же «реактивы» примут розовокрасный цвет.
Растительные кислотно-основные индикаторы здесь — красящие вещества по имени антоцианы. Именно антоцианы придают разнообразные оттенки розового, красного, голубого и лилового многим цветам и плодам.
Красящее вещество свеклы бетаин в щелочной среде обесцвечивается, а в кислой — краснеет. Вот почему такой аппетитный цвет у борща с квашеной капустой.
Соберите в саду, в лесу, на поле другие цветы и плоды и попробуйте, как на них будут действовать кислоты (например, столовый уксус — слабый раствор уксусной кислоты) и щелочи (например, «известковое молоко» — смесь гашеной извести с водой).
Интересно, какие из этих цветов и плодов можно использовать как индикаторы кислотности?
□ А теперь — отгадаем загадки про индикаторы
Смущает меня щелочная среда;
Краснею... Но если вокруг кислота И если в воде растворен я один. Не видно меня. Я —.......
(фенолфталеин)
121
Занимательная химия
Ах, что же я поделаю с собой —
Ведь в щелочи я сине-голубой.
А в кислоте быть синим я не смею:
Я — ....... и в кислотах я краснею.
(лакмус)
Как на прогулке от мороза, От кислого я стану розов.
Но вид мой в щелочи смешон: Я сразу желтый, как лимон.
(Метилоранж )
□ Соли — соленые, горькие, сладкие и прочие
Что такое соль? Вопрос кажется простым: кто же не знает поваренной соли? Она соленая, она хорошо растворяется в воде, без нее пища становится невкусной... Поваренная соль — это хлорид натрия NaCl.
Эта соль очень важна для человека. Но кроме нее существует множество других солей, которые тоже нам необходимы. Например, это стиральная (кальцинированная) сода — карбонат натрия Na2CO3, ляпис — нитрат серебра AgNO3 и алюмокалиевые квасцы — сульфат алюминия калия KA1(SO4)2 из домашней аптечки, бура (тетраборат натрия Na2B4O7), которую используют, если в доме завелись тараканы... Есть еще сульфит натрия Na2SO3 и тиосульфат на трия (гипосульфит) Na2S2O3, которые в ходу у заядлых фотографов, медный купорос — сульфат меди CuSO4, который добавляют в побелку при ремонте и применяют на огороде против болезней и вредителей растений, и огромное количество других солей.
Общее для всех солей то, что они в твердом состоянии образуют ионные кристаллы из катионов металла
122
Глава V, Типы химических соединений
л анионов кислотного остатка, а в воде распадаются на эти ионы. Например, кристаллы хлорида натрия дают в растворе катионы натрия и хлорид-анионы:
NaCl = Na+ + СГ
Откуда берутся соли? Не только из солонки или из банки на полочке в шкафу. Для получения солей можно смешать друг с другом кислоту и основание. Лучше такую реакцию вести, предварительно добавив индикатор (например, лакмус), и стремиться, чтобы смесь стала не кислой и не щелочной, а нейтральной. Если лакмус красного цвета, это указывает на избыток кислоты (надо добавить еще чуть-чуть основания), если лакмус синего цвета — в растворе щелочная среда, надо добавить капельку кислоты. И вот, наконец, среда становится нейтральной: лакмус приобретает фиолетовую окраску. Можно быть уверенным, что в растворе (если не считать лакмуса) присутствуют только два вещества — соль и вода.
Такие реакции получения солей смешиванием кислоты и основания называются реакциями нейтрализации. Вот примеры реакций нейтрализации:
•	NaOH + НС1 = NaCl + Н2О (для получения хлорида натрия);
•	2 NaOH 4- H2SO4 = Na2SO4 + 2 Н2О (для получения сульфата натрия);
•	Са(ОН)2 + 2 HNO3 = Ca(NO3)2 4- 2 Н2О (для получения нитрата кальция).
А если разобраться подробнее, да еще вспомнить, какую схватку устраивают в растворе катион водорода И гидроксидный анион, то получится вот что: хлороводородная кислота в растворе полностью диссоциирует И превращается в ионы Н+ и С1 . Гидроксид натрия в растворе — это ионы Na+ и ОН-. Когда их смешивают, не миновать «дуэли» катиона Н+ и аниона ОН :
123
Заии-кательная химия
Н+ + СГ + Na+ + ОН = Na+ + СГ+ Н2О
В этом «поединке» катионы натрия Na+ и хлорид-ионы СГ играют роль в лучшем случае всего лишь ♦секундантов» (ни в чем не участвуют, а только со стороны наблюдают, чем дело кончится). Поэтому их формулы можно спокойно сократить и справа, и слева от знака равенства:
Нч + ОН“ = Н2О
Так вот в чем состоит суть реакции нейтрализации — во взаимодействии Н и ОН- с обязательным образованием Н2О!
Уравнения реакций, которые у нас получились, называются ионными. Первое из них, где записаны все без исключения ионы, присутствующие
в растворе, называется полным ионным уровне нием, а второе — сокращенным ионным.
124
Глава К. Типы химических соединений
Но и ионов-«секундантов* в растворе оказывается ровно столько, сколько требуется для появления соли — хлорида натрия NaCl. Только вот как добраться до этой соли? Это просто: надо всего лишь выпарить воду из раствора, полученного при нейтрализации щелочи кислотой. Это можно сделать при нагревании. Когда объем жидкости сократится в два-три раза, чашку с раствором можно будет охладить. При этом в ней появятся кристаллы поваренной соли.
Алхимики считали соль воплощением растворимости. Для нас соль с детства — нечто соленое. Однако далеко не все соли солоны. Соленые соли — хлорид натрия NaCl, хлорид калия КС1 и сульфат натрия Na2SO4 («глауберова соль», которая до сих пор используется как слабительное средство). Но есть горькая, или «английская», соль — сульфат магния MgSO4. Ее тоже используют в медицинских целях как слабительное и успокоительное средство.
Есть среди солей и сладкие. Это, например, хлорид бериллия ВеС12. Интересно, что ученые, впервые получившие соединения бериллия, даже предлагали дать этому элементу имя «глициний* за вкус солей. А еще одна сладкая соль ацетат свинца РЬ(СН3СОО)2 так и называется — «свинцовый сахар», или «сахар-сатурн» (сатурн — алхимическое название свинца, по имени «соответствующей» ему планеты). Ацетат свинца входит в состав «свинцовой примочки» — средства от ушибов.
Чтобы в наше цивилизованное время пробовать на вкус соли свинца, а тем более бериллия, надо быть совершенно безрассудным человеком: эти вещества ядовиты. Еще одна чрезвычайно ядовитая соль очень часто попадает в главные «герои» детективных рассказов и шпионских историй — это цианид калия KCN. Старинные книги утверждают, что эта соль —
225
Занимательная химия
тоже сладковатого вкуса; правда, те, кто ее попробовал, вряд ли успели собственноручно сделать записи в лабораторных тетрадях... Но довольно мрачных шуток. Среди всех солей химики выделяют средние (или нормальные), кислые и основные.
Средние соли получаются по реакциям нейтрализации. При получении средних солей сражение кислоты и основания заканчивается «вничью*: химические противники полностью расходуют катионы водорода и гидроксидные анионы.
Если в кислоте атомов водорода больше одного, то это кислота — многоосновная. Ее атомы водорода могут вступать в реакции нейтрализации не только все сразу, но и по очереди. Например, гидроксид натрия NaOH (если его меньше, чем обычно) может реагировать с серной кислотой H2SO4 и так:
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + Н2О
В результате сражение кислоты и основания заканчивается убедительной победой кислоты с получением кислой соли — гидросульфита натрия NaHSO4.
Если, наоборот, в реакции нейтрализации побеждает основание с несколькими гидроксидными группами в формуле, то получается основная соль — гид роксид-нитрат кальция CaNO3(OH):
Са(ОН)2 + HNO3 = CaNO3(OH) + Н2О
Чтобы реакция прошла именно так, а не иначе, гидроксида кальция должен быть избыток.
Интересно, что кислые соли почти все хорошо растворимы в воде, а среди основных солей много нерастворимых.
Вообще-то соли относятся к воде по-разному. Некоторые из них очень плохо растворяются в во
126
Глава V. Типы химических соединении
де — можно сказать, страдают «водобоязнью». Это, например, сульфат бария BaSO4, который используют при рентгеновском обследовании желудка, или карбонат кальция СаСО3 — обыкновенный мел. Чтобы полностью растворить щепотку порошка СаСО3 или BaSO4, потребуется целая цистерна воды.
Другие соли воду любят и с удовольствием «купаются». В домашнем хозяйстве, чтобы улучшить качество воды для стирки, используют ортофосфат натрия Na3PO4 («тринатрийфосфат»). Эта соль растворяется в воде прекрасно. Неплохо растворима в воде питьевая сода — гидрокарбонат натрия NaHCO3. Подробнее о растворимости химических веществ будет рассказано в главе VI, 2.
Существуют соли, которые умудряются выискивать и улавливать воду даже из воздуха и с удовольствием «расплываются» в ней. Такое свойство веществ носит название «гигроскопичность». Гигроскопичен, например, хлорид кальция СаС12, поэтому для хранения этого вещества необходимо приготовить плотно закрытую банку, иначе через несколько дней кристаллы соли превратятся в «сиропчик».
Хоровод ИОНОВ
Как происходит растворение поваренной соли? Молекулы воды «набрасываются» на кристалл хлорида натрия, состоящий из катионов Na’ и анионов С1~, со всех сторон и «отгрызают» один за другим катионы и анионы, составлявшие до того правильную ионную кристаллическую решетку. При этом, как говорят химики, получаются гидратированные ионы — гидраты.
127
Занимательная химия
Разрыв химических связей в кристалле требует расхода энергии, а образование новых связей в гидратах дает ее выигрыш. Поэтому растворенное состояние для соли не менее выгодно, чем кристаллическое.
Первым объяснил растворение веществ с помощью гидратной теории российский химик Д. И. Менделеев. Но автором теории электролитической диссоциации, которая объясняет особые свойства кислот, оснований и солей тем, что в растворе они могут распадаться на ионы, был шведский химик Сванте Аррениус.
Слово «диссоциация» означает «распад». Но почему «электролитическая»? Дело в том, что наличие заряженных частиц в растворах веществ, способных к диссоциации с образованием ионов, легче всего обнаруживалось при наложении разности потенциалов. Вещества, плохо проводящие электричество и не проводящие его совсем, попав в водный раствор, становились электропроводны! Поэтому такие вещества и получили имя «электролиты», а сама теория Аррениуса стала называться теорией электролитической диссоциации.
128
Глава К Типы химических соединений
Сванте Август Аррениус (1859-1927), по образованию физик, знаменит своими химическими исследованиями и стал даже основателем новой науки — физической химии. Он больше всего занимался изучением поведения веществ-электролитов в растворах, а также исследованием скорости химических реакций. Работы Аррениуса долгое н{>емя не признавали его соотечественники, и только когда они получили высокую оценку в Германии и Франции, его избрали в Шведскую академию наук. За разработку теории электролитической диссоциации Аррениусу была присуждена Нобелевская премия 1903 года.
Веселый и добродушный великан Сванте Аррениус всегда был душой общества, располагал к себе коллег и п|юсто знакомых. Он был дважды женат, его двух сыновей звали Олаф и Свен.
Если в растворе существуют главным образом ионы веществ — электролитов, надо научиться отражать картину их взаимодействия как можно ближе к реальности. Для этого существуют особые правила: • во-первых, формулы всех растворимых сильных электролитов, которые нацело распадаются на ионы (сильных кислот, сильных оснований, солей), записывают в виде ионов;
•	во-вторых, формулы слабых электролитов (слабых кислот и оснований) пишут в молекулярной форме;
•	в-третьих, в молекулярном виде изображают формулы веществ, если они газообразные или нерастворимые в воде;
•	при этом выпадение осадка в реакции отмечают стрелкой, направленной вниз:|, а выделение газа — вверх:|.
А теперь посмотрим, что получается, если записывать ионные уравнения известных реакций по этим
129
Занимательная химия
правилам. При взаимодействии гидроксида кальция с серной кислотой получается осадок сульфата кальция CaSO4 и вода:
Са2+ + 2 ОН" + 2 Н+ + SOf = CaSO4|+ 2 Н20
При взаимодействии карбоната натрия с хлороводородной кислотой выделяется углекислый газ (диоксид углерода СО2):
2 Na" + COf- + 2 Н+ + 2 СГ = - 2 Na" + 2 Cl" + 2 Н2О + CO2f
или в сокращенной ионной форме:
COf~ + 2 Н+ = 2 Н2О + СО2|
При обработке фторида калия KF серной кислотой образуется слабая фтороводородная кислота HF:
2 К" + 2 F + 2 Н' + SOf = 2 HF + 2 К+ + SOf
В сокращенной ионной форме это выглядит так:
2 F- + 2 Н* - 2 HF
Множество катионов и анионов растворенных веществ, окруженных гидратными оболочками, толпятся, как званые гости на многолюдном вечере или на балу. Они выискивают себе подходящих компаньонов, чтобы вступить с ними в химическую реакцию. Если это удается, то в результате получается вода, выпадает осадок или выделяется газ. Такой «хоровод* ионов...
Те, у кого два лица
В Периодической системе слева расположены элемен-ты-металлы. Они не особенно дорожат своим электронным окружением и очень часто с ним расстаются
130
Глава V. Типы химических соединений
в разных химических «войнах» и иных передрягах. Оксиды и гидроксиды этих элементов — типичные основания. И чем ниже в таблице находится элемент, <гем сильнее соответствующее ему основание.
В правом верхнем углу Периодической системы находится главный элемент-агрессор, неметалл фтор. Его окружают сообщники и приспешники — другие неметаллы. Все они ведут разбойный образ жизни и у всех, кто слабее, отнимают электроны. Кроме того, они еще образуют кислотные оксиды и кислотные гидроксиды — кислоты.
Однако между типичными металлами и типичными неметаллами в Периодической системе расположено много элементов, которые неизвестно кто — ни рыба ни мясо. Непонятно, на кого больше похожи — на кислоты или на основания — эти подозрительные элементы, возможные перебежчики и шпионы.
На самом деле у таких элементов, как бериллий, алюминий, хром, олово — два лица. Они «воюют», но только сами за себя. Оксиды и гидроксиды у них амфотерные. Это слово происходит от греческого «ам-фо» — двоякий, двойной. Помните: древнегреческие сосуды называли «амфорами», они были обязательно с двумя ручками. А еще: земноводных (лягушек и жаб) в зоологии зовут амфибиями, потому что они могут жить и на суше, и в воде. Есть и танки-амфибии, и самолеты-амфибии, которые одинаково боеспособны на море и на суше.
Амфотерный гидроксид, например малорастворимый в воде гидроксид алюминия А1(0Н)3, встречаясь с хлороводородной кислотой НС1, превращается в соль хлорид алюминия А1С13:
А1(0Н)3 + 3 НС1 = А1С13 + 3 Н2О
Я» следовательно, ведет себя вполне «основательно», Подражая химическим свойствам типичных основа
237
Занимательная химия
ний. В ионном виде эта реакция выглядит как настоящая реакция нейтрализации:
А1(0Н)3 + 3 Н' + 3 СГ = А13ь + 3 СГ + 3 Н2О или в краткой ионной форме:
А1(ОН)з 4- 3 Н+ = А13+ + 3 Н2О
Если на гидроксид алюминия «нападает» типичное основание гидроксид натрия NaOH, то, обороняясь, А1(ОН)з ведет себя наподобие кислоты и образует соль — алюминат натрия NaA102. Ее можно выделить, если раствор после реакции выпарить досуха:
А1(0Н)3 + NaOH = NaA102 -I- 2 Н2О
Это тоже реакция нейтрализации. В ионном виде она записывается так:
А1(0Н)3 + Na+ + ОН" = Na+ + А1О2 + 2 Н2О а в сокращенной форме:
А1(0Н)3 -I- ОН - А1О2" + 2 Н2О
IL	уравнение реакции требуетея писать более точ-
но, химики учитывают, что на самом деле в водном растворе образуется тстрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)4], Квадратные скобки пишут в формулах химических веществ, если они относятся к классу комплексных соединений — таких веществ, молекулы и ионы которых построены из более мелких, но тоже сложных частиц, вроде того, как строят большие дома из готовых блоков.
А может быть, прежде чем проводить опыты, надо было спросить у гидроксида алюминия, кто он таков? Он сказал бы честно и откровенно:
Для химии я вовсе не потерян.
Я никому не друг. Я амфотерен.
И вас предупреждаю я заранее, Что с кислотой борюсь, как основание.
132
Глава F, Типы химических соединений
Я растворяюсь также в щелочах...
Я богатырь: силён, широк в плечах.
Я не боюсь играть такую роль:
Кто б ни напал — я превращаюсь в соль.
Амфотерен не только гидроксид алюминия, но и гидроксиды многих его соседей, помещенных в широкую полосу ♦непонятных» элементов, которая по диагонали пересекает периодическую таблицу. Бериллий, олово, свинец, цинк, кадмий — да разве всех перечислишь...
Что-то давненько нам не попадалось кроссвордов. Пора!
Кстати, будет повод еще разок взглянуть на таблицу элементов Менделеева, а это всегда полезно. Вопросы здесь такие:
По горизонтали: 3 — самое главное сложное вещество; 5 — кислотно-основный указатель; 8 — элемент
133
Занимательная химия
номер 17; 9 — кислое вещество; 11 — элемент номер 48; 12 — элемент номер 76; 13 — ион с отрицательным зарядом; 14 — самый тяжелый из благородных газов.
По вертикали: 1 — от него лакмус синий, а фенолфталеин — красно-малиновый; 2 — самый легкий химический элемент; 4 — ион ОН’; 6 — элемент номер 50; 7 — ион с положительным зарядом; 10 — он всегда получается, когда что-то окисляется.
Химический ребус
Вопрос: что было главным научным достижением шведского химика Сванте Аррениуса?
Для этого надо отгадать химический ребус. На рисунках изображены химические символы и формулы, предметы из химической лаборатории и другие вещи. Под каждым рисунком стоит одна или несколько цифр. Чтобы прочесть зашифрованное слово, надо заменить эти цифры буквами из названия изображенного над цифрами предмета или символа. А буквы берутся из каждого слова в порядке стоящих под ним цифр.
Те 1.2	CI 3,4	Наука о веществах и их превращениях 4,5
Dy	Os	Zn	Ar	Zr
1.2,3	2,1	1,2	i	1,2.7
134
Глава V. Типы химических соединений
ОТВЕТЫ КРОССВОРДА НА С. 133
До горизонтали : 3 вода; 5 — индикатор; 8 — хлор; g —- кислота; 11 — кадмий; 12 — осмий; 13 — анион; 14 — радон.
До вертикали:! — основание; 2 — водород; 4 — гидроксид: 6 — олово; 7 — катион; 10 — оксид.
ОТВЕТ ХИМИЧЕСКОГО РЕБУСА НА С. 134
Теория электролитической диссоциации (теллур, хлор, химия, электрон, литий, чашка, весы, сера, колба, гелий, диспрозий, осмий, цинк, аргон, цирконий).
ГЛАВА VI
Растворы и растворимость
1. Не только жидкие
этой книге уже много раз появлялось слово «растворы». Теперь наконец настало время рассказать о них подробно.
Больше всего знакомы нам жидкие растворы. Например, газированная вода — это раствор газооб-
разного диоксида углерода СО2 в воде, или сладкий чай — водный раствор сахара (сахарозы) и других веществ, входящих в состав чайной заварки. Когда варят картошку, макароны или суп, в воду добавляют поваренную соль — вот еще один жидкий раствор, раствор хлорида натрия в воде. На полочке в ванной
стоит флакон с лосьоном — это раствор жидких ве
ществ, глицерина и спирта, в воде...
Способность воды растворять разные вещества — одно из самых важных ее свойств.
Сама жизнь на Земле не могла бы возникнуть без растворов. В воде доисторических океанов были сотни растворенных веществ, и именно в этом «супе* впервые появились живые организмы, из него они получали необходимые для роста и развития вещества. Прошло много миллионов лет... Живые существа покинули океан, вышли на сушу и даже поднялись в воздух. Но они сохранили в своих организмах водные растворы, где есть весь необходимый им запас молекул и ионов. Так что скажем «спасибо» воде за ее способность образовывать растворы!
136
Глава VI. Растворы и растворимость
Однако растворы бывают не только жидкими, но и газообразными, и даже твердыми.
Вот воздух — это газообразный раствор кислорода О2» диоксида углерода СО2, водяных паров и аргона Аг в азоте N2. А сплав, из которого сделаны металлические монеты, — это твердый раствор никеля Ni в меди Си.
Растворами называют однородные смеси, состав которых можно менять в широких пределах. Но не все растворы — «настоящие», истинные.
В истинных растворах частицы растворенного вещества имеют размеры, обычные для молекул и ионов, и не превышают 1 нм (1 - 10'9м).
Кроме истинных растворов, в природе существуют и другие смеси веществ, где размеры частиц растворенного вещества другие. Во взвесях (суспензиях, эмульсиях, аэрозолях) размеры частиц больше 100 нм. Самая распространенная суспензия — это уличная дорожная грязь: она содержит частицы минералов алюмосиликатов (глины) в водной среде. Суспензиями являются многие краски и эмали, пасты для чистки посуды и ванн и косметические средства.
Приводя пример эмульсии, обычно вспоминают, что молоко — мельчайшие капельки жира, распределенные в воде. Но эмульсии — это и кремы для лица, и лечебные мази, и даже майонез.
Аэрозоли — это туман, смог, изморозь (капельки воды, частицы твердой сажи, мельчайшие кристаллики льда, «взвешенные» и висящие в газообразной среде).
В коллоидных растворах размеры распределенных частиц промежуточные между истинными растворами и взвесями и находятся в интервале от 1 до 100 нм. Коллоидные — это растворы веществ с очень большими молекулами либо такие, где растворенное
137
Занимательная химия
вещество образует скопления молекул. Примерами здесь могут служить растворы, которые получаются в воде из яичного белка и крахмала. Кисель, который подавали «на сладкое» в детском саду, — это тоже коллоидный раствор.
Коллоидный раствор можно распознать, если осветить его фонарем сбоку: он кажется мутным. Когда мелкие частицы освещаются сбоку, они начинают рассеивать свет. По этой же причине видны пылинки в солнечном луче или в луче света от кинопроектора в темном зале кинотеатра. Правда, размеры и форму каждой частички разглядеть не удастся, но все в целом они дадут возможность проследить путь света.
Коллоидные растворы, только твердые, образуются в земных недрах: это многие известные природные минералы и драгоценные камни.
А металлические сплавы, такие, как бронза, латунь, нержавеющая сталь, — это истинные, настоящие твердые растворы одних металлов в других.
«Аппетит» растворов
Вернемся к растворам, которые нам больше всего известны, — к жидким. Как они получаются?
Обычно для этого не требуется особых усилий: достаточно просто всыпать (или влить, если оно жидкое) растворяемое вещество в жидкий растворитель, немножко размешать, и раствор готов. Самый простой пример — водный раствор сахара. Сладкий чай все мы пили, и не раз. Но сколько сахара можно растворить в воде?
Возьмем четверть стакана холодной воды и будем добавлять сахар, всякий раз его размешивая.
138
Глава VI. Растворы и растворимость
чтобы добиться полного растворения. Первые куски сахара растворятся в воде почти мгновенно, как будто в стакане появился голодный динозаврик-сладкоежка.
Хорошо, что наше доисторическое чудовище — воображаемое и не представляет никакой опасности ни для кого, кроме... сахара. Голодный «динозавр» — это ненасыщенный раствор, который готов принять («съесть») все новые и новые порции растворяемого вещества.
Но когда в стакан попадет не второй или третий, а десятый кусок сахара, похоже, что динозаврик почти наелся: растворение происходит все труднее. Для этого требуется подолгу размешивать новые порции сахара. Наступает момент, когда ложка едва движется в густом сахарном сиропе, а кристаллы сахара даже не падают на дно стакана, а плавают в этом сиропе. Наш «динозаврик» насытился, раствор стал насыщенным.
Насыщенный раствор может спокойно соседствовать с кристаллами, и ничего не будет происходить (если только не меняется температура).
139
Занимательная химия
Догадались, в чем дело? Правильно! Даже у самого свирепого и злобного чудовища брюхо не бездонная бочка — когда-нибудь да наполнится. И даже если кругом будет полно добычи, он ее уже не тронет.
Так и насыщенный раствор: он больше не может растворять вещество, которого и так уже «досыта наелся ».
«Аппетит» растворителя по отношению к растворенному веществу имеет и количественное выражение: это растворимость вещества, способность его растворяться в данном растворителе при определенной температуре.
Растворимость измеряется концентрацией насыщенного раствора, то есть содержанием растворяемого вещества в определенном количестве растворителя. А это содержание можно выразить по-разному, кому как удобно:
•	самое простое — рассчитать коэффициент растворимости. Для этого надо знать, сколько вещества растворилось в 100 г растворителя;
•	массовая доля вещества в растворе показывает, сколько растворенного вещества содержится в 100 г раствора (то есть и растворенного вещества, и растворителя вместе). Массовая доля — величина безразмерная, ее при желании можно выразить и в процентах;
•	есть еще химическая единица измерения концентрации — молярность. Чтобы ее рассчитать, определяют, сколько моль вещества содержится в 1 л раствора.
Помните, сколько сахара было насыпано в стакан к ♦ ненасытному динозаврику»? Чайных ложек десять-двенадцать. Химики определили, что при комнатной температуре (20 °C) растворимость сахара (химического вещества сахарозы с формулой С^НггОп) можно выразить
140
Глава VI. Растворы и растворимость
Л коэффициентом растворимости, равным 203,9 г сахарозы / 100 г воды;
, или массовой долей 0,671 (67,1 %} сахарозы в воде; , или молярностью насыщенного раствора сахаро зы — молярной концентрацией, которая составляет около 6 моль/л.
Если содержание растворенного вехцества в растворе (неважно, насыщенном или ненасыщенном) сравнительно маленькое, то раствор считается разбавленным, если большое — концентрированным. Разбавленные растворы — это те, в которых массовая доля растворенного вещества составляет всего несколько процентов или молярность меньше 0,1 моль/л. В концентрированных растворах массы растворенного вещества и растворителя можно сравнивать между собой, и еще неизвестно, кто будет иметь перевес. Вот, например, насыщенный раствор сахара оказался концентрированным: в нем сахарозы по массе больше, чем воды. Но если вы пе сладкоежка, то кладете в чай сахара немного, и раствор сахарозы получается разбавленным.
Каждый знает, что в горячей воде сахар растворяется лучше, чем в холодной. Химики определили и точные значения растворимости сахарозы в воде: при 50 °C это уже 72,3 %, а при 80 “С — 78,4 %.
С нагреванием увеличивается растворимость и у поваренной соли — хлорида натрия NaCl, и у питьевой соды — гидрокарбоната натрия NaHCO3. В 100 г воды при 20 "С растворяется 35,9 г хлорида натрия или 9,6 гидрокарбоната натрия, а при 80 °C — уже 38,1 г NaCl п 20,2 NaHCOg.
Но есть вещества, растворимость которых при нагревании раствора уменьшается. Вы обращали когда-нибудь внимание на то, как ведет себя вода в чайнике незадолго до того, как закипет ь? Перед кипением, а иногда и раньше, с самого начала нагревания,
141
Занимательная химия
на внутренних стенках чайника или кастрюли появляются пузырьки воздуха. Почему?
Растворимость всех газов (азота N2, кислорода О2, диоксида углерода СО2), входящих в состав воздуха, с ростом температуры уменьшается. Вот и выделяется излишек растворенного воздуха, взбаламучивая горячую воду.
Если газы не реагирует с водой каким-то особым образом (как это происходит при растворении хлороводорода НС1 или аммиака NHg), то они плохо растворимы в холодной воде. А если еще и температура повышается, они и вовсе воде не друзья...
Словом, если для чего-то требуется вода без примеси растворенных газов, ее для начала следует просто прокипятить — и большая часть газообразных примесей улетучится.
Среди кристаллических веществ тоже встречаются такие, которые при нагревании растворимы хуже, чем на холоду, например карбонат лития Ы2СО3.
Взаимная растворимость жидкостей — вот где впору запутаться и заблудиться, до того она может быть разной. Единственное, что может здесь спасти, — старое, еще алхимическое, правило: «подобное растворяется в подобном». Это означает, что жидкости с неполярными молекулами хорошо растворимы в неполярных растворителях (например, растительное масло в бензине или тетрахлориде углерода), но плохо — в воде.
Если же у обоих веществ (и у растворителя, и у растворяемой «добавки») полярные молекулы, то они тоже хорошо растворимы друг в друге.
Хорошие примеры такого рода — вода и этиловый спирт или вода и ацетон: они смешиваются друг с другом в любых соотношениях и в неограниченном количестве.
142
Глава VI. Растворы и растворимость
Теперь понятно, почему нельзя отмыть пятно от ма-аута на куртке или джинсах чистой водой: поляр-,/v“ ные молекулы воды бессильны перед неполярными частицами углеводородов, смесь которых — это и есть мазут. Зато бензин или тетрахлорид углерода неприятное пятно смою т без труда.
Наконец, еще один вид растворов, совершенно удивительный и невероятный, — это пересыщенные растворы.
Если насыщенный раствор слить с кристаллов и дать ему охладиться, то получится такая жидкость, в которой заведомо больше растворенного вещества, чем это полагалось бы по значению его растворимости. Такой раствор — пересыщенный, и ему очень хочется избавиться от излишка растворенного вещества. Со своим непосильным грузом пересыщенный раствор расстанется при первом же удобном случае — например, если в него попадет крохотный кристаллик или простая пылинка, на который тут же выделятся все «лишние» кристаллы. Иногда такая кристаллизация «излишков» происходит уже при легком сотрясении сосуда с насыщенным раствором.
Очень легко образует пересыщенные растворы тиосульфат натрия, который фотолюбители используют как закрепитель (фиксаж).
Чтобы приготовить такой пересыщенный раствор, не надо даже добавлять воду: она есть уже в самом кристаллическом тиосульфате натрия в виде кристаллизационной воды. Его полное название — пентагидрат тиосульфата натрия, а формула Na2S2O3 • 5 Н2О.
Осторожно нагревая это вещество в чистой чашке, колбе или химическом стакане, получают расплав (точнее, очень концентрированный рас
143
Занимательная химия
твор в кристаллизационной воде: все-таки ее здесь целых пять молекул). Потом осторожно охлаждают его. Получается пересыщенный раствор, который при внесении малюсенького кристалла тиосульфата натрия мгновенно кристаллизуется во всем объеме, который он занимает.
Зрелище это чрезвычайно эффектное: внутри колбы (или стакана) внезапно возникает многолучевая «звезда», состоящая из игольчатых кристаллов тиосульфата натрия.
Чудо природы — кристаллы
Если соленую воду вылить на блюдце и оставить на пару дней, пока она высохнет, а потом рассмотреть образовавшийся белый налет через лупу, мы обнаружим множество сверкающих кубиков правильной формы — кристаллов поваренной соли:
При медленном испарении раствора сахара, медного купороса или алюмокалиевых квасцов в воде тоже получаются красивые кристаллы в виде правильных многогранников различной формы.
Но кристаллы появляются не только из раствора, но из расплава.
Что такое жидкая вода? Это расплавленный лед, не так ли? Когда вода замерзает, получаются кристаллы игольчатой формы.
144
Глава VI. Растворы и растворимость
Если такие же иголочки льда образуются из капелек воды в морозном воздухе, они постепенно растут, покрываются все новыми узора.ми и наростами и выпадают на землю из облаков в виде снежинок сказочно красивой формы.
Когда водяной пар охлаждается быстро, получается иней, который морозной зимой украшает деревья
145
Занимательная химия
в саду, или просто морозные узоры на стекле, похожие на фантастические растения...
Почему же у кристаллов такая правильная и кра сивая форма?
Люди задавались этим вопросом с давних пор. Само слово «кристалл» происходит от греческого «кристаллос» — лед и горных! хрусталь. В древности горный хрусталь (кристаллы кварца) действительно считались окаменевшим льдом.
Если из кристалла хлорида натрия сделать шар, а потом опустить в насыщенный раствор этой же соли, то уже через несколько дней мы обнаружим, что вместо шарика опять получился кристалл кубической формы.
То же самое происходит и с любыми другими кристаллами: они способны к «самоогранке» и постепенно восстанавливают свою природную, самую устой чивую форму.
Рассказывают, что способность кристаллов сохранять правильную форму в любых ситуациях была обнаружена случайно. Французский ученый, аббат Репе Жюст Гаюи (1743-1826), однажды, будучи в гостях у своего знакомого, большого любителя кам ней и минералов, уронил на пол самый лучший кристалл из коллекции. Экспонат раскололся, но каждый из осколков повторял форму прежнего кристалла, только был поменьше. Наблюдательность аббата Гаюи помогла ему из обидного случая сделать замечательный вывод. Если разбивать кристалл на все меньшие и меньшие части, можно постепенно дойти и до «элементарной» ячейки, состоящей из отдельных атомов или ионов вещества, и эта ячейка будет состоять из отдельных атомов или молекул...
На самом деле разбить кристалл «на атомы», конечно, обычными способами невозможно (разве что растворить его). Тем не менее ученые установили, что
146
Глава VI. Растворы и растворимость
кристаллическая решетка, как гигантский многоэтажный сборный дом, состоит из совершенно одинаковых «клеточек». А от того, каковы эти клеточки, в каком порядке и насколько прочно они скреплены друг с другом, зависит все многообразие кристаллических форм, существующих в природе.
Кристаллы действительно так хороши собой, что ими можно любоваться часами. А как разнообразны их формы! Вот кубик из прозрачной каменной соли, га лита — природного хлорида натрия. А рядом — кристалл берилла, похожий на шестигранный карандаш, только большой, толщиной в руку.
Вот «карандашики» цвета морской волны — тоже бериллы, только они прозрачные и называются аквамаринами. Трехгранные призмы заманчивого дымчато-голубого цвета — природные топазы, а золотистые кубики — кристаллы пирита. Пластиночки прозрачной слюды — мусковита и остроконечные глыбы кварца, «каменные розы» из минерала гематита и сросшиеся «щетки» столбчатых аметистов... Да мало ли еще красот может быть в коллекции минералов!
Как же удается природе вырастить такой каменный «сад»?
В недрах Земли находится расплавленная смесь множества химических веществ — магма. В некоторых местах — трещинах и изгибах земной коры — магма постепенно остывает, и начинается кристаллизация минералов, каждый из которых имеет определенный состав. Если образование кристаллов идет в тесноте, они мешают друг другу и в результате срастаются в бесформенные каменные глыбы, где различить отдельные минералы можно только под микроскопом. А если рост кристаллов идет в больших пустотах, пещерах или трещинах, то получаются прекрасные правильные многогранники.
147
Занимательная химия
Чтобы из расплавленной магмы выросли кристаллы минералов, требуется очень много времени — сотни и тысячи лет. Гораздо быстрее растут кристаллы из растворов, например из соленой воды озер и морей. Когда стоит жаркое лето, вода испаряется, концентрация соли становится все выше. Наконец раствор становится насыщенным. Теперь стоит ему чуть-чуть охладиться, как из него выпадут целые груды кристаллических солей. Именно так или почти так выглядит выделение поваренной соли из воды известнейших соляных озер России Эльтон и Баскунчак и глауберовой соли (м ирабилита) из воды залива Кара-Богаз-Гол (в переводе с туркменского ♦Черная пасть») на Каспийском море. Озера и моря — настоящие природные лаборатории, где постоянно образуются новые порции кристаллических солей.
Если не дожидаться у моря погоды и смены времен года, можно за две-три недели вырастить красивые кристаллы солей у себя дома. Для этого потребуется стеклянная банка, проволочка и нитка, да еще необходимый запас соли, кристаллы которой вы собираетесь выращивать. Очень эффектно выглядят ♦доморощенные» кристаллы медного купороса ярко-синего цвета и хромокалиевых квасцов (фиолетовые), хороши и бесцветные кубики поваренной соли.
Сначала готовят как можно более концентрированный раствор выбранной соли и наливают его в банку, а потом с помощью проволочной перемычки подвешивают в растворе на нитке кристаллическую «затравку» — маленький кристаллик той же соли. На этой «затравке» и предстоит расти будущему экспонату вашей коллекции кристаллов. Открытую банку ставят в теплое место. Когда кристалл вырастет достаточно большим, его вынимают, обсушивают мягкой тряпочкой или бумаж
148
Глава VI. Растворы и растворимость
ной салфеткой, обрезают нитку и покрывают грани кристалла бесцветным лаком, чтобы предохранить от «выветривания* на воздухе.
? I А теперь — загадка и отгадка
Скорей решение отыщем:
Какой раствор из трех насыщен?
В насыщенном растворе сразу Кристаллов фазу видно глазу.
? I Вот и очередной кроссворд
По гор и зонта л и: 2 — и суп, и чай, и воздух, и сплав; 4 — курица-наседка или ленивая ученица; 6 — что измеряют термометром? 8 -«крепость» растворов; 9 — твердый раствор металлов друг в друге; 10 — уменьшение температуры.
По вертикали:! — когда вода выкипает из чайника, Происходит ...; 3 — молодчина; 4 — красивый, блестящий, правильно ограненный ... поваренной соли; 5 — начало дня, когда мы пьем раствор кофе; 7 — раствор газов, Для того пригодный, чтобы им дышать; 9 — углерод из Печной трубы.
149
Занимательная химия
ОТВЕТЫ КРОССВОРДА НА с. 150
По горизонтали:2 — раствор;4 — клуша;6 — температура; 8 — концентрация; 9 — сплав; 10 — охлаждение. По вертикали:! — испарение; 3 — умница; 4 — кристалл; 5 — утро; 7 — воздух; 9 — сажа.
ГЛАВА VII
Главные виды химических реакций
1. Битва металла с неметаллом
ериодическая система химических элементов на этот рая становится «театром военных действий*. Слева — боевые порядки элементов-металлов. Эти бесшабашные вояки бросаются в химические стычки, не жалея себя, и выходят из схват
ки с немалыми потерями... электронов (превращаются в катионы). В общем, металлы — персоны отважные.
но довольно легкомысленные, хотя иногда им не откажешь в умении постоять за себя.
Справа в засаде затаились разбойники-неметаллы. Свое имущество и территорию они берегут как зеницу ока, отнять у них хотя бы один электрон — проблема
151
Зяни,нат^льная хилия
крайне трудная. Зато на чужое добро они поглядывают весьма алчно и при всяком удобном и неудобном случае занимаются электронным грабежом...
Когда на большой дороге или на узенькой тропинке встречаются химические противники — металл и неметалл, то поединка не миновать. Но чаще всего перед настоящей дуэлью (или дракой врукопашную, смотря кто именно из металлов и неметаллов в ней участвует) происходит «обмен любезностями», где и становятся ясны намерения сторон.
Понаблюдаем-ка за встречей металла железа Fe и неметалла серы S.
Два порошка, железный и серный, можно смешать и даже осторожно растереть в ступке пестиком, а потом высыпать на кусок кафеля. От этого еще ничего «химического» в их жизни не произойдет. Более того, если бросить смесь в чашку с водой, частички серы всплывут на поверхность, а железные опилки упадут на дно. А если, не бросая смесь в воду, приблизить к ней магнит, то железный порошок притянется, а сера останется лежать на месте.
Но если смесь железа и серы чуть-чуть подогреть прямо на керамической пластинке или в пробирке, через очень короткое время начнется реакция. В ре-
152
Глава VII. Главные виды химических реакций
зультате смесь раскалится докрасна. Когда она остынет, образовавшуюся серую массу даже после растирания в порошок в ступке не удастся разделить ни магнитом, ни водой.
Что же случилось с железом и серой, почему они перестали существовать и утратили свою индивидуальность?
Оказывается, произошла настоящая «химическая трагедия» — окислительно-восстановительная реакция. Железу пришлось расстаться со своими электронами, потому что коварная сера присвоила их:
{Fe - 2 е- = Fe2+
S + 2 е-= S2
Образовалось новое вещество сульфид железа FeS:
Fe + S = FeS
ne
Химические реакции, в которых из нескольких исходных веществ получается одно вещество — продукт реакции, называются реакциями соединения.
А тот самый «обмен любезностями» перед поединком железа и серы состоял, как вы уже догадались, к предварительном подогреве смеси двух порошков. Только после этого реакция началась...
153
Занимательная химия
Хорошим примером реакции соединения может служить реакция алюминия А1 с иодом Ig. Алюминий является жителем «пограничной зоны» в Периодической системе и ведет себя как амфотерный элемент, однако при встрече с неметаллом иодом проявляет металлическую сторону своей натуры.
Чтобы увидеть, как это происходит, порошок металлического алюминия (а еще лучше — алюминиевую пудру) смешивают с мелко растертым в ступке иодом, насыпают горкой на кафельную пластинку, а на вершине горки делают углубление. В это углубление капают пипеткой немножко воды.
Через полминуты начинается реакция: смесь разогревается, начинает светиться, даже появляется пламя, а некоторое количество иода от нагревания возгоняется (переходит из твердого сразу в газообразное состояние) и образует клубы фиолетового дыма.
Здесь тоже происходит окислительно-восстановительная реакция, в которой электроны от атомов алюминия переходят к иоду:
(А1 - 3 е = АР+
U2 + 2e- = 2F
2 А1 + 312 = 2 АП3
пе
В результате реакции получается иодид алюминия АП3.
В этом случае предварительный «обмен любезностями» между металлом и неметаллом состоит в добавлении воды, которая способствует началу химической реакции.
154
Глава VII. Главные виды химических реакции
реакций соединения насчитывается множество. Взаимодействие металлов с неметаллами — это реакция соединения.
В воде или в кислоте?
у атомов металлов много слабо связанных электронов, которые, кажется, так и «звенят» у них в карманах. Но кое-кто из них столь мало дорожит своими электронными богатствами, что готов раздать их кому попало, притом безо всякого принуждения. В самом деле, к чему и кого может принудить обыкновенная вода? Ее нельзя считать очень агрессивным химическим веществом. А ведь находятся металлы, которые с водой весьма бурно реагируют. Пример — металлический натрий Na.
Когда кусочек натрия бросают в воду, он не тонет. Плотность этого металла (0,97 г/см3) немного меньше, чем у воды (1,00 г/см3), но дело не только в этом. Натрий сразу же начинает энергично взаимодействовать с водой и даже плавится, превращаясь в блестящую капельку, которая быстро «бегает» по поверхности воды, шипит и выделяет из воды пузырьки газа — водорода. А если в воду мы перед опытом добавим индикатор фенолфталеин, то увидим, как вода за «бегущей по волнам» капелькой натрия будет окрашиваться в ярко-малиновый цвет.
Значит, в результате реакции получается не только водород Н2, но еще и щелочь — гидроксид натрия NaOH:
2 Na+ 2Н2О = 2 NaOH +
Hat
ne
155
Занимательная, химия
Суть дела в том, что атом натрия охотно * дарит» свой электрон атомам водорода в степени окисления +1, входящим в состав воды. Натрий здесь восстановитель, а вода (точнее, атом водорода +1) служит окислителем:
( Na° -1 е~ = Na41
I 2Н^ + 2е- = Н2
Каждая молекула воды, получив от натрия «электронный подарок», избавляется от атомов водорода, и от нее остаются лишь гидроксидные анионы ОН.
Эта реакция идет с большим выделением тепла.
Такие реакции, в результате которых атом простого вещества (например, натрия) замещает один из атомов (например, водородный) в сложном веществе (например, в воде), называются реакциями замещения.
Если на «поединок» с водой вместо щелочного металла натрия выйдет щелочноземельный — кальции Са, реакция тоже пойдет достаточно энергично, хотя и не так бурно, как с натрием:
Са + 2 Н20 =.Са(ОН)2 + Н2|
пе
( Са° - 2 е = Са+П I 2 H+I + 2 е~ = Н2
Водород выделяется, среда становится щелочной, металлический кальций химически растворяется, превращаясь в катион кальция... Да и выигрыш энергии тут тоже налицо. Словом, кальций верный товарищ натрию, они вдвоем — как два богатыря Пересвет и Ослябя в Куликовской битве...
156
Глава VII. Главные виды химических реакции
Магнии Mg тоже типичный металл, к тому же ближайший сосед натрия и кальция в Периодической системе, но ведет себя в воде отнюдь не так легкомысленно. А именно: пока вода холодная, он и вовсе с ней не реагирует. Только с кипящей водой пойдет реакция образования гидроксида магния Mg(OH)2 с одновременным выделением из воды газообразного водорода Н2:
Mg + 2 Н2О - Mg(OH)2| + Hst
ne
Г Mg° — 2 e~ = Mg+n
I 2 Ни + 2 e = H2
Был на Руси такой легендарный богатырь Илья Муромец,, который лежал, говорят, на печи тридцать лет и три года, а потом слез с печи да пошел крушить врагов... Так и магний: пока было холодно, терпел-терпел, а как подогрели, пустился воевать с водой во всю мочь.
Однако химическое поле битвы совсем не такое, как в летописи или в старых сказках. Магний, побежденный водой, окисляется, теряя электроны, и превращается в малорастворимый гидроксид магния Mg(OH)2.
Металлов, которые отважно бросаются в схватку с водой, не так уж много (щелочные, щелочноземельные и некоторые другие). Зато с кислотами реагируют почти все металлы, кроме «благородных господ», о которых речь будет дальше. «Мушкетерские Поединки* металлов с кислотами происходят по всем правилам, которые предписывают этикет и химические законы.
157
Занимательная химия
Кислоты (серная H2SO4, хлороводородная НС1 и другие), когда они находятся в разбавленном растворе, выделяют в этот раствор множество катионов водорода Н+. Точнее, они образуют с водой множество катионов оксония Н3О’. А такие металлы, как цинк Zn или железо Fe и, конечно, магний Mg, охотно отдают свои электроны катионам водорода кислоты. Катионы водорода превращаются в газообразный водород, а атомы металлов — в катионы:
f
Mg + H2SO4 = MgSO4 + н2
не
f Mg° - 2 е- = Mg'п 12 H+I + 2 е~ = Н2
Zn + H2SO4 = ZnSO4
+ H2t
ne
f Zn° - 2 e~ = Zn411 l2HH + 2e=H2
Fe + 2HC1 = FeCl2 + H2t
ne~
f Fe° - 2 e~ = Fe+n 12 H+I + 2 e~ = H2
Все участники химических «поединков» выводят друг друга из строя: металлы окисляются до катионов, а кислоты, выделив восстановленный водород,
158
Глава VII. Главные виды химических реакций
превращаются в кислотные остатки — анионы. В результате реакций получаются соли.
Разбавленную хлороводородную и разбавленную серную кислоту принято называть «кислотами-не-окислителями». Правда, это не совсем верно, потому что они все же участвуют в окислительно-восстановительных процессах. Но к «неправильному» названию химики привыкли, и мы тоже будем иногда его применять.
Не снисходят до поединка с разбавленными кисло-тами-неокислителями только «важные господа» — металлы из правой части ряда напряжений (см. с. 160) — медь, серебро, золото, ртуть и другие благородные представители «металлической аристократии» .
Но некоторые из них все же реагируют с кислотами-окислителями (например, концентрированной азотной кислотой). В свое время мы узнаем подробности этих химических битв.
Металлы-соперники. Кто кого?
Итак, среди металлов есть настоящие сорвиголовы, есть отважные витязи, а есть и благородные господа, не желающие заниматься таким недостойным дворянского сословия делом, как выяснение отношений с какими-то там кислотами-неокислителями. Среди всех металлов химиками установлена строгая субординация, в зависимости от их активности и степени благородства. Положение разных металлов в химическом обществе определяется их местом в ряду напряжений.
Ряд напряжений — это последовательность металлов, расположенных в порядке убывания их химической активности.
159
Занимательная химия
Давайте посмотрим на ряд напряжений повнимательнее. Он начинается с лития, а кончается золо том (вторая строчка в таблице — заряд ионов этих металлов).
и	к	Са	Na	Mg	Al	Zn	Fe	Sn	Pb		Cu	Ag	Hg	Au
1 +	1+	2+	1 +	2+	3+	2+	2+	2+	2+		2+	1+	2+	1+
А какое отношение к металлам имеет «затесавшийся» здесь водород? Самое прямое: водород служит эталоном для сравнения способности металлов взаимодействовать с кислотами-неокислителями. Это могут делать те, которые левее водорода в ряду «субординации» металлов. Все металлы от лития до свинца химики объединяют под названием «неблагородных».
Металлы, которые справа от водорода, с кислотами-неокислителями не реагируют по причине своего «благородного происхождения».
В ряду левее водорода
Среди металлов нет урода: Все растворимы в кислоте, А те, что с краю, — и в воде. Зато на правом фланге — «знать»; Кислот в упор не хочет знать...
Но химик и на них управу Найдет в последующих главах.
Но это еще не все. Ряд напряжений дает возможность определить, как металлы будут вытеснять друг друга из растворов солей.
С чего «турнир» начать нам?
Друг другу электроны Бросают, как перчатки, Металлы церемонно...
160
Глада VII. Главные виды химических реакций
Вот пример. Если в голубой раствор медного купороса (сульфата меди CuSO4) опустить железный гвоздь, предварительно очищенный от ржавчины наждачной бумагой, то вскоре этот гвоздь покроется Красноватым слоем металлической меди. А раствор медного купороса из голубого станет бледно-зеленым: это уже раствор не медного, а железного купороса (сульфата железа FeSO4).
Железо Fe расположено в ряду напряжений левее меди Си. Оно будет, отдавая электроны, восстанавливать медь — свою металлическую «сестру» — из растворов солей:
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu|
Железо при этом окислится и превратится в катион соли:
{Fe° - 2 е~ = Fe2+
Си2* + 2 е- = Си0
Металл может вытеснять из растворов солей все другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.
Например, металлическая медь Си вытеснит (восстановит) из соли — нитрата серебра AgNO3 — своего металлического «брата» серебро Ag:
2 AgNO3 + Си = Cu(NO3)2 + 2 Agj
Г Си0 - 2 г = Си2+
\ Ag+ 4-1 е~ — Ag°
На медных стружках постепенно вырастают ветвис-’'ые кристаллы серебра, похожие на деревья и кустарник. Раствор приобретает между тем небесно-голубой Цвет. А цинк Zn, окисляясь, будет восстанавливать Из солей свинца металлический свинец РЬ:
161
•Заиимапульная химия
Pb(NO3)2 + Zn = Pbf + Zn(NO3)2 ( Zn° - 2 e~ = Zn2+ lPb2+ + 2 e~ = Pb°
Такую реакцию проводили в своих лабораториях еще алхимики несколько веков назад. Они считали, что в результате вырастает «сатурново дерево».
«Сатурново дерево» называют иногда деревом Па Vodzbi рацельса (1493-1541) — врача-алхимика, основа-
-геля химии лекарств. Готовя одно из своих снадобий, Парацельс бросил в сосуд с раствором нитрата свинца кусочки металлического цинка и решил продолжить опыт через несколько дней. Каково же было его удивление, когда он увидел, что на кусочках цинка выросли металлические «веточки»!.. Красивое свинцовое «дерево» получило название по алхимическому названию свинца «сатурн».
Чтобы вырастить такое дерево, наливают в высокий стакан или стеклянный цилиндр водный раствор соли свинца и погружают в него очищенную тонкой наждачной бумагой пластину или стержень из цинка. Можно вместо этого подвесить на нитке несколько кусочков цинка, тоже очищенных наждачной бумагой. Со временем на цинковой поверхности вырастают блестящие, сросшиеся между собой кристаллы свинца, похожие на ствол, ветки и сучья фантастического дерева.
Парацельсу приписывают и получение «дерева Юпитера» из кристаллов олова на кусочках цинка. Чтобы вырастить такое «дерево», в стеклянный химический стакан наливают водный раствор хлорида олова SnCl2 и погружают цинковую пластинку. Очень быстро на ней вырастает «дерево» из кристалликов олова черного цвета:
162
Глаза VII. Глазные виды химических реакций
SnCl2 + Zn = Sn j + ZnCl2 Zn° - 2 e- = Zn2+ Sn2+ + 2 e~ = Sn°
Соли олова, свинца и цинка в водных растворах бесцветны, поэтому никаких изменений цвета жидкости при росте всех этих «деревьев» не наблюдается.
Кстати, интересный вопрос: а почему же соли меди в растворе голубые, соли железа — бледно-зеленые, соли кобальта — розовые, соли никеля — ярко-зеленые?
Это связано с гидратацией катионов. Когда любое вещество растворяется в воде, образуются гидраты. При этом частицы (молекулы и ионы) вещества окружаются многочисленными молекулами воды, образующими с ними слабые химические связи (см. гл. V, 4). Когда речь идет о катионах, гидраты получаются более прочными и содержат строго определенное число молекул воды. Химики говорят: получаются аквакомплексы.
У многих катионов аквакомплексы ярко и красиво окрашены, например:
•	ярко-синий [Си(Н2О)4]2+;
•	зеленый [Ni(H2O)6]2+;
•	ярко-розовый [Со(Н20)6]2+;
•	фиолетовый [Сг(Н2О)б]3+ и так далее.
Аквакомплексы катионов (а не безводные катионы) зачастую становятся «кирпичиками», из которых построены кристаллы солей. Теперь-то понятно, Почему такие красивые цвета у кристаллов, которые Мы выращиваем из водных растворов (см. гл. VI, 3). Само собой, в «строительстве» им помогают и анионы — иначе кристаллы стали бы заряженными. А они Нейтральны.
163
Зани.нательная хи.кил
Цвета у аквакатионов
Пленяют дивной красотой: Один — пронзительно -зеленый, Другой — небесно-голубой, А третий в желтизне неистов, Четвертый — цвета аметистов... Раствор, а может быть, кристалл Их приютил и домом стал.
Симпатии оснований
В старину, когда только начинали распространяться представления о том, что Земля шарообразна, жителей противоположного земного полушария называли «антиподами». Это слово, как и многие другие научные термины, происходит от греческих слов «анти» — против и «подос» — нога. И буквально оно означает, что, например, жители Австралии для европейцев «ходят вверх ногами». А в современном смысле слова антиподы — это те, кто противоположен по характеру и манерам.
Если речь идет о химических персонах — основаниях и основных оксидах, для них «антиподами» являются кислоты и кислотные оксиды. А химические антиподы при всяком удобном случае демонстрируют миру свою вражду и воюют друг с другом «до победного конца*.
Это значит, что основания и основные оксиды всегда и везде будут взаимодействовать с кислотами и с кислотными оксидами. В результате получатся соли. Вот пример: основный оксид кальция СаО и основный гидроксид кальция Са(ОН)2 при встрече с кислотным оксидом — диоксидом углерода СО2 и угольной кислотой Н2СОз превращаются в соль карбонат кальция СаСО3; впрочем, иногда получается и вода:
164
Глава к7/. Главные виды химических реакций
СаО + СО2 = СаСО3;
СаО + Н2СО3 = СаСО31 + Н2О;
Са(ОН)2+ СО2 = СаСО3| + Н2О;
Са(ОН)2 4- Н2СО3 = СаСО3 j + 2 Н2О.
Последняя из приведенных реакций, по сути, нам уже знакома — это реакция нейтрализации (см. гл. V, 4 и 6), в результате которой из кислоты и основания получаются соль и вода. Но, оказывается, нейтрализовать кислоты можно не только основаниями, но и основными оксидами.
Если налить в колбу, стакан или пробирку разбавленную серную кислоту и добавить к ней индикатор метилоранж, то раствор будет ярко-розовым (это значит: среда кислая). А теперь добавим к раствору кислоты белого порошка оксида магния MgO — столько, чтобы жидкость приобрела оранжевый цвет. Среда раствора становится нейтральной, поскольку идет реакция нейтрализации:
MgO + H2SO4 = MgSO4 + Н2О,
Или в ионном виде:
MgO + 2 Н4 - Mg2+ + Н2О
Щелочи (растворимые сильные основания) не уживаются в мире и со многими солями. Если в результате обмена ионами может выделиться плохо растворимый гидроксид металла, например гидроксид меди Си(ОН)2, то бедняжке соли не поздоровится.
CuSO4 + 2 NaOH = Cu(OH)2| + Na2SO4
В ионном виде эта химическая драма выглядит так:
Си2++ 2 ОН-= Си(ОН)21
165
Занимательная химия
Это еще не все. Гидроксиды металлов (не все, но многие) при нагревании превращаются в оксиды. Например, синий гидроксид меди Си(ОН)2 разлагается до черного оксида меди СиО:
Си(ОН)2 = СиО + Н2О
Но самое удивительное — то, что из основных оксидов (оксидов металлов) можно получить те самые металлы, которые были их «родителями». Для этого на них надо подействовать восстановителем, например, водородом при нагревании. Таким способом можно оксид меди СиО превратить в исходный металл медь Си:
СиО + Н2 = Си + Н2О Г2Н°-2€-= 2НЯ \Си+п + 2е= Си0
Прочны родственные связи в химических «семьях», где родители — металлы, а оксиды (их дети) и гидроксиды (внуки) имеют основный характер!
Все, от старика до внука. Крепко жмут друг другу руку. Все в строю шагают ровно, Все, конечно же, основны.
166
Глава VII. Главные виды химических реакций
•""'ll А теперь — небольшое задание...
? I по генеалогии — науке о родословных
КАЛЬЦИЙ
Заполните пустое место в родословном древе кальция.
167
Занимательная химия
Кому опасны кислоты?
Если основания — антиподы кислот, то кислоты ц все их ближайшие «родственники» — точно такие же антагонисты (враги и противники) оснований.
«Кровная вражда» между кислотами и основаниями приводит к тому, что кислотные оксиды и кислоты при всякой, даже случайной, встрече взаимодействуют с основными оксидами и основаниями. И всегда получается соль. Вот примеры: реакции триоксида серы SO3 и серной кислоты H2SO4 с оксидом натрия Na2O и гидроксидом натрия NaOH, которые ведут к образованию сульфата натрия Na2SO4:
SO3 4- Na2O = Na2SO4;
S03 + 2 NaOH = Na2SO4 + H2O;
H2SO4 + Na2O = Na2SO4 + H2O;
H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 4- 2H2O
Снова перед нами реакции нейтрализации... Значит,
Если очень постараться И совсем не ошибаться, То любую кислоту
Мы узнаем за версту.
Надо лишь для испытания К ней добавить основание.
А может ли кислота взаимодействовать с солью? Да, может, но в определенных условиях.
Иногда при этом получается другая кислота — малорастворимая. Например, при реакции ортосиликата натрия Na4SiO4 с соляной кислотой НС1 выделяется осадок ортокремниевой кислоты H4SiO4:
Na4SiO4 4- 4 НС1 = H4SiO4| 4- 4 NaCl, SiOf 4-4 H+= H4SiO41
Часто в результате обменных реакций в растворе образуется слабая кислота, вроде сероводородной H2S:
168
Глава VII. Главные виды химических реакций
FeS + 2 НС1 = FeCl2 4- H2S, FeS + 2 H+ = Fe2+ 4- H,S
С некоторыми солями кислоты реагируют, выделяя газ. Например, когда на малорастворимый карбо-лат кальция СаСО3 действует азотная кислота HNO3, получается газообразный диоксид углерода СО2:
СаСО3 + 2 HNO3 = Ca(NO3)2 + Н2О + СО2|
СаСО3 4- 2 Н+ = Са2+ 4- Н2О + СО2 f
Нередко обменные реакции приводят к выделению малорастворимых солей и образованию в растворе новой сильной кислоты. При действии хлороводородной кислоты НС1 на нитрат серебра AgNO3 выделится осадок хлорида серебра AgCl, а в растворе появятся катионы водорода и нитрат-анионы — это не что иное, как азотная кислота HNO3:
AgNO3 + НС1 = AgCl f 4- HNO3
Ag+ 4- NO3 + H4 4- СГ = AgCl ♦ + H+ + NO3
Неметалл, кислотный оксид, кислота... Эта химическая династия не менее дружна, чем у оснований. Но с основаниями они «враждуют семьями».
У кислот и оснований — сто веков войны.
Им о мире разговоры вовсе не нужны.
Только победителей не будет никогда: В результате всех реакций — соль да вода!
169
Глава седьмая. Главные виды химических реакций
Снова задания... по генеалогии веществ
Заполните пустые места в родословном древе серы.
170
Глава VII. Главные виды химических реакций
Заполните пропуск в родословном древе углерода.
Чтобы выполнить эти задания, представьте себе, **о соединения серы и углерода реагируют с оксидом Натрия Na2O и гидроксидом натрия NaOH.
171
Занимательная химия
Q I Соль плюс соль равняется — чему?
Шведский химик Сванте Аррениус был первым, кто со всей определенностью доказал: многие вещества в растворе распадаются на ионы.
Ионы, которые получаются в растворе, не мореплаватели-одиночки, которые совершают кругосветное плавание в полном отрыве от цивилизации. Катионы и анионы скорее похожи на школьников-первоклашек, которых привели в бассейн учиться плавать. Они плещутся в «лягушатнике*, брызгаются, непрерывно натыкаются друг на друга... Ионы находятся в непрерывном движении, и если они встречаются с теми собратьями по раствору, с которыми могут образовывать нечто новое — осадок труднорастворимого вещества, газообразный продукт или воду, они тут же это делают.
При смешивании растворов двух солей (а также оснований или кислот), ионы которых способны образовать осадок, газ иди воду, происходят реакции двойного обмена. В результате будут получаться совершенно новые продукты.
В детстве многие склонны меняться с друзьями игрушками, книжками, фантиками. И взрослые коллекционеры порой меняются, например, почтовыми марками (если они филателисты), редкими книгами (если это библиофилы). Хорошо, когда обмен оказывается равноценным и равноправным. Побывает, что один «обменщик» в большом выигрыше, а другой горюет о совершенной ошибке.
Соли, кислоты и основания (в водном растворе все они электролиты) тоже могут предложить друг другу «обменяться* ионами.
Приведем примеры реакций двойного обмена.
Если в результате обменных «манипуляций* с ионами не выделяются ни осадок, ни газообразное ве
172
Глава VII. Главные виды химических реакции
ществ0» ни вода, ни слабая кислота, реакции обмена обратимы и не идут до конца. Это значит, что обмен 4не окончательный», и в растворах получаются смеси оодей, например нитрата натрия NaNO3, нитрата кадия KNO3, хлорида натрия NaCl и хлорида калия КС1:
NaNO3 + КС1 KNO3 + NaCl
Na+ + NO3 + К+ + СГ К+ + NO3 + Na+ + Cl-
Реакции обмена, в которых выделяется газообразный продукт, мы уже рассматривали (см. гл. VII, 5). Еще один пример — разложение хлороводородной кислотой НС1 хорошо растворимо1,о сульфита натрия Nft2®03:
Na2SO3 + 2 НС1 = 2 NaCl + H2O + SO2I
2 Na+ + SO32 + 2 H++ 2 СГ = = 2 Na+ + 2 СГ+ H2O + SO2f
Или в сокращенной форме:
SOj- 4- 2 Н+ = Н2О + SO2t
В результате этой реакции получается сернистый газ — диоксид серы S02, а вместо сульфита натрия Na2SO3 в растворе оказывается хлорид натрия NaCl. После окончания реакции можно будет выпарить раствор и выделить кристаллы NaCl. Такая обменная Реакция будет идти до конца.
При нейтрализации кислоты основанием получаются соль и вода, и реакция обмена тоже идет до кон-Че» Такое происходит не только с растворимыми сильными основаниями (щелочами) и сильными Кислотами, но и со слабыми. Например, малораство-Римый гидроксид меди Си(ОН)2 реагирует с серной Кислотой H2SO4 с выделением воды. Одновременно в Растворе появляются катионы меди Си2+:
173
Занимательная химия
Cu(OH)2 + H2SO4 = Си24 4- Н2О Си(ОН)2 4- 2 Н+ + SOt = Си2+ + SO?" + 2 Н20, или в сокращенной форме:
Си(ОН)2 4- 2 Н+ = Си2+ 4- 2 Н20
А малорастворимая в воде и слабая ортокремние-вая кислота H4SiO4 взаимодействует со щелочью — гидроксидом натрия NaOH, превращаясь в соль ортосиликат натрия Na4SiO4 и воду:
H4SiO4 + 4 NaOH = Na4SiO4 + 4 Н2О
H4SiO4 4- 4 Na+ 4- 4 ОН' = 4 Na+ 4- SiOf + 4 H2O или в сокращенной форме:
H4SiO4 + 4 ОН'= SiOf 4- 4 Н2О
Но самое удивительное, что и соли могут в обменных реакциях вести себя как кислоты или основания. Правда, для этого они должны быть не «простыми» (средними), а кислыми или основными. Хороший пример — реакция между гидрокарбонатом кальция Са(НСО3)2, хорошо растворимым в воде, и гидроксидом натрия NaOH:
Са(НСО3)2 + 2 NaOH = СаСО3+ 4- Na2CO3 4- 2 Н20
Са2+ 4- 2 НСО3 4- 2 Na+ 4- 2 ОН' = = СаСО3| 4- 2 Na+ 4- COf’ 4- 2 Н2О, или в сокращенной форме:
Са2+ 4- 2 НСО3 4- 2 ОН' -= СаСО3| 4- COf 4- 2 Н2О
Не правда ли, забавная получается реакция нейтрализации, где «кислый» анион НСО3 соединяется со щелочным анионом ОН" и получается «некислый»
174
Глава VII. Главные виды химических реакций
——
анион СО3 и вода! Карбонат-анион COf- наполовину уходит в осадок карбоната кальция СаСО3, а остальное его количество остается в растворе.
Соль хлорид натрия NaCl при взаимодействии с другой солью — нитратом серебра AgNO3 в водном растворе обменивается анионами и выделяет осадок хлорида серебра AgCl:
NaCl + AgNO3 = AgCl| + NaNO3
Na+ + СГ + Ag+ + NO3= AgCl| + Na+ + NO3
Эта реакция обмена тоже идет до конца — выпадает осадок. Если осадок отфильтровать от раствора, а раствор выпарить, можно будет получить и второй продукт двойного обмена — соль нитрат натрия NaNO3.
Когда при реакциях двойного обмена выпадает осадок? Чтобы ответить на этот вопрос, пользуются таблицей растворимости:
Ионы	СОЭ2'	СГ	NQT	ОН"	S2	sof
Ад+	н	н	Р	—	н	м
Са2"	н	р	Р	м	р	м
Си2"	н	р	Р	н	н	р
к+	р	р	Р	р	р	р
Fe2’	н	р	Р	н	н	р
Fe3+	-	р	Р	н	н	р
Мд2+	м	р	Р	н	н	р
Na+	р	р	Р	р	р	р
Обоз и ачения: хорошо растворяется в воде — Р; плохо растворяется в воде — М; не растворяется в воде - Н; не существует (-).
275
Занимательная химия
Чтобы найти по этой таблице нужное вещество, смотрят на место пересечения строчки, в которой записан катион, и столбца, где находится анион. А потом решают, будет ли выпадать осадок. Пользуясь таблицей растворимости, можно проверить, правильно ли мы записали все предыдущие реакции.
Итак, реакции двойного обмена идут до конца,
Если выделится газ —
Это раз;
И получится вода —
Это два;
А еще — нерастворимый
Осаждается продукт...
Это третий важный пункт. Химик «правила обмена» Не забудет никогда:
В результате — непременно Будет газ или вода, Выпадет осадок -
♦Естьосадок», — говорим мы. Вот тогда — порядок!
7 I Что такое гидролиз?
Соли реагируют не только между собой, не только с кислотами и основаниями. Порой они до того чувствительны и нежны, что взаимодействуют и с водой. И оказывается, что
Если в растворе лишь соль и вода — Нейтральна среда далеко не всегда!
Как же так? Ведь в чистой воде количество катионов оксония и гидроксид-анионов одинаково. Оно составляет при комнатной температуре ничтожно малую величину 1 • 10-7моль/л. Откуда эти ионы берутся? Ответ прост: вода сама по себе немножко диссоциирует (распадается) на катионы и анионы:
Н2О
Н+ + ОН",
176
Глава VII, Главные виды химических реакций
или, точнее:
2 Н20	Н30+ + ОН'
Нейтралъная среда потому и нейтральна, что катионов Н и ОН- (или, точнее, Н3О+ и ОН ) в ней поровну.
Теперь проверим с помощью индикатора кислотность чистой воды (среда нейтральная) и растворов солей хлорида натрия NaCl, хлорида алюминия AICI3 и карбоната натрия Na2CO3. Результат получится удивительный: в растворе хлорида натрия (поваренной соли) среда окажется нейтральной, как в чистой воде. Зато раствор хлорида алюминия — кислый, а карбоната натрия (соды) — щелочной.
Что же это значит? В растворе NaC) количество катионов Н* и ОН- по сравнению с чистой водой не изменилось. В растворе хлорида алюминия А1С13 катионов Н+ стало больше, чем в чистой воде. А в растворе карбоната натрия Na2CO3 содержание анионов ОН- по сравнению с чистой водой увеличилось.
Все это произошло за счет реакций гидролиза.
Гидролиз — это обменная реакция вещества с водой, в результате которой меняется кислотность среды.
Когда в воде растворяют стиральную (кальцинированную) соду — карбонат натрия Na2CO3, сначала происходит электролитическая диссоциация этой соли на катионы натрия Na+ и карбонат-анионы СО|-:
Na2CO3 = 2 Na+ + COf“
Дальше с катионом натрия уже ничего не будет происходить (если не считать того, что он в воде будет гидратирован — к нему присоединится со всех сторон Множество молекул воды; это будет аквакатион натрия). Но карбонат-ион является анионом слабой Угольной кислоты Н2СО3, поэтому в водной среде ве
177
Занимательная химия
дет себя весьма беспокойно. Он начинает извлекать из воды катионы водорода Н+ (которые постоянно получаются в воде при ее диссоциации) и «складывать их в свои карманы».
cof + Н2О НСО3 4- ОН’
(Н+, ОН )
В результате от части молекул воды останутся «рожки да ножки», то есть ги/^роксидные ионы ОН , а вместо карбонат-аниона СО3“ в растворе будут появляться гидрокарбонат-анионы НСО3. Но среда-то в растворе, где появился избыток гидроксид-ионов, ще л очная!
Точно такие же «замашки», как у карбонат-иона, присущи всем анионам слабых кислот. Чтобы сделать среду более или менее щелочной, им бывает обычно вполне достаточно одной молекулы воды.
Если мы расположим анионы разных кислот по возрастанию степени гидролиза в растворах их солей, получится следующий ряд:
F" NO2 СН3СОО SOf COf POf S2’
Степень гидролиза растет
Что такое степень гидролиза? Точно так же, как VGud&h мы оценивали степень диссоциации в растворах слабых кислот (см. гл. V, 3), поступим и со степенью гидролиза.
Степень протекания любого процесса или степень выполнения любого действия — это отношение выполненного объема «работы» к общему объему. Например, если в саду вырыто 10 ям для 10 яблонь, а у садовода хватило сил посадить только 6, говорят, что «степень выполнения плана посадки» 60 %, или 0,6.
178
Глава VII. Главные виды химических реакций
Так и с гидролизом. Если в ходе гидролиза превращению подверглось 30 ионов из каждых 100, присутствующих в растворе, то степень гидролиза составит 30 %, или 0,3, а если 5 из 100 — 5 %, или 0,05.
Химики определили, что степень гидролиза в растворе сульфида натрия Na2S с концентрацией ОД моль/л составляет целых 90%. Этот раствор сильнощелочной — почти как раствор щелочи (гидроксида натрия NaOH) той же концентрации. А в растворе карбоната натрия Na2CO3 с концентрацией 0,1 моль/л степень гидролиза 5%. Этого уже вполне достаточно, чтобы мы почувствовали щелочную среду раствора стиральной соды.
А теперь растворим соль хлорид алюминия А1С13 в воде, и она тотчас подвергнется электролитической диссоциации и нацело распадется на ионы:
А1С13 = А13+ 4- 3 Cl-
Дальше с хлорид-ионом происходить ничего не будет, так как это анион сильной хлороводородной кислоты НС1.
Какие еще кислоты относятся к числу сильных? О, их не так уж много, и нетрудно запомнить каждую «в лицо». Это соляная (хлороводородная), бромоводородная, иодоводородная, азотная, серная и хлорная кислоты— всего шесть. Их формулы: НС1, НВт, HI, HNO3, H2SO4 и НС1О4. Анионы этих кислот называются хлорид-ион, бромид-ион, иодид-ион, нитрат-ион, сульфат-ион и перхлоратной и обозначаются: СГ, Вг , Г, NO» SO4-, С1О4. Запомним, что эти анионы никогда не подвергаются гидролизу.
179
Занимательная химия
Итак, анионы (кислотные остатки) сильных кислот не гидролизуются.
А гидролизуются ли катионы, например катион алюминия AJr ? Это вам не щелочной или щелочноземельный катион, которые не взаимодействуют с молекулами воды! Это катион, которому «близким родственником» приходится малорастворимый гидроксид алюминия А1(ОН)3. Так что от А13х можно ожидать всяких интересных выходок. Он будет отрывать от молекул воды их основную часть — гидроксид-ионы ОН и присоединять к себе, превращаясь при этом в катион гидроксоалюминия А1ОН2+:
А13+ + Н2О А1ОН2+ + Н+
(Н+, ОН )
От молекулы воды останется только катион водорода Н+, — отсюда и кислая среда в растворе соли алюминия.
Точно такие же «манеры поведения», как у катиона алюминия, присущи аквакатионам всех металлов, кроме щелочных и щелочноземельных (лития, на трия, калия, рубидия, цезия, франция, кальция, стронция, бария и радия).
Аквакатионы можно расположить по возрастанию степени гидролиза в растворах их солей. Получится следующий ряд:
Mg2+ Mn2+ Zn2+ Си2* Fe2+ Pb24 А13+ Сг3+ Fe34
Степень гидролиза растет --------------------------------------------н-
Химики определили, что степень гидролиза в растворе хлорида алюминия А1С13 с концентрацией 0,1 моль/л равна 0,7 %. Если сравнить А1С13 с какими-нибудь другими кислотами, окажется, что это ве-
180
Глава VI1. Главные виды химических реакции
дество — «кислота» более слабая, чем уксусная, но $олее сильная, чем угольная.
В растворе сульфата цинка ZnSO4 с той же концентрацией 0,1 моль/л степень гидролиза меньше 0,05 %. До с помощью кислотно-основных индикаторов можно обнаружить, что и здесь среда немножко кислая.
Среди солей, как мы уже убедились, есть негидро-дизуемые. Это как раз те соли, которые состоят из катионов щелочных и щелочноземельных металлов и анионов сильных кислот (например, хлорид натрия NaCl, нитрат кальция Ca(NO3)2, сульфат калия K2SO4). Катионы и анионы этих солей по отношению к воде ведут себя вполне мирно и «не обижают» ее ни катионным, ни анионным гидролизом. Поэтому в их растворах среда такая же, как в чистой воде, — нейтральная.
Есть ли польза от гидролиза?
Хотя на первый взгляд гидролиз кажется злым колдуном, который только портит растворы солей и обижает молекулы воды, люди издавна пользуются этим, казалось бы, ненужным химическим явлением.
Иногда бывает необходимо создать щелочную среду в растворе, чтобы побыстрее отходили жирные пятна и грязь — при стирке белья и мытье посуды. И тогда пользуются не настоящей щелочью вроде гидроксида натрия NaOH или гидроксида калия КОН, й содой — карбонатом натрия Na2CO3. Сода в водных растворах, как мы только что убедились, тоже создает щелочную среду. Это значит, что грязь и жир удаляются легко.
А порой требуется подкислить раствор так точно И «нежно», как это нельзя сделать кислотой, например, при окраске и других видах обработки тканей. И тогда пригодится раствор алюмокалиевых квас-Цов — сульфата алюминия-калия KA1(SO4)2, кото
281
химия
рый за счет гидролиза по катиону алюминия имеет слабокислую среду.
В природе есть минералы — продукты гидролиза катионов или анионов. Самый известный пример — малахит, гидроксид-карбонат меди состава Си2СО3(ОН)2. Этот минерал густо-зеленого цвета за долгие тысячелетия образовался из природных подземных вод, содержащих катионы меди и карбонат-ионы:
2 Си2+ 4- 2 СО|‘ + Н2О = Cu2CO3(OH)2| + С02 f
Теперь-то нам ясно, почему природный малахит находят рядом с месторождениями медных руд! Надо только, чтобы медная руда залегала в известковых горных породах или отложениях мела (карбоната кальция СаСО3). Тогда подземные воды будут понемножку «вымывать» катионы меди из медной руды, а карбонат-анионы — из залежей известняка. При их химической реакции получится малахит.
Малахит на Руси известен как ценный поделочный камень с XVII века. Особенно славился уральский малахит, о котором есть множество легенд, сказок и преданий. Вспомним хотя бы «Малахитовую шкатулку» П. П. Бажова, где «Данилушко думает, какой цветок, какой листок к малахитовому камню лучше подойдет, чтобы полную силу камня людям показать»...
Зернышки искусственного малахита можно полу-1x^X4$ читьидома.
Для этого сначала надо приготовить два раствора: первый должен содержать 100 г медного купороса CuSO4  5 Н2О в 100 мл воды, второй — 31,5 г кристаллической соды Na2CO3  10 Н2О в 100 мл воды. Затем следует влить при помешивании синий раствор медного купороса в бесцветный раствор соды.
В соответствии с уравнением реакции:
182
Глава VII. Главные виды химических реакции
2 CuSO4 + 2 Na2CO3 + Н20 -= Cu2CO3(OH)2f + CO2f + 2 Na2SO4
выделится осадок синего цвета, похожий на студень. Его надо выдержать под слоем раствора несколько дней, пока из него не ♦вырастут* маленькие зеленые кристаллики малахита.
Когда в саду и на огороде заводится «плодовая гниль», «парша» или «мучнистая роса» (грибковые болезни растений), то
Разводит садовод водою купорос. Чтобы клубники куст на грядке лучше рос.
Так оно и есть: лучшее лекарство от грибка — сильно разбавленный раствор медного купороса — сульфата меди CuSO4 с добавкой соды — карбоната натрия Na2CO3. В этом растворе протекает такая же реакция, как в природе, когда из подземных вод медленно выделяются кристаллы минерала малахита. Получается тончайший порошок основной соли меди состава Си2СО3(ОН)2, но он не оседает, а задерживается в воде. Образуется сначала коллоидный раствор, а потом — суспензия этого вещества в воде (см. гл. VI, 1). Этой смесью и опрыскивают растения.
Как видите, «колдуну» по имени гидролиз всюду Находится работа — и дома, и в саду, и в горах. Только надо уметь применять его выдающиеся способности с пользой для дела.
Однажды была история...
Лежа дома на диване, Про гидролиз думал Ваня. «Сколько в мире, — думал Ваня, — Есть кислот и оснований!
183
Зани.вательяая химия
Например, вода морей — Это ведь раствор солей. Где-то я читал когда-то: Там хлориды и сульфаты— И соляной там, и серной Кислоты полно, наверно: Ведь вчера прошли мыв школе, Что в воде идет гидролиз!.. И зачем себе на горе Люди в отпуск едут к морю? Если долго там купаться, Можно без трусов остаться; Ткань любую без труда Растворяет кислота*... Ванин слушая рассказ, Целый час смеялся класс. Что сказал ему учитель? Догадайтесь, объясните.
Учитель наверняка напомнил Ване, что хлорид-ные и сульфатные анионы — анионы сильных кислот. В водном растворе они гидролизу не подвергаются. Поэтому, хотя в морской воде действительно много хлорида и сульфата натрия, но серной и соляной кислоты из-за гидролиза не образуется.
Так что пусть люди купаются на здоровье!
И еще один вопрос
Как называется обменное взаимодействие веществ с водой, от которого меняется среда в растворе? Это слово вы узнаете, если решите химический ребус.
На рисунках изображены химические символы и предмет из химической лаборатории. Под каждым рисунком стоит одна или несколько цифр. Чтобы прочесть зашифрованное слово, надо заменить эти цифры буквами из названия изображенного над циф'
184
Глава VII. Главные виды химических реакций
рами предмета или символа. А буквы берутся из каждого слова в порядке стоящих под ним цифр.
ОН"		1	Au
1.2,3,4,5	3	1	1
ОТВЕТЫ НА ВОПРОСЫ ПО «ХИМИЧЕСКОЙ ГЕНЕАЛОГИИ» НАС. 167, 170, 171
В родословном древе кальция недостает гидроксида кальция Са(ОН)й. В родословном древе серы недостает диоксида серы 8О2 и серной кислоты H2SO4. В родословном древе углерода недостает диоксида углерода СО2.
ОТВЕТЫ НА ВОПРОСЫ ХИМИЧЕСКОГО РЕБУСА НА С. 185
Гидролиз (гидроксид-ион, колба, иод, золото).
ГЛАВА VIII
Химические реакции и их законы
1. Куда же все они идут?
округ нас постоянно происходят тысячи химических реакций. Горит костер и горит газ в конфорке газовой плиты, ржавеет железо, молоко превращается в творог, на фотопленке возникает изображение. Но многие реакции, которые мы хотели бы провести, оказыва
ются невозможны: дым не превратится в дрова или горючий газ, на проявленной фотопленке не получишь нового снимка, а из творога не сделать молока. Давайте задумаемся: почему вообще происходят химические реакции? И есть ли какой-нибудь способ предсказать возможность их протекания?
Однако в природе идут не только процессы, которые сопровождаются выделением энергии, но и ее поглощением. Значит, выгодно не только освобождение тел от накопленной ими энергии, но и кое-что иное. Что же именно? Ответить на вопрос поможет... сказка.
В некотором царстве, в некотором государстве жила-была королева по имени Энергия, повелительница химических реакций. И были у нее две дочки, две волшебницы-феи, которых звали Энтальпия и Энтропия.
Именами-то сестры были похожи, а характером — нисколько. Старшая сестра Энтальпия любила чистоту и аккуратность в делах и развлечениях, все у нее
186
Глава ГШ. Химические реакции и их законы
в комнатах было разложено по полочкам, подсчитано И измерено. Часто она приговаривала:
Везде порядок у меня, Порою, правда, мало дня. Чтоб все сложить, отнять, умножить... Но каждый час мой с пользой прожит!
А младшая сестра Энтропия была болтушка, хохотушка и ужасная растрепа. В ее комнате обычно царил хаос, и частенько она не могла отыскать среди Всякого хлама самые нужные свои вещи.
187
Занимательная химия
Где моя расческа? Где мое пальто?
Кто же мне поможет? Видимо, никто... Стол завален хламом, сломана кровать. В доме нет порядка. Где и что искать?
Одно хорошо — дверь была постоянно на замке и никто не видел, что за нею творится.
Королева-матушка Энергия приглядывала да подсказывала, а все важные дела в государстве решали феи-сестры. Целыми днями шли к ним толпой просители и посетители, разные химические вещества. И спрашивали: быть или не быть между ними химической реакции? А если быть, то в каких условиях надлежит ее вести — истопить ли печку, принести лед из погреба или попросту открыть окошки?..
Чуть ли не круглые сутки сестры судили и рядили, что сбудется непременно, а чему не бывать никогда, предсказывали грядущее и отгадывали прошлое. Слух об этом прошел по всем соседним царствам и королевствам — и физическому, и биологическому, и геологическому. Даже в математической империи всем захотелось узнать, как это удается двум юным феям так успешно управлять целым химическим народом.
А вот как.
Фея Энтальпия отвечала за тепловые эффекты химических реакций. И проверяла, какие химические процессы идут с выделением тепла, а какие, наоборот, с поглощением. Знаете, как она с этим управлялась? Легко!
Вот, например, из двух молекул водорода Н2 и одной молекулы кислорода 02 образуются две молекулы воды Н2О. Эта реакция нам знакома (см. гл. IV, 2):
2 Н2 + О2 = 2 Н2О
Но чтобы она прошла, надо сначала разорвать химические связи в молекулах водорода и кислорода:
188
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Н2 = 2 Н°; О2 = 2 О0, а на это требуется затратить некоторую, совершенно опРеДеленнУю энергию Е — энергию связи в молекулах Н-Н и О-О:
Н2 - 2 Н°, Е = 436 кДж/моль
02 = 2 0°, Е = 498 кДж/моль
Единица измерения энергии химической связи относится к затрате энергии на диссоциацию (разрушение молекул) исходного вещества и измеряется в кДж/моль.
Что же дальше? Дальше из атомов водорода и кислорода будет получаться молекула воды Н20:
2 Н° + О0 - Н20
Вместо связей Н-Н и 0—0 будут образовываться Две связи Н-0 в молекуле Н-0—Н. Следовательно, выделится энергия — энергия двух связей Н-0, а она составляет 2 х 463,5 = 927 кДж/моль.
Теперь можно записать уравнение реакции с учетом • коэффициентов — умножая энергию связи на количество (число моль) каждого вещества, участвующего в реакции;
•	того, что все участники реакции — вещества газообразные (а в других случаях могут быть и жидкие, и даже твердые);
•	а самое главное — всех затрат и выигрышей энергии.
Такое уравнение реакции называют термохимическим, и выглядит оно следующим образом:
2 Н2(г) + 02(г) = 2 Н2О(г)
Утраты (поглощение) энергии выигрыш (выделение) энергии
2 X 436 + 498 = 1370 кДж 2 х 927 = 1854 кДж
189
Занимательная химия
Выделяется в реакции энергии больше, чем было затрачено, а именно:
1854 - 1370 = + 484 кДж
Тепловой эффект реакции получения воды из во дорода и кислорода — положительный. Тепло выделяется в окружающее пространство, наружу. От греческого слова «экзо» — вне, внешнее — образовано название всех реакций, в которых выделяется теплота. Они называются экзотермическими.
Если теперь записать уравнение разложения воды на водород и кислород и снова рассчитать тепловой эффект, то для реакции
190
Глава VIII. Химические реакции и их законы
2 Н2О(г) = 2 Н2(г) + 02(г)
он окажется тоже равным 484 кДж, но со знаком ♦минус*. Теплота в такой реакции разложения будет 0е выделяться, а, наоборот, поглощаться: ведь выигрыш энергии при образовании связей в молекулах водорода и кислорода будет меньше, чем затраты анергии на отрыв атомов водорода от атомов кислорода в молекуле воды. А сама реакция, в которой тепло поглощается веществами из окружающего пространства, будет называться эндотермической (от греческого слова «эндон», что значит «внутри»).
ТЕПЛОТА
Вот какой интересный вывод получается: тепловые Эффекты прямой и обратной реакций совпадают по Абсолютному значению, но противоположны по Знаку.
191
Занимательная химия
А что произойдет с тепловым эффектом реакции получения воды из водорода и кислорода, если вместо газообразной воды (водяного пара) мы получим воду жидкую или твердую? Наша умница-фея по имени Энтальпия подсказывает, что при этом энергии выделится больше. Откуда же берется дополнительная порция энергии? При конденсации пара в жидкость выделяется теплота (а именно 88 кДж).
2 Н2(г) + 02(г) = 2 Н2О(ж);
(484 кДж + 88 кДж) = +572 кДж
Еще больше выделится тепла, если предстоит вместо водяного пара получить лед. Теплота кристаллизации 12 кДж, которая равна энергии кристаллической решетки, при затвердевании выделяется в пространство:
2 Н2(г) + 02(г) = 2 Н2О(т);
(572 кДж + 12 кДж) = +584 кДж
У феи Энтальпии на каждого жителя химического царства заведен «документ», в котором указано значение энтальпии вещества ЛН°,измеряется в кДж/моль.
Энтальпия вещества — это его «тепловой запас». Химики определили ее для каждого вещества, каждой частицы — будь то молекула, атом или ион. Вот значения энтальпии для некоторых веществ.
Вещество	ДН‘, кДж/моль	Вещество	ДН. кДж/моль	Вещество	AH , кДж/моль
А1(т)	0	СаСО3(т)	-1207	H2S(r)	-21
А12О3(т)	-1675	СяО(т)	-635	О2(г)	0
С(алмаз)	+2	Н2(г)	0	О3(г)	+ 143
С( графит)	0	НЦг)	+24	Я(т)	0
СО(г)	-ПО	Н2О(г)	-242	SO2(r)	-297 _
СО2(г)	-393	Н2О(ж)	-286	SO3(r)	-396^
Са(т)	0	Н2О(т)	-292	SO3(t)	-455
192
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Можно по этим данным попробовать рассчитать эн-^альпи10 Для любой реакции. Это очень просто. Цапример, если химическая реакция записана уравнением:
2 Н2(г) + 02(г) = 2 Н2О(т),
то расчет энтальпии реакции обязательно будет учитывать коэффициенты этого уравнения и будет таким:
ДН° реакции - 2 ДН°(Н2О,т) - 2 ДН°(Н2,г) - ДНа(О2,г) = = 2х (-292) - 0 - 0 = -584 кДж*
Когда энтальпия реакция отрицательна, вещества отдают тепло в пространство, реакция экзотермическая. А если энтальпия реакции окажется положительна, то все будет наоборот: окружающее пространство будет «помогать» реакции, вкладывать в нее энергию (тепло), и реакция окажется эндотермической.
Какое же отношение вся «бухгалтерия» феи Энтальпии имеет к возможности протекания химических реакций? Самое прямое! Природе выгодно все, что выделяет «лишнюю» энергию. Значит, экзотермические реакции должны идти всегда быстро, весело и дружно...
Но возможны и эндотермические реакции, и те, в которых тепловой эффект равен нулю. Чтобы понять, Как это происходит, надо сначала разобраться, чем это целыми днями, запершись, занимается в своих Покоях фея Энтропия.
Она — властительница беспорядка.
Кто из нас не знает, что беспорядок всегда возникает сам собой! Если не класть дома каждую вещь на от
* При расчете А Н° реакции считают, что коэффициенты уравнения показывают количество каждого вещества в моль. Поито-
единица измерения ДН°реакции — (кДж/моль) х моль = кДж.
193
Занимательная химия
веденное ей место, то книжки, игрушки, карандаши, туфли, одежда и все остальное неизбежно создадут такой хаос, в котором не разберешься и за год. Все пуговицы отрываются, все шнурки запутываются, из тетрадок выпадают листки, кругом мусор...
Точно так же идут дела и в мире химических частиц: предоставленные сами себе, они разлетаются, растекаются, разбегаются в разные стороны как кому заблагорассудится. При малейшей возможности из крупных молекул определенного строения получится много более мелких, жидкая вода испарится сама собой, а твердые кристаллы рассыплются на совсем мелкие.
Химики говорят, что все процессы, которые ведут к росту беспорядка — увеличению энтропии, идут сами собой, то есть самопроизвольно. И это справедливо всегда, если нельзя извне как-то повлиять на химический процесс.
Вот почему фея Энтропия живет в «изолированной» комнате и никого к себе не приглашает! Ведь стоит ей пригласить гостей, как она сразу же перестанет единолично властвовать над веществами и реакциями и увеличивать хаос. Придется ей тогда скрепя сердце ♦заняться уборкой», и беспорядка станет меньше...
Но будет ли в реакции, которую мы задумали провести, наблюдаться увеличение беспорядка или нет? Иными словами, пойдет ли эта реакция самопроизвольно в условиях полной изоляции?
Чтобы ответить на этот вопрос, нам придется рассчитать, увеличивается или нет энтропия после превращения начальных, исходных веществ в конечные продукты реакции.
А это делается точно так же, как при расчете энтальпии реакции. Ведь фея беспорядка Энтропия, хо* тя и поощряет стремление к хаосу, все же на всякий случай запаслась справочными таблицами. Там запи*
194
Глава VIII. Химические реакции и их законы
сана «характеристика беспорядочности» — значение энтропии S — для каждого вещества, каждой частицы (молекулы или иона). Энтропия измеряется в ДжДмоль • К), так что степень беспорядка в любом случае будет относиться к определенному количеству дещества (в моль) и растет с каждым градусом температуры (в К — градусах Кельвина*). Давайте заглянем в заветные справочники феи и выпишем оттуда «характеристики беспорядочности», которые химики называют значениями энтропии веществ:
Вещество	sri, Дж/К-моль	Вещество	8°, Дж/К-моль	Вещество	S'1, Дж/К-моль
А1(т)	28	СаСО3(т)	92	H2S(r)	206
С(алмаз)	2	СаО(т)	40	О2(г)	205
С(графит)	6	Н2(г)	131	03(г)	239
А12О3(т)	51	Н1(г)	206	8(т)	32
СО(г)	198	Н2О(г)	189	SO2(r)	248
СО2(г)	214	Н20(ж)	70	SO3(r)	257
Са(т)	42	Н2О(т)	39	SO3(t)	52
Теперь можно для любой реакции рассчитать значение энтропии AS°. Это делается так же, как при расчете энтальпии ДН° реакции. Например, если химическая реакция записана уравнением:
СаСО3(т) = СаО(т) + СО2(г),
to расчет будет выглядеть так:
Д8° реакции = Б°(СаО,т) 4- S°(CO2,r) - S°(CaCO3,T) =
= 40 + 214 — 92 = + 162 Дж/К
Знак «плюс» для полученного значения энтропии Реакции AS° подсказывает нам: при распаде карбона
* 0 °C - 273,15 К (приближенно 273К).
195
Занимательная химия
та кальция СаСО3 на оксид кальция СаО и угле^ кислый газ СО2 энтропия возрастает, значит, такая реакция может идти самопроизвольно. Правда, и не проводя расчета, можно было бы догадаться, что результат будет именно таким. Ведь из одной молекулы получается две (это уже ведет к росту беспорядка). Вдобавок одно из полученных веществ — газ. Если же химическая реакция записана уравнением:
2 Н2(г) + О2(г) = 2 Н2О(т),
то расчет AS° будет таков:
AS° реакции - 2 S°(H2O,t) - 2 S°(H2,r) - S°(O2,r) =
= 2 х 39 — 2 х 131 — 205 = - 389 Дж/К*
Это значит, что в данной реакции энтропия ие только не увеличивается, но даже сильно уменьшается. Если попытаться провести реакцию в полной изоляции от окружающего пространства, она заупрямится и никуда не пойдет... Не в силах управиться с химическим процессом, фея Энтропия зовет на помощь: «Хоть кто-нибудь! Подкиньте энергии! Тепла! Где ты, Энтальпия!
Сестрица! Помоги! Скорей!
Тут охлади, а там — погрей. Пускай вперед идет реакция, Пора бы не сопротивляться ей!»
Вот так-то: вдвоем дружные сестры Энтропия и Энтальпия быстро разбираются с любой реакцией, любым химическим процессом, и он идет как миленький куда положено.
* Не забудем учесть коэффициенты уравнения реакции
2 у водорода, 2 у воды и 1 у кислорода. Энтропия реакции* включающей определенное количество веществ в моль, измеряется в Дж/К.
196
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Для химиков, привычных к формулам и расче-там, все это означает учет и контроль теплового (энтальпийного) и энтропийного факторов. Иначе говоря, надо рассчитать значение энергии Гиббса AG° для заданной температуры Т (в градусах шкалы Кельвина) по формуле
AG° = ДН° - TAS°
и установить знак этой величины. Если энергия Гиббса в реакции уменьшается (AG° < О), реакция происходит самопроизвольно (сама по себе). Если энергия Гиббса в реакции увеличивается (AG° > 0), реакция невозможна. А если энергия Гиббса в реакции не увеличивается и не уменьшается (AG° = 0), то... об этом поговорим чуть позже.
Для реакции-неудачницы
2 Н2(г) 4- О2(г) = 2 Н2О(т);
рассчитаем значение энергии Гиббса AG0. Но сначала надо договориться, при какой все это будет происходить температуре. Поскольку в результате реакции должна получиться твердая вода (лед), попытаемся «провести» взаимодействие водорода с кислородом при температуре кристаллизации льда 0 °C (значит, при 273 К).
AG0 реакции ДН° - TAS0 -
* -584 кДж - 273 К х (-389 • 10'3 кДж/K) - - 478 кДж
Значение энергии Гиббса для реакции превращения водорода и кислорода в твердую воду (лед) оказалось меньше нуля. Значит, такую реакцию провести Можно.
Самопроизвольно протекают такие химические реакции, которые сопровождаются уменьшением значения энергии Гиббса.
197
Занимательная химия
Вот так благополучно среди своих подданных — химических веществ живут-поживают две правительницы мира реакций, феи со странными именами Энтальпия и Энтропия. В результате их совместных усилий определяется энергия Гиббса, и становится ясно, какой судьбы заслуживает та или другая реакция — «казнить» ее или «помиловать». Если «казнить» — значит, такой реакции не будет, а если «помиловать», то химическая реакция получит возможность людей посмотреть и себя показать.
Остается сказать несколько слов о человеке, который придумал энергию Гиббса — об ученом, чье имя присвоено такой важной химической величине.
Джозайя Уиллард Гиббс (1839-1903) — американский физик и химик. Девятнадцати лет от роду он окончил Йельский университет в США, стал доктором философии и начал преподавать студентам математику.
Позднее он учился еще во Франции, в Сорбонне, и в Германии, в знаменитом Гейдельбергском университете. Наконец Гиббс получил должность профессора в родном Йельском университете и начал самостоятельное исследование тепловых процессов в химии. Имя американца Гиббса было присвоено многим величинам и понятиям, относящимся к новой отрасли химии — химической термодинамике (энергия Гиббса, треугольник Гиббса, правило фаз Гиббса).
Химические альпинисты
Каждый, кто побывал в государстве химических реакций и почувствовал могущество королевы Энергии, ум и деловую хватку ее дочерей, понял, что провести химический процесс — дело отнюдь не простое. На пути к успеху придется преодолеть много препятствий. Ведь порой, даже если все благоприятствует химической реакции, она может очень долго не начинаться или, начавшись, тут же прекратиться.
198
Глааа VIII. Химические реакции и их законы
Например, окисление углерода (графита) на воздухе в соответствии с уравнением реакции:
С(графит) + 02(г) = СО2(г)
должно идти при комнатной* температуре самопроизвольно: для энергии Гиббса расчет дает значение AG° реакции меньше нуля. Вот этот расчет:
ДН° реакции =
- АНр(СО2,г) - АН°(С,графит) - ДН°(О2,г) =
= (-393) - 0 - О = - 393 кДж
AS0 реакции = S°(CO2,r) - S°(C,графит) - S°(O2,r) = = 214 - 6 - 205 = + 3 Дж/К;
AG’ реакции = ДН° - TASJ =
= -393 кДж - 298 К х (-3 х 10'3 кДж/K) = -392 кДж
Тем не менее твердый графит при комнатной температуре может храниться на воздухе (а в земной атмосфере более 20% кислорода!) сотни и тысячи лет, и с ним ровным счетом ничего не происходит. И это хорошо: представляете себе, если бы карандаши могли бы сами собой загораться и каждому школьнику угрожали пожаром! Но если графит сильно нагреть, начнется реакция его быстрого окисления (горения).
Точно так же ведут себя в присутствии воздуха и уголь, и алмаз, и множество других веществ, в принципе способных окисляться и гореть: пока их специально не подожгут, они и не думают соединяться с кислородом.
Значит, исходные вещества химической реакции (реагенты) и конечные вещества (продукты реакции)
* «Комнатной» температурой считают 25 ПС, или 298,15 К (приближено 298 К).
199
Занимательная химия
разделяет не просто знак равенства, а непроходимый «горный хребет». Молекулы исходных веществ должны, как альпинисты, преодолеть стоящие на пути препятствия, чтобы выйти в конечную точку маршрута.
Если бы в химической реакции все делалось строго по порядку — сначала разрывались химические связи, ставшие ненужными, а потом уже происходило соединение атомов в новые молекулы, нам пришлось бы ждать окончания реакций десятки лет. В смеси реагентов может быть мало таких молекул, которые способны совершить «великий химический поход». На это требуется слишком много энергии.
Частицы, которым предстоит реагировать, выбирают более простой и легкий путь: они сначала соединяются в активированный комплекс. Что это такое?
Для самой простой реакции, скажем, для превращения смеси придуманных нами веществ А2 и В2 в вещество АВ
А2 + В2 = 2 АВ образование активированного комплекса будет выглядеть так:
или в виде уравнения реакции:
А2 + В2 -► [А2В2] -► 2 АВ
В активированном комплексе [А2В2] электронные облака атомов А и В расположены в пространстве та
200
Глава VIII. Химические реакции и их -законы
ким образом, что прежние связи А-А и В-В ослаблены, но еще не совсем разорваны, а новые связи А-В утке начали образовываться, но до конца не сформировались. Поэтому и на рисунке они выглядят иначе, чем связи в исходных молекулах.
Активированный комплекс очень неустойчив, обладает большой энергией. И живет он совсем недолго, около 1 • 10~13 секунды! Это «только миг между прошлым и будущим», но именно он определяет, будет идти реакция или нет.
Для образования активированного комплекса потребуется меньше энергии, чем для окончательного разрыва химический связей в молекулах реагентов, но все же без затрат не обойтись. Ведь химически не связанные атомы, которым предстоит соединиться, отталкивают друг друга своими внешними электронными оболочками.
Если продолжать сравнение химической реакции с командой альпинистов в трудном походе, то активированный комплекс — это спортсмен на высокогорном перевале, на высшей точке восхождения. Его сбивает с ног ветер, обжигает горное солнце, валит на снег усталость. И дальше его личное дело — вернуться в исходное состояние или идти вперед, к конечным продуктам реакции.
Горные туристы, готовясь к трудной экспедиции, запасают оборудование и одежду, пищу и топливо Для похода, палатки и рюкзаки...
Исходные вещества — реагенты перед переходом в активированный комплекс тоже должны запастись Изрядным количеством энергии, иначе их попытка преодолеть энергетический барьер будет обречена на Неудачу. Подняться на эту гору могут только самые запасливые молекулы, те, которые быстрее других, активнее...
201
Занимательная химия
& Энергия, необходимая для перехода частиц рец. гентов в активированный комплекс, называется энергией активации. Она равна разности между энергией активированного комплекса и средней энергией исходных молекул.
Когда энергия активации высока, частиц, способных превратиться в активированный комплекс, в обычных условиях совсем немного. Слишком мал их средний запас энергии. Поэтому даже самые, казалось бы, энергетически выгодные реакции идут далеко не всегда.
Один из способов преодолеть энергетический барьер — нагревание. Кинетическая энергия молекул при этом увеличится; активных, быстрых и «запасливых» станет больше, протекание реакции станет более вероятным. Увеличится и скорость реакции.
Но можно преодолеть горный массив не только путем восхождения на вершины или горные перевалы. Есть другой способ — «пробить» сквозь горы туннель. В этом химическим альпинистам помогают особые вещества — катализаторы, которые сами не расходуются в реакции, но помогают ее протеканию.
Катализаторы, как заправские инженеры-строители, «прокладывают туннель» через энергетические горы, снижают энергию активации. И для того, чтобы реакция началась, можно обойтись вовсе без нагревания исходных веществ.
Вот три примера действия катализаторов на химическую реакцию.
Иод может реагировать с активным металлом цин-ком с эффектной вспышкой. При этом выделяются фиолетовые пары иода, и вся эта картина похожа на «явление джинна», который предстает в виде облака цветного дыма. Чтобы это увидеть, смешивают ций"
202
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Новую пудру и растертый в порошок кристаллический иод. Смесь высыпают горкой на кафельную плитку или железную пластинку и капают из пипетки на вершину горки 2-3 капли воды. Лучше всего после втого накрыть горку большой стеклянной банкой, потому что через несколько секунд над смесью появляется маленькое фиолетовое облачко, потом происходит эффектная вспышка и вся банка наполняется фиолетовым дымом. Вода выполняет роль катализатора
203
Занимательная химия
реакции и ускоряет взаимодействие цинка с иодом с образованием иодида цинка:
Zxi + 12 = Znl2
Фиолетовая окраска пламени и дыма вызвана частичной возгонкой иода.
Если в раствор пероксида водорода Н2О2 опустить на нитке кусочек диоксида марганца МпО2, то сразу начинается реакция разложения с выделением кислорода:
2 Н2О2 = 2 Н2О + O2f
Диоксид марганца служит катализатором этой реакции.
Разложение бертолетовой соли — хлората калия КС1О3 по уравнению реакции:
2 КС1О3 = 2 КС1 + 3 02|
требует особых условий. Оно происходит при нагревании до 550 °C; но этого мало, нужно еще ввести добавку катализатора разложения. Это порошок диоксида марганца МпО2, которого потребуется буквально несколько крупинок. Без катализатора разложение хлората калия по тому пути, который указывает приведенное уравнение реакции, не будет происходить даже при нагревании.
Спасибо вам, катализаторы! Благодаря вам на смену рискованному виду спорта — альпинизму — в мир химии приходят путешествия со всеми удобствами по туннелям в энергетических хребтах.
Катализаторы в природе распространены повсеместно. Достаточно сказать, что все превращения веществ в живых организмах происходят с участием природных катализаторов — ферментов и поэтому не требуют высокой температуры. Это очень важно ~~
204
Глава Vill. Химические реакции и их законы
иначе живые ткани, проводя химические реакции, логли бы просто свариться. Без особых «биологических» катализаторов — ферментов — не получится ни вкусный хлеб, ни аппетитный сыр, ни квашеная капуста. Катализаторы применяются и в химической промышленности при синтезе разнообразных веществ, в том числе таких важных продуктов химии, как аммиак NH3 и серная кислота H2SO4.
Катализаторы — вещества из разряда самых необходимых, хотя порой мы об этом мало задумываемся.
У нее внутри механизм
В обыденной жизни нас окружают механизмы — сложные и не очень. Вот тикает будильник; у него внутри часовой механизм. На стройке грохочет мотор бульдозера, срезающего слой земли; это тоже механизм. Каждый ли знает механизм действия обычного водопроводного крана — например, почему при малом напоре воды он может засориться ржавчиной из труб, а при большом напоре этого не бывает? Многого О работе помогающих нам машин можно до поры до времени не знать, но успешно ими пользоваться.
Химические реакции — часть окружающего нас мира, они тоже развиваются и действуют. Значит, У них тоже есть механизм, приводящий их в ход.
Сущность химических реакций состоит в том, что одни химические связи разрываются, а взамен образуются новые.
А механизм реакций состоит в разрушении одних И формировании других связей при образовании промежуточного активированного комплекса.
Когда реакция сложная, бывает несколько разных Вариантов пути от начального состояния к конечному И разные виды промежуточных активированных
205
Занимательная химия
комплексов. Но все это не имеет значения, если начальные и конечные вещества одни и те же; все энергетические величины, описывающие данный химический процесс, будут одинаковы. Разной будет лить скорость процесса.
Примерно так же, съезжая с горы на санках, можно проложить дорогу чуть левее или чуть правее, или даже лихо подпрыгнуть на ухабах и трамплинчиках, но конечная точка — подножие горы — всегда будет одна и та же. Камень, сброшенный с обрыва, тоже может пролететь чуть левее или чуть правее, а результат будет один и тот же: булыжник у подножия горы.
Почему реакция выбирает для себя тот или иной механизм? А почему река течет не прямо, а петляет по равнине, выбирая извилистый, но самый легкий путь?
206
Глава VIИ. Химические реакции и их законы
Все дело в тех самых энергетических барьерах, которые требуется преодолеть частицам при образовании активированных комплексов. Здесь ситуация сильно зависит от температуры, концентрации и, конечно, от природы реагирующих веществ.
Почему ходу реакции помогает катализатор? Потому, что в активированные комплексы с его участием совсем не обязательно вкладывать много энергии. «Затраты» в этом случае могут быть совсем маленькими — ровно такими, чтобы это соответствовало «въезду и выезду» из энергетического туннеля.
Молекулярные гонки: скорость реакции
Некоторые химические реакции протекают так быстро, что за ними не уследишь. Вот мы зажигаем спичку. Пирк! Воспламеняется от трения о коробку фосфор,
207
Занимательная химия
входящий в состав спичечной головки, мгновенно появляется пламя. Химическая реакция заняла доли секунды. Дрова в костре тоже сгорают весьма быстро. А превращение древесины доисторических исполинских деревьев в каменный уголь (это тоже химическая реакция) длилось миллионы лет.
Как же определить скорость химического процесса?
В физике скорость- передвижения тела узнают, измеряя расстояние, на которое это тело переместилось в определенный промежуток времени. Но химические вещества не всегда при реакции перемещаются в пространстве. Чаще они просто расходуются в определенном количестве, переходя в продукты реакции за некоторый промежуток времени.
Когда кроликов в клетке вместо свежего сена начинают кормить морковкой, прожорливые животные быстро справляются с огромным количеством пищи. «Скорость еды» определить легко: надо просто знать, сколько моркови убавилось в кормушке за определенный промежуток времени, например за час. Правда, есть и другой путь — взвесить кролика перед кормежкой и после еды и подсчитать прибавку веса в единицу времени.
Примерно так же поступают и химики, определяя скорость реакций. Только вместо моркови они имеют дело с частицами, вступающими в реакцию.
Пересчитывать частицы, как морковки, — дело трудоемкое, поэтому за единицу скорости реакции принимают изменение концентрации в моль/л (см. гл. VI, 2) вещества в единицу времени. Если вещество — исходное (реагент), его концентрация будет убывать, а если конечное (продукт) — возрастать.
Пара-тройка длинноухих обжор может за час расправиться с десятью килограммами моркови — особенно если морковка лежит в кормушке удобно и к ней легко подобраться.
208
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Каждый кролик очень ловко На обед грызет морковку: Длинноухие везде Чемпионы по еде.
Примерно так же обстоит дело и в химии, если речь идет о прожорливых гомогенных реакциях. Гомогенные реакции бывают такими:
Во-первых, это реакции взаимодействия газов с получением продуктов, тоже газообразных, напри
мер, водорода и кислорода с получением водяного пара:
2 Н2(г) + 02(г) = 2 Н2О(г)
Во-вторых, взаимодействие веществ в растворе с образованием продуктов, тоже хорошо растворимых, например взаимодействие гидросульфата натрия NaHSO4 с гидроксидом натрия NaOH с получением сульфата натрия Na2SO4 и воды:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4+ 2 Н2О,
Или, в ионном виде:
Na4- + HSO; + Na+ + 2 ОН’ = = 2 Na+ + SO?" + 2 H2O
Совсем иначе обстоят дела с гетерогенными реакциями — в тех случаях, когда реагирующие вещества отделены друг от друга «границей фаз». Например, вещества находятся в разных агрегатных состояниях (твердое и жидкое, твердое и газообразное, Жидкое и газообразное, или оба вещества жидкие, но
209
Занимательная химия
не смешиваются, потому что нерастворимы друг в друге).
Это тот случай, когда десятку кроликов в кормушку положили, скажем, одну-единствен-ную... тыкву. Как бы они ни спешили ее сгрызть, делать это можно только с поверхности.
Площадь поверхности
тыквы и будет ограничивать «скорость еды*. Но если тыкву мелко нарезать, кролики с нею справятся быстрее.
От чего же зависит скорость реакции?
•	В первую очередь — от природы веществ: одни реагируют мгновенно, другие — медленно.
•	Затем — от концентрации реагентов: чем она больше, тем чаще будут сталкиваться частицы.
•	В-третьих, повышение температуры также будет ускорять реакцию: чем выше температура, тем легче частицам образовать активированный комплекс и преодолеть энергетический барьер.
•	Для гетерогенных реакций самый важный фактор — площадь контакта реагентов (она напрямую зависит от степени измельчения).
•	Наконец, в присутствии веществ-катализаторов тоже достигается рост скорости реакций.
В реальной жизни скорость реакций не менее важна, чем принципиальная возможность их протекания. Некоторые реакции специально ускоряют, чтобы получить больше химических продуктов за час, сутки, год. Тогда оборудование заводов и фабрик используется более интенсивно, а это всегда вы' годнее.
210
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Но есть и такие реакции, которые приходится специально замедлять. Например, кому захочется, чтобы новенький автомобиль заржавел и уже через год превратился в груду металлолома? Чтобы предотвратить разрушение металла от коррозии, применяют вещества, замедляющие скорость реакций. Это «отрицательные катализаторы», или ингибиторы (см. гл. XIII, 3).
«Замедлять» приходится не только коррозию, но и процессы разложения и порчи пищевых продуктов, кожи, тканей, пластмасс. Здесь тоже пригодятся ингибиторы химических реакций, их называют консервантами или стабилизаторами.
□ Химия на лыжах.
Как удержать равновесие?
Каково заниматься горнолыжным спортом в равнинном Подмосковье? Начинающие горнолыжники поневоле тренируются не на Воробьевых горах Или в Крылатском, а скорее, «в ямах» — в заснеженных котловинах, у которых порой не менее крутые склоны, чем на знаменитых спортивных базах. Разница только в том, что, разогнавшись, лыжник выезжает не на широкую равнину — горное подно
211
Занимательная химия
жие, а... на противоположный склон. Ну, это и к луч. шему: можно еще раз спуститься вниз, уже с другой стороны.
Если поглядеть на такую горнолыжную котловину сверху в погожий морозный денек, когда лыжников соберется много, то увидишь, как мелькают яркие фигурки спортсменов — одни слева направо, другие — справа налево, одни вниз, другие вверх... И в самом низу народу как будто не убавляется и не прибавляется. Значит, наступило какое-то «лыжное равновесие».
Как похожа эта картина на то, что наблюдают химики, когда изучают обратимые реакции и химическое равновесие!
Вспомним, что такое обратимые химические реакции (см. гл. V, 3): в таких реакциях исходные вещества превращаются в продукты реакции не полностью^ а лишь частично. Это объясняется очень просто: в принципе возможна не только прямая реакция (взаимодействие реагентов и получение продуктов), но и обратная. Значит, и продукты смогут превращаться в исходные вещества.
Когда такой процесс только начинается, конечных продуктов еще нет. Идет только прямая реакция, так как концентрации исходных веществ — «участников химической гонки» сравнительно большая. Но вот в сосуде-реакторе накапливается довольно много продуктов, и... начинается обратный процесс. Чем больше накопится продуктов, тем больше станет скорость обратной реакции.
Одним из самых известных (и важных в практическом отношении) примеров обратимой реакции может служить взаимодействие диоксида серы и кислорода с образованием триоксида серы:
2 SO2(r) + О2(г)	2 SO3(r)
212
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Триоксид серы может существовать в трех разных модификациях с формулами молекул S3O9, S4O12 * и (SO3)X, температуры плавления которых равны + 17 °C, + 32 “С и + 62 °C. Это значит, что при комнатной температуре триоксид серы должен быть жидким или твердым. Но это вещество очень летучее и легко переходит в газообразное состояние в виде одиночных молекул SO3.
Чтобы определить, сможет ли данная реакция протекать в прямом направлении, надо сделать расчет ее энтальпии, энтропии, а затем — энергии Гиббса. Вот как это делается. Сначала находят ЛН° реакции:
ДН° реакции =
= 2 AH°(SO3,r) - 2 ДН°(ЗО2,г) - ДН°(О2,г) =
= 2 х ( -396) - 2 х (-297) - 0 = -198 кДж, потом:
AS° реакции «
= 2 S°(SO3,r) - 2 S°(SO2,r) - S°(O2,r) = = 2x257-2x248-205 =
= -187 Дж/К = - 187 • Ю-3 кДж/K
После этой подготовительной работы можно уже рассчитать значение критерия направления химической реакции — энергии Гиббса:
AG° реакции = ДН° - TAS0 =
= -198 кДж -298 К х (-187  10-3 кДж/ К) -
= -254 кДж
Данная реакция при комнатной температуре Должна протекать самопроизвольно. Обратим внимание и на то, что реакция получения триоксида серы окислением диоксида серы — экзотермическая
213
Занимательная химия
(с выделением тепла), поскольку знак энтальпии реакции оказался «минус». И еще: в данной реакции уменьшается энтропия (знак ДБ0 реакции тоже «минус»).
Но если просто смешать диоксид серы с кислородом при комнатной температуре, никаких следов триоксида серы мы не заметим. Только при нагревании нам удастся зафиксировать наличие взаимодействия, поскольку реакция протекает очень медленно. Другое дело, если в реакционную смесь ввести твердый катализатор — оксид ванадия состава V2O5 или металлическую платину Pt.
Если вместо исходных веществ реакции, о которой идет речь, внести в реакционный сосуд с катализатором триоксид серы SO3, то обнаружится присутствие некоторого количества диоксида серы и кислорода. Начнется обратная реакция.
Рано или поздно скорости прямой и обратной реакции уравняются. Количество получаемого продукта реакции — триоксида серы — будет полностью компенсироваться количеством распавшегося SO3. Химики в этом случае скажут: наступило химическое равновесие.
Тот случай, когда возможны и прямая, и обратная vodba реакции, отвечает нулевому значению энергия
Гиббса в реакции (AG° = 0). Это и есть признак (критерий) состояния химического равновесия.
В состоянии химического равновесия действие теплового (энтальпийного) фактора и фактора «беспорядка» (энтропийного) взаимно уравновешиваются:
AG° реакции = 0; ДН°реакции = Т AS°реакции
Температура, при которой уравновешиваются оба фактора, называется температурой равновероятнос
214
Глава VIII. Химические реакции и их хаконы
ти реакции и обозначается Т( ). Рассчитать ее значение легко. Для этого надо только знать, чему равны АН° и ASC:
Т( ' ДН°реакции / Д8°реакции = = - 198 кДж/ (-187 • 10 3 кДж/K) = 1059 К
Не следует думать, что химическая реакция в состоянии равновесия — это нечто застывшее. Химическое равновесие — равновесие динамическое. А химические частицы, в нем участвующие, похожи на беспрерывно съезжающих с горок навстречу друг другу лыжников или на людей, входящих и выходящих на остановке из электрички, — но так, что вагоны постоянно заполнены примерно одинаково.
Реакция, пришедшая к равновесному состоянию, не похожа на лентяйку. Она «в хорошей спортивной форме» и непрерывно «балансирует» на почтительном расстоянии между начальным и конечным состоянием, как качели.
Значит, можно распознать химическое равновесие по нескольким характерным особенностям.
•	Во-первых, в смеси одновременно присутствуют и начальные вещества (реагенты), и конечные (продукты).
•	Во-вторых, концентрации реагентов и продуктов со временем не меняются, если только нам не понадобится изменить условия процесса (температуру, давление, объем реактора, количество веществ — участников реакции).
•	Наконец, на любое не слишком сильное воздействие извне, меняющее условия реакции, равновесная смесь отвечает весьма своеобразно. Как именно это происходит, мы узнаем позже.
Для химиков самой важной является возможность влиять на равновесие, «сдвигать» его в нужную сто
215
Заяы.кат/’Лбнал химия
рону. Это помогает добиваться большего успеха при синтезе химических веществ или, наоборот, но мере сил устранять какие-то неблагоприятные реакции.
Запланированные сдвиги
Если бы боксерская груша была твердой, как дерево, всякий, кто захотел бы тренироваться с этим спортивным снарядом, уходил бы домой в синяках и шишках. Но ее сделали упругой и довольно мягкой — чтобы «гасить» энергию удара. На поверхности боксерской груши при ударе появляется вмятина, которая быстро выравнивается. Настойчивый боец ринга, молотя этот снаряд, в лучшем случае может добиться того, что боксерская груша отклонится в сторону, компенсируя напор спортсмена.
216
Глава VIII, Химические реакции и их законы
Если химики хотят достичь сдвига установившегося равновесия, то их взаимоотношения с химической реакцией будут похожи на поединок боксера с грубей. Любое действие, направленное на смещение химического равновесия, будет немедленно встречено противодействием участвующих в химической реакции веществ. В результате установится новое химическое равновесие, с другими концентрациями реагентов и продуктов.
Например, для экзотермической реакции получения триоксида серы из диоксида серы под действием кислорода, которую мы уже разобрали «по косточкам»:
2 SO2(r) + О2(г)	2 SO3(r)
очень чувствительными будут такие воздействия: • изменение температуры,
♦ повышение или понижение давления,
* изменение концентрации реагентов или продуктов.
Попробуем повысить температуру, при которой установилось равновесие этой реакции. Противодействуя нагреву, равновесная смесь веществ тут же пустит в ход такой процесс, который будет поглощать тепло и эту температуру понижать. Где взя. ь такой Процесс? Да вот же он: это обратная реакция превращения SO3 в SO2 и О2! Сдвиг равновесия влево, от продукта к реагентам, обеспечит частичную кс -пенса-Цию повысившейся температуры.
А если равновесную смесь попробовать ох.шдить? В этом случае она постарается сохраниться в прежнем, нагретом виде; чтобы температура понизилась Как можно меньше, смесь веществ тут же «включит» Прямую, экзотермическую реакцию, в результате которой выделяется тепло. И понижение температуры Окажется намного меньше, чем могло быть... Если же Кимик поставил перед собой цель увеличить выход
217
Занимательная химия
конечного продукта реакции, триоксида серы, то это будет достигнуто понижением температуры.
Повышая давление равновесной смеси газов S02t О2 и SO3 при неизменной температуре, мы заставив ее уменьшить свой объем, сжаться. А это может произойти, только если будет уменьшаться количество (в моль) газообразных веществ в нашем сосуде-реакторе. Если внимательно посмотреть на уравнение реакции:
2 SO2(r) + 02(г)	2 SO3(r),
мы сразу заметим, что в левой части уравнения реакции — 3 моля газов (2 диоксида серы и 1 кислорода), а в правой — 2 моля газа (триоксида серы). Объем будет уменьшаться, если равновесие сдвинется вправо, к двум молям газа.
Хорошо ли это для повышения выхода продукта? Конечно! Ведь сдвиг равновесия вправо — как раз то, что надо было химику. Если, наоборот, давление понизится, равновесие реакции будет сдвигаться влево, триоксида серы в смеси окажется гораздо меньше.
Меняя температуру и давление равновесной смеси, химик-«боксер» наносит удар за ударом по «груше», а она отклоняется, компенсируя эти удары. И вот, наконец, прием, который, казалось бы, отправит равновесие реакции «в глубокий нокдаун». Это изменение концентраций реагентов и продуктов.
Повышая концентрацию исходных веществ S02 и О2, заставляя их активнее влиять на скорость прямой реакции, химик, несомненно, добьется сильного сдвига равновесия в сторону продукта реакции SO3. А если найти способ извлекать из смеси триоксид серы, можно еще сильнее помочь прямой реакции и еще больше затормозить обратную. Так что реакция становится почти необратимой...
218
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Итак, при внешнем воздействии химическое равновесие смещается в сторону, противодействующую нтому воздействию. Так в 1884 году сформулировал принцип смещения химического равновесия французский ученый Ле Шателье.
дкри Луи Ле Шателье (1850-1936}, французский физикохимик металловед, много занимался исследованиями процессов воспламенения, горения, взрывов рудничного газа. И это неудивительно: в молодости ему довелось работать горным инженером в Алжире и Безансоне.
Принцип смещения химических равновесий — самое известное, но далеко не единственное научное достижение Ле Шателье. Он еще изобрел способы приготовления разных видов цемента, термопару для измерения высокой температуры и способ получения аммиака из водорода и азота.
Ле Шателье не прекращал научной работы даже в очень преклонном возрасте. Он дожил до 86 лет. В его многочисленной семье насчитывалось более ста человек, в том числе трое сыновей, четыре дочери, тридцать четыре внука... Исследования Ле Шателье обеспечили ему широкую известность во всем мире. Достаточно сказать, Что он был избран действительным членом многих академий •тук и с 1931 года стал президентом Французского химическо-
го общества.
Известен всюду на Земле
Анри Луи Ле Шателье.
Он не был королем и принцем,
Зато открыл прекрасный принцип, Который химикам полезен Для сдвига всяких равновесий.
219
Занимательная химия
Используя принцип Ле Шателье, можно добиться повышения или, наоборот, снижения выхода продух-та реакции, а также подобрать условия, позволяющие провести химический процесс в самых удобных и экономичных условиях, так, чтобы и скорость была высокой, и выход нужного вещества достаточно большим.
Все это очень важно. Ведь для того, чтобы использовать вещества, их надо прежде всего получить. Но чтобы этого добиться, порой требуется много труда, А если химику попадется особенно капризная и упрямая реакция, то может случиться и так:
Химик толкает реакцию в спину: * Давай-ка тебя я немного подвину!» Она отвечает: «Ты знаешь меня: Ни часа, ни дня не могу без огня! И чтобы улучшить мое настроение, Прошу, даже требую: выше давление! К тому же учти: я — такая реакция, Что мне реагентов важна концентрация». И химик подумал: «Теперь мне все ясно. Тепло поглощаешь — и это прекрасно! Как только под колбой зажгутся горелки, Ступай-ка, реакция, прямо по стрелке. Вот это цветочки, но будут и фрукты — Повысит давление выход продукта!
Еще концентрация... Да, ты права: Побольше я выдам тебе вещества». Реакция стала работать послушно, Продукт образуя полезный и нужный. Такой вот привиделся химику сон. Какие же выводы сделает он?
По-видимому, реакция, с которой никак не удавалось химику справиться наяву, имела две характерные особенности:
• была эндотермической (поэтому при нагревании ее равновесие сдвигалось в сторону продуктов);
220
Глава VIII. Химические реакции и их законы
• протекала с уменьшением объема реагирующих газов (поэтому повышение давления тоже увеличивало ЭЫХ°Д конечных веществ).
Ну а что касается концентрации реагентов, то чем она больше, тем для любой гомогенной реакции лучше: будет получаться больше продуктов.
Как называется ускоритель реакции (1) и замедли тель реакции (2)?
Какая величина измеряется в моль/л (1)? Как называется взаимодействие химических веществ между собой (2)? Какой этап в механизме химической реакции требует энергии (3)?
221
Занимательная химия
□ Ответим на вопрос* зашифрованный в химическом ребусе
Если вы правильно решите химический ребус, то по-лучится название основного правила, которому подчиняются сдвиги химического равновесия.
На рисунках изображены химические символы и формулы, предметы из химической лаборатории и другие вещи. Под каждым рисунком стоит одна или несколько цифр. Чтобы прочесть зашифрованные слова, надо заменить эти цифры буквами из названия изображенного над цифрами предмета или символа. А буквы
ОТВЕТЫ ГОЛОВОЛОМОК НА С. 221
Энтальпия и энтропия. Катализатор и ингибитор. Концентрация, реакция и активация.
ОТВЕТ ХИМИЧЕСКОГО РЕБУСА НА С. 222
Принцип Ле Шателье (протон, пинцет, криптон, берил лий, штатив, ель, весы)
ГЛАВА IX
Элементы VIIA-группы (галогены) и их соединения
1. Галогены — значит солероды
алогены — это элементы VIIA-группы Периодической системы Д. И. Менделеева фтор F, хлор С1, бром Вт, иод I и астат At. В свободном состоянии все галогены существуют в виде двухатомных молекул. Фтор F2 и хлор С12 при обычных условиях — газы
желтовато-зеленого цвета, бром Вг2 — летучая красно-бурая жидкость, иод 12 — твердое кристаллическое темно-серое вещество, легко образующее фиолетовые пары.
Мы изучим непременно Элементы галогены (А по-русски — солероды), Все — от фтора и до иода. Даже новенький астат Быть в семействе этом рад.
Некоторые из элементов-галогенов хорошо нам известны, например, хлор. Чем пахнет хлорированная водопроводная вода? А чем (да еще так сильно!) пахнет отбеливатель «Белизна», которым отмывают раковину на кухне и сводят пятна от фруктов на скатерти? Хлором!
Еще лучше мы знакомы с соединениями хлора, к Примеру, с поваренной солью — хлоридом натрия NaCl. Это вещество жизненно необходимо каждому Человеку: ведь в составе крови почти 0,9% хлорида Натрия. Кроме того, из хлорида натрия в организме
223
Зинила/лмбная химия
образуется соляная кислота НС1, которая входит в со-став желудочного сока — а разве можно жить, не переваривая пищи?..
В 1774 году шведский химик Карл Вильгельм Ще-еле провел опыт, который позволил ему открыть элемент хлор. Шееле описывал свои наблюдения так: «Я поместил смесь черной магнезии с муриевой кислотой в реторту, к горлышку которой присоединил пузырь, лишенный воздуха, и поставил ее нагревать на песчаную баню. Пузырь наполнился газом, окрасившим его в желтый цвет. Газ имел желто-зеленый цвет и пронзительный запах*.
Черная магнезия — это минерал пиролюзит, ди оксид марганца МпО2, а «муриевой кислотой» в то время называли соляную (хлороводородную) кислоту НС1. Уравнение реакции, которую наблюдал Шееле, сейчас мы записали бы так:
МпО2 + 4 НС1 = МпС12 + Cl2 f + 2 Н20
Полученный газ шведский химик назвал «дефло-гистированной муриевой кислотой». Только в 1812 году французский химик Жозеф Луи Гей-Люссак (1778-1850) дал этому газу его современное на-звание «хлор», в переводе с греческого «желто-зеленый».
С бромом мы знакомы гораздо меньше, чем с хлором. Но соединения брома — вещества не такие уж редкие. Когда врач прописывает ус* покоительпое средство «белый бром» — имейте в виду» что это соль бромид калия КВг.
А в фотобумаге и фотопленке содержится другая соль — бромид
224
Глава IX. Элементы УЦАгруппы (галогены) и их соединения
серебра AgBr. Эта желтоватая соль на свету превращается в кристаллы металлического серебра — отсюда Я фотографическое изображение.
Считается, что бром, единственное жидкое при обычных условиях вещество среди всех неметаллов, впервые получил в 1825 году двадцатидвух летний студент Гейдельбергского университета в Германии. Его звали Карл Левиг, и он работал под руководством знаменитого химика Леопольда Гмелина, изучал минеральные воды.
При действии хлора на воду минерального источника она окрасилась в желтоватый цвет. Левиг извлек вещество, придававшее раствору желтизну, с помощью органического растворителя диэтилового эфира. Когда эфир испарился, в колбе оказалась жидкость красно-бурого цвета с резким неприятным запахом.
Пока студент Левиг старался получить побольше вещества для исследования, его опередил молодой французский химик Антуан Жером Балар, в ту пору двадцатичетырехлетний лаборант профессора Ж. Ан-гада. Балару было поручено изучить воду соленых болот юга Франции. Подействовав на эту воду хлором, он заметил появление ярко-желтой окраски. Она была вызвана реакцией растворенного в воде бромида натрия NaBr с хлором С12:
2 NaBr + С12 - 2 NaCl + Вг2
Балар установил, что при этом выделяется темнобурая жидкость, которую он назвал «муридом». Проверку работы Балара сделали Гей-Люссак и Луи Жак Тенар (1777-1857). Они подтвердили открытие нового элемента, но дали ему более удачное название «бром» — по-гречески «зловонный».
А кто не знает иода? Спиртовая настойка этого вещества — необходимый медикамент в любой домашней аптечке. Однако иод служит не только для сма
225
Занимательная химия
зывания ссадин и царапин. Хотя иода в человеческом организме всего 25 мг, он играет очень важную роль. Большая часть «человеческого» иода находится в щитовидной железе: он входит в состав вещества, которое регулирует иммунитет и обмен веществ в организме. При недостатке иода задерживается физическое и умственное развитие человека и возникает болезнь «эндемический зоб». Это случается в высокогорных местностях, где естественное содержание иода в воздухе, воде и пище очень низкое. Поэтому часто рекомендуют использовать поваренную соль с добавкой иодида калия KI. На этикетке такой соли написано «Соль иодированная».
Считается, что к открытию элемента, столь важного для здоровья человека, была причастна... кошка. Вот как это было.
Французский химик-самоучка Бернар Куртуа, владелец мелкого предприятия по производству селитры — нитрата калия KNO3, был человеком наблюдательным. Это и помогло ему в 1811 году открыть новый элемент иод.
Однажды любимая кошка Бернара Куртуа, которой было позволено сопровождать его даже в химической лаборатории, спрыгнула с плеча хозяина прямо на стол, где стояли реактивы. Разбились две колбы: с серной кислотой и с золой водорослей в этиловом спирте. Эффект оказался неожиданным: от стола поднялись клубы фиолетового «дыма». Это были пары иода.
Иодид натрия Nal из водорослей, реагируя с серной кислотой H2SO4, выделяет иод 12. Одновременно образуется сернистый газ — диоксид серы SO2:
2 Nal 4- 2 H2SO4 = I2 f+ SO2f + Na^ + 2 H20
Новому элементу-галогену тоже дал имя французский химик Гей-Люссак, на этот раз — за фиолето*
226
Глава IX. Элементы УПА группы (галогены) и ах соединения
рый цвет его паров («иодос» по-гречески значит «фиолетовый»). Это было в 1813 году.
Фтор в свободном виде — очень ядовитый газ. Но соединения его тоже жизненно важны. Они, например, входят в состав зубной эмали и придают ей твердость и прочность. Поэтому соединения фтора, например, фторид олова SnF2 и другие, добавляют в зубную пасту.
Выделение газообразного фтора из фторсодержащих веществ оказалось труднейшей задачей. Фтор исключительно агрессивен и реагирует почти со всеми простыми и сложными веществами, причем часто с воспламенением или со взрывом. Под действием фтора окисляется кислород (получается дифторид кислорода ОР2), во фторе «горит» даже вода (образуются фтороводород HF и дифторид кислорода OF2). Вот уравнения этих необычных реакций:
О2 + 2 F2 = 2 OF2; Н2О + 2 F2= 2 HF + OF2
На пути к открытию фтора не меньше полутора десятков химиков поплатились здоровьем, а иногда и жизнью. Только в 1886 году французский химик Анри Муассан сумел сравнительно безопасным образом выделить фтор F2 путем электролиза — разложения электрическим током смеси жидкого безводного фтороводорода HF и кислой соли, гидродифторида калия KHF2. Но когда Муассан докладывал Парижской академии наук о своем открытии, один глаз его был закрыт черной повязкой... В 1906 году Муассан был удостоен Нобелевской премии по химии за способ получения фтора.
История открытия элементов-галогенов растянулась больше чем на полтора столетия и завершилась открытием астата — элемента, с которым мы обычно Никогда не встречаемся. Самую возможность сущест
ва 7
Занимательная химия
вования элемента № 85 предсказал еще Д. И. Менделеев, который дал ему имя «экаиод». Элемент оказался неуловимым и был открыт, точнее, получен в ходе ядерной реакции, итальянским физиком Эмилио Сегре вместе с американцами Д. Корсоном и К. Макензи только в 1940 году. Название элементу № 85 дали на семь лет позже, в 1947 году. В переводе с греческого «астатос» значит «неустойчивый». Действительно, самый стойкий изотоп астата живет всего лишь несколько часов. Тем не менее химикам удалось определить его свойства. Оказалось, что астат чрезвычайно похож на иод. В земной коре постоянно присутствует около 30 г астата At, который получается при радиоактивном распаде полония Ро, урана U и тория Th, а также франция Fr.
Но вернемся к заголовку. Что же это такое — галогены? Откуда такое странное название?
В 1811 году редактор одного из немецких химических журналов И. К. Швейгер предложил химикам называть элемент хлор галогеном, произведя это слово от греческих «галос» — «соль» и «генес» — «рождаю», потому что известно, что хлор при реакции с металлами дает соли. С легкой руки Швейгера фтор, бром и иод тоже стали называть галогенами. А в России одно время ходило русское слово «солероды» — дословный перевод термина «галогены».
Почему же галогены «рождают соли»?
Вспомним: все «причуды» химических элементов — результат строения их внешней (валентной) электронной оболочки. У элементов-галогенов, если уж они размещены в VIlA-rpynne, на внешнем валентном электронном уровне находятся семь электронов, причем два из них — электроны «-подуровня, а еще пять — электроны р-подуровня. Ровно одного электрона атомам галогенов недостает до восьмиэлектронной оболочки — такой же, как у благород-
228
Глава IX. Элементы VIIA-группы (галогены ) и их соединения
яых газов. Так что эти атомы будут всегда настороже: цет ли возможности где-нибудь поживиться чужими электронами, чтобы, завершив до устойчивого состояния свое электронное окружение, превратиться в однозарядный анион F , СГ, Вг или Г.
Все это значит, что галогены ведут себя как активные окислители. Они способны отнимать электроны у атомов металлов и даже у многих неметаллов.
Если фтор реагирует со всеми элементами, кроме благородных газов, то хлор проявляет окислительную способность лишь по отношению к металлам, амфотерным элементам и большинству неметаллов. Круг элементов, которые могут быть окислены бромом, более узок, чем для хлора. Еще меньшее число элементов способен окислить галоген иод.
Окислительная способность галогенов в ряду фтор — хлор — бром — иод уменьшается. Особенно ясно это видно, когда свободный галоген, расположенный в VIIA-группе Периодической системы выше, окисляет галогенид-анионы элементов, расположенных ниже. Например, бром окисляет иодид-ионы до иода:
Вг2 + 2 Г = 2 Вг" + 12,
или в молекулярной форме:
Вг2 + 2 KI = 2 КВг + 12
Хлор способен окислить не только иодид-ионы до Мода, но и бромид-ионы до брома:
С12 + 2 Г = 2 СГ + 12, или С12 + 2 KI = 2 КС1 + 12
С12 + 2Вг“ = 2С1 4- Вг2, или С12 + 2NaBr = = 2NaCl + Br2
А самый агрессивный галоген фтор окисляет и ио-Дид, и бромид, и даже хлорид-ионы.
229
Понижательная химия
Еще легче сопоставить окислительную способ-ность элементов VIIA-группы по тому, как идут их реакции с водородом Н2. Взаимодействие водорода со фтором:
Н2 + F2 = 2 HF
идет со взрывом. Весьма бурно взаимодействует с во-дородом и хлор. Но взрыв при реакции:
Н2 + С12 = 2 НС1
происходит, только если облучить смесь газообразных водорода и хлора мощным потоком света. Реакция водорода и брома:
Н2 + Вг2 = 2 НВг
идет спокойно, а водорода с иодом — даже не до конца, а обратимо:
Н2 + 12 — 2 HI
Все галогеноводороды, которые образуются в результате таких реакций, в водном растворе ведут себя как кислоты. Интересно, что хлороводородная НС1, бромоводородная НВг и иодоводородная HI — кислоты сильные и в воде диссоциируют нацело:
НС1 = Н+ + СГ; НВг - Н+ + Br ; HI = Н+ + Г
А фтороводородная кислота HF — слабая, ее диссоциация в воде идет обратимо:
HF Н* + F"
Это связано с тем, что фтор — «особенный» элементов слишком крепко держит химической связью атом водорода, и тому очень трудно даже в водном растворе оторваться и уйти в «свободное плавание».
230
Глина IX. Элементы VIIA группы (галогены) и их соединения
фтор и фтороводород отличаются от прочих гало-генов и галогеноводородов и во многом другом. Например, многие соли с фторид-анионом (соли фтороводородной кислоты) малорастворимы, (например, фторид лития LiF или фторид магния MgFg), в то время как хлориды, бромиды и иодиды и у лития, и у магния — прекрасно растворимые в воде вещества. Д вот «серебряные» соли — хлорид серебра AgCl, бромид серебра AgBr и иодид серебра Agl, наоборот, нерастворимы в воде, в то время как фторид серебра AgF — хорошо растворимая соль.
Высочайшая окислительная способность фтора и полное нежелание его атомов отдавать кому бы то ни было свои электроны — вот причина того, что у фтора кроме нулевой (в свободном F2) еще только одна-един-ственная степень окисления —I. А все другие галогены, помимо 0 и -I, могут принимать и положительные степени окисления: от +1 до +VII.
Именно поэтому и хлор, и бром по отношению к воде ведут себя совсем иначе, чем фтор. Эти галогены в воде подвергаются реакции дисмутации (диспропорционирования). Это значит, что степень окисления их атомов и увеличивается, и уменьшается. В результате из молекул галогенов получаются частицы, в которых хлор или бром находятся в степенях окисления -Ы и -I:
С12 + Н20 НС1 + НС1О;
Вг2 + Н2О НВг + НВгО
Фтор реагирует с водой по-другому, он превращается в дифторид кислорода и фтороводород (см. с- 227).
Вот такие чудеса. Еще удивительнее, если элементы-галогены заговорят. И не просто заговорят, а заспорят, Кто из них самый важный и сильный.
231
Зини.«<ш<’Л'>мая химия
Хлор хвалился; «Нет мне равных!
Галоген я самый главный.
Зря болтать я не люблю:
Всё на свете отбелю!»
Иод красой своей гордился, Твердым был, но испарился.
Фиолетовый, как ночь, Далеко умчался прочь.
Бром разлился океаном,
Хоть зловонным, но — румяным. Вил себя он грозно в грудь:
«Я ведь бром! Не кто-нибудь!..» Фтор молчал и думал; «Эх!..
Ведь приду — окислю всех...»
Зеленый газ хлор и его семья
Кто такой хлор? Зеленоватый газ с резким запахом, ядовитый (он был одним из самых первых «боевых отравляющих веществ», применялся во время Первой мировой войны). Хлор активно реагирует со многими веществами — например с водородом:
Н2 +С12 = 2 НС1
Если струю одного газа (водорода) поджечь в сосуде со вторым (хлором), то оп сгорает спокойным пламенем, образуя газообразный хлороводород НС1.
Если приготовить смесь водорода с хлором, она окажется опасной разновидностью «гремучего газа», способного внезапно взрываться на свету. При этом молекулы водорода и хлора получают в свое распоряжение необходимый запас энергии активации для бурной мгновенной реакции.
Хлор взаимодействуете металлами. Для этого, как правило, не требуется или почти не требуется ника" кого предварительного подогрева. Так, он образует
232
Глава IX. Элементы VIIA-группы (галогены) и их соединения
соли — хлориды при реакции с натрием, железом, медью:
2 Na + С12 == 2 NaCl
ne-
2Fe + 3 Cl2 = 2FeCl3 ne
J С1? + 2 е~ = 2 СГ lNa°-le- = Nab
ГС1? + 2е- = 2СГ lFe°- 3 е~ = Fe3+
Си + С12 = СиС12
пе~
f Cl? + 2 е = 2 СГ 1Си°- 2 е- = Си2+
С водой хлор реагирует, подвергаясь диспропорционированию (дисмутации) и превращаясь в хлороводородную и хлорноватистую кислоты — НС1 и НСЮ:
Cl? + Н2О НС1 + НСЮ
Эта реакция окислительно-восстановительная. Для нее можно написать уравнения электронного баланса:
fCl° + 1 е- = СГ1
1С1° - 1 е = С1+1
Кроме того, эта реакция обратимая (действительно, между реагентами и продуктами реакции — Не знак равенства, а стрелочки в прямом и обратном Направлении). Значит, при пропускании газообразного хлора в воду и получении при этом хлорной воды fa именно так проводят на практике взаимодействие
233
Занимательная химия
хлора с водой) идет обратимая реакция дисмутаци» галогена с образованием смеси двух кислот. В хлорной воде среда кислая, так как образуются сразу две кислоты, сильная и слабая. И они в водном растворе диссоциируют: НС1 нацело, а НСЮ — частично:
НС1 - 1Г + СГ; НСЮ Н+ + СЮ-
Хлорная вода — вещь полезная и нужная; ее используют для дезинфекции и отбеливания. Отбеливающие свойства хлорноватистой кислоты НСЮ обусловлены тем, что она постепенно выделяет активный атомарный кислород [О0]:
НСЮ = НС1 + [О0]
Активный кислород тут же реагирует со всеми частицами, загрязняющими ткань, превращая их в бесцветные вещества. Особенно много активного кислорода выделяется под действием света.
Кроме хлорноватистой кислоты НСЮ, есть и другие соединения хлора с положительной степенью окисления. Это кислородные кислоты: хлористая кислота НСЮ2, хлорноватая кислота НС1О3, хлорная кислота НС1О4. Среди них две слабых, которые диссоциируют в водном растворе частично. Это хлорноватистая, о которой уже была речь раньше, и хлористая НС1О2:
НСЮ Н+ + СЮ-; НСЮ2 Н+ + СЮ2
А хлорноватая НС1О3 и хлорная НС1О4 — кислоты сильные:
НСЮ3 = Н+ + СЮ3; НСЮ4 = Н+ + СЮ4-обе диссоциируют в водном растворе нацело. Кстати говоря, хлорная кислота вообще самая сильная из распространенных кислот.
234
Глава IX. Элементы VIIA-группы (галогены ) и их соединения
У кислот есть близкая родня — это их соли. Поэто-чтобы картина «семейной жизни» хлора была более полной, в таблицу помещены анионы кислород-яых кислот хлора, хлороводородная кислота НС1 и ее лимон СГ.
Степень окисления хлора	Формула и название кислоты	Формула и название аниона
” "I	НС1 - хлороводородная	С1" - хлорид-ион
+1	НС1О - хлорноватистая	СЮ" гипохлорит-ион
+Ш	НСЮ2 - хлористая	С1О2 - хлорит-ион
“ +-V	НС1О3 - хлорноватая	С1О3 - хлорат-ион
+VII	нсю4 - хлорида	С1О4 - перхлорат-ион
Существуют еще оксиды хлора С12О, СЮ2 и С12О7, которые образуются только из кислородных кислот или солей хлора. Получить их напрямую, окисляя хлор кислородом, нельзя. Два неметалла кислород и хлор терпеть не могут друг друга и при встрече избегают реакций: слишком близки они по окислительной активности. То ли из-за этой взаимной «антипатии», то ли по какой иной причине соединения, где хлору и кислороду предстоит соседствовать в молекуле, очень легко распадаются — иногда даже со взрывом. Кроме того, все кислородные соединения хлора — очень сильные окислители.
Когда хлор пропускают в холодный раствор щелочи — гидроксида натрия NaOH, — получается тот самый раствор «Белизна», о котором уже упоминалось. В щелочной среде протекает реакция дисмутации *лора, и в итоге получается раствор смеси хлорида и Гипохлорита натрия NaCl и NaClO:
С12 + 2 NaOH = NaCl + NaClO + Н2О
235
Занимательная химия
Гипохлорит натрия — прекрасный окислитель и отбеливатель.
Если вместо гидроксида натрия взять гидроксид кальция (гашеную известь), то в результате пропускания хлора образуется хлорная известь, или «хлорка» — гипохлорит кальция Са(С1О)2:
2 С12 + 2 Са(ОН)2 = СаС12 + Са(С1О)2 + 2 Н20
Хлорная известь — самое дешевое и вполне эффективное средство дезинфекции.
Рассказывая о семье зеленого газа по имени хлор, надо вспомнить и о соли, которая названа «бертолетовой» в честь французского химика Бертолле. Химическое название этого вещества — хлорат калия, а формула КС1О3.
Французский химик Клод Луи Бертолле (1748-1822) был коллегой и соратником Лавуазье, доктором медицины и лейб-медиком при дворе герцога Орлеанского, членом Парижской академии паук, правитель
ственным инспектором государственных красильных фабрик, смотрителем монетного двора и, наконец, научным консультантом Наполеона.
Бертолле сопровождал императора Франции в военном походе в Египет. Наполеон осыпал его почестями, назпачил сенатором и присвоил ему графский титул, но это не помешало Бертолле, как члену Сената, голосовать в 1814 году за отставку Наполеона.
После реставрации монархии Бертолле сумел не только сохранить все свои привилегии, но и получить
титул пэра Франции. Бертолле, этот беспринципный и тщеславный придворный, был тем не менее талантливым ученым
и вошел в историю как автор многих химических открытий.
236
Глава IX. Элементы VIIА группы (галогены) и их соединения
Бертолле пропускал газообразный хлор в горячий раствор гидроксида калия в воде. Уже через несколько минут из раствора начинали выделяться пластинчатые кристаллы хлората калия КС1О3, который подучался по реакции:
С12 4- 6 КОН = 5 КС1 + КС1О3 + 3 Н2О
Cl°-5e* = Cl+v
С1° + 1 г - СГ1
Хлорат калия — вещество с сильными окислитель-иыми свойствами. Поэтому КС1О3 находит применение в производстве спичек, где он служит поставхциком кислорода для горения фосфора и серы (см. гл.Х1, 6).
Однако при высокой температуре окислительные свойства бертолетовой соли могут привести к взрыву.
Итак, элемент хлор, глава многочисленного семейства веществ, — большой любитель химических «выкрутасов» . При взаимодействии хлора и его оксидов с водой чаще всего получаются «зигзаги», связанные с реакциями дисмутации.
Степени окисления						
-1	0	+1	+111	+IV	+V	+VII
237
Занижалг^льмоя хихил
Мало того, что сам хлор реагирует с водой, меняя степень окисления и «вправо», и «влево» (от 0 до « +1). Так же и диоксид хлора СЮ2 при встрече с водой превращается в хлористую кислоту НС1О2 и хлорноватую кислоту НС1О3:
сю2 + н2о - НС1О2 + НС1О3 ( C1+IV - 1 е- = Cl+V lci+iv + 1 е- = С1+ш
Правда, все-таки двое из семьи элемента хлора — оксид дихлора С12О и оксид хлора(УП) С12О7 ведут себя как полагается. При взаимодействии с водой они образуют кислоты (хлорноватистую НСЮ и хлорную НС1О4), в которых хлор имеет ту же степень окисления, что и в оксидах:
С12О + Н20 - 2НС1О; С12О7 + Н2О = 2НС1О4
Сколько же у элемента хлора «ближайших родственников» — иначе говоря, оксидов, кислот и анионов этих кислот?
У хлора странные оксиды.
Они, быть может, и красивы, Но мало кто вблизи их видел. Родня у хлора — пять кислот. Кто тренер их команды сборной, От хлорноватистой до хлорной! Неужто хлороводород!
Да, непросто представить себе хлороводород НС1 в роли предводителя и распорядителя всех дел в семье хлора. Но ведь самые распространенные соединения хлора — это хлориды, в которых присутствует анион СГ.
238
Глава IX. Элементы VIIA-группы (галогены) и их соединения
В хлориде хлор совсем один.
Зато себе он господин.
И отрицательным зарядом Делиться с братьями не надо.
А кто же «братья* хлорид-иона?
Это известные нам ионы С1О4, СЮ3, С1О2 и СЮ :
Перхлорат с хлора тол-братом
И хлорит с гипохлоритом	____________
Заявляют всем открыто: «Мы скромны и небогаты, Хлор у нас центральный атом, Но слывем вояками И окислим всякого!»	С104“ — перхлорат-анион C1O3“ — хлорат-анион С1О2- — хлорщ-анион СЮ- —гипохлорит-анион
□ «Солянка», но не суп, или «Здравствуйте, Водород Хлорович!»
Хлороводород НС1 — в обычных условиях вовсе не жидкость, а газообразное вещество. Хлороводород очень хорошо растворим в воде (почти 450 л НС1 в 1 л воды при комнатной температуре), поэтому мы и знаем его в быту исключительно в растворенном виде. Раствор хлороводорода в воде — это и есть соляная, иначе хлороводородная, кислота, которую порой называют «солянкой». Концентрированная хлороводородная кислота содержит примерно 35-38 % НС1.
Хлороводород HCI — бесцветный удушливый газ, Тяжелее воздуха. На воздухе, поглощая пары воды, он превращается в мельчайшие капельки хлороводородной кислоты. Вот и говорят, что концентрированные растворы хлороводорода, из которых постоянно Испаряется НС1, «дымят» на воздухе.
239
Занимательная химия
Хлороводородная кислота — сильная, в водном растворе нацело подвергается диссоциации и создает сильнокислую среду. Поэтому в растворах НС1 индикатор лакмус становится красным, а метилоранж — малиновым. Как и полагается сильной кислоте, хлороводородная взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжений левее водорода (см. гл .VII, 2), а также с основными оксидами и гидроксидами:
Zn + 2 НС1 = ZnCl2t + Н2
пе-
Г2Н++2е=Н20 lZn° - 2 е~ = Zn2+
СаО + 2 НС1 = СаС12 + Н2О;
Са(ОН)2 + 2 НС1 - СаС12 + 2 Н2О
Применение соляной кислоты, естественно, основано на ее свойствах. Например, железные детали очищают от ржавчины («травят») соляной кислотой, которая реагирует с гидроксидом железа FeO(OH) и оксидом железа FeO:
FeO(OH) + 3 НС1 = FeCl3 + 2 H2O;
FeO + 2 HC1 = FeCl2 4- H20
Только делать надо это очень осторожно, а то и само железо пострадает:
Fe + 2 НС1 = FeCl2 + H2f
Чтобы этого не произошло, к кислоте добавляют немного вещества-ингибитора, замедляющего опасную реакцию. Это может быть, например,
240
Глава IX. Элементы VIIA-группы (галогены) и их соединения
гексаметилентетрамин (CH2)6N4 (уротропин из аптеки).
Кстати об аптеке... В XVII веке в русских аптеках среди лекарств обязательно было и вещество по имени «дух из солей» (по-латыни «спиритус салис»), или «кислый спирт». Это не что иное, как хлороводородная кислота НС1, или соляная кислота. Соляную кислоту в те времена и получали в аптеках прокаливанием смеси поваренной соли — хлорида натрия NaCl с железным купоросом — семиводным сульфатом железа FeSO4 • 7 Н2О. Разложение смеси отвечало реакции:
FeSO4 • 7 Н20 + 2 NaCl =
= 2 HClf + FeO + Na2SO4 + 6 H2of
Выделившийся газообразный хлороводород НС1 поглощали водой. Считается, что этот способ получения соляной кислоты придумал легендарный монах-алхимик XV века Василий Валентин. Правда, потом оказалось, что исторической личности с таким именем не существовало, а его «сочинения» были написаны группой анонимных алхимиков.
Концентрированная соляная кислота поражала своими свойствами самых опытных и видавших виды аптекарей: «кислый спирт» дымил на воздухе, обжигал нёбо и язык, разъедал металлы и ткани.
Начиная со второй половины XVII века, когда немецкий химик Иоганн Рудольф Глаубер разработал Новый способ получения соляной кислоты, ее стали Получать по-другому — нагреванием смеси поваренной соли NaCl и концентрированной серной кислоты H2SO4. Реакция Глаубера:
H2SO4 4- 2 NaCl = 2 HClf + Na2SO4
Давала возможность получить более чистую соляную Кислоту, чем купоросный способ.
241
Занимательная химия
Иоганн Рудольф Глаубер (1604-1668) в юности пережил время опустошительных религиозных войн в Германии. После долгих невзгод ему удалось стать учеником аптекаря в небольшом городке Нойштадте. Л потом химик Глаубер, уже получивший известность и авторитет, был приглашен на должность управляю щего графской аптекой в Гисене.
Именпо там Глауберу удалось из железною купороса получить серную кислоту. Он разработал и способ получения азотной кислоты взаимодействием серной кислоты с селитрой. Глаубер умел получать по собственному способу «спиритус салис» — соляную кислоту и «царскую водку* — смесь азотной и соляной кислот, которая растворяет даже золото, царя металлов.
Переселившись в маленький городок Китцингер близ Амстердама, Глаубер продолжал изыскания и вскоре научился получать концентрированную уксусную кислоту, аммиак, суль фат аммония, фенол и многие другие вещества. Он занимался стекловарением и придумал разные новые способы получения цветного стекла. Иоганн Рудольф Глаубер так много сделал для химии и химической технологии, что по праву считается великим ученым.
В России метод Глаубера для получения НС1 нашел применение только с 1790 года, но зато использовался почти до середины XX века. Сейчас хлороводородную кислоту НС1 получают, используя водородпо-хлорное пламя. Смесь хлора С12 с водородом Н2 спокойно горит в специальном реакторе:
Н2 + С12 = 2 НС1
Избыток водорода позволяет получить хлороводород без примеси хлора. Газообразный хлороводород поглощают водой.
242
Глава IX. Элементы VIIА группы (галогены) и их соединения
В старину хлороводородная (соляная) кислота имела еще несколько смешных и курьезных имен. Еще ничего, если ее называли «морской кислотой», «ово-дотворенной кислотой», «водохлорной кислотой».,,
В семидесятых годах прошлого столетия в Петербургской академии наук началась забавная дискуссия. Химические вещества было предложено называть таким способом, чтобы это напоминало русские имена, фамилии и отчества. Например, воду Н2О предлагалось называть «водород кислородович», хлорид калия КС1 — «калий хлорович», хлороводород НС1 — «водород хлорович». Соли кислородных кислот хлора получали имена, отчества и фамилии. Например, гипохлорит калия КСЮ назывался «калий хлорович кислов», а хлорат калия КСЮ3 получал имя «калий хлорович трехкислов».
□ Как записать формулы веществ и уравнение реакции между ними, описание которой выглядит так:
«Водород хлорович вкупе (то есть вместе) с глинозе-Мием обращается в глиноземий хлорович и водород». Учтите, что «глиноземий» — это металл алюминий.
Ответ таков: хлороводородная кислота НС1 при реакции с алюминием А1 дает хлорид алюминия А1С13 И водород Н2 в соответствии с уравнением:
6 НС1 + 2 А1 = 2 А1С13 + 3 Н2|
а Непростая поваренная соль и кое-что еще...
Хлор в природе по распространенности занимает Одиннадцатое место среди всех химических элементов. В земной коре хлора 0,2 %. Судя по всему тому,
243
Занимательная химия
что мы уже знаем о химических свойствах этого элемента, можно уверенно сказать: в свободном виде на Земле его не найдешь! А в связанном состоянии, в составе соединений, хлор должен находиться в природе исключительно в виде солей — хлоридов.
В природе хлора не увидим.
В горах и в море — лишь хлориды.
Известные минералы-хлориды — это сильвин КС! (хлорид калия) и карналлит КС1  MgCl2 • 6 Н20 (шестиводный хлорид калия-магния). Но самый распространенный природный хлорид — минерал га лит, или каменная соль — по химическому составу хлорид натрия NaCl. Хлорид натрия есть и в морской воде, и в донных отложениях соленых озер, и просто под землей — там, где были моря в доисторические времена. После очистки галита получается поваренная соль. Галит служит сырьем для получения всех прочих соединений хлора, которые нужны людям.
244
Глава IX. Элементы VIIА группы (галогены) и их соединения
Поваренная соль уже в древности стала главным «химическим реактивом» за обеденным столом. У ела донских народов «съесть вместе пуд соли» — значит хорошо узнать друг друга. По русскому обычаю подносят гостям хлеб-соль, тем самым желая им здоровья.
Древнегреческий поэт Гомер, автор «Илиады» и «Одиссеи», называл поваренную соль «божественной». В те времена (VIII в. до н.э.)она ценилась выше золота: как гласила пословица, «без золота прожить можно, а без соли нельзя». Из-за месторождений каменной соли происходили военные столкновения, а нехватка соли вызывала «соляные бунты».
Название хлорида натрия «поваренная соль» недвусмысленно указывает его место — на кухне, в химическом арсенале повара. Поваренная соль входила и в состав самых древних лекарств, ей приписывали целебные свойства, очищающее и обеззараживающее действие. Но хлорид натрия — не только пищевой продукт, но и распространенное вещество для консервирования продуктов. Его издавна применяли также при обработке кожевенного и мехового сырья и даже древесины.
Чистая поваренная соль, хлорид натрия NaCl — бесцветные кристаллы, которые не поглощают влагу из воздуха. Это вещество растворимо в воде и плавится при 801°С.
Природный хлорид натрия — галит — почти никогда не бывает чисто белым. Чаще он буроватый или Желтоватый из-за примесей соединений железа. Изредка встречаются кристаллы галита голубого цвета. Это означает, что они долгое время находились в глубинах Земли по соседству с породами, содержащими Уран, и подверглись радиоактивному облучению.
В лаборатории тоже можно получить синие кристаллы хлорида натрия. Для этого не нужен уран; про-®то надо нагреть смесь поваренной соли NaCl и не
245
Занимательная химия
большого количества металлического натрия Na в плотно закрытом сосуде. Металл способен растворяться в соли. Когда атомы натрия проникают в кристалл, состоящий из катионов Na* и анионов СГ, они «достраивают» кристаллическую решетку, занимая подходящие места и превращаясь в катионы Na+. Освободившиеся электроны располагаются в тех местах кристалла, где полагалось бы находиться хлорид-анионам СГ. Это и служит причиной появления синей окраски. Но при растворении в воде синего кристалла соли образуется бесцветный раствор, совсем как из обычной соли.
Легендарная «царская» поваренная соль — розового цвета. Она обладает тончайшим ароматом, а цвет ей придают включения микроскопических водных организмов — рачков, которые попадают в соль при ее кристаллизации из озерной воды.
Фтора на Земле почти в семь раз меньше, чем хлора, и по распространенности он занимает восемнадцатое место. Весь природный фтор, конечно, находится в связанном виде. Это, например, минерал флюорит — фторид кальция CaF2, который образует кристаллы, окрашенные в зеленоватый или сиреневый цвет. Флюорит по внешнему виду похож на стекло и служит основным сырьем для получения всех соединений фтора, которые нужны людям. Старое название минерала флюорита — плавиковый шпат; средневековые металлурги добавляли его к рудам, чтобы легче расплавить примеси, уходящие в виде шлака.
Брому и иоду в природе не везет: у них нет собственных минералов. Чтобы добыть эти элементы, людям приходится перерабатывать подземные воды, сопутствующие нефтяным месторождениям, ** там обычно повышенное содержание солей — бромидов и иодидов. Чаще всего химики после окисления анио-
246
Глава IX. Элементы VIIA-группы (галогены) и их соединения
^ор Вг- и Гдо Вг2 и 12 взбалтывают такие «рассолы» с заким-нибудь органическим растворителем — на-рример, с бензином.
Галогены намного лучше растворяются в бензине, чем в воде, причем раствор брома оказывается оранже-goro цвета, а иода — фиолетового. Вот так и обнаруживается их присутствие в самых разных веществах.
Для иода есть одна характерная реакция. Чтобы наблюдать ее, можно взять иодную настойку из домашней аптечки и пипеткой капнуть ее в заранее сваренный крахмальный клейстер. Крахмальный раствор тут же окрасится в синий цвет.
Реакцию иода с крахмалом часто используют, чтобы обнаружить крахмал. Можно, например, капнуть иодной настойкой на разрезанную сырую картофелину, яблоко, кусок белого хлеба; всякий раз мы будем видеть синюю или голубую окраску, а это означает присутствие большего или меньшего количества крахмала.
Чтобы обнаружить в растворах или в солях галоге-нид-ионы, проще всего воспользоваться раствором Нитрата серебра AgNO3. Это вещество тоже может находиться в домашней аптечке; его старое название ляпис. С ляписом надо обращаться осторожно: на коже его белые кристаллы вызывают почернение и Ожог. Нитрат серебра реагирует с солями — галоге-видами с образованием осадка, похожего внешне на творог (химики называют его «творожистым»). Ион-Вые уравнения реакций выглядят так:
Ag* + СГ - AgClf;
Ag+ + Вг" — AgBrf; Ag* + Г - Agl f
Выпадает белый осадок хлорида серебра AgCl, светло-желтый осадок — в случае бромида серебра AgBr • Желтый — в случае иодида серебра Agl. А фторид сребра AgF хорошо растворим в воде.
247
Занимательная химия
Что такое «солероды»?
Чтобы ответить на этот вопрос, надо отгадать химический ребус.
На рисунках изображены химические символы и предметы из химической лаборатории. Под каждым рисунком стоит одна или несколько цифр. Чтобы прочесть зашифрованное слово, надо заменить эти цифры буквами из названия изображенного над цифрами предмета или символа. А буквы берутся из каждого слова в порядке стоящих под ним цифр.
А однажды приключилась история...
Брат с сестрою, Галя с Геной Проходили галогены.
Дома брат кричит сестренке: ♦ Суп несолон! Где солонка?» Отвечает брату Галя:
♦ В школе нам вчера сказали, Галогены — это яды!
Соль в солонке, помнить надо, Это натрия хлорид (Галя брату говорит), — Значит, в соли много хлора И отравишься ты скоро*... Все мы знаем, несомненно. Что сестре ответил Гена.
248
Глава IX. Элементы VHA-группы (галогены) и их соединения
Гена наверняка сказал сестре, что хлорид-ион (который действительно присутствует в хлориде натрия) — это вовсе не тот ядовитый газ хлор, о котором Галя слышала на уроке. Хлорид-ион не только не ядовит, но и очень нужен организму. Ведь соляная кислота, входящая в состав желудочного сока и помогающая переваривать пищу, получается как раз из хлорида натрия — поваренной соли.
□ Следующее задание называется «Семейный портрет»
Скажите, как кого здесь зовут?
249
Здиилатгльмая химия
9 I Теперь решим кроссворд
По горизонтали: 4 — домашний заяц; 5 — каменная соль; 7 — С12; 8 — сладкая продукция пчел; 9 — первооткрыватель элемента фтора; 10 — российская денежная единица.
По вертикали:! — тот, кто первым получил хлорат калия; 2 — вещество, которое синеет от иода; 3 — единица измерения объема; 5 — тот, кто первым получил соляную кислоту из поваренной соли действием серной кислоты; б — элемент-галоген, от которого синеет крахмал.
250
Глава IX. Элементы VILA группы (галогены) и их соединения
Химическая путаница
Давайте исправим ошибки: заменим выделенные хи* ^ические названия на созвучные им и более подходящие по смыслу.
Цветут луга. Тепло. И вот Пчела приносит в соты... иод. Ушибся заяц за бугром, И стал он на три лапы... бром. Турист шагает иностранный По русским тропам и... соляным. В театре шум. Галдит галерка: Соль хорошо сыграл актер там... Закончив всей главы пофтор, Совсем запутался Егор...
ОТВЕТ ХИМИЧЕСКОГО РЕБУСА НА С. 248: галогены (галлий, хлор, тигель, воронка, весы).
ОТВЕТЫ КРОССВОРДА НА С. 250
По горизонтали: 4 — кролик; 5 — галит; 7 — хлор;
8— мед; 9 — Муассан; 10 — рубль.
По вертикали: 1 — Бертолле; 2 — крахмал; 3 —литр; б — Глаубер; 6 — иод.
ОТВЕТЫ «ХИМИЧЕСКОЙ ПУТАНИЦЫ» НА С. 251:
Мед, хром, полянам, роль, повтор.
ГЛАВА X
Элементы VIA-группы (халькогены) и их соединения
1. Халькогены: от кислорода до полония
алькогенами называются элементы VIA-группы — кислород О, сера S, селен Se, теллур Те и полоний Ро.
Кто такие халькогены?
Кислород из атмосферы. Двое «редких» братьев, сера, И полоний, несомненно...
С некоторыми элементами-халькогеиами мы уже знакомы. Особенно это касается кислорода.
Кислород — составная часть атмосферного воздуха, всей земной воды — и пресной, и соленой. Он входит в состав минералов и горных пород, из которых состоит Земля. Есть кислород и в живых организмах. Открыли кислород почти одновременно сразу трое ученых — швед Шееле, англичанин Пристли и француз Лавуазье (см. гл. IV, 3).
Сера тоже нам немного известна: некоторые из уже описанных в этой книжке опытов были как раз с серой и ее соединениями — например, сероводородом или серной кислотой. Но сера — это один из самых важных химических элементов, входящих в состав живых организмов. Особенно много ее содержится в белковых веществах волос и ногтей. Сера используется и в медицинских целях (в виде «серной мази»), и в промышленных химических производствах. Еще больше все знакомы с соединениями серы. В каждом автомобиле, тракторе, бульдозере обязательно есть электрический аккумулятор, в котором налит «электролит» (раствор серной кислоты H2SO4). Соли сер-
252
Глава X. Элементы VIIA-группы (халькогены) и их соединения
гой кислоты — «глауберова соль», сульфат натрия jiagSO4, и «английская соль», сульфат магния j4gSO4, издавна используются как слабительные среДства- А те, кто занимается фотографией, знают, что в закрепителе фотографического изображения (фиксаже) обязательно содержится соль тиосульфат натрия Na2S2O3 — гипосульфит.
Сера известна людям очень давно, с доисторических времен. Сера у алхимиков считалась символом горючести, и они верили, что некоторое количество серы всегда присутствует в любых веществах, способных сгорать. На свойствах горящей серы, образующей едкий газ диоксид серы 8О2, было основано ее примене
ние, например, для окуривания жилищ в целях дезинфекции и для уничтожения сельскохозяйственных вредителей. С помощью серы люди защищались от врагов-завоевателей. При обороне крепостей от неприятеля на головы осаждавших выливали расплавленную серу. Сера вместе с селитрой (нитратом калия KNO3), смолой и нефтью входила в состав древней зажигательной смеси — «греческого огня», который применялся и на суше, и в морских сражениях.
Позднее оказалось, что сера — важная составная часть пороха... Немецкий химик и металлург Георгиу с А гри ко ла (1494-1555) указывал, «что сера входит в состав ужасного изобретения — порошка, который может метать далеко вперед куски железа, бронзы или камня — орудие войны нового типа».
Теллур относится к числу редких элементов. Однако его присут
253
Занимательная химия
ствие, несомненно, мы ощущаем повсеместно, хотя часто об этом не задумываемся. Теллур — важная составная часть полупроводниковых материалов. Следовательно, в некоторых деталях каждого радиоприемника, телевизора или микрокалькулятора обязательно есть этот элемент.
Открытие элемента теллура связано с историей «парадоксального* золота» — новой золотой руды, найденной в XVIII веке в Трансильвании (провинции теперешней Румынии) и в Тироле (в одной из германских земель). В 1782 году горный инженер и директор золотых приисков Ференц Иожеф Мюллер выделил из этой руды хрупкое серебристо-белое вещество. Предположив, что это новый металл, Мюллер передал его шведскому химику-аналитику Торнберну Улафу Бергману. Однако Бергман был тяжело болен и не успел изучить присланный образец. После смерти Бергмана о новом элементе забыли все, включая и самого Мюллера, получившего титул барона фон Рейхенштейна. Через шестнадцать лет «парадоксальное золото» попало к немецкому химику Мартину Генриху Клапроту. В 1798 году он сообщил об открытии нового элемента теллура, который получил имя Земли («теллус» — латинское имя древнеримской богини матери-земли). А «парадоксальное золото» оказалось минералом состава АиТе2 (теллуридом золота).
Селен — тоже редкий элемент, его на Земле очень мало (около 5 • 10-с %). Селен используется как основа полупроводниковых материалов (например, для селеновых выпрямителей электрического тока). Селен применяется также для изготовления фотоэлементов, отзывающихся на световое излучение. Любопытно, что селен содержится и в сетчатке глаза чело-
* Парадоксальный — неожиданный, противоречащий здравому смыслу.
254
Глава X. Элементы VILA, группы (халькогены } и их соединения
^ека. А в тканях глаза горного орла, который отличайся удивительной остротой зрения, содержится в сто ррз больше селена, чем у человека.
Открытие элемента селена пришлось на 1817 год и автор его — шведский химик Йенс Якоб Берцелиус. 0н исследовал примесь, обнаруженную в отходах Производства серной кислоты, — твердое вещество Врасно-коричневого цвета. При нагревании этого вещества появлялся характерный запах, который обычно указывал на присутствие теллура. Однако вместо теллура там нашелся новый элемент, — правда, очень похожий по свойствам на теллур. Берцелиус назвал его селеном от греческого «селена* — Луна, подобно тому, как теллур назван по имени «теллус» — вашей планеты. Луна — спутник Земли, а селен —
спутник теллура (хотя распространенность теллура в земной коре по крайней мере в 50 раз меньше, чем селена).
Последний элемент группы халькогенов полоний присутствует в земной коре в крайне малом количестве — около 2 • 10-14 %. Это первый элемент, которым пополнилась Периодическая система с момента открытия радиоактивности.
История открытия Пьером Кюри и Марией Склодовс-кой-Кюри этого элемента, который не имеет ни одного устойчивого изотопа, стала образцом терпеливой и самоотверженной работы, которая (в 1898 году) увенчалась выделением сразу двух новых элементов — полония и радия. Название элемента полония происходит от латинского имени
255
Занимательная химия
Польши — «Полония». Эта страна была родиной рии Склодовской-Кюри.
Полоний применяется для заправки изотопны* источников энергии для искусственных спутников ц других космических аппаратов.
Почему же элементы VIA-группы названы странным и на первый взгляд неподходящим именем «халькогены»? Ведь «халькогены» означает «рождающие медь» («халькос» в переводе с греческого — медь, «генес» — рождаю). При чем тут медь?!
Стоит учесть одно немаловажное обстоятельство. Все руды меди, которые с древних времен служили для выплавки этого металла, — сульфидные. Это минералы халькопирит CuFeS2, халькозин Cu2S, ковеллин CuS — природные сульфиды меди. В них, а также в самородной сере были найдены и селен, и теллур. Кислород тоже необходим для медеплавильных дел, так как с его участием идет начальная стадия процесса получения меди — обжиг медных руд. Так что происхождение «металлургического» имени элементов-халькогенов вполне понятно и оправданно.
Между элементами-халысогенами много сходства. Например, каждый из них в свободном состоянии (в виде простого вещества) весьма охотно образует разнообразные многоатомные молекулы. Для кислорода это обычный двухатомный кислород О2 и трехатом-ный озон О3. Кстати, кислород — единственный халькоген, в обычных условиях газообразный. Сера» селен, теллур и полоний — твердые вещества.
У серы бывают молекулы самого разного состава двух-, четырех-, шести-, восьмиатомные и даже по* лимерные (в которых по несколько тысяч атомов серы). Правда, они сильно различаются по устойчивости. Больше всего известна желтая сера с восьмиатоМ'
256
Глава X, Элементы V11A группы (халькогены) и их соединения
молекулами Sg, которые образуют кольцо в виде короны. Сера может существовать и в виде почти ^сцветных кристаллов, и образовывать коричневую цассу, похожую на резину... Кристаллический селен *оже может быть разным по внешнему виду — серым леи красным. Он способен образовывать молекулы разного состава, в том числе восьмиатомные Se8. То лее относится и к элементу теллуру — твердому веществу светло-серого цвета.
В атомах каждого из элементов-халькогенов на внешнем валентном уровне находятся всего шесть электронов. Два из них занимают s-подуровень, а еще четыре — р-подуровень. Для того, чтобы получилась самая устойчивая восьмиэлектронная (как у благородных газов) внешняя оболочка, недостает двух электронов. Атомы элементов VIA-группы стремятся заполучить эти два электрона, если есть такая возможность. А как это сделать? Только отнять недостающие для ♦полного счастья* электроны у атомов других элементов...
Халькогены — активные неметаллы и довольно сильные окислители, хотя и уступают в этом смысле своим соседям-галогенам. Все-таки отнять целых два электрона у партнеров по химическим реакциям — Дело нешуточное!
Конечно, самый агрессивный и самый активный Неметалл среди халькогенов — это кислород. Он и был бы самым «неметалличным» элементом на свете, если бы... если бы не было фтора! Кислород, хотя и Лорой по электроотрицательности, но все же самый Распространенный. А потому его и считают главным ®а Земле природным окислителем. У кислорода степень окисления в соединениях почти всегда равна *П. Только в пероксиде водорода Н2О2 (в быту его называют «перекисью водорода*) кислород имеет степень окисления -I. Да еще в соединениях со фтором у положительная степень окисления.
257
Занимательная химия
Все остальные элементы группы (сера, селен, тел-лур и даже неустойчивый радиоактивный полоний) могут принимать в соединениях не только степень окисления -II, но и положительные степени окисления +IV и +VI.
Для всех халькогенов любимые степени окисления — четные. И это объяснимо: недостает до заполненной электронной оболочки двух электронов, а отнимать электроны тоже легче попарно. К тому же вспомним, что все халькогены «живут» в «квартирах» — клетках Периодической системы Д. И. Менделеева с четными номерами (кислород — № 8, сера — № 16, селен — № 34, теллур № 52, полоний — № 84).
Теперь настало время познакомиться, хотя бы бегло, с соединениями халькогенов.
Начнем со степени окисления -II. У всех халькогенов имеются водородные соединения и соединения с металлами. У кислорода это вода и всевозможные оксиды. У серы — сероводород H2S и сульфиды, у селена и теллура — селеноводород H2Se и теллуроводород Н2Те, селениды и теллуриды металлов. О воде мы уже многое знаем, оксиды тоже нам знакомы. А вот сероводород H2S, селеноводород H2Se и теллуроводород Н2Те — пока для нас незнакомцы. Для начала учтем, что все эти вещества (в отличие от воды) при обычных условиях газообразные и весьма ядовитые. Они растворимы в воде и в водных растворах проявляют свойства слабых двухосновных кислот. Это значит, что диссоциация их идет в незначительной степени, хотя и по двум ступеням:
H2S HS" 4- Нг; HS S2 + Н+
H2Se	HSe~ + Н; HSe’	Se2' 4- Н+
Н2Те	НТе’ + Н4; НТе’	Те2- + Н4
258
Глава X. Элементы VHA-группы (халькогены) и их соединения
Сероводород, селеноводород и теллуроводород образуют с металлами соли, которые, как и полагается солям слабых кислот, в водных растворах сильно подвергаются гидролизу и дают щелочную среду (см. гл. VII, 7).
Оксиды серы, селена и теллура все имеют кислотный характер. При взаимодействии с водой они превращаются в кислоты. И это неудивительно, потому что халькогены — элементы-неметаллы. Значит, их рксиды имеют кислотный характер, а при взаимодействии кислотных оксидов с водой всегда образуются кислоты. Только вот сила этих кислот будет разной.
Если с водой реагируют триоксиды серы SO3 или селена SeO3, то в результате получаются сильные кислоты — серная H2SO4 либо селеновая H2SeO4, которые в водном растворе нацело диссоциируют:
SO3 + Н2О = H2SO4; SeO3 4- Н2О = H2SeO4 H2SO4 = 2 Н+ -I- SO4~; H2SeO4 = 2 H+ 4 SeO4'
Зато при взаимодействии диоксида селена SeO2 и диоксида теллура ТеО2 с водой образуются слабые кислоты — селенистая H2SeO3 и теллуристая Н2ТеО3:
SeO2 4- Н2О = НгбеОэ?
H2SeO3 — HSeO3 + Н+;
HSeO3	SeOf- 4- Н+
ТеО2 4- Н2О = Н2ТеО3
Н2ТеО3	HTeO3 4- Н+;
НТеО3	ТеО|“ + Н'
Соответствующая кислота серы(1У) называется *Ьдрат диоксида серы, это тоже слабая (хотя и двухосновная) кислота. Диссоциация этого соединения протекает лишь частично.
259
Занимательная химия
Если сравнивать неметаллические свойства эле-ментов-халькогенов между собой, то вывод будет совершенно ясен: в ряду кислород-сера-селен-тел-лур-полоний способность «нападать» на другие атомы и отнимать у них электроны уменьшается. Вряд ли среди элементов-халькогенов могут возникать такие споры о главенстве и первенстве, как между галогенами. Тут и без разговоров ясно: среди них чемпион по неметалличности кислород. Все остальные халькогены послушно выстраиваются «в затылок» своему предводителю и стараются, насколько это в их силах, подражать кислороду в свойствах. Но, конечно, куда уж сульфидам, селенидам и теллуридам до оксидов!..
Халькогены часто вместе, И о ком из них ни спросим — Все живут в шестом подъезде Менделеевского дома.
С ними мы давно знакомы.
«Я жилец квартиры восемь. Я могу зажечь на спор Спичку, печку и костер. Кто вам всем дышать дает — Атмосферный кислород!» Кто под номером шестнадцать?
«Я готова вам признаться:
Вижу я себя на троне В восьмиатомной короне. Не парю я в атмосфере, Тяжко мне живется, сере!»
Красный или серый, Свет готов ловить селен. (Необычный элемент!) А теллур из тьмы возник, Это полупроводник.
И у них манеры -Точно как у серы.
260
Глава X. Элементы VHA-группы (халькогены ) и их соединения
Вредная и полезная сера
Серы в природе довольно много — 0,05%, по распространенности она занимает среди всех элементов весьма почетное пятнадцатое место. Часто она встречается в самородном состоянии. Самородная сера обычно образует мощные пласты, откуда ее легко добывать. Неудивительно, что люди познакомились с этим элементом на заре цивилизации.
Еще больше серы содержится в виде минералов сульфидов и сульфатов. Сульфидные минералы — это пирит FeS2 и халькопирит CuFeS2, а также сфалерит (сульфид цинка) ZnS и га лени т (сульфид свинца) PbS, киноварь (сульфид ртути) HgS и многие другие. Средневековый немецкий ученый Геор-гиус Агрикола писал, что «если травы чахлы, бедны соками, а ветви и листва деревьев имеют окраску тусклую, грязную, темноватую вместо блестящего зеленого цвета, — это признак, что почва изобилует минералами, в которых господствует сера».
Сульфидные минералы чаще всего служат сырьем для получения цветных металлов. Эти руды сначала подвергают обжигу, и получается диоксид серы и оксид соответствующего металла. Например, обжиг сульфида цинка или свинца идет так:
2 ZnS 4- 3 О2 = 2 ZnO + 2 SO2|;
2 PbS + 3 О2 = 2 РЬО + 2 SCM
Как дальше обращаются с оксидами цинка, кадмия, свинца или другого металла, мы узнаем, когда Доберемся до главы XIII. А диоксид серы SO2 — важное сырье для производства серной кислоты H2SO4.
Среди минералов-сульфатов самые важные гипс (Дигидрат сульфата кальция) CaSO4 • 2 Н2О и мираби-(декагидрат сульфата натрия) Na2SO4 • 10 Н2О.
261
Занимательная химия
Сульфатный минерал гипс очень широко используется в строительном деле. Из гипса делают скульптурные копии, настенные украшения, плафоны потолков. И, наверное, все знают о применении гипса в медицине: ♦...Упал, потерял сознание, очнулся — гипс. Закрытый перелом». Действительно, с помощью гипса хирурги делают фиксирую-щие повязки.
Все это было бы невозможно, если бы не одно свойство гипса, которое детально исследовал, будучи еще юношей, Антуан Лоран Лавуазье. Дело в том, что когда гипс CaSO4- 2Н2О прокаливают при 160-170 °C, от него отщепляется три четверти кристаллизационной воды, и получается алебастр 2 CaSO4 • Н2О:
2 (CaSO4 • 2 Н2О) = 2 CaSO4 • Н2О + 3 Н2О
Когда потом алебастр замешивают с водой и заполняют полученным <тестом» форму, он начинает жадно присоединять недостающие молекулы воды И снова превращается в кристаллический гипс. ПрИ этом чуть-чуть увеличивается объем материала, и по* этому он заполняет все полости формы, воспроизводя
262
Глава X. Элементы VHA-группы (халькогены) и их соединения
ее мельчайшие подробности. Так из алебастра получаются гипсовые отливки, маски и повязки.
Мирабилит называет еще глауберовой солью в честь немецкого химика, который первым ее выделил и изучил.
«Эта соль, если она хорошо приготовлена, имеет вид льда. Она образует длинные, совершенно про
зрачные кристаллы, которые растапливаются на языке, как лед. У нее вкус обыкновенной соли, без всякой едкости. Брошенная на пылающие угли, она не растрескивается с шумом, как обыкновенная кухонная соль, и не воспламеняется со взрывом, как селитра. Она без запаха и выносит любую степень жара. Ее можно применять с выгодой в медицине как снаружи, так и внутрь. Она заживляет свежие раны, не раздражая их. Это превосходное внутреннее лекарство: будучи растворена в воде и дана больному, она очищает Кишки». Так писал Глаубер, который и назвал сульфат натрия «салис мирабилис» — удивительная, превосходная соль. Отсюда и название минерала мирабилита.
Крупнейшие в мире разработкимирабилита находятся на Каспии, в заливе Кара-Богаз-Гол. Дно залива буквально устлано этой солью, которая образуется там из морской воды за счет ее испарения летом в охлаждения зимой.
Вернемся к самой сере. Конечно, она может, подобно кислороду, образовывать двухатомные молеку-Sy. Такие молекулы и присутствуют в газообразной сере при температуре выше 900 °C. А в обычных
263
Занимательная химия
условиях, как ни удивительно, более устойчивы^ оказываются молекулы S8. У них такая странная форма — это восьмиатомное кольцо, изогнутое в виде «короны» (см. с. 291).
У желтой серы есть корона. Но нет ни подданных, ни трона. Корону сера надевает, Когда устойчивой бывает.
Если кристаллическая сера состоит из молекул S8, то ее называют ромбической. Она желтого цвета, хрупкая, без запаха и вкуса. Из ромбической серы состоит «серный цвет» — порошок серы, иногда спрессованный в палочки, который продается в магазинах сельскохозяйственных товаров.
Характерные формы кристаллов серы
Ромбическая
Выше температуры 95 °C более устойчивой стано* вится моноклинная сера, у которой кристаллы бес* цветные и имеют удлиненную форму.
264
Глава X. Элементы УНА группы (халькогены ) и их соединения
Тепло ведет к кристаллам длинным Бесцветной серы моноклинной.
Моноклинную серу можно получить, если сперва добиться растворения серы в каком-нибудь органическом растворителе (например, в сероуглероде CS2), а потом оставить раствор на воздухе, чтобы постепенно улетучился весь сероуглерод.
Когда серу нагревают до 119 °C, она плавится и превращается в коричневую жидкость. В расплаве кольцевые молекулы S8 разрываются и их «обрывки» соединяются друг с другом. Образуются молекулы-цепочки — полимерные частицы серы Sx.
Если жидкую расплавленную серу вылить в стакан С холодной водой, то произойдет нечто совершенно удивительное. Образуется пластическая сера, которую можно мять в руках, как пластилин, резать ножом и тянуть, как резину. Но пластическая сера недолговечна: уже через полчаса на воздухе она твердеет, делается хрупкой и желтой — превращается в обычную ромбическую. Молекулы в виде цепочек «делятся» на отрезки из восьми атомов и «сворачиваются» в кольца S8.
Чтобы молекулы серы могли вступать в химические реакции, их надо прежде всего «активировать» (превратить восьмиатомные кольца в отдельные атомы или, в крайнем случае, в разомкнутые цепи. Этого можно достичь при повышении температуры.
После небольшого нагревания реакции серы с самыми разными веществами идут весьма активно и Даже сопровождаются немалым выделением энер-Гии. Любые молекулы серы для простоты изображает символом атома S (независимо от того, восьми-, Шести- или четырехатомные молекулы участвуют в Реакции). Сера реагирует с железом, образуя сульфид железа FeS:
265
Занимательная химия
Fe + S = FeS ne_
J Fe° - 2 e~ = Fe+n \S° + 2 e~ = S’11
Эта реакция сопровождается разогревом смеси — наблюдается что-то похожее на извержение крохотного вулкана.
Еще эффектнее выглядит взаимодействие серы с активными металлами цинком или алюминием. Порошок цинка или алюминиевую пудру смешивают с порошком серы. Потом из смеси серы с каждым металлом делают горку и поджигают ее. Мгновенно происходят сильнейшие вспышки с образованием белого облачка сульфидов. Это сопровождается большим выделением тепла. Сера взаимодействует с цинком, образуя сульфид цинка ZnS:
Zn + S = ZnS
ne_
( Zn° - 2 e~ = Zn+n
IS0 + 2 e~ = S 11
и с алюминием — с получением сульфида алюминия A12S3:
2 A1 + 3S = A12S3
ne-
Al° - 3 e- = АГш .go + 2 e~ = S’”
266
Глава X. Элементы VIIA-группы (халькогены ) и их соединения
Взаимодействие серы с кислородом при горении приводит к образованию удушливого газа — диоксида серы 8О2. Горение серы отвечает уравнению окислите л ь но - восстановительной реа кции:
S + О2 = SO21
пе_
S0 - 4 е = S+IV
О2° + 4 е- - 20-и
Первые сведения о применении серы встречаются у греческого поэта Гомера. В «Одиссее» он упомянул о том, как горящей серой окуривали помещения. Несколько тысяч лет назад ее уже использовали против вредных насекомых. Плиний Старший (23-79 гг. н.э.) в «Естественной истории» писал: «Сера применяется для очищения жилищ, так как многие держатся мнения, что запах и горение серы могут предохранить от всяких чародейств и прогнать нечистую силу». Образующийся при горении серы диоксид серы SO2 (сернистый газ) действительно убивает и микробов, и вредных насекомых. Ядовит он и для человека. История сохранила ужасные подробности гибели самого Плиния во время извержения Везувия: он задохнулся в облаке сернистого газа.
Диоксид серы SO2 не только дезинфицирует, но Ъ отбеливает ткани и бумагу. Поэтому его использует в текстильном и бумажном производстве. Больше всего диоксида серы идет в производство серной Кислоты H2SO4 — главной кислоты химической Промышленности.
Свободная сера применяется в Медицине для лечения кожных болезней, в сельском хозяйстве для Уничтожения вредных насекомых и защиты растений
267
Занимательная химия
от болезней, в резиновой промышленности для пре-вращения каучука в резину («вулканизации»). Огромное количество серы идет на изготовление спичек.
Убийственные ароматы (сероводород и сернистый газ)
Лавандой, ландышем, фиалкой Или простой еловой палкой Пусть будет пахнуть — нам не жалко. Но никогда не будет моды На запах сероводорода!
Запах у сероводорода и вправду отвратительный. У Пушкина есть строки:
о ...Тогда услышал я (о, диво!) запах скверный, Как будто тухлое разбилося яйцо»...
Это действительно о нем — о сероводороде. Но сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом количестве быстро наступает «паралич» дыхательных нервов, и тогда человек перестает ощущать запах — в этом и заключается смертельная опасность сероводорода.
Насчитывается множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были рабочие, занятые на ремонте или прокладке трубопроводов. Этот газ тяжелее воздуха, поэтому он и накапливается в ямах, траншеях, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то просто. Сероводород — постоянный спутник всего живого, он образуется при разложении белковых веществ.
Сероводород в природе содержится в воде серных минеральных источников, в вулканическом и приро-
268
Глава X. Элементы VIlA-группы (халькогены) и их соединения
ддом газе. А применяется он в промышленности для цолУчения различных солей — сульфидов и органы ческих веществ, содержащих серу.
В лаборатории для получения сероводорода используют реакцию сульфида железа FeS с разбавленной соляной кислотой НС1:
FeS + 2 НС1 « FeCl2 4- H2S I
В ионном виде, учитывая, что сульфид железа — нерастворимое вещество, а сероводород H2S не только слабая кислота, но и весьма летуч, уравнение реакции записывают так:
FeS 4-2 Н4 = Fe2+4-H2sf
В растворах сероводорода, слабой двухосновной кислоты, кислая среда. Это можно обнаружить с помощью индикатора — синего лакмуса. Диссоциацию сероводорода в водном растворе полезно рассмотреть еще разок. Вот уравнения двух стадий этого процесса:
H2S HS + н+; HS- S2' 4- Н+
Водные растворы H2S называют сероводородной водой и часто используют для того, чтобы осадить из растворов соли тяжелых металлов — меди, свинца, ртути и серебра. Хотя концентрация сульфид-ионов в сероводородной кислоте очень низкая, ее хватает для того, чтобы образовались бурые или черные осадки сульфидов этих металлов:
H2S + CuSO4 = CuS | + H2SO4;
H2S 4- Pb(NO3)2 = PbS f 4- 2 HNO3;
H2S + Hg(NO3)2 = HgSf 4- 2 HNO3;
H2S 4- 2 AgNO3 = Ag2S| 4- 2 HNO3
269
Занимательная химия
В ионном виде уравнения этих реакций выгляди следующим образом:
H2S + Cu2+= CuS|+ 2 Н+;
H2S + Pb2+ = PbS t + 2 H+;
H2S + Hg2+ = HgSf + 2 H+;
HZS + 2 Ag+ = Ag2si + 2 H+
Химики говорят, что сероводород является реактивом на ионы свинца, меди, ртути, серебра и многие другие. Он настолько жадно «набрасывается» на ионы этих металлов, что отыскивает их там, где они случайно появляются в ничтожнейшем количестве. Если в доме есть серебряные вещи (например, чайные ложки), то мы замечаем, как их поверхность со временем слегка чернеет. Это связано с действием неощутимого количества сероводорода, который всегда присутствует в воздухе жилых помещений.
Но у сероводорода, точнее, у сульфид-иона, существуют и растворимые соли. Это соли щелочных металлов, например, сульфид натрия Na2S. В водной среде Na2S сильно подвергается гидролизу и создает щелочную среду (см. гл. VII, 7).
Если мы захотим получить сульфид натрия Na2S, пропуская сероводород H2S в раствор щелочи — гидроксида натрия NaOH, по реакции
2 NaOH + H2S - Na2S + 2 Н2О
и забудем вовремя выключить ток газообразного H^S, то в избытке сероводорода получится кислая соль NaHS — гидросульфид натрия:
Na2S + H2S = 2 NaHS
270
Глава X. Элементы VIIA-группы (халькогены } и их соединения
Вот как можно изобразить этот химический процесс:
Что ж, ничего странного в этом нет — недаром мы но крайней мере дважды уже сказали: сероводородная кислота — двухосновная. Поэтому ионные уравнения реакций, которые протекают при пропускании Сероводорода в раствор щелочи, выглядят так:
2 ОН + H2S = S2~ + 2 Н2О, а затем: S2' + H2S = 2 HS'
Самым удивительным образом выглядит горение сероводорода. Если поджечь сероводород, выходящий из трубки (такую трубку химики называют «газоотводной»), а потом внести в его голубоватое пламя Холодный предмет, то на поверхности этого предмета очень быстро появится налет желтого цвета. Что же 9то такое? Оказывается, обыкновенная сера!
Дело в том, что реакция окисления сероводорода йриохлаждении «неполная»:
2 H2S +О2 = 2 S + 2 Н2О
271
Заниматздьшы химия
Не забудем, что сероводород содержит серу в степени окисления -II. Окислительно-восстановительный процесс будет выглядеть так:
S11 - 2 е~ = S0
ОJ + 4 е~ = 2О~П
А как же горит «газ со скверным запахом*, когда ему ничто не мешает, а кислорода сколько хочешь? При таком свободном окислении из сероводорода будет получаться другой газ — диоксид серы SO2:
2 H2S + 3 О2 = 2 SO2 + 2 Н2О
ne-
fS’11 - 6 е~ = S+IV
+ 4 е~ = 20“п
Диоксид серы SO2 — это газ с резким запахом, от которого першит в горле. И этот запах знаком каждому, кто хотя бы раз зажигал обыкновенную спичку: сера, которая входит в состав спичечной головки, сгорает с выделением диоксида серы.
Но главные источники диоксида серы, или, как его раньше называли, сернистого газа, — вовсе не спички. Очень много сернистого газа выделяется в атмосферу при извержениях вулканов (вспомним судьбу несчастного Плиния), а также при сжигании топлива на тепловых электростанциях. Ведь в составе каменного угля довольно много серы.
В промышленности диоксид серы часто получают, сжигая природную серу (см. с. 267) или обжигом сульфидных минералов — например л up и т а:
4 FeS2 + 11 О2 = 2 Fe2O3 + 8 SO2
272
Глава X. Элементы VHA-группы (халькогены) и их соединения
Разумеется, в лаборатории для получения диоксида серы используют другие способы — например, добавля-gyt к сульфиту натрия Na2SO3 концентрированную сер-jyio кислоту H2SO4. При этом идет обменная реакция:
Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + Н2О + SO2f
Сернистый газ хорошо растворим в воде: 1 л воды дожет поглотить 42 л SO2. Но это не просто растворение. Диоксид серы в воде образует гидрат диоксида серы SO2 * п Н2О. А это слабая двухосновная кислота, которая в растворе частично распадается на ионы:
SO2 • n Н2О Н + HSO3 + (п-1) Н2О;
HSO3 н+ + so|-
Если газообразный диоксид серы пропускать в раствор щелочи (например, гидроксида натрия NaOH), to сначала получится сульфит натрия Na2SO3. А потом, при пропускании избытка сернистого газа, сульфит натрия превращается в гидросульфит NaHSO3. В ионном виде уравнения этих реакций выглядят так:
SO2 + 2 ОН- SO| + Н2О;
SO2 + SO|- + Н2О = 2 HSO3
Образование средних и наряду с ними кислых солей у двухосновных кислот нас уже давно не удивляет, не правда ли? Мы даже можем нарисовать схему таких превращений.
Если на 1 моль гидрата диоксида серы приходится 1 моль гидроксида натрия, получается NaHSO3, а если на 1 моль гидрата диоксида серы — 2 моля гидрок-еида натрия, то Na2SO3.
Когда речь идет о взаимодействии сероводорода со Щелочью, то если на 1 моль сероводородной кислоты приходится 1 моль гидроксида натрия, получается
273
Занимательная химия
NaHS, а если на 1 моль сероводородной кислоты — 2 моля гидроксида натрия, то Na2S.
Сероводород и диоксид серы, как видно, если и не родные, то двоюродные братья. Оба в воде дают слабые двухосновные кислоты, оба со щелочами образуют два ряда солей. А уж как похожи названиями эти соли — сульфиты и сульфиды, гидросульфиды и гидросульфиты...
Сульфит не путайте с сульфидом.
Чтоб места не было обидам:
Сульфиды — сероводорода
Родня. И нет в них кислорода!
А вот сульфит. Скорей смотри:
В нем кислорода сразу три!
Добавим кислорода атом -
И познакомимся с сульфатом*.____________________
S2- — сульфид-анион
HS’ — гидросульФид- анион SO3' — сульфит- анион HSO3 — гидросульфит-аниов ВО2- — сульфат-анион HSO4 — гилросульфат-аниоН
274
Глава X. Элементы VIIA-группы (халькогены) и их соединения
Газообразный диоксид серы в присутствии влаги ЛОЖет обесцветить многие органические вещества, яапример, растительные красители. Если нам посчастливится раздобыть немного серы (а она часто продается как химикат для садоводов и огородников), то ложно будет провести простой опыт.
& Маленький (не больше горошины) кусочек серы или щепотку серного порошка надо поместить в сухую стеклянную банку и поджечь с помощью длинной лучинки. Как только сера загорится, банку закрывают крышкой, чтобы не дышать вредным сернистым газом. Когда горение закончится и банка наполнится дымом от несгоревших частиц серы, ее открывают и опускают в нее какой-нибудь цветок (например, соцветие лиловой герани, лепесток красной розы) либо влажную тряпочку с чернильной надписью. Крышку банки тут же закрывают. Уже через несколько минут все, что мы внесли в атмосферу сернистого газа, обесцветится.
Сернистый газ
275
Занимательная химия
Отбеливающие свойства диоксида серы находя? применение в производстве бумаги и тканей, особен но шерстяных и шелковых, которые не выдерживаю? хлорного отбеливания. Выделяют немного сернистого газа и сульфитные отбеливатели для стирки, кот©, рые продаются в магазинах.
В средние века диоксид серы служил надежны^ средством дезинфекции.
В том же «химическом» стихотворении А. С. Пущ. кина, которое здесь уже появлялось, дальше написано:
... «Иль карантинный страж курил жаровней серной.
Я, нос себе зажав, отворотил лицо...»
Карантинные стражи действительно «курили» серой, чтобы предотвратить распространение повальных болезней — чумы и оспы.
Сернистый газ едкий и ядовитый, им можно задохнуться.
Когда много сернистого газа без всякого контроля попадает в атмосферный воздух, это грозит большой бедой. Возле крупных теплоэлектростанций и металлургических комбинатов начисто погибает всякая растительность, земля превращается в «мертвую эону».
В этом виноваты «кислотные дожди». Вот как обычный «водяной» дождь превращается в кислотный. Диоксид серы от сжигаемого топлива или обжига сульфидов попадает в воздух и разносится по окрестностям в разных слоях атмосферы, порой на большое расстояние. Потом собираются тучи, и идет дождь... Но капли воды поглощают из воздуха рассеянный в нем диоксид серы и превращаются в гидраТ диоксида серы. А это уже кислота, которая сильно угнетает живую природу и отнимает у почвы плодО' родие.
276
Глава X. Элементы VIIA-группы (халькогены } и их соединения
Экология нас учит: Если кислый дождь из тучи. То природная среда Вся в опасности тогда.
Интересно, а как себя ведут сероводород и диоксид веры в окислительно-восстановительных реакциях? tyro сероводород сильный восстановитель, мы уже Эыяснили: достаточно вспомнить, как он реагирует с Хислородом воздуха. А диоксид серы, оказывается, Может быть и окислителем, и восстановителем. Все Зависит от того, с каким партнером по химической реакции ему предстоит встреча. Если с окислителем, *о ЗО2, как дисциплинированный подчиненный при •стрече с начальником, преданно смотрит в глаза... Ъ что? Диоксид серы тут же отдает окислителю свои Электроны. «Начальник», то есть, простите, окислитель, может быть не слишком высокого ранга.
277
Занимательная химия
Например, взаимодействие диоксида серы с иод0Х) (это тоже окислитель, но далеко не такой сильный как кислород или хлор) идет так:	’
S02 +12 + 2Н2О = 2 HI + p2SO4
не-
fS+IV - 2 е~ = S+VI
U? + 2 е~ = 2Г1
А в реакции с сероводородом (сильным восстановителем) диоксид серы сам ведет себя как «начальник» — то есть как окислитель:
2H2S + JO2 = 2 Н20 + 3S т пе~
fSt'IV + 4e- = S0
IS41 - 2 е~ = S°
и отнимает электроны у своего «двоюродного брата», беззащитного сероводорода, превращаясь сам и превращая партнера по реакции в свободную серу.
У диоксида серы два лица: Готов он окисляться без конца, Какой бы ни попался окислитель. Но с сероводородом — извините! Меняются совсем его манеры.
А в результате — посмотрите — сера\
Настало время отгадывать загадки
Я всюду есть — но понемножку. Черню серебряную ложку.
Когда испорчено яйцо, Я тоже сразу налицо,
278
Глава X. Элементы VHA-группы (халькогены ) и их соединения
jj отбиваю аппетит « очень сильно ядовит.
(Сероводород)
Когда пирит в печи горит, То в горле от меня першит.
А мой гидрат планете всей Грозит кислотностью дождей.
(Диоксид серы)
□ Главная кислота промышленной химии
Кроме диоксида SO2, существует и триоксид серы SO3. При обычных условиях это белое твердое вещество, довольно летучее и шумное. Странная характеристика для химического вещества? Ничуть! Дело в том, что реакция триоксида серы с водой:
SO3 + Н2О = H2SO4
Идет так энергично, что смесь закипает, бурлит, шипит, как рассерженная кошка. В результате получается серная кислота H2SO4 — вещество очень важное Ж нужное, главная кислота промышленной химии.
Серная кислота H2SO4 — тяжелая (почти в два раза тяжелее воды) жидкость, похожая на масло. Неудивительно, что в России XVII века ее называли «купоросным маслом», «серным маслом», либо по-Другому — «купоросной кислотой» или «купоросным спиртом».Серную кислоту получали нагреванием железного купороса в глиняных ретортах. Реторта Сейчас не так часто встречается в химическом обиходе, как это было в средние века. Но раньше эти тугоплавкие химические сосуды с отводной трубкой были Необходимым и основным инвентарем любой аптеки, Любой химической лаборатории. Вот как выглядит реторта:
279
Занимательная химия
Это очень прочный химический сосуд из термостойкого стекла, керамики или даже из металла, с отростком для удаления паров веществ. Хотя реторту изобрели, наверное, еще в Древнем Египте, применяют их и современные химики.
Способ получения «главной кислоты» из железного купороса разработал немецкий аптекарь-алхимик Глаубер, работая управляющим графской аптеки в Гисене. Чтобы получить из «зеленого витриола» (железного купороса) серную кислоту («ацидум олеум витриоли»), светло-зеленые кристаллы FeSO4-7 Н20, помещенные в реторту, нагревали и в результате получали едкую маслянистую жидкость.
При этом протекала химическая реакция:
FeSO4 • 7 Н20 = H2SO4f + FeO + 6 Н20
При Петре I серную кислоту в Россию привозили из-за границы. Но уже в 1798 году купец и заводчик Муромцев «выварил» 125 пудов (ровно 2 тонны) «купоросной кислоты» прокаливанием железного купороса. Так что в полной мере оправдались слова русского химика и минералога Василия Михайловича Севергина (1765-1826): «Имея железный купорос, можно бы приготовлять в России и купоросную кислоту».
Позже в России стал применяться другой способ получения серной кислоты — сжиганием смеси серы и селитры (нитрата калия KNO3) во влажных камерах. При этом сера превращалась в триоксид серЫ SO3, а поглощение этого вещества водой давало серную кислоту H2SO4:
280
Глава Элементы VIIA-группы (халькогены ) и их соединения
KNO3 + S 4- 02 = KNOZ + S03 I;
S03 + H20 = H2SO4
Первое современное промышленное производство серной кислоты «контактным методом» было создано в России на Тентелевском химическом заводе в Санкт-Петербурге в 1903 году (теперь завод называется «Красный химик»). Контактный метод основан на том, что смесь кислорода О2 и диоксида серы SO2 при контакте с катализатором — губчатой платиной pt или оксидом ванадия V2O5 превращается в триоксид серы SO3. Вообще-то это реакция обратимая и экзотермическая :
2 SO2(r) + О2(г)	2 SO3(r)
Значит, чтобы получить высокий выход продукта, надо, во-первых, увеличить давление, а во-вторых, сделать температуру как можно ниже. Лучше всего было бы вести такую реакцию при комнатной температуре. Но скорость, с которой будет она протекать, не устраивает никого: достижения равновесия придется ждать чуть ли не несколько месяцев. Другое дело, если смесь исходных газов ненадолго нагреть до 400 ’С; скорость реакции становится вполне заметной. Вдобавок в ходе взаимодействия выделится столько тепла, что его хватит для поддержания приемлемой скорости реакции. Даже наоборот, тепло придется отводить из реактора, Иначе содержание продукта — триоксида серы — в равновесной смеси станет слишком низким из-за чрезмерного повышения температуры:
Температура		400 >С	500 °C	600 г€	700 С	800 °C	900 С
Состав равновесной	SO3	97,0	88,5	68,2	41,5	22,3	12,1
Внеси газов, • объемных	SO2	2,0	7,7	21,2	39,0	51,8	58,6
процентах	°2	1,0	3,8	6,0	19,5	25,9	29,3
281
Занимательная химия
Теперь дело за немногим: полученный триоксид серы SO3 надо отделить от исходных веществ So и 0g и провести реакцию превращения триоксида серы в серную кислоту. Это все одновременно делается в «поглотительных башнях».

282
Глава X. Элементы VIIA-групПы (халькогены) и их соединения
Представим себе большущий бак высотой с дом, а в диаметре метра два. К этому баку сверху подсоединены трубы подачи поглотительной жидкости, е снизу — трубы для отвода серной кислоты и входа смеси газов, содержащих триоксид серы. Внутри «бака» (а это и есть поглотительная башня) насыпаны кольца — «насадка* из кислотоупорной керамики. Эти кольца похожи на короткие (10-сантимет-ровые) отрезки макарон, только «макароны» очень толстые — около 10 см в диаметре.
На насадку, как из душа, через сеточку разбрызгивается поглотительная жидкость. Это вовсе не вода, с которой реакция триоксида серы идет очень бурно и даже шумно. Если поглощать триоксид серы водой, жидкость настолько разогреется, что закипит; будут образовываться пары серной кислоты, которые прорвутся из башни в атмосферу и причинят немало бед.
Кстати, и растворение серной кислоты в воде тоже идет с выделением тепла — настолько большим, что смесь может закипеть. Запомним, что строжайшим образом запрещено во время приготовления растворов серной кислоты приливать воду к кислоте: это грозит серьезными ожогами. Надо вливать кислоту в воду, а не наоборот!
Химики-технологи придумали, какую поглотительную жидкость можно подавать в башни, чтобы ЭТО было выгодно и удобно: 98%-ную концентрированную серную кислоту. Два процента воды — это так мало, что нагревание жидкости будет слабым и неопасным.
Кроме того, можно будет получить и «суперкон-Центрированную* серную кислоту — олеум, из которого можно потом приготовить кислоту любой концентрации. Олеум — это 100 %-ная серная кислота,
283
Занимательная химия
в которой растворена дисерная кислота H2S2O7, од. разующаяся по реакции:
H2SO4 + SO3 — H2S2O7
Поглотительная башня — хороший пример принципа противотока, который часто применяется в хи* мической промышленности. Этот принцип — направлять потоки реагирующих веществ навет ре-чу друг другу, чтобы обеспечить полноту протекания процесса. В результате технология проведения любой химической реакции становится очень эффективной.
Мы совсем забыли о том, что надо было еще избавиться от примеси исходных веществ — кислорода и диоксида серы в газах, которые пущены в поглотительную башню. Ну, это достигается просто: ведь ни диоксид серы, ни тем более кислород практически нерастворимы в концентрированной серной кислоте. Их отводят из башни по газоотводной трубе и присоединяют к газам, входящим в контактный аппарат с катализатором.
Таким образом, и здесь есть место технологической «принципиальности». Возвращение неизрасходованных исходных веществ на предыдущие стадии процесса тоже помогает увеличить эффективность получения продуктов.
Настало время рассказать и о контактном аппарате, и о катализаторе. Контактный аппарат — это «бачок» куда меньшего размера, чем поглотительная башня. Внутри у него, как в духовке газовой плиты, находятся решетчатые полочки. А на этих полочках насыпан твердый катализатор.
Интересно, как он выглядит?
Представим себе, как из тюбика выдавливается зубная паста и попадает в нужном количестве на зубную щетку. Катализатор из оксида ванадия V2Os очень похож на такие же по размеру «колбаски»,
284
Глава X. Элементы V11A группы (халькогены) и их соединения
только они твердые и оранжевого цвета. Этих колба-еок в контактном аппарате очень много, и у них, всех умеете, большая суммарная поверхность.
Вот этого-то и добиваются химики-технологи — чтобы поверхность контакта веществ при гетерогенном процессе (взаимодействии с участием катализатора) была максимальной. Тогда и скорость будет выше, и равновесие будет достигнуто быстрее.
Смесь исходных газов по трубам поступает в аппарат, «контактирует» с катализатором и выходит прочь «через другую дверь» — то есть через отводящую трубу, уже обогащенная продуктом — триоксидом серы.
Все как будто понятно с получением серной кислоты, кроме одного: как это получается исходный сернистый газ из пирита? Уравнение реакции обжига мы уже видели на с. 272.
Но и здесь есть любопытные подробности. Ведь обжиг пирита ведут «в кипящем слое». Как же может «закипеть» твердое вещество пирит — тяжелые камешки кристаллического строения?
Есть, оказывается, такие аппараты (они так и называются — «печи кипящего слоя»), в которых поведение вполне солидных на первый взгляд веществ становится «легкомысленным» и похожим на кипение Жидкостей с выделением множества пузырьков пара.
Кусочки дробленого пирита находятся на решетке Сечи обжига, а снизу туда с большой силой подается Подогретый воздух, так, чтобы пирит не лежал «камнем», а беспрерывно приподнимался и поворачивался, однако не уносился газовым потоком слишком Высоко. Это и есть обжиг «в кипящем слое», где при Подходящей температуре будет идти нужная реакция. К тому же раз доступ кислорода воздуха к кусочкам пирита возможен со всех сторон, этот гетерогенный процесс тоже идет весьма быстро.
285
Занимательная химия
Последняя «подробность» такого важного для всей химической технологии процесса — получения серной кислоты — это то, как избавляются от пыли и примесей в газах.
Сернистый газ после обжига пирита (тем более в условиях «кипящего слоя») содержит столько пыли и примесей, что пускать его напрямую в контактный аппарат с катализатором просто опасно. Ведь катализаторы — вещества капризные, запросто могут «отравиться» и утратить свои замечательные свойства, если на них попадет вредное вещество. Поэтому, прежде чем пустить газовую смесь к катализатору, ее очищают — сначала от пыли, а потом от химических примесей.
Для этого служат особые аппараты — «электрофильтры сухой и мокрой очистки». В них электрическим полем улавливаются все примеси, которые могут навредить катализатору...
В печи для обжига пирит В контактный аппарат.
В потоке воздуха кипит; Контакт? Готово, есть контакт! Получится сернистый газ. Продукт конечный поглощают Его очистят много раз, И наконец-то получают Потом добавят кислород, Прекрасный чистый олеум, — И газовая смесь пойдет	О нем твердили в школе нам.
А теперь самое главное: ради чего все эти ухищрения и тонкости? Зачем нужна эта самая серная кислота? Чем она так примечательна?
Серная кислота в огромном количестве идет на производство удобрений (см. гл. XI, 7), взрывчатых веществ, красителей, моющих средств. Много серной кислоты расходуется в свинцовых аккумуляторах автомобилей в качестве сернокислотного электролита-Кроме всего прочего, налаженное производство сер' ной кислоты позволяет получать ее с меньшими затратами, чем любую другую сильную кислоту. Сер-
286
Глава X. Элементы V11A группы (халькогены) и их соединения
кислоту H2SO4 используют в самых различных рбластях промышленности — от автомобильной до электронной.
Рассмотрим свойства серной кислоты, на которых основано ее широкое применение.
•	Во-первых, это сильная кислота и в разбавленных растворах нацело подвергается диссоциации:
H2SO4 = 2 Н+ + SO42'
Значит, разбавленную серную кислоту можно применять везде, где требуется создать кислую среду, растворить активные металлы, нейтрализовать оксиды или гидроксиды.
•	Во-вторых, серная кислота — двухосновная и образует, как говорят химики, «два ряда солей» — средние соли сульфаты и кислые соли гидросульфаты, например, сульфат натрия NagSC^ и гидросульфат натрия NaHSO4.
•	В-третьих, когда серная кислота не разбавленная, а концентрированная, она становится сильным окислителем. Например, она может растворять некоторые металлы, не поддающиеся разбавленным кислотам (см. гл. VII, 2). Это те металлы, которые располагаются в ряду напряжений правее водорода и не могут восстанавливать («вытеснять») его из кислот — например, медь или серебро. Но здесь не нарушается никакое химическое правило, ведь взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой дает не водород, а диоксид серы:
Си + 2 Н28О4(конц) = CuSO4 + 2 Н2О 4- SO21
2 Ag 4- 2 Н28О4(конц) — Ag2SO4 4- 2 Н2О + SO2|
Итак, запомним: концентрированная серная кислота — опасный окислитель и очень едкое вещество. В этих ее свойствах можно убедиться так: на
287
Занимательная химия
брать в тонкую пинетку или стеклянную трубочку чуть-чуть концентрированной серной кислоты и «нарисовать» этой трубочкой (то есть выходящод из нее понемногу серной кислотой) какой-нибудь знак на лоскуте фильтровальной бумаги или на бу. мажной салфетке. Буквально через несколько секунд надпись почернеет, а потом смоченная кислотой бумага и вовсе рассыплется в пыль.
В-четвертых, концентрированная серная кислота жадно поглощает влагу из воздуха, поэтому химики часто используют ее для осушки разных веществ, например газов. А уж как часто серную кислоту используют в качестве водоотнимающего средства в своих сложных синтезах химики-органики! Без серной кислоты не получить очень нужные людям летучие вещества — эфиры, не извлечь полезные вещества из природного сырья, не получить удобрений, красок, бумаги...
Если серной кислоты у вас достаточно, можно по-казать опыт, основанный на обезвоживании и одновременном окислении («обугливании») органического вещества сахарозы, иначе говоря, обычного сахара. Концентрированная серная кислота «нападает» на сахар и отнимает у него <и жизнь, и кошелек» (то есть воду).
Вот как это происходит. Сахарную пудру помещают в высокий стеклянпый стакан, чуть-чуть смачивают водой и перемешивают. Потом к влажному сахару приливают немного концентрированной серной кислоты (Осторожно! Серная кислота — еД" кое и опасное вещество!), быстро перемешиваю1, стеклянной палочкой. Палочку так и оставляют в середине стакана со смесью.Через одну-две мину ты сахар начинает чернеть, вспучиваться и в виде
288
Глава X. Элементы VIIA группы (халькогены ) и их соединения
объемистой, рыхлой и ноздреватой массы черного цвета подниматься, увлекая стеклянную палочку. Смесь в стакане сильно разогревается и даже немного дымится. Сахар «обижается», но против серной кислоты он бессилен.
Серная кислота не только отнимает от сахарозы ВОДУ, но и частично обугливает (окисляет) ее:
С12Н22О11 + 2 HgSO^Komi) =
= 11С + СО2|+ 13H2O + 2SO2|
£ I	te	А I
Выделяющаяся при реакции вода в основном поглощается серной кислотой с образованием гидратов — отсюда сильное выделение тепла. А углекислый газ, который получается при окислении сахарозы, и сернистый газ, образующийся при
289
Занимательная химия
восстановлении серной кислоты, вспучивают образующийся уголь и выталкивают его из стакана Вот такая химическая драма!
Как обнаружить в веществах сульфат-анионы?
Тут нам поможет реакция выделения белого осадка нерастворимого в воде и в кислотах сульфата бария BaSO4:
Ва2+ + SOi“ = BaSO4|
Любопытно, что сульфит бария BaSO3 — тоже белый осадок. Он, правда, растворим в кислотах, например в соляной:
BaSO3 + 2 НС1 - ВаС12 + Н2О + SO2 f
или в ионном виде:
BaSO3 + 2 Н+ = Ва2+ + Н20 + SO2 f так что отличить сульфат от сульфита совсем нетрудно.
А чтобы обнаружить сульфидные анионы, используют те же реакции, в которых сероводород и сульфиды показали себя как осадители катионов тяжелых металлов (с. 270).
Среди солей серной кислоты находят широкое применение не только минералы гипс и мирабилит. Сульфаты меди, железа и цинка образуют кристаллогидраты состава CuSO4 • 5 Н2О, FeSO4- 7 Н2О» ZnSO4 • 7 Н2О, которые часто называют медным, железным и цинковым купоросами. Купоросы используют для получения красок, ядохимикатов, медицинских препаратов и других очень нужных веществ.
Двойные сульфаты — квасцы, например, алюмокалиевые KA1(SO4)2 • 12 Н2О и хромокалиевые KCr(SO4)2 • 12 Н2О, применяются при отделке и окраске тканей и при выделке кожи.
290
Глава X. Элементы VIIA-группы (халькогены ) и их соединения
^9| Отгадаем загадку.
.J О каком веществе идет речь?
Я растворю любой металл. Меня алхимик получал В реторте глиняной простой. Слыву я главной кислотой... Когда сама я растворяюсь В воде, то сильно нагреваюсь.
(Серная кислота)
Кто есть кто иа этом « семейном портрете » ?
ники химического элемента серы Как их зовут ?
291
Занимательная химия
tf I Напоследок давайте разберемся еще с одной историей
Федя снял аккумулятор с «Жигуля»; Напряжение упало до нуля.
Феде посоветовал Андрей:
«Ты электролит туда залей!»
Федор взял на кухне соли: Он учил когда-то в школе, Что любой электролит, Если он водой залит, Распадается на ионы.
Этих ионов — миллионы!..
Соль — всегда электролит. Вот готов раствора литр.
Федор взял аккумулятор... Догадайтесь-ка, ребята Что сказал ему отец.
Тут истории конец.
Конечно, ничего хорошего отец сказать не мог: ведь Федя спутал химическое понятие «электролит» с сернокислотным электролитом для автомобильного аккумулятора... Хорошо еще, что он не успел залить раствор поваренной соли внутрь аккумулятора, иначе пришлось бы покупать новый.
pjfABA XI
Цементы VA-группы # их соединения
1, Элементы — в лучшем случае «безжизненные»
VA-группе Периодической системы Д. И. Менделеева мы встречаемся с элементами азотом N, фосфором Р, мышьяком As, сурьмой Sb и висмутом Bi. Среди этих элементов, давно известных людям, больше других распространен на Земле фосфор, его
около 0,1 %. Азота в земной коре меньше, зато он
преобладает в атмосфере. Сурьму, мышьяк и висмут
считают редкими, так как по распространенности они занимают среди всех прочих элементов места в пятом и даже в седьмом десятке.
Самый знакомый нам среди этих элементов — азот. Азот — это не только составная часть атмосферного воздуха, на 78 % состоящего из N2. Азот входит в состав самых важных для жизни на Земле веществ — белков. Соединения азота — участники обмена веществ в живой природе. Азот потребляется в живой природе по-разному, а выводится из организма человека и животных в основном в виде карбамида — мочевины (NH2)2CO. При разложении растительных остатков образуется аммиак NH3. Природные соли — селитры (нитраты) и нашатырь (хлорид аммония) NH4C1 известны людям с незапамятных времен.
Азот открыл Даниэль Резерфорд в 1772 году. Учась в Эдинбурге в университете, молодой Резерфорд увлекся химией. Удалив кислород из воздуха (Для этого под стеклянный колпак была поставлена
293
Занимательная химия
горящая свеча), он обнаружил, что в оставшемСя «удушливом воздухе» (а это и был азот) свеча уже горит, а мышь погибает. Резерфорд потом стал про. феесором ботаники, но вошел в историю как химик — за эту свою юношескую работу. Почти одновременно с ним азот открыл шведский ученый Карл Шееле, хи
мик и аптекарь. Современное название элементу азоту дал Антуан Лоран Лавуазье.
С фосфором знакомы все, кто хотя бы раз держал в руках коробку спичек. Более того, каждый из нас носит в себе довольно много (4,5 кг) этого элемента (конечно, в виде химических соединений). Фосфорсодержащие белки присутствуют в мышцах» мозговой ткани и
нервах. Но особенно много фосфора содержат кости и зубы: их химический состав почти точно совпадает с формулой минерала фосфорита Са3(РО4)2.
Однако название «светоносец» (по-латински «фос-форус» значит «светящий») этот элемент получил во-все не за горение спичек. Вот как это было.
Гамбургский солдат Хенниг Бранд, подобно другим алхимикам, упорно пытался отыскать волшебный философский камень, который возвращал бы больны**
294
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
Занимательная химия
старикам молодость и здоровье, а все металлы обращал в золото. Как и другие алхимики, Бранд действовал вслепую, подвергая разнообразные вещества химическим операциям — перегонке, выпариванию, прокаливанию. Однажды ему пришло в голову выпарить воду из мочи, которая в большом количестве скапливалась в ямах около солдатских казарм. Сказано — сделано. И вот получен сухой остаток от выпаривания. Бранд смешивает его с углем и песком, прокаливает и... в реторте оказывается удивительное, светящееся в темноте вещество, которое он назвал «холодным огнем».
Полученный Хеннигом Брандом в 1669 году фосфор не превращал серебро в золото, но обогатил своего первооткрывателя: за большие деньги алхимик показывал таинственное вещество знатным и богатым особам... Но вскоре монополия на демонстрацию фосфора закончилась самым бесславным образом. Тайну получения элемента-светоносца Бранд продал другому немецкому химику И. Д. Крафту из Дрездена, а потом секретом завладели еще два их соотечественника. Наконец, в 1680 году, независимо от предшественников, новый элемент получил английский физик и химик Роберт Бойль.
Мышьяк, пожалуй, знаком нам скорее по литературе на исторические темы: со времен египетских фараонов, царицы Клеопатры и других древних властителей излюбленным орудием для устранения политических противников были яды. Главным компонентом почтя всех ядов был мышьяк. Считают, что именно соединениями мышьяка был отравлен Наполеон Бонапарт, когда он находился в изгнании на острове Святой Елены.
Что касается простых людей, те использовали мышьяк тоже как яд — но для того, чтобы травить мышей и крыс. Считается, что отсюда и название этого элемента (см. гл.II, 3). Интересно, что в малых дозах мышьяк входит в состав многих лекарств. В кабине-
296
Глава XI. Элементы ГАгруппы и их соединения
де у стоматолога слово «мышьяк» означает не химический элемент, а оксид мышьяка состава Ая2О3.
Рукописи средневековых алхимиков донесли до gac имя человека, который в 1250 году впервые получил мышьяк. Это был немецкий монах, алхимик и философ Альберт фон Бальштедт, прозванный Альбертом Великим и «универсальным доктором». Больштедт получил мышьяк из его природных сульфидов — минералов аурипигмента As2S3 и реальгара As4S4. Эти минералы сначала подвергались обжигу, а потом прокаливанию с углем.
Вообще-то соединения мышьяка известны с глубокой древ
ности. Во всяком случае, упоминания и намеки на то, что в некото-
рых опытах получался этот элемент, содержатся во многих сочинениях, начиная с первого века нашей эры.
Сурьма — непременная составная часть сплавов для изготовления подшипников и типографских сплавов, которые служат для изготовления печатных форм при издании книг. Полтора века назад с сурьмой была знакома каждая российская модница. Тогда в России существовало выражение «насурьмить» (то есть подкрасить в черный цвет) брови. Правда, Для этой цели использовали не чистую сурьму, а ее сульфид Sb2S3. Русское название элемента берет свое Начало от турецкого слова «сюрме», что значит «набирание », « чернение бровей ».
Черный сульфид сурьмы — минерал сурьмяный блеск Sb2S3 образует сростки игольчатых кристал
297
Занимательная химия
лов, похожие на цветы, и по-гречески назывался «стиби» — отсюда латинское имя элемента «стиби-ум» и символ Sb.
Западноевропейское название сурьмы «антимоод. ум» связывают с драматическими событиями, якобы имевшими место в одном из средневековых монастырей. В самом начале XVII века легендарный монах-алхимик Василий Валентин впервые описал получение сурьмы в трактате «Триумфальная колесница антимония». Он прокаливал минерал сурьмяный блеск — сульфид сурьмы Sb2S3 и получал оксид сурьмы Sb2O3, а потом восстанавливал оксид сурьмы углем. Василий Валентин применял соединения сурьмы «для очистки организма от вредоносных начал». Действие своих снадобий он проверял на монахах ордена бенедиктинцев, которые от этого чаще всего умирали. Отсюда якобы и название сурьмы «антимониум» — «противомонашеский».
В средневековых книгах сурьму обозначали фигурой волка с открытой пастью. Вероятно, «хищный» символ связан с тем, что сурьма легко плавится и при этом растворяет многие другие металлы («пожирает» их).
Элемент висмут — составная часть многих сплавов, которые отличаются легкоплавкостью. Некоторые из них становятся жидкими уже при температуре 60-70 °C. Это значит, что ложечка из такого сплава превращается в расплав в чашке с горячим чаем! Такие сплавы — не химический курьез. Они применяются, например, в противопожарной сигнализации. Многие соединения висмута, главным образом соли, применяются в медицине для лечения желу* дочно-кишечных болезней.
Первые сведения о металлическом висмуте, его добыче и переработке появились в 1529 году в труда* немецкого металлурга Георгиуса Агриколы. Однако долгое время висмут считали разновидностью сурь-
298
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
лид, свинца и олова. И только в начале XVIII века сразу два химика — швед Торнберн Улаф Бергман и не-цец Иоганн Генрих Потт установили, что висмут — #го самостоятельный химический элемент.
С названием этого элемента до сих пор не все ясно. Немецкое слово «висмут» означает «белый металл». Но, может быть, имя элемента происходит от немецких слов «визе» — луг и «мутен» — рудник и означает, что в Германии этот металл издавна добывали в рудниках, расположенных в лугах округа Шнеебург в Саксонии? Или название «висмут» образовано от арабского «би исмид» — «похожий на сурьму»? Висмут действительно по многим свойствам схож с сурьмой, как брат с сестрой. В России висмут долго называли смешными именами: «нимфой», «глаурой», «демогоргоном» и даже «стекловидным оловом».
У элементов VA-группы нет своего особенного «семейного» названия, как у галогенов или халькогенов. И этому есть своя причина: уж очень непохожи между собой эти элементы. Правда, если рассматривать свойства элементов от азота до висмута, руководствуясь формальными признаками, сразу обнаружится большое сходство.
Начнем с внешней валентной электронной оболочки элементов. У каждого из них на внешнем уровне, отвечающем номеру периода, находятся по пять электронов — два на s-подуровне, три на р-подуровне. Чтобы из этого набора электронов получить более устойчивый восьмиэлектронный «комплект», есть два Пути. Надо либо добавить к электронной оболочке еще три электрона, позаимствованных извне, либо Наоборот, оторвать и «раздать» партнерам по химическим реакциям целых пять электронов.
Что сделать легче?
Трудно осуществить и тот, и другой вариант. Ато-Твы самых первых элементов этой группы азота и фо
299
химия
сфора невелики по размерам. Значит, их внешние электроны прочно притягиваются к ядру. Так же или почти так же сильно будут удерживаться и дополнительные три электрона, достраивающие оболочку д0 «магического числа» восемь. Это отвечает степени окисления элементов -III.
Такая степень окисления реализуется в водородных соединениях элементов VA-группы — аммиаке NH3, фосфине РН3. Однако их «живучесть» сильно убывает в ряду азот — сурьма. Арсин AsH3 и стибин SbH3 — крайне неустойчивые вещества, легко распадаются на водород и мышьяк (либо сурьму). А водородных соединений висмута вообще не бывает.
С другой стороны, оторвать пять электронов от атомов будет легче, если электроны эти находятся как можно дальше от ядра и связаны слабо. Значит, такому «электронному грабежу» более будут подвержены элементы с большим атомным номером — те, которые расположены в Периодической системе ниже.
Действительно, устойчивы соединения, где в степени окисления +V находятся фосфор, мышьяк, сурьма. Но если в этой степени окисления пребывает элемент азот, то он чрезвычайно сильно «сердится» на все свое химическое окружение и немедленно принимает меры, чтобы вернуть назад свое электронное имущество. А это означает сильную окислительную способность веществ, о которых идет речь. Хотя азот в степени окисления +V (например, в азотной кислоте или солях — нитратах) — вовсе не редкость, но и HNO3, и расплавленные соли типа KNO3 — сильные окислители.
Вовсе не обязательно отрывать все пять электронов от атомов элементов VA-группы, можно ограничиться тремя. На внешнем уровне останется два з-элек* трона, это тоже сравнительно устойчивое состояние атома.Так что степень окисления +111 существует. Химики подробнейшим образом исследовали и кис-
300
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
ротные оксиды с общей формулой Э2О3 (Э — элемент уд-группы), и слабые кислоты, которые им соответствуют, и соли этих кислот. И оказалось, что все эти вещества «легки на подъем» в том смысле, что и окислиться, и восстановиться им ничего не стоит.
Вот мы и убедились, как много общего между элементами VA-группы в соединениях. Зато простые вещества — элементы в свободном состоянии — очень сильно отличаются друг от друга.
Газообразный азот с двухатомными молекулами Na химически малоактивен. Фосфор — твердое вещество и может быть разным: белым (с четырехатомной молекулой Р4), красным (с полимерными частицами Рх) или даже черным. Все эти виды фосфора настолько сильно различны и по внешнему виду, и по свойствам, как будто образованы разными элементами, а не одним и тем же. Например, белый фосфор летуч, самовоспламеняется, светится в темноте и ядовит. А красный фосфор нелетуч, горит только после поджигания, не ядовит... Мышьяк, сурьма и вис-Мут — тоже твердые вещества. Серые разновидности кристаллических мышьяка и сурьмы внешне вапоминают металлы. А светлый, как олово, висмут и в самом деле металл. Итак, остается сделать вывод: в ряду азот-фосфор-мышьяк-сурьма-вис-Мут неметалличность элементов уменьшается.
Трижды открытый азот
Свободный молекулярный азот N2 - газ без цвета, вез вкуса и без запаха, он не поддерживает горение и Непригоден для дыхания. Азот почти не растворяется 6 воде. Столько «не» и «без» при описании свойств •лота накапливается из-за того, что у него совершенно особенные по строению молекулы.
301
Занимательная химия
Тройная связь между атомами в молекуле N2 де^ш ствительно очень прочна. Она образуется при пере. крывании трех атомных орбиталей каждого из двух атомов в молекуле азота (см. гл. Ill, 1). Обозначается это так:
N^N
Вот почему молекулярный азот химически неакти-вен, или, как говорят химики, инертен,. При комнатной температуре он реагирует только со щелочным металлом литием Li с образованием нитрида лития Li3N:
6 Li + N2 = 2Li3N
JLi° - 1 e = Li+I IN? + 6 e- = 2 N~in
В этой окислительно-восстановительной реакции атом азота принимает три электрона и восстанавливается до степени окисления -III.
Для того, чтобы добиться взаимодействия азота с другими металлами (даже такими активными, как магний) или с водородом, требуется высокая температура или электрический разряд:
600 СС
3Mg + N2 = Mg3N2
ne_
fMg° - 2 e~ = Mg+n lN? + 6e- = 2N“in
500 °C
3H2 + N2^2NH3
ne~
f H? - 2 e- = 2H+I IN? + 6 e~ = 2 N",n
302
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
Nz + O2^ 2NO пе~
fN2°-4e- = 2N41 10? + 4 е- = 2 О"11
В этих реакциях получаются нитрид магния jflg3N2, аммиак NH3 и монооксид азота NO.
Короче говоря, азот при комнатной температуре настолько неактивен, что его используют для создания инертной атмосферы для хранения и перевозки веществ, чувствительных к воздуху. Тем не менее у азота множество соединений. Самые важные из них отвечают степеням окисления —III, +Ш и +V. Для степени окисления -Ш это аммиак, гидрат аммиака и соли аммония; в качестве примера такой соли можно назвать хлорид аммония. А если степень окисления азота положительная, -1-1П или +V, то образуются кислотные оксиды и кислоты — азотистая и азотная. И, конечно, как полагается кислотам, они могут давать соли — нитраты и нитриты, например, нитрат натрия и нитрит натрия.
Характерная степень окисления	Водородное или кислородное соединение	Гидраты водородных и кислородных соединений	Соли и ионы
-III	NH3-аммиак	NH3 • Н2О — гидрат аммиака	NH4C1 и nh4 — хлорид аммония, катион аммония
+Ш	N2O3 — триоксид диазота	hno2 — азотистая кислота	NaNO2 и N02 — нитрит натрия, нитрит-ион
+V	n2o5 -пентаоксид диазота	HN03 — азотная кислота	NaNO3 и N03 — нитрат натрия, нитрат-ион
303
Занимательная химия
А вот аммиак — богач и бедняк
Аммиак NH3 — это самое важное из водородных соеди-нений азота. Впервые изучил свойства этого вещества английский химик Джозеф Пристли, который мног^ занимался ♦пневматической химией» — химией газов.
Аммиак NH3 — бесцветный газ с острым запахом, от которого перехватывает дыхание; он легче воздуха. Аммиак сравнительно легко переходит в жидкое состояние (при комнатной температуре для этого требуется избыточное давление всего лишь 8,5 атм). Жидкий аммиак используется в промышленных и бытовых холодильниках.
Молекула аммиака NH3 имеет пирамидальное строение. Атом азота N находится в центре незавершенного тетраэдра с тремя атомами водорода Н в вершинах, а к четвертой вершине обращено электронное облако с парой электронов, не участвующих в образовании химических связей:
В подходящих условиях эта «неподеленная» пара электронов может служить для присоединения кати' она водорода в реакциях аммиака с кислотами, либо
304
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
для взаимодействия с водой. Вот как это происходит.
Аммиак очень хорошо растворим в воде (1170 объемов NH3 на 1 объем воды при температуре 0 °C и 750 объемов при 20 °C). И этот процесс — не простое растворение. Аммиак с водой объединяются в слабое основание гидрат аммиака NH3  Н2О. Это происходит за счет того, что между атомом азота, обладающим не-доделенной электронной парой, и атомами водорода молекулы воды возникает так называемая водородная связь.
Что такое водородная связь?
Это дополнительная связь между полярными молекулами, содержащими атом водорода. Если партнеры по химической связи в значительной степени переместили электронное облако к себе, то водород превращается в практически * голый* протон. И этот протон способен сильно притягиваться к богатым электронами электроотрицательным «соседям*. Такие партнеры водорода, которые почти полностью лишают его электронного окружения — это элементы кислород, фтор или азот.
Вот почему химики говорят, что в воде, фтороводороде и аммиаке, а также в их водных растворах существует водородная связь.
Молекула аммиака
305
Занимательная химия
Правда, водородная связь не очень прочна. Имец. но поэтому водные растворы аммиака всегда пахнув аммиаком: он постоянно выделяется из них в атмо, сферу.
Водные растворы аммиака — вещь в хозяйстве очень нужная: с их помощью отмывают и отстирыва-ют застарелую грязь, выводят жирные пятна на стекле и фарфоре, приводят в порядок золотые и серебряные ювелирные изделия, а иногда добавляют в жидкость для мытья оконных стекол.
Нашатырный спирт, который продается в хозяйственном магазине, — это 5-10 %-ный раствор аммиака в воде. В технике используется и более крепкий раствор аммиака (его максимальная концентрация составляет 25 %). Такой раствор называется аммиачной водой.
Гидрат аммиака NH3 • Н2О в водном растворе, как и полагается слабому основанию, частично диссоциирует с образованием катионов аммония и гидроксидионов:
NH3 + Н2О NH3 • Н2О NH4 + ОН'
В результате среда раствора становится щелочной. Это будет заметно по малиновой окраске индикатора фенолфталеина в растворе нашатырного спирта.
Кроме гидроксид-иона, в реакции диссоциации, которую мы здесь записали, появляется кое-что совсем новое — сложный катион. Это катион аммония NH.J.
Катион аммония NH4 — частица совершенно симметричная и имеет форму тетраэдра, в центре которого расположен атом азота, а по вершинам четыре атома водорода:
306
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
Чтобы получить катионы аммония, не обязательно готовить раствор аммиака в воде и дожидаться, пока пройдет диссоциация гидрата аммиака. Можно добавить к раствору аммиака в воде какой-нибудь кислоты (например, хлороводородной). Или даже просто смочить одну стеклянную палочку нашатырным спиртом, а вторую — соляной кислотой и поднести их друг к другу. Мы увидим, как появляется ♦ белый дым* из мельчайших кристалликов соли хлорида аммония NH4C1. Это протекает реакция:
NH3 + НС1 = NH4C1
или в ионном виде:
NH3 + IT = NH4+
Ничего удивительного, что в результате такого взаимодействия получается новый сложный катион. У молекулы аммиака, как уже было сказано, есть не-поделенная пара электронов. А у катиона водорода электронов нет вовсе, зато есть пустая атомная орбиталь, которая ждет не дождется дорогих гостей — чу-Жую пару электронов. Поскольку катион водорода — Частица с положительным зарядом, электроны притягивают ее очень крепко:
307
Занимательная химия
Такой способ образования химической связи, когда один атом предоставляет электронную пару, а второй — свободную атомную орбиталь, химики назвали донорно-акцепторным механизмом (см. гл. Щ, 1). Здесь атом азота молекулы аммиака выступает в роли донора, отдающего свои электроны, а катион водорода — в роли акцептора. Его дело предоставить электронам азота удобную «квартиру* — атомную орбиталь.
Кроме хлорида аммония, существует много других солей с этим катионом. Все они хорошо растворимы в воде и имеют характерную особенность: при нагревании разлагаются, выделяя аммиак. Иногда для этого требуется температура всего 40-50 °C. При таком нагреве разлагается карбонат аммония (NH4)2CO3, который применяется в качестве разрыхлителя теста (например, в «муке для блинов*):
(NH4)2CO3 - 2 NH3| + CO2f + H20f
Другие соли разлагаются при 100-150 °C:
NH4C1 = NH3| + HClf
Соли аммония при действии щелочей образуют гидрат аммиака в растворе: ведь это слабое основание. А при нагревании они выделяют газообразный аммиак. Ионные уравнения реакций таковы:
NH4+ + OH“ = NH3-H2O
308
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
NH4+ + ОН’ = NH3f 4- Н2О|
Выделение аммиака при нагревании соли со щелочью — это качественная реакция на присутствие катионов аммония. Чтобы убедиться в выделении NH3, ровсе не надо принюхиваться: достаточно приблизить И смеси влажную красную лакмусовую бумажку. Она должна посинеть (среда щелочная). А еще можно поднести стеклянную палочку, смоченную концентрированной хлороводородной кислотой. В присутствии аммиака опять получится белый «дым» из кристаллического хлорида аммония NH4C1.
Если поставить под стеклянный колпак неболь-шую пластмассовую елочку и внести туда же в двух стаканчиках концентрированный раствор аммиака и концентрированную хлороводородную кислоту, то можно будет наблюдать, как елочка постепенно «покроется инеем», состоящим из
кристаллов хлорида аммония.
Мы уже знаем, как получить аммиак в домашних условиях — взять любую соль аммония (например, хлорид аммония NH4C1), добавить щелочь (например, гидроксид кальция Са(ОН)2), слегка нагреть, и готово — можно собирать газообразный аммиак. Уравнение реакции таково:
2 NH4C1 + Са(ОН)2 - 2 NH3| + 2 Н2О 4- СаС12
Поскольку этот газ легче воздуха, собрать его можно просто в перевернутую вверх дном колбу (банку, бутылку). А если не полениться и подобрать к этой посудине подходящую точно по размеру пробку (или пластмассовую крышку) с трубкой, то можно полюбоваться эффектным «цветным фонтаном», который получится оттого, что аммиак, собранный нами, словно жадный, ненасытный зверь, набросится на обыкновенную воду.
309
Занимательная химия
Не переворачивая колбу (или бутылку) с собран, ным аммиаком, закроем ее пробкой (или крышко^ и опустим конец трубки в кастрюльку с водой.
Для «включения фонтана» достаточно впрыснуть в сосуд с аммиаком несколько капель воды. Собранный в колбу аммиак (растворимость его огромна!) весь оказывается в этой калле воды, внутри сосуда создается разрежение, и под действием атмосферного давления туда с силой устремляется вода. Если в кастрюльку с водой предварительно добавить индикатор фенолфталеин, то вода фонтана мгновенно окрашивается в малиновый цвет: среда в растворе аммиака щелочная.
В старину водные растворы аммиака называли «аммиачным суслом» или «мочевым спиртом». Название «нашатырный спирт» сохранилось до сих пор-
Аммиак (в европейских языках его название зву* чит как «аммониак») и соли аммония своим именем обязаны оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жар*
310
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
jcoM климате разложение мочевины, которая содержится в испражнениях животных, идет особенно быстро. В результате получается NH3 и соли аммония.
Караваны с незапамятных времен Отдыхали там — в оазисе Аммон, Где прохлада, тень, деревья и вода. И поэтому спешили все туда — И посол с большой охраной, и купец, Путешественник и с письмами гонец, Конь, верблюд, навьюченный ишак... Вот откуда был в пустыне олгииак!
За полторы тысячи лет до нашей эры египетские Жрецы научились извлекать из верблюжьего навоза бесцветные кристаллы соли по имени «нушадир». Позднее это слово превратилось в «нашатырь» — так в старину называли хлорид аммония NH4C1.
В лабораториях, когда химикам требуется аммиак, его получают нагреванием смеси любых солей аммония с любыми щелочами. Но в промышленности, Конечно, используют другой способ, который позволяет использовать для синтеза аммиака даровое сырье — атмосферный азот. Как же это так? Ведь атмосферный азот химически инертен!
Да. Но в присутствии катализатора (например, Железного порошка) и при нагревании начинается Обратимая реакция:
3 Н2(г) + N2(r)	2 NH3(r)
Если для этой реакции провести расчет энтальпии К энтропии реакции, а также энергии Гиббса при Комнатной температуре, как мы это делали раньше (см. гл.VIII, 1), то получатся следующие значения ®тих величин:
АН° = -92 кДж; AS° = -201 Дж/К; AG° = - 32 кДж
311
Занимательная химия
Энтальпия реакции меньше нуля — значит, ре_ акция экзотермическая, протекать должна с выдед^. нием тепла. Энергия Гиббса меньше нуля — значИт реакция должна идти самопроизвольно.	*
Но при комнатной температуре она и не думает начинаться! В чем же дело? Ну конечно, в очень высо-ком значении знергии активации. Энергетический барьер не дает возможности провести реакцию с заметной скоростью: слишком прочную молекулу азота N2 требуется предварительно «разорвать» на части.
Приходится повышать температуру. Но любое повышение температуры для реакции экзотермической — вещь нежелательная, поскольку сдвигает равновесие влево, в сторону исходных веществ — реагентов. И, значит, выход продукта при повышении температуры снижается (см. гл.VIII, 6).
Тогда повысим давление: ведь в реакции, которая нам так нужна для синтеза аммиака, исходных газообразных реагентов 4 моля, а конечного продукта — только 2. Повышая давление, мы сможем в какой-то мере справиться со сдвигом равновесия, вызванным повышением температуры.
Насколько это удается, покажет таблица:
Температура, °C	Содержание аммиака в равновесной смеси, в объемных %			
	при 1 атм	при 100 а тм	при 200 атм	при 1000 атм
200	15,2	80,6	85,8	98.3
300	2,2	52,1	62,8	92,6 _
400	0,4	25,1	36,3	79,8 _
500	0,13	10,4	17,6	57,5 __
600	0,05	4,5	8,3	31,4
800	0,01	1,2	2,2	
1000	0,004	0,4	0,9	
312
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
Сразу видно, как пагубно влияет на процент получения аммиака высокая температура. Чем она выше, гем меньше NH3 получается в равновесной смеси. А чем ниже температура, тем, казалось бы, больше продукта. Но это только на первый взгляд. На самом деле когда еще оно наступит, это самое равновесие, при низкой скорости процесса!
Как хорошо было бы проводить синтез аммиака из водорода и азота при 200 °C и 1000 атм! Есть только два «но*: первое — скорость реакции слишком низкая и процесс будет невыгоден; второе — такого колоссального давления не выдерживает обычное химическое оборудование. Придется использовать дорогие легированные стали, а это опять-таки невыгодно.
Значит, следует придерживаться «золотой середины* и взять, например, давление 300 атм и температуру около 500 СС. Строя схему процесса получения аммиака, надо помнить о технологических принципах, которые мы сформулировали совсем недавно.
Для получения аммиака потребуется водород и азот. Азот обычно получают, сжижая воздух, а потом подвергая его перегонке. Первым из жидкого воздуха (а это смесь жидких азота и кислорода, содержащая небольшие количества аргона, диоксида углерода и других веществ) испаряется азот. Вот, пожалуйста, первое из исходных веществ для синтеза аммиака.
Водород получается в большом количестве в процессах, связанных с электролизом водных растворов солей — например, хлорида натрия. Поэтому с водородом тоже проблем обычно не бывает. Смешав азот с водородом в нужном соотношении (на один объем азота — три объема водорода, так нам предписывает закон Авогадро), пускают азото-водородную смесь в Компрессорный цех. Там ее сжимают до нужного давления. В один прием повысить давление в триста раз
31 IS
Занимательная химия
невозможно, так что применяется трехступенчатое сжатие смеси газов.
Колонна синтеза ( Контактный аппарат )
Когда нужное давление достигнуто, азотоводородная смесь по трубам устремляется в контактный аппарат с засыпанным туда катализатором. Катализатор синтеза аммиака чаще всего представляет собой... а кто из нас никогда не играл в лото? Вот именно такого размера и формы, полтора сантиметра высотой, полтора — в диаметре, маленькие цилиндрики из железа с добавками. Эти цилиндрики очень прочные: ведь газовая смесь ударяется в них прямо-таки с ураганной скоростью.
Но как бы ни старались химики-технологи, стопроцентного выхода аммиака им не добиться! Поэтому после того, как полученный аммиак отделят от газовой смеси в холодильниках (там он сжижается), оставшиеся газы возвращают обратно по трубам и добавляют к исходной смеси.
314
Глава XI. Элементы VA группы и их соединения
Вот как легко мы расправились с получением аммиака, используя правила смещения химического равновесия, которые носят имя Ле Шателье!
На самом деле задача эта была непростой и потребовала очень больших усилий и много времени. Первый патент на способ получения аммиака из азота и водорода в присутствии катализатора был взят в 1901 году самим Анри Ле Шателье. А промышленная установка синтеза аммиака была создана немецкими учеными химиком Фрицем Габером и инженером Карлом Бошем только в 1913 году.
Для Габера это было осуществлением на практике ваветной мечты: ведь еще в 1904 году он начал эксперименты по получению аммиака из водорода и азота. Тогда все его попытки добиться взаимодействия азота с водородом под действием электрического разряда и нагревания до 1000 °C были безуспешны.
И только применение сразу трех факторов, влияю-Тцих на равновесие в химической реакции, — температуры (500 °C), давления (200 атм) и катализато
315
Занимательная химия
ра, да еще использование целого «букета» технологу, ческих приемов позволили наконец решить проблему
Особенно трудоемким делом был подбор к а та л и Затора процесса. Хороший катализатор получился бы из металла осмия Os, но он дороже золота и платины. Сейчас в колоннах синтеза аммиака работает деще-вый и эффективный катализатор на основе губчатого железа Fe с добавками оксидов калия и алюминия К2О И А12О3.
Впоследствии и Габер, и Бош были удостоены за эту работу Нобелевской премии. Сейчас во всем мире аммиак получают методом Габера — Боша.
Интересно, для чего людям нужно так много аммиака? Неужели для удобрения полей? Да. Но не только.
Из аммиака получают азотную кислоту, а она необходима и для синтеза красителей, и для производства пластмасс, и для взрывчатых веществ... Но чтобы получить азотную кислоту, аммиак сначала окисляют.
Если газообразный аммиак NH3 поджечь в кислороде, то он сгорает, превращаясь в азот и воду:
4NH3 4- ЗО2 = 2N2 + 6Н2О
П?
(2 N'111-6 е~ = N?
1О2° + 4 е = 2 О41
Но окисление аммиака в присутствии катализатора металлической платины Pt идет иначе, с образованием монооксида азота NO и воды:
4NH3 + 5О2 = 4NO 4- 6Н2О
fN-ni-5«- = N+n lOj + 4 е~ = 2 О 11
316
Глава Xi. Элементы VA-группы и их соединения
Эта реакция и начинает цепочку химических превращений, которая в конечном итоге приводит к азотной кислоте. Но прежде чем «распутывать» эту цепочку, надо будет еще познакомиться с оксидами азота и их свойствами.
В чем главное богатство аммиака и почему он становится нищим?
Добрый старый аммиак, Он богач, и он - бедняк.
Богат неподеленными
Своими электронами;
Но только (вот беда!) ему
В растворе скучно одному.
Он погулять готов всегда:
Там кислота, а тут - вода... Потом, обобранный до нитки, Он плачет: «Где мои пожитки? Какое это беззаконие:
Стал катионом я аллония!»
Все мы, конечно, понимаем, почему аммиак стал катионом аммония: в кислой среде и в водном растворе подобные случаи с ним — не редкость.
4 I «Веселящий газ», «бурый газ» и другие оксиды азота
Начнем с того, что азот в кислороде не горит. Ну разве что при электрическом разряде может в очень небольшой степени протекать реакция:
N2 + О2 2 NO
Поэтому при обычных условиях в воздухе оксидов азота практически нет. И все-таки они существуют. Более того:
317
Занимательная химия
Оксидов у азота — пять. И нам давно пора узнать Их нравы, вкусы, настроение, Манеру жизни, поведение.
Монооксид диазота N2O в прошлом веке больще был известен под названием «веселящий газ*. Это бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым привкусом. В смеси с воздухом он действует на людей по-разному — кого действительно «веселит», а кого-то погружает в сон. Все зависит от возраста человека, концентрации газа и принятой дозы.
«Веселящий газ» применяется в медицине, он позволяет дать пациенту вполне безопасный наркоз. Монооксид диазота почти не растворим в воде, вдобавок он не взаимодействует с водой, растворами кислот и оснований и является несолеобразующим оксидом.
Монооксид азота NO — тоже несолеобразующий оксид. Это бесцветный газ, который на воздухе постепенно приобретает бурый цвет из-за того, что окисляется кислородом воздуха до диоксида азота NO2 — бурого газа:
2N0 + О2 - 2NO2
пе-
= N+1V
О2 + 4 е- = 2 О“п
Монооксид азота плохо растворим в воде и совсем с ней не реагирует. Он так же, как N2O, не взаимодействует с кислотами и щелочами.
Зато «бурый газ» — диоксид азота NO2 реагирует с водой за двоих или даже за четверых. При комнатной температуре реакция приводит к образованию азотной кислоты HNO3 и азотистой кислоты HNO2:
318
Глааа XL Элементы VA группы и их соединения
2 N02 + Н20 = HNO3 + HNO2
Чуть снизится температура — и красно-бурый ядовитый N02 превращается в бесцветную жидкость. Если к этой жидкости добавлять воду, охлажденную др О °C, тоже получается азотная кислота и вдобавок оксид азота(Ш) состава N2O3 — жидкость красивого синего цвета:
4 NO2 + Н2О = 2 HNO3 + N2O3
Легко догадаться, что при реакции с водой кислотного оксида N2O3 будет получаться азотистая кислота HNO2. Так и происходит... но только в самый первый момент и пока вода очень холодная:
N2O3 + Н2О = 2 HNO2
А потом все идет по-другому:
3 N2O3 + Н2О = 2 HNO3 + 4 NOl
При комнатной температуре N2O3 теряет всю свою красоту. Голубая жидкость начинает пузыриться и пениться, выделяя безобразный красно-бурый «дым» — диоксид азота NO2:
N2O3 = NO2 + NO
Если диоксид азота N02 пропускать не в холодную, а в горячую воду, то при реакции сразу получается азотная кислота HNO3 и монооксид азота NO:
3 NO2 + Н2О = 2 HNO3 + Not
Чтобы заставить диоксид азота взаимодействовать с водой без всяких «фокусов», вроде выделения второго продукта (NO, N2O3 или HNO2), придется «помочь» ему повысить степень окисления
319
Занимательная химия
атома азота с +IV до +V — иначе говоря, добанцТь кислород:
4 N02 + 2 Н2О + 02 = 4 HNO3
Вот какой пышный букет окислительно-восстановительных реакций дарит нам диоксид азота — бу. рый газ! То он подвергается окислению и служит восстановителем (в последней реакции), то становится способен к дисмутации (иначе — диспропорционированию) в предыдущих...
Правда, когда в контакте с диоксидом азота оказываются такие вещества, как уголь, фосфор или сера, сам NO2 восстанавливается, становясь окислителем. Например:
2 NO2 + 2 S = N2 + 2 SO2
У азота есть еще один оксид — N2O5. При обычных условиях это белое твердое вещество, кислотный оксид и очень сильный окислитель. Его получают из азотной кислоты действием сильнейшего водоотнимающего средства — оксида фосфора состава Р4О10. А в воде N2O5 снова превращается в азотную кислоту.
5 | Когда-то селитрами звали нитраты, и «духом» была кислота
Азотная кислота HNO3 — это прозрачная едкая жидкость с плотностью в 1,4 раза большей, чем у во-ды. Она летуча и дымится на воздухе. Азотная кислота обычно бывает чуть желтоватого цвета из-за того, что на свету или при легком нагревании она начинает разлагаться с образованием диоксида азота NO2 " красно-бурого газа:
320
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
4 HNO3 4 N02 + 2 Н20 + 02
Недаром в России азотную кислоту называли в старину «зияющей красным гасом кислотой» или «селитряной дымистой водкой».
Азотная кислота хорошо растворима в воде и нацело диссоциирует на катион водорода и нитрат-ион:
HNO3 = Н+ + NO3
Это сильная кислота, или, как говорили алхимики и аптекари средневековья, «крепкая водка» (от ее латинского названия «аква фортис» — крепкая, сильная вода).
Для получения азотной кислоты в лаборатории используют взаимодействие нитрата натрия NaNO3 с концентрированной серной кислотой H2SO4:
H2SO4 + 2 NaNO3 = 2 HNO3| + Na2SO4
Чтобы в результате реакции выделить азотную кислоту, смесь подогревают. Это помогает усилить испарение летучей азотной кислоты. Парообразную азотную кислоту отводят по трубке и охлаждают.
Любопытно, что способ получения азотной кислоты по обменной реакции — нагреванием смеси селитры (нитрата щелочного металла) и серной кислоты придумал 350 лет назад немецкий химик и аптекарь Иоганн Рудольф Глаубер. Отличие состоит лишь в том, что Глаубер использовал не натриевую селитру (нитрат натрия), а калиевую — нитрат калия KNO3:
H2SO4 + 2 KNO3= 2 HNO3f + K2SO4
Азотную кислоту, получаемую по этому способу, Глаубер называл «спиритус нитри» — «дух селитры». Сведения о реакции Глаубера отыскались и в записках царя Петра I, который искренне интересовал
321
Занимательная химия
ся самыми разными ремеслами: «Фунт истертой селитры положить в стеклянный реторт и взлить на то по малу фунт самого чистого масла купоросного». Применение концентрированной серной кислоты («купоросного масла») и чистой селитры позволяло выделить «крепкую.» (96-98 %) азотную кислоту.
Сейчас азотную кислоту получают по-другому. Как именно? Аммиак NH3 в присутствии катализатора (сплава платины и родия) окисляют кислородом до монооксида азота NO, а потом — до диоксида азота NO2:
4 NH3 + 5 О2 = 4 NO + 6 Н2О;
2 NO + О2 = 2 NO2
При поглощении водой NO2 дает азотную кислоту и монооксид азота NO:
3 NO2 + Н2О = 2 HNO3 + NO, который возвращают на стадию воздушного окисления.
Если этого не делать и дать монооксиду азота улетать в атмосферу, то окружающей среде будет нанесен непоправимый ущерб. Почему? Да потому, что NO, попадая в атмосферу, встретится с кислородом воздуха и неизбежно превратится в NO2 — бурый газ. На тех промышленных предприятиях, где пренебрегают очисткой отходящих газов, из фабричных труб порой выходят длинные «шлейфы» желтого цвета. Это и есть NO2. Несмотря на веселое имя такого дыма — «лисий хвост», он вовсе не безобиден: при действии влаги из NO2 тут же получается азотная кислота. Это еще одна причина «кислотных дождей», о которых уже шла речь (гл.Х, 4).
Тем способом, о котором мы здесь узнали, получают 50-60 %-ную азотную кислоту. Ее используют для производства удобрений.
Чтобы получить азотную кислоту с концентрацией 98 %, диоксид азота сначала охлаждают и переводят
322
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
0 жидкое состояние (для этого требуется снизить его температуру всего лишь до 20 °C). Потом ♦позволяет» ему встретиться в реакторе-поглотителе с водой и с кислородом:
4 NO2+ 2 Н2О + О2 = 4 HN03
Это производство требует повышенного давления — хотя и не такого высокого, как при синтезе аммиака, но все же довольно внушительного (около 50 атм). Все крупнейшие заводы мира получают азотную кислоту именно по этой технологии.
Азотная кислота HNO3 — вещество опасное, в центре молекулы у нее находится очень «сердитый» атом азота в степени окисления +V. А это значит, что, как и все другие соединения азота в этой степени окисления, HNO3 — сильный окислитель и стремится у всяких металлов отнимать электроны. Причем азотной кислоте совершенно безразлично, в каком месте ряда напряжений располагается металл. Окислительной агрессии подвергаются даже те из них, которые в ряду напряжений находятся правее водорода — медь и серебро. Единственное, чем как-то различается поведение HNO3 в реакциях с разными веществами, так это составом продуктов, в которые она превращается в окислительно-восстановительном процессе. И здесь выясняется, что:
* концентрированная азотная кислота восстанавливается до диоксида азота ЫО2. Значит, азот(+У) восстанавливается до азота(+ГУ):
Nw + le- = N4V;
•разбавленная азотная кислота восстанавливается До оксида азота NO. Значит, азот(+У) восстанавливается до азота(+П):
N+v + 3 е~ = N+n;
323
Занимательная химия
• очень разбавленная азотная кислота восстанавливается до катиона аммония NH4. Значит, азот(+\г) восстанавливается до азота(-Ш):
N+v + 8 е~ = N-111
Правда, для этого требуются в качестве восстановителей достаточно активные металлы.
Когда Иоганн Рудольф Глаубер получил азотную кислоту, он, конечно, обнаружил ее необычайную химическую активность. Сохранились отдельные записи Глаубера, где он утверждал, что полученная им азотная кислота («спиритус нитри») оказалась чрезвычайно едкой жидкостью, которая растворяла все металлы: и железо — «марс», и медь — «венеру», й серебро — «луну», только золото («солнце») оставалось в азотной кислоте неизменным.
А теперь нам
324
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
Предстоит вникать в подробности Окислительной способности Этой самой кислоты.
Будет нам совсем не скучно — Все достаточно научно.
У азотной кислоты Необычные черты...
Из множества событий в жизни азотной кислоты выберем только несколько самых главных.
Вот три сражения, победитель которых известен заранее.
Для начала возьмем металлическую медь. В ряду напряжений металлов она находится правее водорода, правда? С кислотами вроде разбавленной соляной или разбавленной серной медь не реагирует, ведь так? Но в разбавленной азотной кислоте HNO3 будет происходить реакция с выделением газа:
3Cu + 8HNO3(paa6) = 3Cu(NO3)2 + 2NO *+ 4Н2О
пе~
(Си0 - 2 е~ = Си+П IN+V + 3 е~ = N+n
В результате вместо металлической меди в растворе появится соль голубого цвета, содержащая катионы меди, а азотная кислота превратится в мо-нооксид азота NO — бесцветный газ, который на воздухе буреет, потому что постепенно превращается в диоксид азота NO2. Кроме того, азотная кислота еще Предоставит достаточное количество нитрат-ионов, Чтобы получилась соль нитрат меди Cu(NO3)2.
Итак, первая победа азотной кислоты над металлом налицо! Никакие медные «доспехи» от нее не защитят. Но может быть, серебро противопоставит этой
325
Занимательная хилгия
агрессивной кислоте достойную защиту?! Ничего ц0. добного: с серебром азотная кислота расправляется с такой же легкостью, как с медью.
Возьмем металлическое серебро и концентрированную азотную кислоту. Взаимодействие налицо; кажется, мы уже видим своими глазами, как воздух наполняется бурым газом, чувствуем его обжигаю-щий запах... и серебро... — где оно? Растворилось!
Ag + 2НЫОз(конц) = AgNOg + NO2t +Н2О
пе~
(Ag° - 1 = Ag+I
lN+v+l<r = N+IV
Образовался нитрат серебра AgNO3 — ляпис. Это вещество в древности называли «адским камнем» за его своеобразные свойства. Достаточно сказать о прижигающем действии ляписа, которое используется в медицинских целях уже почти восемьсот лет.
Итак, серебру нечего противопоставить азотной кислоте: она побеждает и его. Очередь за цинком, но здесь все предрешено заранее. Цинк — металл очень активный, в ряду напряжений стоит намного левее водорода... Для того, чтобы побороть этого горе-«ры* царя», много усилий тратить не надо. Достаточно будет и очень разбавленной азотной кислоты:
4Zn + 10HNO3(o4. разб) =

= 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + ЗН2О
Zn° -2г- Zn+n°
N+v + 8 e~ = N'm
326
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
Поскольку здесь азот — главный атом азотной кислоты — восстанавливается до степени окисления -III, то кроме нитрата цинка Zn(NO3)2 получается еще одна соль в растворе — нитрат аммония NH4NO3.
Итак, металлы против азотной кислоты оказались совершенно бессильны. Попробуем-ка теперь выяснить, как азотная кислота отнесется к неметаллам. Ведь они в каком-то отношении «соратники» азота в химическом мире (он тоже неметалл). Ну нет! Азотная кислота их тоже не жалеет.
Здесь у нее принцип такой: «Бей своих - чужие бояться будут». И сера, и уголь в азотной кислоте окисляются и даже горят:
S + 6HNO3(kohu) « H2SO4 + 6NO2f + 2Н2О
п?
Г S0 - 6 е- = S+VI
\N+V + 1 е = N+1V;
С + 4НКГО3(конц) = СО2| + 4NO2 | + 2Н2О
пе~
( С° - 4 е~ = C+,v lN+v + 1 е~ = N4V
В результате получаются серная кислота H2SO4 и диоксид углерода СО2 и, конечно, диоксид азота NO2.
Но все же есть и на азотную кислоту управа! Ее создатели — рыцари «пассивного» образа.
Такие металлы, как железо, алюминий, кобальт, *ром, свинец при «купании» в холодной концентрированной азотной кислоте не только не растворяются, но и приобретают дополнительную стойкость.
327
Занимательная химия
Они становятся «красавцами, пригожими с лица» Иначе говоря, поверхность металлов покрываете^ тончайшей прочной пленкой, которая защищает их от дальнейших бедствий — металлы пассивируются. И после такой «ванны» ни железо, ни алюминий це реагируют с кислотами — не только с азотной, но и с соляной, серной и другими.
Вот, оказывается, как можно защититься от азотной кислоты — всепожирающей и ненасытной! Можно даже перевозить концентрированную азотную кислоту в железных цистернах из «пассивированного» металла по железной дороге. Однако стоит нагреть азотную кислоту — и пассивирующая пленка разрушается на любом погруженном в нее металле. И снова перед «агрессоршей» нет достойных противников, кроме металлов золота и платины: против них азотная кислота бессильна.
@г. Но если смешать концентрированные азотную и хлороводородную кислоты, получится «царская водка», которая сокрушает и «царя металлов* золото, и платину, превращая их в комплексные соединения.
Например, золото превращается в хорошо растворимый тетрахлороаурат водорода Н[АиС14]:
Au + HNO3 + 4 НС1 = « H[AuC14] + NO| + 2 H20
У азотной кислоты есть «детки» — это соли ни три-ты, все без исключения хорошо растворимые в воде. Они получаются при взаимодействии любых металлов с этой кислотой. А нитраты щелочных металлов это природные минералы, разные «селитры»: индий скал, или калийная — нитрат калия KNO3> чилийс кая, или натронная (натриевая) — нитрат натрия
328
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
NaNO3. Искусственно получают еще норвежскую (кальциевую, или известковую) селитру — нитрат кальция Ca(NO3)2.
Эти соли — хорошие удобрения. Но некоторые селитры известны и в другой роли. Калийная селитра KNO3 — составная часть пороха, она уже при небольшом нагревании отщепляет кислород, необходимый для быстрого окисления угля и серы, горючих веществ пороха:
2 KNO3 = 2 KNO2 + O2f
В этой реакции окислителем снова служит атом азота в степени окисления + V. Здесь он отнимает электроны даже от атома кислорода! В результате получается кислород О2 и нитрит калия KNO2. При нагревании отщепляют кислород и все другие нитраты.
Даром времени не тратя, Разберемся, как нитраты В печке разлагаются.
Что же получается?
Когда прокаливают нитрат металла, находящегося в ряду напряжений от магния до меди, то получаются оксид металла, диоксид азота и кислород. Например, в реакции разложения нитрата меди Cu(NO3)2:
2 Cu(NO3)2 = 2 CuO + 4 NO2f + O2f
получается оксид меди CuO, NO2 и O2.
Если разлагается нитрат более благородного металла, чем медь, например, нитрат серебра AgNO3, то кроме NO2 и О2 получается металлическое серебро:
2 AgNO3 = 2 Ag + 2 NO2f + O2f
Таким образом, на самом деле командуют термическим разложением нитратов те металлы, катио
329
Занимательная химия
ны которых входят в состав солей. И возникает интересная ситуация: азот с кислородом в солях-нитратах «выясняют отношения», а металлы тем временем решают для себя вопрос: превратиться ли в оксид, выделиться в чистом виде или остаться в составе нитрита. В общем, все это выглядит примерно так:
Щелочной металл — такой активный, Он командным тоном говорит:
♦Быть нитратом — это так противно.
Из нитрата превращусь в нитрит!*
А металлы из компании от магния до меди. Цинк, железо и другие их соседи — Осторожно и спокойно, без обид, Из нитрата ♦извлекают» свой оксид.
Выбрали вполне достойный путь...
Ну, а что же серебро и ртуть?
Вот металлы, что себя считают «благородными» И желают стать совсем-совсем... свободными.
Любопытно, что соли аммония — нитрат аммония NH4NO3 и нитрит аммония NH4NO2 — разлагаются при нагревании иначе. Здесь происходит «выравнивание» степеней окисления атомов а.юта. В результате образуются вода, оксид диазота N2O или молекулярный азот N2:
NH4NO3 = 2 Н2О + N2Of ;
NH4NO2 = 2 H2O + N2f
Вот, пожалуйста, и способ получения «веселящего газа» N2O — осторожное прокаливание нитрата аммония NH4NO3. Чистый азот в лаборатории можно получить, если прокаливать нитрит аммония NH4NO2.
Распознать и отличить от любых других солей твердые нитраты нетрудно. Надо бросить на раска-
330
Глава XI. Элементы VA-группы и