•Г;
И'
знании
Б.В.МАРТЫНЕНКО
Кислоты - основанй

МИРЗНАНИЙ
Б.В.МАРТЫНЕНКО
Кислоты - основания
Книга для учащихся 8—10 классов
средней школы
МОСКВА сПРОСВЕЩЕНИЕ» 1988

ББК 24.1
М29
Рецензенты: кандидат химических наук О. С. Зайцев;
учитель химии школы № 2^4 Мытищ А. Ф. Филоненко
Мартыненко Б. В.
М29 Кислоты — основания: Кн. для учащихся 8—
10 кл. сред. шк. — М.: Просвещение, 1988. —
160 с, 8 л. ил.: ил. — (Мир знаний).
ISBN 5-09-000407-2
В книге излагаются интересные сведения о кислотах и
основаниях. Прослеживается история развития представлений о
кислотах и основаниях с древнейших времен и до наших дней,
рассматривается механизм кислотно-основных взаимодействий,
освещается роль кислот и оснований в природе и их
применение в различных видах хозяйственной деятельности человека.
Книга будет способствовать возникновению и укреплению
интереса учащихся к химии.
4306020000— 770
М < 250—88 ББК 24.1
103(03)—88
ISBN 5-09-000407-2 © Издательство «Просвещение», 1988

ВВЕДЕНИЕ
Что такое кислоты и основания, знает каждый
школьник, если он хоть немного знаком с химией. Это
неудивительно, поскольку кислоты и основания
относятся к фундаментальным понятиям современной химии.
Представления о них менялись исторически, по
мере накопления химических знаний. А история у химии,
надо сказать, бурная. Это видно даже из того, как
менялась основная задача химии.
До появления алхимии (т. е. до IV в. н. э.) весь
круг интересов химиков древности состоял в
получении и изучении нескольких металлов, серы, уксуса,
поваренной соли, квасцов, поташа, мыла, извести,
стекла, сахара, а также нескольких красок и лекарств.
Как видим, из кислот древние знали только уксусную
кислоту, а из оснований — гидроксид кальция.
С рождением алхимии возникла новая задача: из
неблагородных металлов (медь, свинец) получить
благородные (золото, серебро). Соответственно
изменилась и деятельность химиков. Впрочем,
превратить один химический элемент в другой, как нам
теперь известно, можно только путем ядерных реакций.
Алхимики пытались совершить эти превращения
химическим путем. Понятно, что из этого ничего не
получилось. Алхимическая задача оказалась
преждевременной, для уровня развития науки того времени
непосильной. И поскольку многовековые попытки решить
эту задачу окончились полным крахом, интерес к ней
стал угасать.
К началу XVI в. химия перешла в руки врачей, и
они придали ей свое, ятрохимическое направление.
Ятрохимия — это химия лекарств. Таким образом, на
з

какое-то время основной задачей химиков стало
приготовление лекарств.
Возникновение капитализма в Европе заставило
химиков обратиться к решению многих насущных
практических вопросов. Этого требовало
развивающееся капиталистическое производство.
Соответственно основной задачей химии с середины XVII в.
становится изучение материального мира и химических
превращений в нем.
Опора на точное знание заставила пересмотреть
существовавшие представления о кислотах и
основаниях. Научившись анализировать вещества, химики
установили состав известных им кислот и оснований и
нашли то общее, что объединяло эти вещества в
индивидуальные классы соединений. Так появилась
возможность создать первую теорию кислот и
оснований.
Последующее накопление знаний заставляло
химиков не единожды пересматривать свои
представления о кислотах и основаниях и уточнять их. Этот
процесс не закончился и сейчас, да и вряд ли когда-
нибудь кончится. Ведь познание окружающего мира —
процесс бесконечный.
Но чтобы разумно судить о сегодняшнем и тем
более завтрашнем дне, надо хорошо понимать день
вчерашний. Поэтому будущему химику очень важно
знать историю развития понятий о кислотах и
основаниях с древнейших времен и до наших дней. Нужно
также иметь представление о- строении, свойствах,
современны* способах получения и применении
важнейших кислот и оснований. Посильную помощь в этом
может оказать предлагаемая книга.

кислоты и основания вокруг нас
pi рактически с ними приходится сталкиваться ежеднев-
■ ■ но. Дождевая вода лишь на первый взгляд кажется
чистой, без примесей. На самом деле в ней
растворено немало веществ. Например, за счет растворения
углекислого газа из атмосферы она является слабым
раствором угольной кислоты. И этот слабокислый
раствор, попадая в грунт, постепенно растворяет
содержащиеся там сульфаты и карбонаты кальция и
магния. Именно поэтому вода рек, озер, ручьев
жесткая.
Впрочем, после летней грозы в дождевой воде
оказывается еще и азотная кислота. Получается она из
оксидов азота, которые, в свою очередь, образуются
при горении воздуха вокруг плазменного шнура
молнии. Правда, оксиды азота образуются и при
работе реактивных двигателей самолетов (ракет), и под
действием солнечной радиации, но основной их
поставщик пока что молния. Ежегодно с дождями на
землю выпадает примерно 100 млн. т азотной кислоты.
Это немало. В настоящее время, например, все
химические заводы США выпускают в год всего 7—8 млн. т
азотной кислоты.
В последние десятилетия в дождевой воде стали
обнаруживаться заметные количества серной кислоты.
Образующийся при извержении вулканов и сгорании
топлив сернистый газ окисляется в атмосфере до
серного ангидрида. Последний, реагируя с влагой,
образует серную кислоту, которая попадает в дождевую
или снеговую воду. Так что чистота дождевой воды
(и снеговой тоже) весьма относительна. И эта
атмосферная вода, питая ручьи, реки, озера, колодцы,
5

скважины, ежедневно доставляет нам все те примеси,
которые попали в нее из атмосферы и грунта.
Немало кислот в нашей пище. Фрукты, овощи,
молочные продукты, соусы, приправы, лекарства
ежедневно поставляют нам целый букет кислот:
яблочную, щавелевую, лимонную, миндальную, молочную,
масляную, винную, кофейную, уксусную,
аскорбиновую, камфорную, валериановую и др. Даже синильная
кислота, которая считается сильнейшим ядом,
знакома каждому, кто разбивал косточки слив, вишен
или миндаля и лакомился их ядрышками. Нитрил
миндальной кислоты, содержащийся в ядрышках,
взаимодействует со слюной при длительном жевании
и образует синильную кислоту. Количество ее мизерно,
но ощутить вкус и запах (запах горького миндаля)
можно. Так что ядрышками увлекаться не следует,
особенно если они взяты из недозрелых плодов или
прошлогодних компотов.
Но не только дома мы сталкиваемся с кислотами.
Если летом в лесу присесть вблизи муравейника, то
надолго запомнятся жгучие укусы его обитателей.
Муравей не просто кусает, он впрыскивает в ранку
яд, содержащий изрядное количество муравьиной
кислоты. Ядовитая железа, например, рыжего муравья
содержит до 70% этой кислоты. Муравьиной
кислотой жжется крапива, некоторые гусеницы (рис. I, цв.).
Тропический паук педипальпида, спасаясь от своих
врагов, стреляет в них струйкой жидкости,
состоящей на 84% из уксусной кислоты. Некоторые жуки
в порядке самообороны выстреливают парами серной
кислоты. Плоские тысяченожки используют яд по-
страшнее — пары синильной кислоты (рис. II, цв.).
«Химическое оружие» используется в природе
весьма широко, особенно в растительном царстве.
Например, мухоморы в качестве ядовитых токсинов
используют иботеновую кислоту и ее сложное
соединение — мусцимол. Эти вещества так ядовиты, что
мухомору незачем прятаться. Наоборот, своей яркой
окраской он предупреждает животных: «Не трогай,
ядовит!»
Современным ботаникам известно более 800 видов
растений, вырабатывающих синильную кислоту и
использующих ее как оружие межвидовой борьбы.
Многие растения выделяют ванилиновую, ферулено-
вую, оксибензойную, фумаровую и другие кислоты,
б

угнетая ими другие виды растений.
Зарегистрированы даже случаи самоотравления растений.
Конечно, главный враг растений — это поедающие
их животные. И в качестве защиты от них в ход идут
не только шипы, колючки и прочие приспособления,
но и химические вещества. Однако животные тоже
«не стоят на месте» и в ходе эволюции вырабатывают
противоядия. Например, козы поедают табак и не
страдают от него. Видимо, они нечувствительны к
никотину. А вот коровы могут от него погибнуть. Лоси
иногда жуют мухоморы и не погибают от этого.
Скорее — наоборот: мухоморами они лечат какие-то свои
«хвори» (рис. III, цв.).
Но, пожалуй, самая значительная функция кислот
в природе состоит в разрушении горных пород и
создании почвы. Ведь было время, когда вся земная
суша представляла собой голые камни. Сотни
миллионов лет потребовались на то, чтобы солнце, ветер и
слабый раствор кислот — дождевая вода —
разрушили камни на песчинки. Появившиеся затем растения
тут же подключились к процессу разрушения горных
пород и созданию почвы (рис. IV, цв.).
Процесс этот идет и сейчас. В горных и предгорных
районах часто можно встретить валуны, покрытые
мхами и лищайниками. Если осторожно обнажить
поверхность валуна, то под слоем мха можно
заметить красноватую труху. Каким же образом гранит —
символ прочности — превратился в труху, из которой
потом возникает почва? Оказывается, под действием
кислот, выделяемых лишайниками. Их так и
называют — лишайниковые кислоты.
Строго говоря, не только лишайники, но и
большинство растений постепенно растворяют песчинки
почвы (не без участия кислот), добывая из них медь,
кобальт, железо, бор, никель, марганец и другие
нужные им микроэлементы.
Очень важна и разнообразна роль кислот в
человеческом организме. Аскорбиновая, фолиевая, оро-
говая, пангамовая, никотиновая и другие кислоты
являются витаминами. Фосфорная кислота в виде своих
кальциевых, магниевых и стронциевых солей —
основной конструкционный материал костей, зубов,
ногтей. Аминокислоты, соединяясь друг с другом в самых
причудливых сочетаниях, образуют великое
множество* белков. А из них, в свою очередь, строятся почти
7

все ткани нашего организма. В продуктах обмена у
человека обнаруживаются молочная, лимонная,
яблочная, янтарная, уксусная и многие другие кислоты.
Немало дел и у соляной кислоты. В желудке она
активирует фермент пепсиноген, разлагающий чужие
белки, попавшие с пищей, на составные части. Из
этих частей наши клетки потом конструируют свои
белки, нужные именно нашему организму.
Соляная кислота, кроме того, сильный бактерицид.
Большинство бактерий, попавших в желудок с
пищей, погибают под действием соляной кислоты. Так
что врачи не случайно тревожатся, если у пациента
пониженная кислотность желудочного сока. Больному
приходиться пить слабый раствор соляной кислоты.
Интересно, что у птиц, питающихся падалью,
кислотность желудочного сока, можно сказать,
огромная. И это помогает им расправляться с теми
миллиардами микробов, которые буквально кишат в падали.
В народе, видимо, давно осознали зависимость
состояния здоровья от содержания кислоты в
желудке. Не случайно кислый квас и кисломолочные
продукты издавна занимали почетное место в рационе
многих народов (рис. 1). Нельзя обойти молчанием и
такой факт. Если воспалительные процессы в желудке
больного человека текут на фоне повышенной
кислотности, раковых поражений, как правило, не бывает.
Как видим, состояние нашего здоровья в значительной
степени связано с деятельностью кислот в организме.
Рис. 1. Кисломолочные продукты с давних пор занимают почетное
место в нашем рационе.
8

В жизни человека играют немаловажную роль и
основания. Тысячи тонн гидроксида кальция, или,
попросту, извести, расходуются на приготовление
строительных растворов, штукатурки, хлорной извести.
Немало его используется для нейтрализации кислых
сточных вод промышленных предприятий, чтобы
предотвратить загрязнение окружающей среды. Еще
больше расходуется извести для нейтрализации
кислых болотистых почв, которых только в СССР
насчитывается около 50 млн. га. Без известкования
урожайность таких почв очень низка.
Гидроксиды натрия, калия и лития в значительных
количествах идут на производство соды, поташа,
мыла и других соединений. Из них же получают
щелочные металлы, приготавливают растворы
электролитов для щелочных аккумуляторов. Изрядное
количество щелочей расходуется для мытья стеклянной
посуды на молочных и консервных заводах.
На основе гидроксидов хрома, марганца, железа,
кобальта и меди изготавливают большую часть
малярных и художественных красок. А из гидроксида
никеля прессуют пластины щелочных аккумуляторов.
Растворимые в воде основания — щелочи
обладают дезинфицирующим действием. Химики знали
это давно. Концентрированными растворами
щелочей они обезвреживали, например, раны при укусах
бешеных собак и ядовитых змей. Сейчас в подобных
случаях применяют иные средства. Но способность
щелочей расправляться с микробами успешно
используется, например, при мытье бутылок из-под
молока, кефира и подобных продуктов.
Слабым раствором щелочи является и морская
вода из-за гидролиза содержащихся в ней солей.
Особенно это заметно в прибрежных районах, куда реки
выносят огромное количество солей. Именно в такой
слабощелочной среде наиболее активно протекает
фотосинтез у морских растений. Вдали от берегов
щелочность морской и океанической воды понижена,
соответственно меньше там морских растений, а
значит, меньше и животных. Впрочем и речная вода
не привлекает морские существа, так как она имеет
не щелочную, а кислую реакцию. Даже морские акулы
не рискуют забираться по устьям рек слишком далеко от
моря, а люди, купающиеся, например, в Днепре или
Амуре, не встречаются с осьминогами, скатами.

НЕМНОГО ИСТОРИИ
кислоты
/^амой первой кислотой, которую научился получать
^и использовать человек, была, видимо, уксусная.
Упоминания о ней можно найти в древнейших
рукописях. Само слово «кислота» (по латыни acid) скорее
всего произошло от латинского названия уксуса
acetum.
Почему уксусная кислота оказалась первой,
понять нетрудно. С древнейших времен люди разводили
виноград и запасали впрок виноградный сок. При
хранении в сосудах сок бродил, получалось вино. Иногда
вино скисало и превращалось в уксус. Вначале его,
видимо, выбрасывали, потом научились использовать
как лекарство, приправу к пище, как растворитель
красок.
С серной кислотой люди познакомились
значительно позднее, примерно в X в. Честь ее открытия
приписывается персидскому химику Абубекеру-аль-Рези.
Но это установлено не совсем точно. По крайней мере
серную кислоту человек знает около 1000 лет.
Гораздо раньше люди научились использовать ее
соли. В красильном производстве еще издавна
применялись квасцы — вещества, состоящие из сульфата
калия и сульфата алюминия. Без предварительной
обработки ткани в растворе квасцов многие красители
вообще не впитывались тканью, как, например, вода
не впитывается куском жира. Квасцы были дорогими,
ввозились в Европу из Африки. Потому химики
исследовали их состав, чтобы попытаться получить их
искусственно. При исследовании квасцов удалось
выделить квасцовый спирт — так назвали тогда
серную кислоту. Позднее ее выделили и из купоросов,
ю

например из железного купороса, и соответственно
назвали «купоросным маслом». Именно под таким
названием серная кислота была известна в России.
Соляная и азотная кислоты были выделены и
определены химиками примерно в XIV в. Соляную кислоту
вначале называли соляным спиртом, а азотную
кислоту — селитряной водкой. Сейчас эти названия кажутся
странными и смешными, но для тех времен они были
удобными. Сразу видно, что соляную кислоту можно
получать из поваренной соли, а азотную — из
селитры. Надо отметить, что первые способы получения этих
кислот были очень трудоемкими. Например, для
получения соляной кислоты смесь поваренной соли с
сульфатом железа сильно прокаливали и образовавшийся
хлороводород поглощали водой. Аналогично из смеси
селитры с сульфатом железа получали азотную
кислоту. Способы ненадежные, опасные и
малопроизводительные. Немецкий химик Иоганн Глаубер, живший
в XVII в., приложил немало труда и смекалки, чтобы
усовершенствовать их. Нагревая в ретортах смесь
натриевой селитры с жидкой серной кислотой и
отгоняя получающийся при этом газообразный продукт,
он выделил впервые концентрированную азотную
кислоту. Аналогичным образом он получил
концентрированную соляную кислоту. Способы Глаубера
оказались очень удобными, и с середины XVII в. химики
стали получать соляную и азотную кислоты в
довольно больших количествах. Так как это делалось с
помощью серной кислоты, ее стали называть
почтительно «матерью всех кислот» (рис. V, цв.).
Постепенно химики научились распознавать
кислоты. Однажды английский химик Роберт Бойль,
изучая свойства соляной кислоты, закупленной в
Германии у И. Глаубера, случайно пролил ее. Кислота
попала на сине-фиолетовые лепестки фиалок. Спустя
некоторое время лепестки стали ярко-красными.
Это явление удивило Р. Бойля и он тут же провел
серию опытов с разными кислотами и цветами разных
растений. Оказалось, что и васильки, и розы, и
цветки некоторых других растений изменяли свою окраску
при действии кислот. Особенно интересным оказался
фиолетовый настой лакмусового лишайника. В
растворах кислот он становился красным, а в растворах
щелочей — синим. После некоторых раздумий такие
вещества Р. Бойль назвал индикаторами, что в пере-
п

воде с латинского означало «указатели». Эти
вещества затем стали использовать многие химики в своих
опытах для распознавания кислот и оснований.
Индикаторы помогли Р. Бойлю открыть новую
кислоту. Сжигая фосфор и растворяя образовавшийся
белый продукт в воде, он получил неизвестную химикам
кислоту. По исходному веществу он назвал ее
фосфорной.
Примерно в то же время (конец XVII в.) члену
Парижской Академии наук В. Гомбергу удалось
впервые выделить борную кислоту в виде белого
мелкокристаллического порошка. Вначале этот порошок
назвали не кислотой, а «успокоительной солью Гом-
берга». Почему солью, удивляться не приходится.
Химики того времени были уверены, что кислоты —
жидкости, но никак не кристаллические вещества.
Впрочем, данное заблуждение продержалось
недолго, примерно до середины XVIII в. В это время
шведскому химику Карлу Шееле удалось выделить
несколько новых кислот, причем некоторые из них при
обычных условиях были кристаллическими
веществами.
Первой была винная кислота. На стенках бочек с
вином, привезенных из Италии, К. Шееле обнаружил
красную корку. Химикам это вещество было известно
под названием «винный камень». Нагревая его с
серной кислотой, К. Шееле увидел, что винный камень
растворяется, а после охлаждения в чашке образуются
красивые прозрачные кристаллы, кислые на вкус. Так
впервые была получена в чистом виде винная кислота.
Исследуя затем настои, полученные из корней и
листьев разных растений, К. Шееле выделил из них
различные кристаллические вещества с кислым
вкусом. Изучив их свойства, он установил, что это
кислоты, и в зависимости от вида растения дал им
названия: лимонная, яблочная, галловая и щавелевая.
Проводя многочисленные опыты с природными
минералами, К. Шееле выделил впервые сероводород,
водный раствор которого оказался слабой
сероводородной кислотой. Несколько позднее он получил
плавиковую и мышьяковую кислоты. Последняя, кстати,
в больших количествах стала использоваться потом
для получения арсената меди, который долгое время
служил художникам великолепной зеленой краской.
За три года до смерти К. Шееле синтезировал в
12

чистом виде еще одну кислоту -»- синильную. И хотя
это один из сильнейших ядов, он описал ее запах и
даже попробовал на вкус (!). Конечно, такие «деяния»
бесследно пройти не могли: К. Шееле умер очень рано,
в возрасте всего 44 лет. Впрочем, подобная участь
постигала многих химиков прошлого. Прокладывая
путь в неведомое, они приносили немалые жертвы,
чтобы предупредить человечество о грозящих ему
опасностях. И нам об этом надо помнить всегда.
Следующую кислоту — угольную получил впервые
в конце XVIII в. Джозеф Пристли, английский
химик и священник. Для этого он растворял в воде
углекислый газ, открытый еще в 1756 г. Джозефом
Блеком. Раствор углекислого газа в воде назвали
содовой водой, а так как она получила широкое
применение в качестве напитка, за это открытие Д.
Пристли наградили золотой медалью.
Таким образом, к концу XVIII в. химики знали уже
более десятка кислот. Но о составе их не имели ни
малейшего представления. К кислотам в то время
относили вещества, растворы которых имели кислый
вкус и окрашивали раствор лакмуса в красный цвет.
Химический состав кислот научились устанавливать
лишь после того, как были исследованы свойства
важнейших газов.
Самым значительным в этом отношении можно
считать открытие кислорода и установление состава
атмосферного воздуха. Название «кислород»
(дословно — рождающий кислоты) дал газу французский
химик Антуан Лавуазье, обнаружив его в
атмосферном воздухе. Это открытие позволило разработать
кислородную теорию горения. До Лавуазье горение
представлялось химикам как реакция разложения
вещества на окалину и тонкую невесомую материю —
флогистон. А. Лавуазье на опыте доказал, что
горение — это реакция соедице^^я вещества с газом —
кислородом. Сжигая различные неметаллы (серу,
фосфор) и растворяя образовавшиеся оксиды в воде,
он получал кислоты. Тогда-то А. Лавуазье и решил,
что кислород — обязательная составная часть всех
кислот, что он «рождает» кислоты и сообщает им
общие свойства. А чтобы подчеркнуть это, А. Лавуазье
назвал газ «рождающим кислоты», или сокращенно —
кислородом. Название, конечно, не совсем верное.
Ведь кроме кислородсодержащих кфлот, как нам те-
13

перь известно, имеется много и бескислородных.
Значит, кислород «рождает» далеко не все кислоты. Но
тогда об этом еще не знали, и большинство химиков
поддержали А. Лавуазье.
К счастью, данное заблуждение просуществовало
недолго. После открытия закона сохранения массы
веществ химиков стали интересовать количества
элементов в разных соединениях. С этого времени начал
усиленно развиваться химический анализ, с помощью
которого химики стали устанавливать точный состав
различных веществ, в том числе кислот. Французский
химик К. Бертолле после многократных анализов
синильной кислоты вынужден был заключить, что в ее
состав входят лишь азот, углерод и водород. Никакого
кислорода там не было. Не нашел он кислорода и в
сероводородной кислоте. Возникло сомнение:
действительно ли все кислоты содержат кислород? Может,
есть и бескислородные?
Подробно исследовав состав соляной кислоты,
английский химик Гемфри Дэви и в ней не нашел
кислорода. Зато водород обнаруживался и в соляной
кислоте, и во всех известных тогда кислотах, причем в
обязательном порядке. Потому Г. Дэви сделал
предположение, что именно водород «отвечает» за общие
свойства кислот (кислый вкус, одинаковую окраску
индикаторов и т. д.). К этой мысли приходили потом и
другие химики.
Немецкий химик Юстус Либих, собрав все
имевшиеся сведения о кислотах, создал в 1838 г.
водородную теорию кислот. Основную мысль этой теории он
сформулировал очень четко: «Кислоты — это такие
водородные соединения, в которых водород может
быть замещен металлами». Последнее уточнение
Ю. Либиху пришлось ввести по следующей причине.
К тому времени химики уже знали несколько веществ,
которые, как и кислоты, имели в своем составе
водород, но кислотными свойствами, по их
представлениям, не обладали. Например, в этиловом спирте
содержалось около 10% водорода, но спирт не имел
кислого вкуса и не изменял цвета лакмуса. Значит,
водород вел себя в кислотах как-то по-особому, не
так, как в других соединениях. Опыты с известными в
то время кислотами наталкивали химиков на мысль,
что водород, входящий в состав кислот, легко
замещается металлом. Вот это свойство химики и стали
и

считать важнейшей особенностью кислот. Кислый вкус
кислот и одинаковая реакция на индикаторы тоже
приписывались действию атомов водорода.
Таким образом, точный химический анализ
позволил создать первую научную теорию кислот. Кстати,
он же заставил пересмотреть некоторые привычные
представления. Среди кислот были обнаружены
вещества не только кислые, но и горькие (пикриновая
кислота), и сладкие (салициловая), и безвкусные
(стеариновая). Но это химиков уже не смущало.
Теперь они классифицировали вещества не по вкусовым
ощущениям (критерий весьма ненадежный), а по
результатам химического анализа и по химическим
свойствам.
ОСНОВАНИЯ
Первым основанием, с которым человек встретился
в древности, был, по-видимому, гидроксид кальция.
Причины тут простые. Использовать огонь люди
научились примерно 100 тыс. лет назад. Карбонат
кальция в виде мела, известняка или мрамора
встречается практически повсеместно. При прокаливании он
разлагается, образуя оксид кальция, который весьма
энергично соединяется с водой. Сопоставив все эти
факты, нетрудно представить, каким образом
первобытный человек познакомился с первым основанием.
Вероятно, вначале его привлекло бурное
взаимодействие холодного, обожженного в костре куска мела с
дождевой водой. Видимо, уже потом он обратил
внимание на то, что смесь полученной белой кашицы с
песком и водой превращается в очень плотный камень.
Как бы там ни было, достоверно установлено, что
гидроксид кальция был одним из самых древних
связующих строительных материалов. Смесь дробленого
камня, песка и извести применялась еще 2000 лет
назад в качестве бетона. А название негашеная
известь для оксида кальция встречается еще в
сочинениях Диоскорида, римского врача, жившего в I в. н. э.
Название это используется и сейчас. Правда,
строители называют негашеную известь чаще «кипелкои»
за то, что при гашении ее небольшим количеством
воды выделяется много теплоты и вода вскипает.
Образующийся пар разрыхляет известь и превращает ее
15

Рис. .2. Щелочи назвали едкими за то, что они сильно разъедают кожу.
в белый пушистый порошок «пушонку». Это уже
гашеная известь, т. е. гидроксид кальция. В смеси с
песком он в настоящее время широко используется в
качестве строительного раствора. Кстати, название
металлу кальцию дано от латинского слова calx,
которым обозначали известь в древности.
Значительно позднее (примерно в IX—X вв.)
человек познакомился с гидроксидами натрия и калия.
Получали их опять-таки с помощью извести. При
прокаливании карбонатов натрия и калия с известью
образовывалась смесь указанных гидроксидов с
мелом. Растворяя смесь в воде и осаждая мел,
получали растворы гидроксидов натрия и калия. Так как-
они разъедали кожу, их назвали едкими щелочами
(рис. 2). Различие между этими двумя веществами
обнаружили лишь в XVIИ в. Самой заметной разницей
для химиков оказалась лучшая растворимость гидрок-
сида калия в сравнении с гидроксидом натрия.
Именно это свойство позволило выделить оба вещества в
чистом виде.
Надо сказать, что щелочи долгое время считались
простыми веществами. Дело в том, что известные
тогда методы разложения веществ, а именно
прокаливание с углем, не действовали на щелочь. Отсюда и
сложилось представление, что щелочи нельзя
разложить на составные части, что щелочи — «основные
элементы», из которых состоят другие вещества. Этим
же объясняется и данное позднее название «основа-
16

ния» для гидроксидов металлов. Сам термин
«основания» ввел французский химик Г. Руэль в 1744 г.
К основаниям он причислил щелочи, «щелочные
земли» и металлы.
Сложный состав щелочей удалось установить лишь
после того, как был применен новый метод разложения
веществ действием электрического тока. В 1807 г.
английский химик Г. Дэви подсоединил к гальванической
батарее две платиновые пластинки и поместил между
ними твердый кусок гидроксида натрия, слегка смочив
его водой. ^Через некоторое время возле отрицательно
заряженной пластины он обнаружил шарики жидкого
металла с ярким блеском. Так был открыт новый
металл, названный натрием (рис. 3). Аналогично
электролизом твердого гидроксида калия был получен еще
один металл — калий. Поскольку оба они были
выделены из щелочей, их назвали щелочными.
Надо заметить, что с соединениями этих металлов
человек познакомился значительно раньше. Например,
соду (карбонат натрия) египтяне знали более 4000 лет
назад, так как в Египте имелись ее естественные
источники — содовые озера. На дне таких озер
отлагался мощный слой соды. Еще в Ветхом завете
упоминается вещество «нетер». Видимо, это была сода,
которую арабские алхимики называли позднее «натрон».
От^ него пошло название «едкий натрон», потом
«едкий натр», а выделенный из едкого натра металл
соответственно был назван натрием.
Карбонат калия (поташ) тоже был известен с
глубокой древности. Его довольно много содержится в
золе растений. Например, в золе березовых дров
поташа примерно 15% по массе, а в золе
подсолнечника — примерно половина. Обрабатывая золу водой и
. - NaOH -
Рис. 3. Электролизом кристаллического едкого натра Г. Дэви
получил впервые натрий.
17

сливая жидкость с отстоя, а потом выпаривая ее,
древние получали сравнительно чистый карбонат
калия. Расходовался он в основном на производство
мыла. Кстати, по-арабски «аль-кали» означает
золу растений. Отсюда возникло потом название
«едкое кали», а металл, полученный из него, назвали
калием.
Третий щелочной металл — литий. Его удалось
выделить Г. Дэви лишь в 1818 г. электролизом гидрокси-
да лития. Дело в том, что только в 1817 г. шведский
химик И. Арфведсон обнаружил литий в одном из
минералов. Выделив из этого минерала литий в виде
гидроксида и подвергнув последний электролизу,
Г. Дэви получил чистый литий.
Несколько ранее электролизом «щелочных земель»
Г. Дэви выделил кальций, стронций и барий.
«Щелочными землями» называли в то время оксиды и гидрок-
сиды этих металлов. Отсюда и возникло общее
название выделенных металлов — щелочноземельные. Эти
металлы, как и щелочные, бурно реагировали с водой,
образуя растворы щелочей.
Таким образом, уже первые попытки применить
электричество в химических исследованиях
существенно пополнили «коллекцию» открытых металлбв
и щелочей и, кроме того, заставили пересмотреть
представление об основаниях. Основания теперь
предстали сложными веществами, и металлы из числа
оснований пришлось исключить.
Естественно, что после таких триумфов
электричества в химии появляется мысль связать кислотно-
основные свойства веществ с электрическими
явлениями. И химики начинают усиленно изучать
разложение веществ под действием электрического тока.
Особенно плодотворными в этом отношении оказались
работы английского физико-химика Майкла Фарадея.
Именно он ввел термины: электролиз, электрод, катод,
анод, ион и др. открыл и сформулировал законы
электролиза, выделил и изучил продукты, возникающие
при электролизе многих веществ.
В результате работ М. Фарадея и других химиков
стало ясно, что растворы одних веществ не проводят
электрический ток, а растворы других — проводят.
Объяснение этому факту дали такое. Под действием
электрического поля молекулы некоторых веществ
распадаются (диссоциируют) на положительные и отри-
18

дательные ионы, а ионы как раз и являются
проводниками электрического тока. Поскольку такая
диссоциация наблюдалась в растворах электролитов, то и
назвали ее электролитической.
ТЕОРИИ С. АРРЕНИУСА И Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА
Дальнейшие исследования растворов показали,
что основная причина электролитической
диссоциации заключается вовсе не в воздействии
электрического поля. Опытами были обнаружены ионы в
растворах электролитов еще до включения электрического
тока. И тогда шведский физико-химик Сванте Арре-
Н**УС> обобщив многочисленные результаты опытов,
сформулировал свою теорию электролитической
диссоциации. Ее основная мысль такова: электролиты
распадаются на ионы в момент растворения их в воде.
Сейчас эта мысль кажется простой и понятной, но
в то время (1887 г.) С. Аррениус даже побоялся
высказать ее в категорической форме, усложнив
основные положения своей теории не очень понятными
терминами. Дело в том, что он не представлял,
откуда берется энергия, необходимая для разрыва
молекул (или кристаллов) электролитов на ионы. А энергия
эта немалая. Если, например, взять 1 моль поваренной
соли и «разбросать» его на ионы, то потребуется
оОО кДж энергии, а для 1 моля хлороводорода
подобная операция потребует 1377 кДж. Аналогично
обстоит дело и с другими электролитами. Такая большая
энергия нужна затем, чтобы преодолеть кулоновское
притяжение между разноименно заряженными
ионами в кристаллах или молекулах электролита.
Величина этого притяжения весьма внушительная. Опыт
показывает, что лишь при 6000°С большинство молекул
хлороводорода распадается на атомы водорода и
хлора. Но только на атомы! А чтобы из них получились
ионы, нужна еще более высокая температура. Как
видим, получить ионы не так-то просто.
И все же все опыты С. Аррениуса, да и других
ученых, упорно приводили к выводу, что в растворах
электролитов действительно существуют ионы,
независимо от того, действует на них электрическое поле
или нет. И это придавало С. Аррениусу уверенность
в своей правоте. Встретили теорию Аррениуса по-раз-
19

ному: одни ученые с воодушевлением, другие —
в штыки. Это и понятно. Она имела много плюсов, но
не меньше и минусов.
С. Аррениус создал фактически новые
представления о кислотах, основаниях и солях. Кислотой он
считал соединение, диссоциирующее в водном
растворе с отщеплением ионов водорода. Например:
нс1 ^ н+ + сг, h2so4 *± 2H+ + sof-
Отсюда стало ясно, почему кислоты имеют ряд общих
свойств. Кислый вкус, одинаковая окраска
индикатора, выделение водорода при действии активных
металлов — за все эти свойства отвечали ионы
водорода, образующиеся при диссоциации кислот.
Основанием он считал соединение, диссоциирующее
в водном растворе с отщеплением гидроксид-ионов:
КОН ^ К+ + ОН~, Са (ОН)2 +± Са2+ + 20Н~
Тогда стали понятны общие свойства оснований.
Горький вкус, ощущение мылкости, одинаковая реакция
на индикаторы — это все «дело рук» ионов ОН-.
Разную электрическую, проводимость растворов
кислот и оснований С. Аррениус объяснил их
различной способностью к диссоциации. Хорошо
диссоциирующие кислоты или основания, дающие в растворах
много ионов, он назвал сильными, а плохо
диссоциирующие, образующие мало ионов, — слабыми. Для
характеристики «силы» электролитов С. Аррениус ввел
новое понятие — степень электролитической
диссоциации (доля молекул электролита, подвергшихся
диссоциации). Стало понятно, почему раствор уксусной
кислоты проводит электрический ток хуже, чем такой
же по концентрации раствор серной кислоты, и почему
цинк растворяется в серной кислоте быстрее, чем в
уксусной. В растворе уксусной кислоты (слабый
электролит) концентрация ионов водорода намного
меньше, чем в растворе серной.
Примерно таким же образом С. Аррениус
трактовал большинство свойств электролитов, объясняя их
свойствами ионов. Поэтому его теорию иногда
называли ионной. Эта теория оказалась так удобна, что до
сих пор ее преподают в школе, хотя «от роду» ей около
ста лет.
И все же теория Аррениуса имела немало минусов.
Она не отвечала на самый главный вопрос: откуда
20

берется энергия на разрыв молекул или кристаллов
электролита? И почему при растворении в воде
серной кислоты, щелочей и других веществ выделяется
теплота? Ответа на эти вопросы С. Аррениус дать не
мог. Дело в том, что растворитель — воду — он
рассматривал как инертную среду, не вступающую во
взаимодействие с ионами. Причем инертность среды
он подчеркивал особо. А ведь это совершенно неверно.
Конечно, современному химику нетрудно понять, в
чем тут дело. Взяв в руки нужный справочник, он
легко установит, что для разрыва (диссоциации)
1 моль хлороводорода на ионы Н+ и С1~ нужна
немалая энергия — 1377 кДж. Но из того же
справочника он узнает, что при последующем соединении
образовавшихся ионов Н+ с молекулами воды (такой
процесс называется гидратацией ионов) выделится
ИЗО кДж. Еще 322 кДж выделится при гидратации
получившихся ионов С1~. Итого выделится 1462 кДж.
И эта энергия вполне «покроет» расход энергии на
диссоциацию. Да еще останется 75 кДж, из-за чего
раствор некого нагреется. Учтя такие
обстоятельства, современный химик и уравнение диссоциации
напишет не так, как С. Аррениус. Он обязательно учтет
гидратацию получившихся ионов:
НС1 +(а + Ь) Н20 ^ Н+.аН20 + СГ.Ш20
Как видим, растворитель в данном случае вовсе не
инертная среда. Он вступает в сильное химическое
взаимодействие с растворяемым веществом, и это
взаимодействие как раз и поставляет энергию,
необходимую для разрыва молекул на ионы.
Но то, что известно химику наших дней, ученые
тех времен еще не знали. Первым, кто догадался о
химическом взаимодействии между растворяемым
веществом и растворителем, был Д. И. Менделеев.
После многочисленных экспериментов с растворами
серной кислоты и некоторых солей он разработал
химическую теорию растворов. Ее основная мысль
примерно такова: растворение вещества в воде
сопровождается химическим взаимодействием между
растворяемым веществом и водой. Образующиеся при этом
соединения Д. И. Менделеев назвал гидратами, а
саму теорию — гидратной. Некоторые гидраты ему
удалось довольно надежно зафиксировать в опытах.
Таким образом, к концу XIX в. сложилась ин-
21

тересная ситуация. Ионная теория Аррениуса
утверждала, что при растворении веществ в воде идет
диссоциация (разъединение) растворенных веществ на
ионы. И это доказывали многие опыты. Д. И.
Менделеев тоже с помощью опытов доказывал, что при
растворении веществ в воде происходит объединение
(ассоциация) растворенного вещества с
растворителем. На первый взгляд теории противоречили друг
другу. По этой причине С. Аррениус считал гидратную
теорию ошибочной. А Д. И. Менделеев был
категорическим противником теории электролитической
диссоциации.
Однако будущее показало, что обе теории правы,
что они даже «жить» не могут друг без друга, ибо с
разных сторон описывают одно и то же явление —
растворение веществ.
Объединил эти теории русский химик И. А.
Каблуков. Он доказал, что растворение электролитов в воде
сопровождается их диссоциацией, но
образовавшиеся ионы тут же подвергаются гидратации. Первый
процесс требует солидных энергетических затрат, зато
второй процесс сопровождается выделением
значительного количества энергии, которое, в основном,
покрывает, а иногда и перекрывает затраты на
диссоциацию. Так был заложен фундамент современного
представления о растворах.

СОВРЕМЕННЫЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЯ
О КИСЛОТАХ И ОСНОВАНИЯХ
ОГРАНИЧЕННОСТЬ ТЕОРИИ АРРЕНИУСА
Итак, теория Аррениуса с поправками И. А. Каблуко-
ва неплохо описывала процесс растворения веществ
и поведение растворов. Но каких растворов?
Оказалось, что только водных. Вода, конечно, важнейший
растворитель на Земле. Но, как мы знаем, не
единственный. Есть много других растворителей.
В 1905 г. Е. Франклин обнаружил глубокую
аналогию между реакциями электролитов в жидкой воде
и в жидком аммиаке. Аммиак, как известно, при
нормальном давлении становится жидким лишь при
температуре ниже —35°С, и потому опыты с ним
потребовали изрядного мастерства и терпения. Но
результаты оправдали затраты и привели к неожиданным
выводам.
Надо сказать, что жидкая вода и жидкий аммиак
сами по себе имеют много сходного. Например, чистая
вода хоть и плохо, но все же проводит электрический
ток. Мизерная часть ее молекул подвергается
диссоциации (ее часто называют автоионизацией):
н2о ^ н+ + он-
Полученные ионы не остаются «голыми», они
практически мгновенно соединяются с водой, образуя
гидраты. Например:
Н+ + Н20 = Н+ • Н20, ОН" + Н20 = ОН" • Н20
Кстати, гидратированный ион водорода чаще
обозначают формулой Н30+ и называют ионом гидроксония.
Образовавшиеся при автоионизации ионы и
обеспечивают электрическую проводимость воды.
23

В жидком аммиаке наблюдается аналогичная
картина. Аммиак тоже проводит электрический ток
(правда, слабо) за счет автоионизации:
NH3 ^ Н+ + NHz"
Ионы, получившиеся при этом, тоже не остаются
«голыми», а тут же соединяются с молекулами аммиака:
Н+ + NH3 ^ NHt, NHr + NH3 ** NH^ • NH3
Полученный ион NH^ называют ионом аммония,
созвучно с ионом гидроксония.
Как видим, вода и аммиак в чистом состоянии
обнаруживают сходные свойства. Но еще большее
сходство выявил Е. Франклин, проводя различные
реакции в этих растворителях.
Возьмем, к примеру, взаимодействие со щелочными
металлами. Соответствующая реакция с водой
общеизвестна, например:
2К + 2Н20 = H2f + 2KOH
Полученный водный раствор гидроксида калия хорошо
проводит электрический ток, так как гидроксид калия
практически нацело распадается на ионы К+ и ОН-.
Оказалось, что и в жидком аммиаке происходили
почти те же процессы. Калий легко растворялся с
образованием водорода:
2К + 2NH3 = H2f + 2KNH2
А полученный раствор KNH2 (по аналогии с гидрокси-
дом калия его назвали амидом калия) в жидком
аммиаке тоже хорошо проводил электрический ток,
поскольку амид легко распадался на ионы К+ и NH^.
Как говорится, сходство налицо. И не только в данной
реакции. Аналогично обстояло дело и с реакцией
нейтрализации кислот щелочами. В водной среде
соответствующая реакция
НС1 + NaOH = NaCl + Н20
сводится к взаимодействию ионов:
н+ + он- = н2о
Если же в жидком аммиаке растворить NaNH2 и
пропустить затем ток хлороводорода, произойдет
аналогичная реакция нейтрализации:
НС1 + NaNH2 = NaCl + NH3,
24

или, в ионной форме:
Н+ + NHF = NH3
Рассмотрим еще один пример. При действии
щелочей на растворимые соли тяжелых металлов в водной
среде образуются осадки гидроксидов. Например:
ZnS04 + 2KOH = Zn(OH)2| + K2SO4
В среде жидкого аммиака происходит такая же
реакция, только выпадает соответственно осадок не гид-
роксида, а амида тяжелого металла:
ZnS04 + 2KNH2 = Zn(NH2)2l + K2SO4
И здесь сходство налицо.
Подобных примеров можно привести еще немало.
Но, видимо, и так ясно, что вода и аммиак, ка'к
растворители, проявляют сходство во многих случаях.
Однако только ли аммиак претендовал на то,
чтобы попасть в «когорту» растворителей и тем самым
несколько ограничить безраздельную монополию
воды? Детальные исследования показали, что
подобных растворителей, у которых наблюдается более или
менее глубокая аналогия с водой, не так уж и мало.
Сейчас их известно несколько десятков. Отсюда
понятно, что химия XIX в. была, в основном, химией
водных растворов и что пришло время перейти к химии
любых сред: водных и неводных. А заодно
пересмотреть понятия — кислоты и основания.
Конечно, это не значило, что существовавшие в то
время представления надо было отбросить. Теория
Аррениуса с поправками И. А. Каблукова вполне
правдоподобно описывала поведение водных растворов.
Но чтобы охватить любые растворы, нужна была
более общая теория. И она вскоре появилась.
ПРОТОЛИТИЧЕСКАЯ (ПРОТОННАЯ) ТЕОРИЯ
Эту теорию разрабатывали многие химики, но
больше всех потрудился здесь датчанин И. Н. Брен-
стед, и потому чаще ее называют теорией Бренстеда.
Сформулирована теория в 1923 г. Прежде чем
рассмотреть ее, уточним некоторые детали.
По Аррениусу, основанием считалось соединение,
Диссоциирующее в водном растворе с отщеплением ио-
25

нов ОН". Некоторые вещества, например щелочи,
действительно имели в своем составе ОН"" и при
диссоциации отщепляли эти частицы. Но гораздо больше
было таких соединений, которые в своем составе
ионов ОН- не имели и тем не менее при растворении в
воде основные свойства проявляли весьма заметно.
Таковыми оказались аммиак, амины, пиридин и
другие вещества. При растворении их в воде
индикаторами обнаруживались гидроксид-ионы. Как выяснилось,
секрет тут прост. Оказывается, аммиак и подобные ему
соединения, попадая в воду, отбирали у нее протоны,
после чего в растворе появлялись гидроксид-ионы.
Примерная схема процесса выглядит так:
bfH3 + НОН = NHt + ОН"
В итоге сложилось новое представление об
основаниях как о веществах, способных присоединять к себе
протоны (вернее, отбирать их у других веществ).
Кстати, щелочи вовсе не противоречили этому
представлению, так как они жадно отрывали протоны от
кислот, образуя при этом воду. Например:
КОН + СНзСООН = Н20 + СНзСООК
или сокращенное ионное уравнение реакции:
04Н~ + СНзСООН = Н20 + СНзСОО"
Заметим, между прочим, что химики весьма
неравнодушны к сокращенным ионным уравнениям,
поскольку они, в отличие от молекулярных уравнений,
не маскируют истинных участников реакций, а
«выставляют их на обозрение». Вот и в данном случае из
сокращенного ионного уравнения видно, что от
кислоты отрывает протон не щелочь вообще, а ион ОН-.
В будущем это уточнение окажется очень важным.
Новое представление об основаниях помогло
И. Н. Бренстеду увидеть тот самый главный процесс,
который происходит при любом кислотно-основном
взаимодействии: переход протонов от кислоты к
основанию. Скорее всего, И. Н. Бренстед использовал
здесь аналогию с окислительно-восстановительными
реакциями, в которых происходит переход электронов
от восстановителя к окислителю. Он представил дело
так, что в основе всех кислотно-основных реакций
тоже лежат переходы, но не электронов, а протонов,
26

т е. ионов Н+ (рис. VI, цв.). Те вещества, которые при
кислотно-основном взаимодействии отдавали протоны,
0н назвал кислотами, а те вещества, которые
присоединяли протоны к себе, — основаниями. Для
веществ, обменивающихся протонами, он ввел название
протолиты. Отсюда и название теории — протолити-
ческая. Иногда ее называют протонной, чтобы
подчеркнуть главную роль протона (рис. VI, цв.).
Химиков до сих пор изумляет краткость и
конкретность этих определений. И не случайно теория Брен-
стеда с небольшими поправками «дожила» до наших
дней и является сейчас главенствующей. Конечно,
краткость определений не означала чрезмерной
простоты теории. Даже неопытному химику известно, что
отщеплять протоны в принципе могут не только
молекулы, но и ионы. Когда это наблюдалось у
нейтральных молекул, скажем, у НС1 или HNO3, получалась
картина, вполне привычная для химиков. Но протоны,
как известно, могут отщеплять многие отрицательно
заряженные ионы:
НСОГ ^ Н+ + СО§~ или Н2РОг ^ Н+ + НРОГ
Более того, некоторые положительно заряженные
ионы тоже способны на такие «деяния»:
NHt ^ NH3 + Н+ или Н30+ *- Н20 + Н+
Выходило, что эти ионы тоже надо было считать
кислотами. Весьма странно и... непривычно, особенно
на первых порах. Однако вполне логично.
Волей-неволей химикам пришлось смириться и в разряд кислот
внести любые группировки атомов (нейтральные,
положительно и отрицательно заряженные),
способные в растворах отщеплять ионы Н+.
Аналогично получилось с основаниями.
Присоединять протоны, а значит, проявлять основные свойства
могут и нейтральные молекулы, и заряженные ионы.
Что касается молекул, тут химикам было все знакомо.
Скажем, аммиак, присоединяя протон, оторванный от
кислоты, проявляет свойства основания:
N*H3 + HC1 = NH4CI, т. е. NH3 + Н+ = NH^
Так же обстояло дело с гидроксидами щелочных
металлов. Отрывая протоны у кислот и присоединяя их
к себе, гидроксиды проявляли основные свойства.
27

А вот когда дело касалось ионов, возникала
непривычная картина. Присоединять протоны, как
известно, могут многие ионы. Например:
СО§- + Н+ = НСОГ или POt" + Н+ = НРОГ
Значит, их тоже считать основаниями? Теория Брен-
стеда на это отвечала утвердительно.
СЛЕДСТВИЯ ИЗ ПРОТОННОЙ ТЕОРИИ
Интересные выводы последовали из теории Брен-
стеда. Нетрудно заметить, что она резко расширила
круг кислот и оснований. Но это не главное. Гораздо
важнее то, что она заставила пересмотреть
представление о роли растворителя в процессе растворения.
Разберем это подробнее. Например, молекула хлоро-
водорода НС1, как уже отмечалось, довольно прочная,
при обычных условиях на ионы не распадается.
Поэтому газообразный и жидкий хлороводород
электрического тока практически не проводит. Но вот
хлороводород попал в воду, и тут из его молекул почти
мгновенно вырываются протоны Н+. Причем
свободными они не остаются. Путем эксперимента в растворе
обнаруживаются ионы Н+'НгО, Н+*2Н20 и др.
Значит, молекулы воды вырвали протоны из хлороводо-
рода, затратив на это огромную энергию: 1377 кДж/моль.
Эта величина вначале просто ошеломила химиков.
Ведь для разрыва прочнейших молекул азота, в
которых 2 атома связаны друг с другом тремя ковалентны-
ми связями, и то требуется всего 942 кДж/моль. А тут
такая энергия! Но это еще не все. Поскольку вода
вырывает протоны у хлороводорода с такой неописуемой
жадностью, то, в соответствии с протонной теорией, ее
надо считать основанием (!). Причем основанием очень
сильным. И это действительно так. При взаимодействии
с хлорной НСЮ4, серной H2SO4, азотной НЫОз и
другими кислотами вода выступает сильным основанием,
вырывая из указанных молекул протоны. Взятые же
в чистом виде, без воды, ни хлорная, ни серная, ни
азотная кислоты практически тока не проводят, т. е. не
имеют в своем составе ионов. Другими словами, сами по
себе эти соединения протонов не отщепляют,
диссоциации не подвергаются и кислотных свойств фактически
не проявляют.
28

Итак, вода, которую С. Аррениус считал инертной
средой, на самом деле вовсе не инертна в процессе
растворения. Она активна, да еще как! Если вещество,
попав в воду, диссоциирует с отщеплением Н+, то это
результат воздействия на него воды. Само по себе ни
одно из указанных веществ не распадается на ионы
в заметной степени, ибо на разрыв его молекул
требуется значительная энергия.
Конечно, в разных молекулах протоны
удерживаются по-разному. От одних молекул (НС1, НСЮ4,
HN03, H2SO4 и т. д.) оторвать протоны нетрудно, и
потому они практически нацело диссоциированы в
разбавленных водных растворах. Их считают сильными
электролитами. От других молекул (H2S, HCN, НСЮ)
отрыв протона затруднен, и молекулам воды удается
разорвать лишь небольшую часть этих молекул. Такие
вещества относят к слабым электролитам.
Возможны, конечно, и промежуточные случаи.
Естественно возникает вопрос: откуда берется
энергия, необходимая для отрыва протонов? И почему вода
питает такие ярко выраженные «родственные чувства»
к протону?
Оказывается, все просто. Ведь молекула воды —
диполь. Из-за сдвига электронной плотности на
атоме кислорода возникает значительный (по меркам
микромира) отрицательный заряд, равный 0,6—. На
атомах водорода возникают соответственно заряды
по 0,3+.
Кстати, такие заряды на атомах называются
эффективными зарядами. За единицу здесь берется
заряд электрона. Ну, а «голый» протон, к которому так
«неравнодушны» молекулы воды, тоже имеет немалый
3аРяд, равный +1. Причем от всех других ионов он
Резко отличается своими размерами. Если у других
ионов диаметры составляют ~10-8 см, то у Н+,
полиостью лишенного электронной оболочки, диаметр
Равен ~ Ю-13 см, т. е. в сотни тысяч раз меньше.
Из-за такого необычно малого размера протон имеет
весьма высокую напряженность положительного
29

электрического поля, и потому он буквально вонзается
в отрицательные концы молекул воды, образуя с ними
очень прочные соединения. При этом выделяется
немалая энергия:
Н+ + Н20 = Н+- Н20 + 690 кДж/моль;
Н+ + 2Н20 = Н+- 2Н20 + 920 кДж/моль;
Н+ + ЗН20 = Н+.ЗН20 + 1000 кДж/моль;
Н+ + 4Н20 = Н+.4Н20 + Ю80 кДж/моль.
Именно она и покрывает в основном расход энергии,
идущей на отрыв протона.
Кстати, энергия, выделяющаяся при соединении
протона с молекулой воды, довольно хорошо
характеризует степень «родственных чувств» воды к протону.
Эту энергию химики так и назвали: сродство к
протону, или протонное сродство. Обозначают его обычно
буквой П. Если учитывать взаимодействие протона с
одной молекулой воды, то сродство к протону у воды
составляет 690 кДж/моль. Величина внушительная.
Строго говоря, сродством к протону обладает не
только вода, а и все другие растворители. Но об этом
разговор пойдет дальше. Сейчас же попробуем
ответить на такой вопрос: всегда ли вода выступает
основанием? У всех ли веществ она отрывает протоны?
Оказывается, не всегда. Вырывать протоны она
может не у всех веществ. Вспомним процесс растворения
аммиака в воде. Как только молекулы ЫНз попадают
в воду, индикаторы обнаруживают там ионы ОН".
Откуда они взялись? В составе аммиака их нет.
Остается заключить, что ОН" образовались из воды.
Значит, в этом случае молекулы аммиака вырвали у
некоторых молекул воды протоны:
кн3 + нон = NHt + он-
Тогда аммиак надо считать основанием, а воду
кислотой. Да-да, именно кислотой! Ведь молекулы воды в
данной реакции теряют протоны, значит, вода
проявляет кислотные свойства.
А почему случилось именно так — не вода вырвала
протоны у аммиака, а наоборот? Оказывается,
сродство к протону у аммиака заметно больше, чем у воды:
Н+ + NH3 = NHt + 880 кДж/моль.
Другими словами, присоединение протона к аммиаку
30 |

энергетически выгоднее, чем присоединение протона
к воде. Именно поэтому в схватке за протон молекулы
аммиака одерживают верх.
Примерно такая же картина наблюдается при
растворении различных аминов, пиридина и многих
других веществ в воде. Из-за того, что они более
жадно присоединяют протон, чем вода, последней
приходится выступать в роли кислоты, отдавая им протон
в момент растворения. Поэтому в растворе и
появляются ионы ОН~~.
Подведем некоторые итоги. Итак, представление
С. Аррениуса об инертности растворителя развеялось
как мираж. Внешне простые, вроде бы «не
химические» процессы растворения хлороводорода, аммиака
и других веществ в воде оказались на самом деле
кислотно-основными реакциями, с огромными
тепловыми эффектами. А вода, ранее представляемая ни
кислотой, ни основанием, оказалась и тем и другим, в
зависимости от вида растворяемого вещества.
Как видим, перемены во взглядах химиков
произошли немалые. Но посмотрим, что было дальше.
АМФОТЕРНОСТЬ РАСТВОРИТЕЛЕЙ
А дальше обнаружилось, что другие растворители
тоже обладают определенным сродством к протону.
Причем у разных веществ оно разное и, как правило,
не равно нулю. Значения сродства к протону,
определенные экспериментально, для некоторых молекул и
ионов приведены в таблице 1. Из нее видно, что сродство
к протону обнаруживают многие вещества.
Таблица 1. Величины сродства к протону (П)
некоторых молекул и ионов в газовой фазе
Молекула
сн4 !
NH3
н2о
HF 1
SiH3
РН3
H2S
НС1
П, кДж/моль I
526
880
690
572
610
778
510
590
■ ■ i ■■ ■ — »■
Ион
NHa"
он-
F"
СНзСОСГ !
HS^
С1-
ЫОГ
HSOr
П, кДж/моль
1750
1602
1518
1464
1435
1360
| 1350
1 1238
31

Когда же химики расположили важнейшие
растворители в порядке убывания протонного сродства, то
получился очень интересный ряд: NH3, N2H4, Н20,
HCN, H2S, СНзСООН, Н3РО4, HF, HNO3, НС1, H2SO4,
НВг, НСЮ4.
Интересным он оказался вот почему. Каждый
растворитель этого ряда, по логике вещей, должен быть
основанием (отнимать протоны) при смешивании с
любым своим правым соседом, так как в сравнении с ним
имеет большее сродство к протону. В то же время
любой растворитель этого ряда должен выступать
кислотой (отдавать протоны) при смешивании с любым
своим соседом слева, поскольку у левых соседей
сродство к протону больше и битву за протон должны
выиграть они. Но тогда получается, что каждый
растворитель этого ряда, за исключением крайних,
является... амфотерным, т. е. он может быть и кислотой, и
основанием, в зависимости от того, с каким веществом
его смешивают. Вывод этот на практике подтвердился
самым блестящим образом. Рассмотрим некоторые
примеры.
Как видно из приведенного ряда, у СНзСООН
сродство к протону меньшее, чем у воды, но большее, чем
у H2S04.
Тогда при смешивании с водой СНзСООН должна
терять протоны, выступая кислотой:
СНзСООН + Н26 = СНзСОО" + Н+.Н20
При растворении же в чистой серной кислоте
уксусная кислота должна выступить основанием,
поскольку вырывает протоны у серной кислоты:
СНзСбоН + H2S04 = СНзСООН- Н+ + HSOr
Действительно, все идет именно так. Существование
ионов СНзСООН-Н+ (их чаще пишут СНзСООН^ и
называют ионами ацилония, по аналогии с ионами
аммония) доказано опытным путем.
Странная, на первый взгляд, картина. Уксусная
кислота, как оборотень, превратилась вдруг в
основание. Но только ли с ней произошел такой казус?4 Нет,
не только.
Возьмем чистую серную кислоту и растворим ее
в воде. Сродство к протону у воды значительно
больше, чем у серной кислоты, так что битву за про-
32

тоны выигрывает, конечно, вода. А серная кислота
действительно выступает кислотой:
h2so4 + н2о = н+.н2о + Hsor
Теперь чистую H2SO4 вольем в чистую хлорную
кислоту НСЮ4, сродство к протону у которой заметно
меньше, чем у серной. В этом случае H2SO4 отрывает
протоны у НСЮ4, присоединяет их к себе и выступает
основанием:
H2s64 + НСЮ4 = H+.H2SO4 + СЮ4-
И опять это не домыслы, а твердо установленный
экспериментом факт.
Можно приводить еще десятки подобных примеров,
но, кажется, и так ясно, к каким выводам пришли
химики. Любой растворитель сам по себе не кислота и не
основание. Он становится кислотой или основанием
только при взаимодействии с другим веществом и
только по отношению к другому веществу. Это один
из главных выводов протонной теории, которая
показала относительность понятий «кислота» и
«основание».
Как видим, в протолитической теории
представления о кислотно-основных свойствах утратили свою
прежнюю абсолютность, они оказались такими же
относительными, как и все в мире. К тому же
выяснилось, что эти свойства проявляют не только
нейтральные молекулы, но и заряженные частицы. Из
таблицы 1 видно, что некоторые отрицательно заряженные
ионы являются сильными основаниями с ярко
выраженным сродством к протону.
ПРЕДСКАЗАНИЯ НА ОСНОВЕ
ПРОТОННОЙ ТЕОРИИ
Определив экспериментально сродство к протону у
многих растворителей и опираясь на новые
представления, химики могли теперь делать важные
предсказания.
Например, было известно, что при растворении в
воде некоторые кислоты: H2S, H3BO3, HCN, CH3COOH
и др. — являются слабыми кислотами. В момент раст-
2-1173
33

ворения воде удается вырвать протоны лишь у
небольшого числа указанных молекул. А что
произойдет, если вместо воды взять жидкий аммиак? Сродство
к протону у него больше, отрывать протоны он должен
энергичнее. Значит, степень диссоциации этих кислот в
жидком аммиаке, или сила кислот, должна бы
возрасти. Так ли это на самом деле? Эксперимент показал,
что именно так. При растворении в жидком аммиаке
все перечисленные кислоты оказались столь же
сильными, как и серная кислота в водном растворе.
А спирты, которые, как известно, в водном растворе
кислотных свойств почти не проявляют, в жидком
аммиаке обнаружили заметные кислотные свойства: '
С2Н5ОН + IsIH3 = С2Н5О- + NFtf
И все потому, что аммиак отрывает протоны
энергичнее, чем вода.
Теперь поставим вопрос иначе. Что произойдет,
если взять растворитель, у которого сродство к
протону намного меньше, чем у воды, и растворить в нем
вещества, водные растворы которых являются
сильными электролитами? Как поведут себя, например,
НСЮ4, HBr, H2S04 и HN03 при растворении, скажем,
в уксусной кислоте?
При растворении в воде они диссоциированы
практически нацело. А при растворении в СН3СООН?
Сродство к протону у СН3СООН небольшое. Тогда
можно ожидать, что она будет отрывать протоны у
перечисленных веществ без особого «усердия», и
потому их степени диссоциации должны иметь меньшее
значение, чем в водном растворе. Проверка опытом
прекрасно подтвердила данное предположение.
Степень диссоциации указанных выше веществ в их
1%-ных растворах в СН3СООН составила: у НС104 —
4%, у НВг - 1,7%, у НС1 - 0,08%, у H2S04 - 0,25%,
у HN03 —0,05%.
Наглядно видно, что кислоты, традиционно
считавшиеся сильными электролитами, на самом деле
являются таковыми при растворении в воде. Попадая
же в СН3СООН, они становятся слабодиссоциирую-
щими электролитами.
Химики воспользовались этим явлением, чтобы
установить, как различаются эти кислоты по силе.
34

Вода, энергично вырывая протоны из перечисленных
кислот, образно говоря, не очень-то «разбиралась»,
какая из них отдает протон легче, какая труднее. Она
вырывала почти все протоны, превращая кислоты в
сильные электролиты. Таким образом, вода
нивелировала, т. е. выравнивала, их по силе. Подобные
выравнивающие растворители химики так и назвали —
нивелирующими.
А вот СНзСООН обходилась деликатнее. Протоны
она, конечно, отбирала, но не так настойчиво. И
поскольку разные кислоты отдавали протоны с разной
легкостью, стало отчетливо видно различие в их силе.
Это различие удалось оценить даже количественно,
приняв за единицу силу HNO3. У важнейших кислот
относительная сила в указанных единицах оказалась
равной: НСЮ4 — 360, НВг — 180, H2S04 — 32, HC1 —
9, HNO3— 1.
Итак, при растворении в СНзСООН кислоты четко
дифференцировались (т. е. стали различаться) по силе
кислотных свойств. Растворители, подобные СНзСООН,
которые дифференцируют другие электролиты по их
силе, химики назвали дифференцирующими.
Все эти сведения оказались очень важными для
специалистов. Одну и ту же кислоту они могли теперь,
в зависимости от потребности, сделать и сильным
электролитом, и слабым, подобрав нужный
растворитель.
На этом основании стали возможны многие
реакции, которые в водных средах провести не удавалось.
НЕДОСТАТКИ ПРОТОННОЙ ТЕОРИИ
В настоящее время протонная теория сравнительно
хорошо разработана и в качественном, и в
количественном отношении, охватывает широкий круг
процессов, позволяет делать важные предсказания, помогает
химикам в их практической деятельности. И все
же круг кислотно-основных взаимодействий так
широк, что охватить его единой теорией до сих пор не
удалось.
Химики часто встречаются с реакциями, которые
носят кислотно-основной характер, но ни одно из
реагирующих веществ не имеет в своем составе протонов.
Хорошо известны примеры реакций: Na^O + С02 =
2*
35

Рис. 4. Н-кислоты в своем составе имеют протоны, L-кислоты
протонов не имеют.
= Na2C03; MgO + S03 = MgS04. Конечно, здесь
реагируют не кислоты и основания, а основные и
кислотные оксиды, но сами названия этих оксидов говорят об
их большом сходстве с кислотами и основаниями. Не
случайно СОг и по сей день называют углекислотой, а
S1O2 — кремнекислотой.
Подобных примеров известно немало. И это
обстоятельство заставило выделить в особую группу
вещества, проявляющие кислотные свойства, но не имеющие
в своем составе протонов. Их назвали апротонными
(т. е. не имеющими протонов) кислотами.
Приставка «а», как известно, означает отрицание.
Таким образом, возникло деление кислот на два
вида. Те, которые имели в своем составе протоны
(частицы Н+), стали называться бренстедовскими
кислотами, или, короче, Н-кислотами, а те, которые не
имели протонов, получили название L-кислот (рис. 4).
Буква L была первой буквой фамилии
крупнейшего американского физика и химика Г. Н. Льюиса,
который впервые ввел понятие апротонных кислот.
Льюис указывал, что многие вещества, хотя и не
имеют в своем составе протонов, обладают
свойствами, близкими к свойствам протонных кислот. Хорошей
иллюстрацией этой мысли служит нижеследующий
пример, приведенный крупнейшим советским
специалистом в области растворов М. И. Усановичем.
36

Получив в результате синтеза новое вещество,
химик устанавливает следующее:
1. Это прозрачная бесцветная жидкость с высокой
плотностью, дымит на воздухе. При вдыхании дыма
ощущается едкий кислый вкус.
2. При вливании ее в воду происходит сильное
разогревание последней. Получившийся раствор имеет
сйльнокислую реакцию.
3. С щелочами данное вещество реагирует весьма
энергично, почти со взрывом, при этом получаются
кристаллические солеобразные вещества, хорошо
растворимые в воде.
4. С сильными кислотами это вещество не
реагирует, а слабые вытесняет из солей. Например, при
растворении в нем ацетата натрия образуется
уксусная кислота.
Если пункты 1 и 2 позволили химику
предположить, что синтезированное вещество — кислота, то
остальные пункты прочно утвердили его в этом
предположении. Однако химический анализ показал, что
описанное вещество вовсе не кислота, а ... хлорид олова
SnCU. Странно! Протонов в нем не оказалось, а по
свойствам оно так похоже на сильную кислоту, что
даже бывалого химика ввело в заблуждение.
И таких веществ оказалось немало. А поскольку
протонная теория не принимала их в разряд кислот,
возникла новая, более общая теория, в которой
указанным соединениям место все-таки нашлось.
ЭЛЕКТРОННАЯ ТЕОРИЯ КИСЛОТ
И ОСНОВАНИЙ
Эту теорию сформулировал в 1923 г. американский
химик Г. Н. Льюис. Как следует уже из названия,
кислотно-основное взаимодействие он тоже связывал с
переходом элементарных частиц, но не протонов, как
это было у И. Н. Бренстеда, а электронов.
Понять его пристрастие к электронам нетрудно.
Ведь Г. Н. Льюис — один из создателей теории ко-
валентной связи. Именно он объяснил химическую
связь между атомами образованием общих
электронных пар. Он же указал два возможных способа
образования этих пар: классический, или обменный (рас-
37

сматривается в школе на примере молекулы хлора),
и донорно-акцепторный. В данном случае важнее
последний. По этому способу один из соединяющихся
атомов отдает на образование химической связи
свою свободную электронную пару, а другой атом
предоставляет свою свободную электронную ячейку
(орбиталь). Первый атом называют донором
электронов (по аналогии с человеком-донором, отдающим
свою кровь), а другой атом — акцептором электронов.
В результате донорно-акцепторного взаимодействия
между атомами появляется общая электронная пара,
которая осуществляет химическую связь.
В качестве примера рассмотрим образование
хлорида аммония в газовой фазе: NH3 + HC1 = NH4C1.
В молекуле аммиака атом азота связан с тремя атомами
водорода общими электронными парами,
образованными по обменному способу. Кроме того, у азота имеется
свободная электронная пара. В момент соударения с
молекулой НС1 от нее может отщепиться на мгновение
протон Н+, имеющий свободную ячейку (орбиталь).
Если протон сталкивается с молекулой NH3, возникает
донорно-акцепторное взаимодействие. Свободная
электронная пара атома азота превращается в общую
электронную пару, связывающую столкнувшиеся
частицы в единый сложный ион NH^. Этот ион
притягивает затем ион С1~ и образует NHUCl. Все сказанное
поясняет следующая схема:
Н Н
h;n*;+h;ci; удар ^ н:УДДн»+:с1: —^
*• • • * • • •
н н
-1 +
н
н* n:h
н
• • —
+ I CI ; »- NH4CI
• •
Таким образом, атом азота выступает в данном случае
донором (отдает электронную пару), а ион н+
отщепившийся от молекулы хлороводорода, является
акцептором.
Донорно-акцепторное взаимодействие здесь
рассмотрено не случайно. Пытаясь найти самый общий
38

признак, объединяющий все кислотно-основные
реакции, Г. П. Льюис заметил, что при этих реакциях всегда
происходит донорно-акцепторное взаимодействие.
Причем реагент, отдающий электронную пару (донор
электронов), проявляет, как правило, основные
свойства, а реагент, присоединяющий электронную пару
(акцептор электронов), проявляет обычно кислотные
свойства.
В соответствии с этим Г. Н. Льюис и
сформулировал новое представление о кислотах и основаниях.
Основаниями он считал те реагенты, которые выступают
донорами электронных пар, а кислотами — те реагенты,
которые являются акцепторами этих пар.
Интересно сопоставить это новое представление со
взглядами Бренстеда. Рассмотрим, к примеру,
знакомую всем реакцию нейтрализации. Сущность ее, как
известно, сводится к взаимодействию: ОН~ + Н+ =
= Н20.
Если учесть электронное строение частиц, получим
типичное донорно-акцепторное взаимодействие:
н* о#и+пн+—*- н:#оЧн
• • • •
Ион ОН" здесь выступает донором электронной пары,
т. е. проявляет основные свойства, а ион Н+,
содержащийся в кислоте, является акцептором электронной
пары и проявляет, согласно Льюису, кислотные
свойства. Как видим, с протонной теорией здесь особых
противоречий нет.
Заметим, кстати, что протон, имеющий свободную
орбиталь, обладает большим сродством к электронной
паре и во всех кислотно-основных реакциях выступает
сильнейшим акцептором электронов. Но, как
справедливо отметил Г. Н. Льюис, акцептором может быть не
только протон. Многие атомы, ионы и молекулы тоже
имеют свободные ячейки (незанятые орбитали) и в
кислотно-основных реакциях могут проявлять
кислотные свойства. Например:
С!
к; ci@+dai *ci —*- кГмаЛ
CI
39

Хлорид калия здесь выступает основанием, хлорид
алюминия — кислотой, а продукт их взаимодействия
является солью.
Аналогичная картина в рассмотренной ранее
реакции аммиака с хлороводородом: аммиак — донор
электронной пары — проявляет основные свойства, а
хлороводород — акцептор электронов — проявляет
кислотные свойства.
Теория Льюиса, как видим, особых противоречий с
представлениями Бренстеда не имела. В число кислотно-
основных она включала намного больше химических
реакций, чем протонная. Но при этом она существенно
уступала теории Бренстеда в четкости и количественной
оценке кислотно-основных свойств.
Дело в том, что мерой кислотности химического
соединения по Льюису является сродство к электронной
паре, а его измерить экспериментально очень трудно.
Иначе дело обстоит с протонной теорией. Мерой
кислотности вещества здесь выступает энергия,
необходимая для отщепления протона, а мерой
основности — сродство к протону. Значения обеих этих
величин определяются экспериментально и для многих
веществ измерены довольно точно. Таким образом, когда
дело доходит до серьезных количественных расчетов,
химики всегда используют протонную теорию.
Электронная же теория пока служит лишь для качественных
сравнений.
ДАЛЬНЕЙШЕЕ РАЗВИТИЕ ТЕОРИИ РАСТВОРОВ
Последующее развитие теории растворов проходило
весьма своеобразно. Химики разделились на две группы.
Одни считали, что протон — особая частица с
исключительными свойствами, и потому поддерживали
«культ» протона, развивая представления Бренстеда.
Другие, как и Льюис, протестовали против такого
«культа» и пытались найти новые принципы
классификации кислот и оснований. Аргументы у тех и у других
были вескими.
Одним из самых последовательных защитников
протонной теории был наш советский химик А. И. Ша-
тенштейн. Он решительно настаивал на выделении
Н-кислот в особый класс и кислотно-основные свойства
веществ связывал только с переходом протонов.
40

Протон Н+ и в самом деле резко отличается от
других ионов. Последние состоят из ядра и электронных
оболочек, а протон — «голое» ядро. Радиус протона
~ Ю-13 см, т. е. примерно в 100 000 раз меньше
радиусов других ионов. Из-за таких малых размеров
напряженность электрического поля, создаваемого протоном,
намного больше напряженности, создаваемой любым
другим ионом. Именно поэтому свободный протон
существует лишь в вакууме. Попадая в газ, жидкость
или твердое тело, он сразу же вступает в химическое
взаимодействие с другими частицами, выделяя энергию
значительно большую, чем другие ионы. Например,
теплота гидратации протона составляет ~ 1100 кДж/моль,
в то время как у иона натрия эта теплота равна всего
лишь 425 кДж/моль.
Необычайно высока подвижность протона в водных
растворах. В сравнении, например, с ионом натрия она
в 7 раз больше. Связано это со своеобразным
механизмом передвижения протонов в водных средах. В отличие
от других ионов, он носит эстафетный характер.
Пояснить последний можно следующей схемой.
Свободный протон, движущийся в электрическом поле,
скажем, слева направо, при встрече с молекулой воды
не обходит ее и не отталкивает, а присоединяется к ней,
образуя ион гидроксония НзО+. Частичка эта весьма
недолговечна и примерно через 10~"13 с под действием
электрического поля отщепляет протон, но уже с другой
стороны, а тот, в свою очередь, подхватывает эстафету
движения:
Н+ + О—Н -> (Н...О—Н)+ ->- (Н—О...Н)+ -+■
-> I I I
н н н
->н— о + н+
Конечно, протон тут же встречается со следующей
молекулой воды и... картина повторяется. Создается
впечатление, что протон проходит через молекулы воды,
как старик Хоттабыч сквозь стены.
Кстати, у гидроксид-иона тоже эстафетный
механизм передвижения в водных средах. Что же касается
большинства других ионов, то им приходится
буквально продираться среди своих собратьев и молекул
растворителя. Соответственно и подвижность у них невысокая.
41

Есть у протона еще одна важная особенность.
Перенос протона в химических реакциях обычно протекает
без существенных перестроек электронных оболочек
взаимодействующих атомов. Такая простота переноса
протона приводит к легкости и удивительной быстроте
протекания кислотно-основных реакций. Каждый знает,
что сгорание угля в печке длится несколько часов.
А вот реакция нейтрализации раствора гидроксида
натрия соляной кислотой идет почти мгновенно. Эта
поразительная быстрота кислотно-основных
взаимодействий и по сей день служит их отличительным признаком
от других реакций.
Как видим, «культ» протона имел солидные
обоснования (рис. VII, цв.). К тому же был подкреплен весьма
интересными исследованиями различных
углеводородов, проведенными А. И. Шатенштейном. Оказалось,
что углеводороды при действии расплавленных
щелочных и щелочноземельных металлов выделяют
водород, а при растворении в сильноосновных средах
отщепляют протоны, т. е. ведут себя как кислоты.
Например, этилен и бензол при растворении в жидком
аммиаке теряли протоны и проявляли заметные кислотные
свойства:
С2Н4 + Лн3 -> С2Нг + NHt
СбН6 + Лн3 -> С6Н5- + NHt
при растворении в сильнокислых средах, например в
жидком фтороводороде, они присоединяли протоны,
выступая, в соответствии с протонной теорией, в
качестве оснований:
£2Н2 + HF -> С2Н3+ + F"
£6Н6 + HF -> С6Н^ + F~
Аналогично вели себя и другие углеводороды.
Таким образом, в число кислот и оснований были
включены сотни тысяч новых соединений —
углеводородов. Этот обширный класс стали называть СН-кис-
лотами, поскольку их кислотные свойства были
обусловлены разрывом связей С — Н.
И все же А. И. Шатенштейн не мог отмахнуться от
того факта, что многие вещества, не содержащие про-
42

тонов, имеют свойства, очень уж сходные с протонными
кислотами. Соответствующий пример с хлоридом
олова (IV) уже разбирался. Такие вещества он выделил
в особый класс и назвал кислотоподобными,
подчеркнув тем самым их сходство с Н-кислотами.
ИОНИЗАЦИЯ И ДИССОЦИАЦИЯ
В ходе дальнейших исследований химики
обнаружили любопытное явление. Оказалось, что практически все
растворители ассоциированы, т. е. их молекулы
объединены в различные группировки. Причиной ассоциации
служит неравномерное распределение электронной
плотности по молекуле. Из-за этого одни участки
молекулы имеют преимущественно положительный заряд,
другие — преимущественно отрицательный заряд.
Естественно, что между такими участками,
принадлежащими разным молекулам, возникает
электростатическое притяжение. Оно-то и стягивает молекулы в ассо-
циаты. Даже в бензоле, этом неполярном растворителе,
около 70% молекул ассоциированы при комнатных
условиях в димеры, тримеры и иные группировки.
Наиболее устойчивые ассоциаты возникают тогда,
когда в молекулах растворителей имеются атомы
водорода, соединенные с фтором, кислородом, азотом и
другими элементами с большой
электроотрицательностью. Химическая связь в этом случае довольно по-
лярна. Общая электронная пара сильно оттянута от
водорода, т. е. большую часть времени проводит в
«обществе» атома с большой электроотрицательностью.
Атом водорода, остающийся на некоторое время в виде
протона, тут же образует дополнительную связь с
другими атомами за счет донорно-акцепторного
взаимодействия. Эту дополнительную связь, которую образует
водород, называют водородной. Она чаще всего
возникает между молекулами, хотя иногда образуется и
внутри молекулы между различными ее фрагментами.
Водородная связь весьма широко распространена и
в живой природе, и в минеральном царстве. Именно
она оказывается основной причиной образования
довольно стойких ассоциатов в HF, H2O, NH3, H2SO4, HCN
и подавляющем большинстве растворителей.
Учитывая эту особенность растворителей и д|^гие
сведения о растворах, известные на сегодняшний день,
43

крупный советский электрохимик Н. А. Измайлов
попытался представить процессы растворения и
диссоциации веществ самым детальным образом. И хотя картина
получилась довольно сложная, попробуем рассмотреть
ее в упрощенном виде.
Возьмем жидкий электролит, например чистую
азотную кислоту. Электрический ток она проводит крайне
слабо, так как собственная ее диссоциация мизерна.
Подавляющее большинство молекул азотной
кислоты не диссоциированы и образуют различные ассоциа-
ты, которые можно выразить общей формулой
(HN03)n. Будем добавлять постепенно воду.
Существовавшие ассоциаты постепенно будут уступать место
новым, более прочным ассоциатам (гидратам):
HN03-H20 и HN03*2H20. За счет выделяющейся при
этом теплоты нагревается раствор. Последующее
прибавление воды приводит к дальнейшей гидратации
азотной кислоты, выделению новых порций теплоты,
усилению тепловых колебаний в гидратированных молекулах
HN03 и, наконец, разрыву их на ионы. Получившиеся
ионы Н+ и NOr окружены довольно плотными гидрат-
ными оболочками, которые отдаляют ионы друг от друга
и ослабляют кулоновское притяжение между ними в
сотни раз.
Почему так резко ослабевает кулоновское
притяжение между ионами в водном растворе, позволяет понять
закон Кулона. Как известно, сила взаимодействия
между электрическими зарядами FK обратно
пропорциональна квадрату расстояния между ними г2 и
диэлектрической проницаемости среды е. В данном случае после
диссоциации HN03 и полной гидратации получившихся
ионов Н+ и NOjT последние оказываются значительно
дальше друг от друга, чем они были в молекуле. Это,
конечно, ослабляет их кулоновское притяжение в
несколько раз. Кроме того, ионы теперь оказываются в
водной среде (для которой 8 = 81), что уменьшает
кулоновское притяжение между ними еще в 81 раз. Понятно,
что такое ослабевшее в сотни раз притяжение между
ионами легко преодолевается тепловым движением
частиц, и потому гидратированные ионы легко
расходятся по всему объему раствора. Примерно то же самое
происходит при растворении в воде жидких HF, HC1,
НВг, HCN, H2S04, H3P04 и др.
в|&нако не всегда растворение и диссоциация одного
вещества в другом идет именно так. Рассмотрим, на-
44

пример, растворение в жидком хлороводороде диэти-
лового эфира, того самого, который применяется при
наркозе. Жидкий хлороводород в чистом виде проводит
электрический ток крайне плохо, поскольку
собственная диссоциация его, идущая по схеме НС1ч^Н++С1~
мизерна и количество ионов очень мало. Подавляющее
большинство молекул не диссоциированы и образуют
самые разнообразные ассоциаты.
Добавление эфира (СгНбЬО приводит к
образованию новых ассоциатов, состоящих из молекул эфира
и хлороводорода. За счет выделившейся энергии
происходит разложение молекул хлороводорода на ионы
Н+ и С1~~. Но самое интересное состоит в том, что
последующей диссоциации далее не наблюдается.
Получившиеся ионы не расходятся по всему объему
раствора, а остаются вместе, в виде ионной пары, стянутые
кулоновскими силами. Строение получившейся
частицы можно выразить следующей приближенной
формулой: (СгНбЬО-Н+О". Таким образом, разделение
молекулы хлороводорода на ионы произошло (этот
процесс называют ионизацией), а вот диссоциации, т. е.
разъединения ионов, не получилось. Странно, не правда
ли? Мы ведь привыкли к тому, что ионы, получившиеся
при разложении молекулы, обычно легко
«разбредались» по всему объему раствора. А здесь этого не
происходит.
В чем причина? Это объясняется тем, что мы обычно
имели дело с водными средами, а в воде кулоновское
взаимодействие между ионами ослабляется в 81 раз.
Для эфира диэлектрическая проницаемость 8 = 4,4.
Это значит, что кулоновское взаимодействие между
ионами в эфире ослабляется по сравнению с вакуумом
всего в 4,4 раза. В этом случае притяжение между
ионами остается довольно сильным, потому они так и
остаются рядом, в виде ионной пары. И хотя в таком растворе
ионы есть, электрического тока он фактически не
проводит.
Аналогичная картина наблюдалась во многих
растворителях. В связи с этим химикам пришлось ввести два
понятия. Первое — понятие об ионизирующем действии
растворителя, т. е. его способности разделять молекулы
растворенных веществ на ионы (в частном случае —
вырывать протоны из молекул). Второе — понятие о
диссоциирующем действии растворителя, т. е. его
способности разъединять получившиеся ионные пары.
45

Нетрудно понять, что диссоциирующее действие
растворителя зависит, в первую очередь, от величины
его диэлектрической проницаемости. В растворителях
с большой диэлектрической проницаемостью,
например в H2SO4 (e« 100), HCN (e = 96), HF (е = 84),
НгО (е = 81), притяжение между ионами ослабляется
средой в 80—100 раз и диссоциация электролитов
происходит легко. Наоборот, в растворителях с малой
диэлектрической проницаемостью, например в бензоле
(е = 2,3), тетрахлорметане (е = 2,2), в уксусной
кислоте (8 = 6,1), процесс диссоциации идет слабо, хотя в
момент растворения вещества его молекулы могут быть
ионизированы полностью. В этом случае растворенное
вещество находится в виде ионных пар, или, как их
еще называют, ионных молекул. Именно так и
получилось, когда смешали эфир и хлороводород.
Разумеется, реализуются и все промежуточные
случаи, поскольку имеются растворители с
промежуточным значением диэлектрической проницаемости.
Рассмотрев самые разнообразные взаимодействия
растворенного вещества с растворителем (а оно почти
всегда носит кислотно-основной характер), Н. А.
Измайлов выделил три основные стадии этого
взаимодействия.
Первая стадия. Соединение молекул
растворяемого вещества и молекул растворителя с
образованием соответствующих химических соединений —
сольватов (или гидратов — в случае растворения в
воде).
Вторая стадия. Дальнейшая сольватация
полученных соединений, выделение энергии и ионизация
за счет этой энергии молекул растворяемого
вещества. Именно в этот момент происходит переход протона
от кислоты к основанию.
Третья стадия. Диссоциация полученных
ионных пар на отдельные ионы, если диэлектрическая
проницаемость среды достаточно велика.
Как видим, диссоциируют на ионы не сами кислоты
или основания, а продукты присоединения их к
растворителям. Причем, если кислоты или основания слабые,
то большинство их молекул остаются недиссоцииро-
ванными и в растворе существуют в виде сольватов.
Таковы вкратце представления о кислотах и
основаниях на сегодняшний день.
46

ВАЖНЕЙШИЙ РАСТВОРИТЕЛЬ НА ЗЕМЛЕ
Итак, взявшись за изучение неводных сред,
химикам пришлось основательно пересмотреть многие свои
представления. Но так обстояло дело только в сфере
научных исследований. Что касается промышленного
производства и обыденной жизни, то здесь по сей день
властвуют представления столетней давности. Серную
кислоту и едкий натр называют сейчас так же, как и во
времена С. Аррениуса. В чем дело? Может, косность
людей так велика, что они никак не могут представить
себе серную кислоту в качестве основания?
Нет! Дело не только в привычках людей, хотя и они
оказывают здесь немалое влияние. Надо учитывать, что
важнейшим растворителем на Земле в подавляющем
большинстве химических процессов является вода. А по
отношению к ней и серная, и соляная, и азотная кислоты
всегда были, есть и будут кислотами. И когда
домохозяйка называет столовый уксус раствором кислоты, она
совершенно права, так как растворитель в нем —
вода, а при смешивании с водой СНзСООН
действительно является кислотой.
Вода настолько важный и, можно сказать,
уникальный растворитель, что имеет полное право на самое
почтительное отношение. Если бы поэты 'знали о ней
столько, сколько химики, они сложили бы о воде самые
величественные оды. Вода вполне заслуживает их, и
проиллюстрировать это нетрудно.
Вода — колыбель жизни на Земле. Именно в воде
первичных морей и океанов возникли первые белковые
комочки, которые в ходе эволюции дали потрясающее
изобилие растительных и животных организмов.
Вода — основа жизни на Земле. Самый главный
процесс, благодаря которому существует все живое, —
фотосинтез — состоит в соединении углекислого газа и
воды под действием солнечного света. При этом
образуется то великое многообразие веществ, из которых
строятся все живые организмы. Нет ни одного живого
существа на Земле, которое могло бы жить и
развиваться без воды, ведь она — основной растворитель, в
котором протекают практически все биохимические
реакции. Например, в кишечник человека, этот главный
химический реактор в организме, только за одни сутки
поступает около 10 л воды: 1,5—2 л вместе с едой и
питьем, 1,5 л в виде желудочного сока, столько же в
47

виде слюны, 3 л воды поставляют кишечные соки,
0,7 л вводится вместе с желчью и т. д. Недаром
Леонардо да Винчи называл воду соком жизни на Земле.
Вода — величайший преобразователь природы.
Стекая по склонам гор, она дробит камни друг о друга,
размывает горные породы, заползает во все трещины и
пустоты и, замерзая там, раскалывает и огромные скалы, и
мелкие камешки. За миллионы лет вода в содружестве
с ветром и солнцем создала почву, превратив голые
скалы первозданной Земли в зеленый ковер лесов и
степей.
Вода до сих пор осталась средой обитания
большинства живых существ на Земле. Если биомасса всей суши
достигает примерно 10 млрд. т, то биомасса Мирового
океана, по приблизительным оценкам, достигает
30 млрд. т.
Вода — главный растворитель не только в живой, но
и в неживой природе. Миллионы ручейков, речек и рек,
омывая земную сушу, растворяют буквально все, что
попадает им на пути, и, как верные слуги, несут все это
в Мировой океан. Вода из океана испаряется и снова
возвращается на землю, чтобы продолжить свою
извечную работу, а растворенные в ней вещества остаются
в океане. За миллиарды лет там накопились несметные
сокровища (рис. 5).
О роли воды можно сказать еще многое. Она
мощный источник энергии (ГЭС), главное транспортное
Рис. 5. За миллиарды лет в Мировом океане скопились несметные
сокровища.
48

Рис. 6. Строение молекулы воды: а — электронная формула;
б — пространственное расположение электронных облаков.
средство, непременный участник практически всех
химических реакций на Земле, важнейший регулятор
климата планеты и т. д. Для нас нет, пожалуй,
вещества более нужного, чем вода.
По этой причине она служит объектом пристального
внимания многих ученых.
Надо отметить, что по совокупности изученных
свойств вода уникальна. Аномально высоки у нее
температуры плавления и кипения, теплота плавления,
диэлектрическая проницаемость и другие
характеристики. Эти свойства воды, оказывающие огромное
влияние на все процессы, текущие на Земле, обусловлены
особым строением воды. На первый взгляд строение
простое. В молекуле воды атом кислорода из шести
своих внешних электронов отдает два электрона на
образование двух химических связей с атомами водорода.
При этом кислород приобретает желанный октет
(8 электронов), а атомы водорода — не менее
желанный дуплет (2 электрона). Получается весьма
устойчивая молекула. Ее строение схематично показано на
рисунке 6.
Но здесь надо учесть следующее. Кислород в
молекуле воды имеет две свободные электронные пары и
две пары электронов, общие с атомами водорода
(рис. 6, а). Поскольку электроны, имея одинаковый
заряд, отталкиваются, то электронные облака, т. е.
области пространства, где движутся электроны,
вынуждены располагаться в пространстве по принципу
максимального удаления друг от друга. Тогда четыре элект-
49

ронных облака, образованных четырьмя электронными
парами вокруг кислорода, должны расположиться по
углам тетраэдра, как это происходит в известной
молекуле метана. Правда, тетраэдр здесь получается слегка
деформированный (рис. 6, б). Все-таки электронные
пары, осуществляющие химическую связь с водородом,
несколько отличаются от свободных электронных пар.
В целом угол между атомами водорода и кислородом
в молекуле воды составляет 105°. Такая геометрия
молекулы приводит к важным последствиям. Водород,
соединенный в молекуле с элементом, имеющим
большую электроотрицательность, как уже говорилось,
способен к образованию водородных связей, выступая
акцептором чужой электронной пары. В молекуле воды
на два атома водорода, т. е. на два акцептора
электронных пар, имеются две свободные электронные пары у
кислорода, выступающего в данном случае двойным
донором электронов. Таким образом, в воде число до-
норных центров равно числу акцепторных центров.
Явление, прямо скажем, редкостное. У других
растворителей оно обычно не встречается.
Совпадение числа донорных и акцепторных
центров в воде приводит к тому, что тетраэдрические
молекулы воды всеми своими четырьмя вершинами
взаимодействуют друг с другом, образуя довольно прочный
ажурный пространственный каркас. Если водородные
связи обозначить прерывистыми линиями, то схему
каркаса (в проекции на плоскость) можно изобразать в
виде сетки (рис. VIII, цв.). Из схемы хорошо видно, что
вода, в отличие от многих других растворителей,
использует свои возможности к ассоциации в
максимальной степени.
Наличие пространственного каркаса является самой
важной отличительной особенностью воды. Энергия,
необходимая на разрушение водяного каркаса,
составляет ~25 кДж на моль воды и в сравнении, например,
с энергией разрыва связи О—Н в молекуле воды
(~ 480 кДж/моль) кажется незначительной. Но это
только кажется. На самом деле она не так уж и мала,
чтобы ею пренебречь. Именно существование
пространственного каркаса определяет все перечисленные
особенности воды. Поскольку молекулы воды крепко
держатся друг за дружку, приходится подводить большее
количество теплоты для ее плавления и испарения, чем
для других жидкостей. Отсюда необычно большие
50

теплоты плавления и испарения, а также высокие
температуры плавления и кипения. Чтобы поднять
температуру на 1 °С, т. е. усилить тепловые колебания
молекул воды, прочно связанных друг с другом, приходится
опять же затрачивать теплоты существенно больше,
чем для иных жидкостей, где молекулы связаны друг с
другом слабее. Отсюда высокая теплоемкость воды.
У всех веществ при плавлении объем увеличивается,
а у воды, наоборот, уменьшается. Это опять же связано
с каркасом. Дело в том, что единый пространственный
каркас существует у воды лишь в твердом состоянии.
Причем упаковка молекул в нем не плотная, а ажурная.
Исследования показывают наличие в структуре льда
каналообразных пустот. При плавлении льда
целостность пространственного каркаса нарушается, и вода
сразу приобретает текучесть. Жидкую воду можно
вообразить совокупностью микрольдинок, постоянно
меняющих свои очертания. Каркас в общем-то остается,
но он уже не единый. Кроме того, часть пустот теперь
занимают свободные молекулы воды, оторвавшиеся от
каркаса на какие-то мгновения. За счет этого плотность
талой воды немного больше, чем у льда.
Таким образом, жесткая пространственная
структура воды определяет и уникальность ее свойств, и то
поразительое воздействие, которое она оказывает на
все, с чем соприкасается (рис. VIII, цв.). Вода, образно
говоря, находит контакт практически со всеми
веществами. Выступая то кислотой, то основанием, образуя
прочные водородные связи с другими молекулами, имея
высокую диссоциирующую способность, вода
растворяет почти все вещества, даже те, которые на первый
взгляд совершенно нерастворимы.
Воду, стерилизованную малым количеством серебра
(0,1 мг/л), используют наши космонавты для питья.
Все шире ее начинают применять в медицине.
На Земле нет растворителя более универсального,
чем вода, и это обусловливает невообразимо широкую
сферу ее применения. Только в быту на каждого
жителя планеты расходуется сейчас в сутки от 200 до 1000 л
воды. А суточное потребление воды промышленностью
и сельским хозяйством составляет десятки миллиардов
тонн. И основное количество ее расходуется в качестве
растворителя, т. е. среды, где протекают разнообразные
химические реакции.

ВАЖНЕЙШИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ
КЛАССИФИКАЦИЯ КИСЛОТ
Кислоты, как уже сказано, являются весьма обширным
классом веществ. Но если учесть сферу их
применения и практическую значимость, то можно выделить
несколько наиболее важных групп кислот. Первая
такая группа известна каждому школьнику под
названием «бескислородные кислоты». Большинство
соединений, входящих в эту группу, являются бинарными
(«би» — два), т. е. состоят из двух химических
элементов: один из них — водород, а другой, как правило,
неметалл. При отщеплении протона у этих кислот
разрывается химическая связь Н—X, где X — неметалл.
Формулы наиболее важных бескислородных кислот
и некоторые их свойства приведены в таблице 2.
Возможно, кому-то покажется странным, что к
кислотам причислены аммиак, метан, силан и некоторые
другие вещества. Но так как в газовой фазе у них можно
отщепить водород и заместить его на металл, то вполне
логично отнести такие соединения к кислотам. Кстати,
в группу бескислородных кислот входит не только
метан, но и все углеводороды (этан, этилен, ацетилен,
бензол и др.)» которых, как известно, насчитываются
сейчас сотни тысяч.
Второй и, пожалуй, самой важной группой
неорганических кислот можно считать кислородсодержащие
кислоты. Химики называют их коротко — оксокислоты
(«оксигениум» — кислород). Почему именно
оксокислоты, а не сульфо-, нитро- или фосфорокислоты считаются
наиболее важными, понять нетрудно.
Дело в том, что кислород на Земле является самым
распространенным элементом и с его соединениями че-
52

Таблица 2 Некоторые сведения о бескислородных кислотах

Формула
1 HF
НС1
НВг
HI
HAt
н2о
H2S
H2Se
Н2Те
^кип»
°с
19,5'
— 85,0
— 66,8'
— 35,4
j 100
— 60,8
— 42
— 4

Растворимость
в воде
(20°С), |
г/л

Неограниченно
720
2000
1 2200 |
Не уста-'
новлена
4,4 ;
10,0

Разлагается

Диссоциация
в воде
Слабо
Сильно
Сильно
Сильно
■ '
Очень !
слабо
»
»

Формула
NH3
РН3
AsH3
BiH3
СН4
SiH4
В2Н6
HN3
HCN
^КИП»
°с
— 33,5
— 87,8
— 62,5
— 18
—161,6
—112
— 92,5
37
25,7


воримость
в воде I
(20°С),
г/л
526 |
0,4
0,7

Разлагается
0,06
Разла-
1гается
»


раниченно
»

Диссоциация
в воде
Слабо
Очень
слабо
Очень
слабо
— 1
Не дис-1
соции-
рует
i "~~— 1
— 1
Слабо
»
ловек сталкивается чаще всего. Например, земная кора
примерно наполовину состоит из кислорода. И мы,
шествуя ежедневно на работу или в школу, идем по его
соединениям: оксидам кремния, алюминия, железа
и т. д. Вода — главный растворитель — состоит на
90% из кислорода. Кроме того, кислород выступает
основным окислителем в большинстве химических реакций
живой и неживой природы. Только на дыхание каждый
человек расходует в среднем 500 л кислорода в сутки.
Если учесть, что людей на Земле сейчас более 5 млрд.
и что дышат еще многие миллиарды живых существ и
растений, то общее потребление кислорода выразится
астрономической цифрой. Ведь основная реакция в
живом организме, поставляющая энергию, сводится к
окислению органических веществ кислородом воздуха.
А уж потом полученная энергия позволяет живым
существам ползать, бегать, летать, петь, мыслить, любить,
ненавидеть... короче — жить.
53

Отсюда понятно пристрастие к соединениям
кислорода, и в частности к оксокислотам, у химиков. Было
время, когда они, вслед за Лавуазье, считали, что
«рождать» кислоты может только кислород и что все кислоты
должны в обязательном порядке содержать кислород.
Разумеется, открытие бескислородных кислот внесло
коррективы в этот вопрос. Но исследования последних
десятилетий, выявившие поразительное многообразие
полимерных борных, кремниевых, фосфорных,
мышьяковых и подобных им кислот, показали, что оксокислоты
на Земле были, есть и, видимо, будут наиболее
представительной группой кислот. Об этом же
свидетельствует и промышленное производство кислот. Если
серной кислоты сейчас получают ежегодно во всем
мире примерно 135 млн. т, азотной — более 50 млн. т,
то соляной кислоты — всего 10—11 млн. т. И здесь, как
видим, оксокислоты сохраняют уверенное лидерство.
Общее количество существующих оксокислот,
видимо, так велико, что его трудно определить даже
приблизительно. Но если выбрать кислоты наиболее
устойчивые и распространеннее в живой и неживой
природе, то их окажется не так уж и много. Для
современного производства и научной практики
наибольшее значение имеют, пожалуй, соединения 30—50
оксокислот. Формулы и названия последних приведены
в таблице 3.
Что касается органического мира, то там
значительно большее многообразие кислот. Наиболее важными
на сегодняшний день считаются карбоновые кислоты,
т. е. кислоты, содержащие карбоксильную группу —
СООН, соединенную с углеводородным радикалом,
Нетрудно сообразить, что число карбоксильных групп в
молекулах кислот может быть разным. В соответствии
с этим различают:
монокарбоновые (имеют одну карбоксильную
группу) , дикарбоновые (две такие группы) и поликарбоно-
вые (много групп) кислоты.
Углеводородные радикалы тоже могут быть
разными: предельными, непредельными, ароматическими и
т. д. Кроме того, в состав радикалов могут входить в
разных количеству функциональные группы —ОН,
—N02, —NH2 и др. -Так что, если учесть все возможные
комбинации, то конкретных органических кислот
окажется великое множество. Но если отобрать те кислоты,
производные которых активно участвуют в жизненных
54

Таблица 3. Формулы и названия наиболее важных
неорганических оксокислот
Формула
[HFO] *"
нею
[НСЮ2]
НСЮз
нсю4
HBrO I
НВгОз
НВг04
НЮ
НЮз
н5ю6
НМп04
НТс04
HRe04
H2SO3
H2SO4
H2S2O7
H2Se03
H2Se04
НбТеОе
Н2Сг04
Н2СГ2О7
Н2М0О4
h2wo4
Название
Фторноватистая
Хлорноватистая |
Хлористая
Хлорноватая
Хлорная
Бромноватистая
Бромноватая
Бромная
Иодноватистая
Йодноватая
Ортоиодная
Марганцовая
Технециевая
Рениевая
Сернистая
Серная
Пиросерная
Селенистая
Селеновая
Ортотеллуровая
Хромовая
Дихромовая
Молибденовая
Вольфрамовая
Формула
HN02
HNO3
Н3РО2
Н3РО3
Н3РО4
Н4Р2О7
Н5Р3О10
(НРОз)„
H3As03
H3As04
H3Sb03
[(НВЮ3)„]
Н2СОз
[H4Si04]
(H2Si03)„
(H2Sn03)„
Н3ВО3
(HB02)n
Н3АЮ3
Название
Азотистая
Азотная
Фосфорноватистая
Фосфористая
i Ортофосфорная
Пирофосфорная
Триполифосфорная
Метафосфорная
Мышьяковистая
Мышьяковая
Сурьмянистая
Метависмутовая
Угольная
Ортокремниевая
Метакремниевая
Метаоловянная
Ортоборная
Метаборная
Ортоалюминиевая
* В квадратных скобках заключены формулы особо нестойких
кислот.
процессах и используются человеком, то получится,
п°жалуй, не более двух-трех сотен. Формулы и названия
некоторых таких кислот приведены в таблице 4.
Несколько особняком от большинства органических
кислот стоят аминокислоты. Причины на обособление у
них есть, и весьма существенные. Жизнь, как определил
^е Ф. Энгельс, есть способ существования белковых тел.
^белковые тела слагаются в основном из аминокислот.
*/менно аминокислоты служат одним из главнейших
тРоительных материалов для всего живого.
55

Таблица 4. Формулы и названия некоторых карбоновых кислот
Формула
Название
Предельные монокарбоновые
Н—СООН
СНз—СООН
СНз—СН2—СООН
СН3—(СН2)2—СООН
СНз—(СН2)з—СООН
СНз—(СН2) и—СООН
СНз—(СН2) is-СООН
СНз—(СН2) 16—СООН |
Муравьиная
Уксусная
Пропионовая
Масляная
Валериновая
Пальмитиновая
Маргариновая
Стеариновая
Непредельные монокарбоновые
СН2=СН—СООН
СН2=С—СООН
1
СНз
С,7НззСООН
C,7H3iCOOH
Предельные ди1
НООС—СООН
НООС—СН2—СООН
НООС—(СН2) г—СООН
НООС— (СН2) 6—СООН
1 Непредельные д
НООС—СН=СН—СООН
СН2=СН—СНг—СН—СООН
СООН
НООС—С=С—СООН
Акриловая
Метакриловая
Олеиновая
Линолбвая
сарбоновые 1
Щавелевая
Малоновая
Янтарная
| Пробковая
икарбоновые
Фумаровая
Ал ил малоновая
Ацетилендикарбоновая
56

Продолжение
Формула
Название
Предельные поликарбоновые
сн2 — сн — сн2
I I I
соон соон соон
сн2 — сн — сн —
соон соон соон
он
Трикарбаллиловая
Изолимонная
Ароматические
С6Н5—СООН
С6Н4(СООН)2
Сб(СООН)6
С6Н5—СН—СООН
I
ОН
но—с6н4—соон
с6н5—сн=сн—соон
Бензойная
Фталевая
Мелитовая
Миндальная
Салициловая
Аллокоричная
Оксикарбоновые (содержат —ОН)
НО—СНг—СООН
/ОН
снз—сн<;
хюон
ноос—сн—сн—соон
он он
НООС— (СН) 4—СООН
I
он
ноос—сн2—сн—соон
он
Гликолевая
Молочная
Винная
Сахарная
Яблочная
57

Но за что аминокислотам такие почести? Может,
это просто каприз природы? Вряд ли. Дело в том, что у
аминокислот, образно говоря, сильно выражено
стремление к коллективизму. В своем составе они имеют и
кислотные группы —СООН, и аминогруппы —NH2,
которые, подобно аммиаку, проявляют ярко
выраженные основные свойства. Так что аминокислоты имеют
свойства и кислот, и оснований. Поэтому они легко
соединяются друг с другом, образуя биологические
полимеры.
Механизм объединения аминокислот несложен.
Кислотная и основная группа в молекуле не остаются
безразличными друг к другу. В результате их
взаимодействия в водной среде происходит, как правило,
переход протона (внутри молекулы) к атому азота, и
молекула аминокислоты превращается в биполярный
ион.
НО НО
Г*-! N—СН2—С—ОН *- Н—N—СНо—С—Ое
Г ' I I
I н н
Понятно, что получившиеся молекулы-ионы
стягиваются друг с другом противоположно заряженными
частями и при определенных условиях могут легко
вступить в реакцию поликонденсации, отщепив воду.
Именно так аминокислоты «сшиваются» друг с другом
в живых организмах в самых причудливых
сочетаниях, образуя цепи, из которых потом строятся
белковые молекулы.
Интересно, что самих аминокислот в общем-то
немного. При гидролизе белков большинства живых
организмов обнаружено к настоящему времени немногим
более трех десятков аминокислот.
Еще около двух с половиной сотен аминокислот
выделено из очень редко встречающихся белков и
небелковых тел. Таким образом, число аминокислот,
существующих в природе, видимо, не превышает трех сотен.
Но общее количество белков, которое создает природа
из этого строительного материала, потрясающе
огромно и не поддается даже приблизительной оценке.
Именно это многообразие белковых структур позволяет
природе создавать поразительное богатство форм
животных и растительных организмов.
58

СИЛА КИСЛОТ
Мы уже говорили, что кислоты бывают сильные
и слабые. Но что служит критерием их силы?
Способность растворять металлы или прожигать дыры в
одежде? Оказывается, и то другое — критерии весьма
расплывчатые. Силу кислот современные химики
объясняют способностью кислот отдавать протоны основаниям.
Чем слабее удерживает свой протон кислота, тем
меньше энергии затрачивает основание на отрыв этого
протона, тем сильнее считается кислота. При таком подходе
сила кислот получает количественную оценку.
Если важнейшие бескислородные кислоты
расположить по этому критерию — в порядке возрастания их
силы, то получится следующий ряд: NH3, РНз, H2S,
H2Se, H2Te, HF, HCt, HBr, HI. Видимо, не требуется
особой проницательности, чтобы заметить закономерное
изменение кислотных свойств указанных соединений в
зависимости от положения кислотообразующего
элемента в периодической системе. При движении по
периоду в периодической таблице, скажем, от хлора к
фосфору, разница в элекроотрицательностях между этими
элементами и водородом убывает, полярность связи
Н—X (где X — неметалл) уменьшается, соответственно
взаимодействие с растворителем становится менее
энергичным, а отщепление протона менее вероятным. Сила
кислот в ряду НО, H2S, PH3 убывает.
При движении в подгруппе сверху вниз, скажем, от
фтора к иоду, сила образуемых ими кислот возрастает,
хотя разница в электроотрицательностях этих
элементов с водородом убывает. Здесь решающее влияние
оказывают не значения электроотрицательностей
химических элементов, а размеры атомов и
соответственно — энергии разрыва связей Н—X. Например, атом
фтора довольно мал, ядра фтора и водорода в HF
находятся близко друг к другу и энергия разрыва связи
Н—F сравнительно велика: 590 кДж/моль. Атом иода
значительно объемистее, расстояние между ядрами
водорода и иода в HI заметно больше, чем в HF .
Соответственно энергия разрыва связи Н—I вдвое меньше:
296 кДж/моль. Понятно, что способность к
отщеплению протона, а значит, и сила кислоты у HI больше,
чем у HF.
Что касается неорганических оксокислот, то их сила
зависит от многих факторов, но, пожалуй, больше все-
59

Н0\ /ОН
но^ь,\он
а
-Н20
НО-
но—р=о
НО'
но^\^ор|
-2Н20 НО\ ^О
*~ ho^s4o
в
Рис. 7. Возрастание числа негидроксильных атомов кислорода в
молекулах кислот резко увеличивает их,силу:
а — H4Si04 — очень слабая кислота; б — H3PO4 — средняя по силе
кислота; в — H2SO4 — сильная кислота.
го от строения. Все оксокислоты имеют в своем составе
связи X—ОН (где X — кислотообразующий элемент).
Увеличивают силу многих кислот связи Х=0.
Появление таких связей понять нетрудно. Если, к
примеру, рассмотреть строение высших оксокислот
кремния, фосфора, серы и хлора, то получится
следующая картина. Ортокремниевая кислота, в соответствии
с высшей валентностью кремния, имеет четыре гид-
роксогруппы ОН, соединенные с атомом кремния
(рис. 7, а). Фосфорная кислота должна бы иметь пять
ОН-групп, но из-за небольшого размера атома фосфора
размещение вокруг него пяти атомов кислорода
затруднительно. Поэтому неустойчивая структура Р(ОН)б,
отщепив молекулу воды, переходит в устойчивую
НзР04 (рис. 7, б). При этом появляется связь Р=0,
т. е. один атом кислорода не связан в гидроксогруппу.
Аналогично серная кислота должна бы иметь в своем
составе шесть гидроксогрупп, но размещение шести атомов
кислорода вокруг небольшого атома серы и вовсе
затруднительно. Потому неустойчивая структура S(OH)6,
отщепив две молекулы воды, переходит в устойчивую,
почти тетраэдрическую молекулу H2SO4 (рис. 7, в),
имеющую уже два не связанных в гидроксогруппы
атома кислорода. По этим же причинам хлорная кислота
существует не в виде О (ОН)т, а в виде устойчивой НСЮ4.
Таким образом, при движении по периоду от кремния
к хлору в образуемых ими оксокислотах количество
гидроксогрупп уменьшается, а число не входящих в
состав гидроксогрупп атомов кислорода (т. е. число свя-
60

Зей Х=0) нарастает. И это приводит к резкому
увеличению силы кислот. Если рассчитать степени
диссоциации указанных кислот (по первой ступени) в их 1%-ных
водных растворах, то получим следующие цифры:
H4Si04 — 0,0016%, H3PO4 — 16%, H2SO4 ~ 100%,
НСЮ4 ~ 100%.
Аналогичная картина наблюдается и для других ок-
сокислот. Если в их составе имеются только ОН-группы,
то независимо от числа гидроксогрупп эти кислоты
слабые. Появление в молекулах кислот одного атома
кислорода, не связанного в гидроксогруппу, делает их
средними по силе. Появление в составе кислот двух и
тем более трёх подобных атомов кислорода превращает
кислоты в сильные.
Что касается органических кислот, то их сила, как
известно, невелика. Большинство органических кислот,
особенно с большими углеводородными радикалами,
являются очень слабыми, и лишь немногие можно
назвать слабыми или средними. Так, например, у
муравьиной, уксусной и пропионовой кислот степень
диссоциации в разбавленных водных растворах
колеблется в пределах 1—5%. А у таких кислот, как фталевая
и салициловая, она может достигать 20—50%.
Справедливости ради заметим, что при введении в
состав органических кислот галогенов могут получаться
кислоты довольно сильные. Таковыми являются,
например, трихлоруксусная (СОз—СООН) и трифторук-
сусная (CF3—СООН) кислоты, степень диссоциации
которых достигает 85—90%.
На практике силу кислот в их водных растворах
часто характеризуют водородным показателем рН.
Буквами рН обозначают отрицательный десятичный
логарифм молярной концентрации ионов водорода,
содержащихся в данном растворе. Например, в очень чистой
воде концентрация ионов водорода равна 10~~7 моль/л.
Следовательно, ее рН = — lg 10~~7 = — (—7) = 7.
Концентрация гидроксид-ионов здесь тоже равна
10~7 моль/л и поэтому среда считается нейтральной.
Если концентрация ионов водорода больше
Ю-7 моль/л, например Ю-6 моль/л, 10_3 моль/л или
Ю-1 моль/л, то такие среды считаются кислыми и их
водородные показатели равны соответственно 6, 3 и 1.
Если же концентрация ионов водорода меньше
10~7 моль/л, например, 10~8 моль/л, 10 моль/л или
Ю-14 моль/л, то такие среды считаются щелочными, так
61

как в растворе преобладают гидроксид-ионы и
водородные показатели соответственно равны 8, 10 и 14.
Таким образом, в нейтральной среде рН = 7, в
кислых средах рН < 7, в щелочных — рН > 7.
Водородным показателем пользуются не только
химики, но и биологи, медики, агрохимики. С его
помощью характеризуют кислотность крови, лимфы,
желудочного сока, почвы и т. д. В сельском хозяйстве
учитывают значение водородного показателя
почвенного раствора при выращивании культурных растений.
Большинство растений нормально развиваются на
почвах с нейтральной реакцией (рН ^ 7) почвенного
раствора. (Обратите внимание на рисунок обложки).
Именно поэтому закисленные болотистые почвы
приходится нейтрализовать известью, иначе культурные
растения на таких почвах дают низкий урожай.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
СВОЙСТВА КИСЛОТ
В химии, особенно неорганической, эти свойства
считаются главенствующими. В
окислительно-восстановительных реакциях обычно происходит переход
(или чаще всего оттягивание) электронов от одних
атомов к другим. Те атомы, которые забирают при
этом электроны, называются окислителями, а те, у
которых забирают, — восстановителями. Образный портрет
окислителя вырисовывается как портрет грабителя.
У обоих ярко выражено стремление вырвать, забрать,
оттянуть к себе «чужое имущество». Можно так и
запомнить: окислитель сходен с грабителем (рис. IX, цв.).
Ну а чтобы оценить деяния такого грабителя, т. е.
учесть, сколько электронов он отобрал у другого атома,
химики ввели понятие «степень окисления». С этим
понятием школьники знакомятся в VIII классе, и,
видимо, нет нужды говорить о нем подробно. Напомним
лишь, что это не реальный заряд на атоме, а условный, и
что он показывает число электронов, оттянутых от
атома или притянутых атомом при образовании
химических связей. Иными словами, степень окисления
показывает, к какому атому смещены общие электронные
пары в той или иной молекуле.
Если известны величины электроотрицательностей
элементов, составляющих сравнительно простые по
строению соединения, то степени окисления атомов
62

+1, -1 +1 -2 % +1 0 0
h(;ci h(;s;)h cr.ci
+1
н н н
н*1 н н
обычно определить нетрудно. Полудугами показано
смещение электронных пар к атому с большей
электроотрицательностью. Например, в сероводороде атом
серы, оттянувший к себе два чужих электрона,
приобретает степень окисления — 2. Атом водорода, от которого
оттянули его единственный электрон, получил степень
окисления + 1- Зная степени окисления атомов в
молекулах, можно довольно точно предсказать поведение в
окислительно-восстановительных реакциях многих
кислот, имеющих несложное строение. Подтвердим
сказанное на примере хлороводорода. Расставим степени
окисления в его формуле: Н С1. Подходя формально,
можно представить дело так, что эта молекула состоит
из протона и атома хлора, оттянувшего к себе один
чужой электрон. Тогда окислительно-восстановительные
свойства этого соединения предсказываются легко и
просто. Протон восстановительных свойств не
проявляет, так как он не имеет электронов. Зато отбирать
электроны у других атомов, т. е. проявлять
окислительные свойства, он будет с большой охотой. И это хорошо
иллюстрируют реакции окисления металлов
газообразным хлороводородом. Например:
0+1 0 +2
Zn + 2HC1 = H2f + ZnCl2
— i
С заряженным атомом хлора С1 все наоборот. В
электронейтральном атоме хлора во внешнем электронном
слое содержится семь электронов. Соединившись с
атомом водорода и оттянув один электрон, он получил
во внешнем слое октет (восемь электронов). Как
известно, существует «запрет» на нахождение на внешнем
слое атома более восьми электронов. Значит, выступать
—1
окислителем (т. е. принимать еще электроны) О не
может. Он может лишь отдавать электрон и проявлять
только восстановительные свойства. Например:
63

г *
4НС1 + Mn02 = С12 + МпС12 + 2Н20
+ i -1
Итак, имея в своем составе Н и С1, хлороводород
может быть и окислителем, и восстановителем.
Те же самые свойства обнаруживает и соляная
кислота (водный раствор хлороводорода), с той лишь
разницей, что в случае кислоты реакции идут не в
газовой фазе, а в растворе, и окислителем будет выступать
+i
не атом Н из молекулы НС1, а гидратированный ион
водорода, получившийся при диссоциации последней.
Аналогично обстоит дело и с восстановителем О.
По аналогии с хлороводородом можно
рассматривать и все другие бескислородные кислоты. Конечно,
некоторые из этих соединений, например NH3, РНз и
углеводороды, считать кислотами как-то непривычно.
Но привычка — дело наживное. Аммиак, например, в
жидком состоянии реагирует со щелочными и
щелочноземельными металлами, а при нагревании вступает в
реакции с цинком, железом, хромом и другими метал-
лами, выделяя водород, т. е. за счет Н аммиак, как
и хлороводород, выступает окислителем. Например:
2К + 2NH3 = H2f + 2KNH2
—з
За счет N аммиак проявляет восстановительные
свойства. Это наглядно демонстрирует реакция горения
аммиака в кислороде:
i 1
4NH3 + 302 = 2N2 + 6Н2Ъ
Как видим, по главным химическим свойствам аммиак
весьма сходен с другими кислотами и место среди них
занимает вполне законно.
Теперь займемся оксокислотами. Здесь дело обстоит
несколько сложнее. В качестве примера рассмотрим
окислительно-восстановительные свойства сначала
серной, а затем фосфорной кислот. Если указать степени
+ 1+6-2
окисления в формуле H2SC>4, то при формальном под-
64

—2
ходе можно заключить, чго за счет О эта кислота и
ее соли должны проявлять восстановительные свойства.
Конечно, их трудно реализовать, поскольку оттянуть
—2
электроны у О — дело непростое, и все же в реакциях
с фтором при нагревании это происходит. Что же ка-
сается Н и S, то, судя по степеням окисления, этим
атомам можно предсказать только окислительные
свойства. Действительно, оба атома проявляют указанные
свойства, но в разных условиях.
Как известно, чистая 100%-ная серная кислота
состоит практически из недиссоциированных молекул.
Разбавление ее водой приводит к сильной гидратации
молекул, выделению значительной энергии гидратации и
практически полному распаду всех молекул на ионы в
разбавленных водных растворах. Это обстоятельство
существенно влияет на химические свойства серной
кислоты. В упрощенном виде можно считать так. В
разбавленных водных растворах серной кислоты анионы
2—
S04 «закованы» в прочный гидратный панцирь и
фактически отстранены от реакции. Потому окислителем в
разбавленной серной кислоте является ион водорода:
I \
0+1 0+2
Zn + H2S04 = H2f + ZnS04
Если же последовательно повышать концентрацию
H2SO4, то толщина гидратного панциря у сульфат-ионов
будет уменьшаться, их окислительная активность
возрастать и функции главного окислителя постепенно
+1 +6
перейдут от Н к S. Таким образом, в разбавленной
+
серной кислоте главный окислитель — ион Н, в кон-
+6
центрированной — заряженный атом S из сульфат-
иона или из недиссоциированной H2SO4.
+е
Легко заметить, что S более сильный окислитель,
чем ион водорода. Последний окисляет только те
металлы, которые стоят в электрохимическом ряду
напряжений до водорода, а концентрированная серная кислота
3—1173 65

+6
(за счет S) окисляет, кроме того, еще несколько
металлов, стоящих после водорода (Re, Cu, Ge, Hg, Ag), и
даже некоторые неметаллы (С, S, В, Sb).
В данном случае первым продуктом окисления и
металлов, и неметаллов являются их оксиды. Но оксиды
металлов затем растворяются в избытке кислоты и
образуют соли — сульфаты. Оксиды неметаллов, как
правило, в кислоте не растворяются, а сразу
улетучиваются или вступают в реакцию с водой, образуя
кислоты. Это хорошо видно на опыте. Красноватая медь при
слабом нагревании в концентрированной серной
кислоте покрывается черным налетом оксида меди (II) СиО:
' \
О +6 +2 +4
Си + H2S04 = СиО + S02f + Н20
При дальнейшем нагревании оксид меди (II)
превращается в сульфат, придающий раствору голубую окраску
за счет гидратироваиного иона меди:
СиО + H2S04 = CuS04 + Н20
Если же берется неметалл, например древесный уголь,
то при длительном кипячении в концентрированной
серной кислоте он окисляется до оксида:
1 \
С + 2H2S04 = C02f + 2S02f + 2H20
Итак, неметаллы и малоактивные металлы
восстанавливают концентрированную серную кислоту в основном до
оксида серы (IV). Если берется достаточно активный
металл, например цинк или магний, то продуктом
восстановления может быть и оксид серы (IV), и сера, и даже
сероводород. Процентное содержание этих веществ
зависит от конкретных условий проведения реакций.
Формально можно считать, что в данном случае каждо-
+6
му атому S из серной кислоты удается оттянуть от ме-
+ 4
талла не только по два электрона (и перейти в S),
но и по шесть, и даже по восемь электронов:
i \
О +6
Zn + H2SO4-
S02 + ZnS04 + Н20
■> S + ZnS04 + H20
H2S + ZnS04 + H20
66

Как же обстоят дела с ортофосфорной кислотой?
+ 1 +5-2
Судя по степеням окисления в Н3РО4, ей можно было
бы приписать свойства, аналогичные свойствам серной
кислоты. Но по электронному строению эти две кислоты
несколько отличаются (подробнее об этом далее).
Построенный в форме тетраэдра фосфат-ион является
одним из самых устойчивых анионов. Разрушить его в
процессе реакций очень трудно. Поэтому при обычных
условиях ортофосфорная кислота (любой концентра-
+1
ции) выступает окислителем лишь за счет Н:
Mg + H3PO4 = H2f + MgHP04
И только при нагревании выше 250 °С функции окисли-
+5
теля переходят к фосфат-ионам (формально к Р),
отчего кислота становится очень агрессивной и
взаимодействует даже с платиной. Но при этой температуре
ортофосфорная кислота практически исчезает, так как
в процессе нагревания она подвергается
поликонденсации, превращаясь в различные поли- и метафосфорные
кислоты. Поэтому с небольшими погрешностями можно
считать, что ортофосфорная кислота — окислитель
+i
только за счет Н.
Подведем некоторые итоги. Как видим,
неорганические оксокислоты можно условно разбить на две группы.
В первую группу входят кислоты, анионы которых в
процессе окислительно-восстановительных реакций
могут разрушаться. Сюда кроме серной относятся
азотная, хлорная, хлорноватая, бромная, бромноватая,
йодная, марганцовая, селеновая, хромовая и многие
другие кислоты. Они имеют, как правило, два
конкурирующих окислителя: Н+ и кислотообразующий элемент
в положительной степени окисления. Какой из этих
окислителей «главенствует», зависит от конкретных
условий проведения реакций.
Во вторую группу входят такие оксокислоты, у
которых, как и у Н3РО4, анион построен прочно и в
процессе окислительно-восстановительных реакций не
разрушается, а если и разрушается (например, в угольной
кислоте), то без изменения степени окисления
кислотообразующего элемента. К ним принадлежат борные,
3**г
67

кремниевые, фосфорные, мышьяковые и некоторые
другие кислоты. Окислителем у них при обычных условиях
выступает Н+1. В эту же группу можно включить и
органические кислоты, поскольку при невысоких
температурах свои окислительные функции они осуществляют в
основном за счет протонов карбоксильных групп.
Таковы вкратце окислительно-восстановительные
свойства кислот.
КОНДЕНСАЦИЯ КИСЛОТ
Известно еще одно важное свойство, присущее всем
оксокислотам, — способность вступать в реакции
конденсации.
Надо сказать, что природа изобрела немало
способов укрупнения молекул, но, пожалуй, самым
распространенным является конденсация. Суть ее (для
оксокислот) состоит в том, что две молекулы, имеющие
ОН-группы, объединяются в одну молекулу, отщепив
при этом воду. Если же в полученной молекуле еще
остались ОН-группы, то она может подвергаться
дальнейшей конденсации1. Таким образом, состав и строение
продуктов конденсации определяются числом ОН-групп
в исходной кислоте. Если в молекуле кислоты имеется
лишь одна ОН-группа, такие молекулы объединяются
попарно, отщепляя воду и образуя ангидрид2. Если же
в молекуле две, три или более ОН-групп, то при
конденсации могут образовываться самые разнообразные
соединения, построенные в форме цепей, колец,
полимерных сеток и т. д. Хорошей иллюстрацией служит
конденсация ортофосфорной кислоты в процессе ее
постепенного обезвоживания при нагревании. Вначале
образуются полифосфорные кислоты по схеме:
о о о
II | 1 II Г -I II t°
но—р—о4-н+но4-р—о|н + ••• +HOJ-P—он
| I 1 | 1_ —I | -пИ2о
он он он
о о о
II II II
-*- НО—Р—О—Р—-О ••—Р—ОН
I I к
ОН ОН ОН
1 Строго говоря, понятие конденсации несколько шире, чем
трактуется здесь.
2 Ангидридами оксокислот называются продукты их
обезвоживания.
68

Потом за счет взаимодействия концевых ОН-групп
полифосфорные кислоты превращаются в кольцевые
метафосфорные кислоты. Среди них наиболее
устойчивой является тетраметафосфорная кислота (НРОз)4,
образующаяся из тетраполифосфорной кислоты:
О О О О
-п II И II II г t°
Н04-Р— О—Р—О—Р—О—Р—ОН - »-
—-Г, | | | L -н2о
он он он он
о=р—о—р=о о=р—о—р=о
'ЧУ! t° 1x1/1
~~ О tt О **- О 71 О
|х>**а| -2Н2° 1/° 41
о=р^-о—р=о о=р—о—р=о
Аналогично получаются гексаметафосфорная (НР03)е,
октаметафосфорная (НРОз)в и другие кислоты. Их
дальнейшее обезвоживание может идти по-разному.
Если вода отщепляется за счет ОН-групп одной молекулы,
например в (НРОзЬ, то образуется оксид
фосфора (V) — фосфорный ангидрид с молекулярной
кристаллической решеткой. Как видим, истинная формула
фосфорного ангидрида не Р205, а Р4Ою. Причем это
самая простая из всех возможных формул данного
вещества.
Если же в процессе дегидратации метафосфорных
кислот вода отщепляется за счет ОН-групп разных
молекул, то последние «сшиваются» в сложные
поликонденсаты, и тогда возникают различные полимерные
модификации фосфорного ангидрида. Сколько их всего,
пока неизвестно.
Примерно так же идет поликонденсация ортокрем-
ниевой кислоты H4Si04, в процессе которой возникает
множество ленточных, кольцевых, слоистых и
каркасных структур. Именно это обилие силикатных структур
лежит в основе поразительного многообразия
соединений в минеральном царстве Земли.
Как видим, простой на первый взгляд переход
кислоты в ангидрид может на самом деле заключать в себе
удивительное многообразие химических превращений.
Это область, в которой еще очень много неизвестного.
К настоящему времени, например, химики научились
выделять лишь те производные полифосфорных и
метафосфорных кислот, которые имеют не более 10—12
69

атомов фосфора в молекуле. Что касается поликислот
серы, мышьяка, сурьмы, ванадия, олова и других
элементов, то здесь успехи еще скромнее. А ведь среди
конденсированных кислот и их прозводных,
несомненно, должны существовать вещества с очень ценными
свойствами. Это предмет дальнейших исследований и
открытий.
БЕСКИСЛОРОДНЫЕ КИСЛОТЫ
Наиболее важными бескислородными кислотами в
настоящее время являются галогеноводородные. Среди
них первое место, бесспорно, занимает соляная кислота.
Соляная (хлороводородная) кислота. Ее формулу
обычно пишут НС1, и потому у многих создается
впечатление, что соляная кислота и хлороводород — одно
и то же. Это не совсем верно, так как по многим
свойствам они сильно различаются.
Хлороводород при комнатных условиях — газ, при
охлаждении до —84°С превращается в бесцветную
легкоподвижную жидкость, а ниже — 111,3°С
становится бесцветным кристаллическим веществом. Жидкий
хлороводород электрического тока почти не проводит,
так как состоит из прочных недиссоциированных
молекул. Правда, очень малая доля их все-таки
диссоциирует, образуя Н+ и С1"~, которые тут же сольватируются,
образуя сложные ионы: Н+-НС1 и С1~"«НС1. Но эта
диссоциация так незначительна, что электрическая
проводимость жидкого хлороводорода меньше, чем
даже у воды.
В химическом отношении чистый обезвоженный
хлороводород малоактивен. Он не взаимодействует,
например, с большинством металлов и не реагирует
даже с сухим аммиаком.
Но так обстоит дело с чистым хлороводородом.
Когда же хлороводород смешивается с водой, картина
резко меняется. Поскольку молекулы НЧС1 полярны,
они мгновенно гидратируются. Выделяющаяся теплота
гидратации довольно велика, и ее вполне хватает на
то, чтобы разорвать на ионы практически все
молекулы хлороводорода. По этой причине водный раствор
хлороводорода, т. е. соляная кислота, является
электролитом сильным и электрический ток проводит
хорошо.
70

В химическом отношении соляная кислота намного
активнее хлороводорода. Она растворяет почти все
металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений
до водорода, реагирует со многими оксидами, гидрокси-
дами и солями. Ее пары весьма энергично соединяются
с аммиаком, образуя густой белый дым, состоящий из
кристалликов хлорида аммония, что используется при
создании дымовых завес. Таким образом, диссоциация
хлороводорода на ионы в водной среде существенно
меняет его свойства.
Чистый хлороводород используется мало. В
основном он расходуется как сырье для производства
хлорвинила, некоторых синтетических каучуков, хлорэтила
и еще нескольких веществ.
Совсем иная сфера применения у соляной кислоты.
Тысячи тонн ее расходуется для растворения окалины
и ржавчины с тех чугунных и стальных изделий,
которые собираются никелировать, хромировать,
цинковать, меднить, золотить и т. д. Ведь на ржавую
поверхность изделия не произойдет при электролизе
осаждения ни цинка, ни никеля, ни меди. Потому и руль
велосипеда перед никелированием, и кухонное ведро перед
цинкованием, и великое множество других изделий
приходится «купать» в соляной кислоте.
Много соляной кислоты используют для снятия
накипи в паровых котлах и тепловых бойлерах.
Накипь — это в основном карбонаты кальция и магния,
которые легко растворяются в соляной кислоте:
СаСОз + 2НС1 = СаС12 + Н20 + С02|
Правда, при этом кислота «набрасывается» и на
металл. Чтобы предохранить его от растворения, в
кислоту обычно добавляют ингибиторы (замедлители)
коррозии. Эти вещества, адсорбируясь на металле,
создают защитную пленку, затрудняющую растворение
металла. Растворению карбонатов они практически не
мешают.
Такую же ингибированную кислоту нефтяники в
настоящее время спускают по трубам в нефтеносные
пласты, если там имеются известняки. Образующийся
при растворении известняков углекислый газ
выдавливает нефть через скважины наверх, заметно
увеличивая процент забора нефти из пластов.
Широко используется соляная кислота в
лабораторной практике, например для получения водорода,
71

хлора, органических хлорпроизводных и различных
солей. Кстати, большинство ее солей — хлоридов —
хорошо растворимы в воде. Исключение составляют
лишь РЬС12, CuCl, AgCl, AuCl и Hg2Cl2. Малая
растворимость хлорида серебра AgCl (меньше 1 мг на
литр воды) используется для осуществления
качественной реакции на соляную кислоту и ее соли. Еще
Р. Бойль безошибочно устанавливал их присутствие в
растворах, добавляя туда нитрат серебра. При этом
образовывался характерный белый осадок,
практически нерастворимый в воде, но легко растворяющийся
при добавлении аммиака. Данной реакцией химики
пользуются до сих пор.
Получают соляную кислоту в большинстве стран
мира прямым синтезом водорода с хлором и
растворением образовавшегося хлороводорода в воде. Мировое
производство ее составляет не менее 10 млн. т в год.
Концентрированной соляной кислотой обычно
считают 35—37%-ный водный раствор хлороводорода.
Большее количество хлороводорода при комнатных
условиях раствориться в воде не может. Если его
нагнетать в воду под давлением, то можно получить
кислоту и большей концентрации. Но как только
давление будет сброшено, избыточное количество
хлороводорода тут же выделится из воды, как это случается
с углекислым газом, когда открывают бутылку с
лимонадом.
Соляная кислота оказывает сильное воздействие на
организм человека. При длительном вдыхании ее
паров возникает катар верхних дыхательных путей,
нарушается деятельность слизистых оболочек носа и рта,
разрушаются зубы. На коже соляная кислота дает
химические ожоги. Так что обращаться с ней надо
осторожно, используя защитные очки, резиновые перчатки
и фартук. Допустимая концентрация паров соляной
кислоты в рабочих помещениях не должна
превышать 0,015 г/м3.
Плавиковая (фтороводородная) кислота считается
второй по значимости и объему производства гало-
геноводородной кислотой. Формула HF не совсем
верно отражает истинное положение дел. Это формула
фтороводорода, и то лишь в газовой фазе при
повышенных температурах. При охлаждении ниже 19,5°С
фтороводород превращается в бесцветную жидкость,
которая состоит из недиссоциированных молекул,
72

объединенных сильными водородными связями в
прочные ассоциаты (HF)n. При растворении в воде эти
ассоциаты постепенно разлагаются, уступая место
гидратам. Возникший раствор называют плавиковой
кислотой. Диссоциирует она довольно слабо.
В химическом отношении плавиковая кислота
довольно оригинальна. Это, пожалуй, единственная
кислота, которая легко растворяет оксид кремния (IV),
главную составную часть песка:
Si02 + 4HF = SiF4f + 2H20
А поскольку бутылочное стекло содержит в своем
составе изрядное количество оксида кремния (IV), то
хранить плавиковую кислоту приходится не в
стеклянной и керамической посуде, а в полиэтиленовой или
полихлорвиниловой. Легко представить себе, что
получится, если какой-то неопытный химик перельет эту
кислоту в стеклянную колбу и поставит ее в шкаф с
реактивами. Нижняя часть колбы будет разъедена,
кислота выльется на полку и, «набросившись» на
склянки с другими реактивами, наделает великий
переполох (рис. X, цв.).
Следующая особенность плавиковой кислоты
состоит в том, что восстановительных свойств она не
проявляет вообще, так как окислить фторид-ион не
удается ни одному реагенту. Поэтому плавиковую
кислоту и жидкий фтороводород используют для
приготовления растворов очень сильных окислителей,
с помощью которых можно окислить некоторые
элементы до высших степеней окисления. Например,
окисляя золото фторидом криптона (II) в среде HF,
удалось получить в кристаллическом состоянии AuFs,
где золото находится в непривычно высокой степени
окисления -Ь 5. Примерно таким же путем удалось
выделить фторид цинка (IV) ZnF4 и гексафторокуп-
рат (IV) рубидия Rb2[CuFe], где медь и цинк имеют
необычно высокие степени окисления, равные + 4.
Плавиковая кислота хорошо растворяет те
металлы, которые стоят в электрохимическом ряду
напряжений до водорода. Но и здесь свои особенности.
Фториды некоторых металлов (Ni, Fe, Си)
нерастворимы в воде и плавиковой кислоте. Покрывая металл
стойкой пленкой, они предохраняют его от
дальнейшего взаимодействия с кислотой. По этой причине в
73

никелевой, медной или стальной аппаратуре можно
смело получать и хранить фтороводород. И не только
его, но и чистый фтор, ибо пленки фторидов надежно
защищают указанные металлы от воздействия фтора.
Сильное действие оказывает плавиковая кислота
на живые организмы. Вдыхание ее паров обжигает
слизистые оболочки носа и гортани. На коже
образуются болезненные язвы. Особенно легко она
разрушает ногти, зубы, кости. Предельно допустимое
содержание ее паров в рабочих помещениях должно быть
не более 0,0005 г/м3.
Токсичностью плавиковой кислоты пользуются для
борьбы с вредными насекомыми и микроорганизмами,
для чего, например, древесину пропитывают
плавиковой кислотой или ее солями. Это надежно
предохраняет деревянные изделия от многих напастей,
например от поедания древесины термитами.
Получают плавиковую кислоту в большинстве
стран мира из плавикового шпата (отсюда и название
кислоты) реакцией обмена:
CaF2 + H2SO4 = CaS04 + 2HFf
Выделяющийся газообразный фтороводород очищают,
сжижают охлаждением и разбавляют водой до
нужной концентрации.
Фтороводород образуется и в природе. Например,
фумаролы из долины «Десять тысяч дымов» на Аляске
выбрасывают в атмосферу ежегодно около 200 000 т
фтороводорода. Понятно, что все живое старается
держаться подальше от этой* долины.
Общий объем промышленного производства
фтороводорода сравнительно невелик. Такие крупные
страны, как СССР и США, производят в последнее время
по 200—300 тыс. т фтороводорода в год. Примерно
треть его расходует алюминиевая промышленность
на производство криолита Na3AlF6, в расплаве
которого растворяют оксид алюминия. Подвергая затем этот
расплав электролизу, получают металлический
алюминий. Еще треть используется для изготовления
фторуглеродов. Некоторые из них, например фреон
CC12F2, работают в качестве охлаждающих
жидкостей в домашних холодильниках. Остальное
количество фтороводорода идет для обработки стекла
(создание матовой поверхности, узоров), для очистки чугун-
74

ного литья от формовочного песка, для разделения
изотопов урана в атомной технике и других целей.
Бромоводородная НВг и иодоводородная HI
кислоты очень сходны с соляной кислотой по химическим
свойствам, способам получения и даже по воздействию
на живой организм. Разумеется, есть небольшие
отличия. Сила кислот в ряду НС1—НВг—HI слегка
нарастает. Кроме того, восстановительная способность
у бромид- и иодид-ионов выражена заметно сильнее,
чем у хлорид-ионов. И это имеет свои последствия.
Даже при простом стоянии на воздухе
бромоводородная и иодоводородная кислоты реагируют с
кислородом, выделяя свободный галоген:
4НВг + <Э2 = 2Вг2 + 2Н20
i \
4HI + 62 = 212 + 2НГ6
По этой причине водные растворы обеих кислот
обычно окрашены в желтый или буроватый цвет. У соляной
кислоты этого не наблюдается. Получать НВг и HI в
лаборатории приходится тем же способом, что и в
промышленности, т. е. прямым синтезом галогенов с
водородом или гидролизом галлидов фосфора:
Н2 + Вг2 = 2НВг Р13 + ЗНОН = 3HI + Н3Р03
Растворимость у бромо- и иодоводорода в воде
несколько выше, чем у хлороводорода, потому
максимальную концентрацию бромоводородной кислоты при
обычных условиях можно довести до 47—48%, а иодо-
водородной — до 70%.
Что касается сферы применения указанных кислот,
то она более узкая, чем у соляной, так как брома и
иода в природе немного. Расходуется бромо- и
иодоводородная кислоты в основном на изготовление
органических бром- и иодпроизводных, используемых в
медицине и лабораторной практике.
Из кислот, образованных элементами подгруппы
кислорода, наибольшее значение (если не считать
воду) имеет сероводородная кислота.
Сероводородная кислота получается обычно
растворением в воде сероводорода. Поэтому нелишне
вспомнить свойства последнего.
75

Чистый сероводород при обычных условиях —
бесцветный газ с резким запахом тухлых яиц. При
охлаждении до —60,5 °С он превращается в
легкоподвижную жидкость, а ниже —85,6 °С образует бесцветные
кристаллы. Жидкий сероводород имеет очень низкую
электрическую проводимость, так как очень слабо
диссоциирует.
Молекула сероводорода, как и молекула воды,
имеет угловое строение. Правда, угол между связями
в H2S меньше, примерно 92°. Разница в электроот-
рицательностях между водородом и серой невелика,
потому связи Н—S слабополярны. Соответственно и
молекула в целом слабополярная. Понятно, что с
диполями воды она взаимодействует менее энергично,
чем, например, молекула хлороводорода. Отсюда у
сероводорода и растворимость в воде, и способность
к диссоциации в водных растворах значительно
меньше, чем у галогеноводородов.
Если при комнатных условиях в 1 л воды
растворяется около 400 л хлороводорода, то при тех же
условиях сероводорода растворяется всего 2,9 л. Если
молекулы хлороводорода в водном растворе
диссоциированы практически нацело, то в насыщенном водном
растворе сероводорода из каждых 10 тыс. его молекул
лишь 7 разорваны водой на ионы. По этой причине
сероводородную кислоту считают очень слабой. Но так
обстоит дело в воде. Если же сероводород оказывается
в растворе гидроксида натрия, то протоны у
сероводорода вырывают не молекулы воды, а гидроксид-ионы.
И поскольку сродство к протону у них достигает
1600 кДж/моль, что в 2,5 раза больше, чем у воды,
диссоциация H2S здесь почти полная.
В химическом отношении чистый сероводород и
его водный раствор — сероводородная кислота —
несколько различаются. Чистый сероводород весьма
неохотно реагирует с металлами, в то время как
сероводородная кислота окисляет не только все
металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений
до водорода, но и такие металлы, как медь, серебро,
ртуть. Конечно, в обычных условиях иону водорода
не хватило бы «силенок» на окисление последних, но
в данном случае на помощь приходит сульфид-ион.
Он образует с медью, серебром и ртутью
малорастворимые сульфиды, и это сдвигает равновесие в сторону
образования последних.
76

Отсюда понятно, почему блестящая серебряная
ложечка становится черной, если ею размешивают
белок не очень свежего куриного яйца. Сероводород,
образующийся при разложении белка, растворяется в
воде и реагирует с серебром, покрывая его черным
налетом. Такой же налет можно наблюдать на любом
серебряном изделии, если им не пользуются долгое
время. Образуется он за счет сероводорода, который
обычно присутствует в воздухе в малых количествах.
Печалиться по поводу этого налета не следует, ибо
выглядит он вполне благородно. При желании его
нетрудно убрать реакцией, сходной с реакцией
серебряного зеркала. Для этого серебряное изделие
можно подержать несколько минут в горячем
картофельном отваре, добавив туда соды. Глюкоза,
образующаяся при гидролизе крахмала, восстановит в
щелочной среде серебро в металлическое, и чернота
исчезнет.
Черный цвет имеют сульфиды многих металлов,
например ртути, железа, никеля, свинца и др. Но не
все они окрашены так мрачно. Сульфид кадмия,
например, имеет ярко-желтый цвет, сульфид цинка —
белый, а сульфид марганца — телесный цвет. Эти
характерные цвета издавна помогали химикам при
анализе соответствующих минералов. А желтый сульфид
кадмия с давних пор применялся художниками в
качестве великолепной краски. Кстати, с черным цветом
сульфида свинца связано довольно известное «чудо»
обновления икон, которым церковь сотни лет
укрепляла веру в бога. История здесь такова. Раньше
художники, расписывая иконы, в качестве белой краски
использовали основной карбонат свинца. Под
действием сероводорода, который, естественно, присутствовал
в помещении церкви, белый карбонат постепенно
превращался в черный сульфид свинца. Иконы
темнели, рисунки становились плохоразличимыми. Время
от времени священники обрабатывали иконы
различными составами, которые переводили черный сульфид в
белый сульфат свинца. Лики икон светлели. Рисунки
становились почти новыми (рис. XI, цв.).
Понятно, что верующим громогласно сообщалось
об этом как о чуде.
Сейчас такое «чудо» может сотворить каждый
школьник, опрыскав старую картину аптечным 3%
ным раствором пероксида водорода:
77

PbS + 4H202 = PbS04 + 4H20
черный белый
Своеобразно взаимоотношение сероводорода с
живыми организмами. Так как белки содержат в своем
составе серу, то при их разложении обычно
образуется сероводород. Поэтому протухшие мясо, рыба, яйца
пахнут сероводородом. Этот факт знают многие. Но
мало кто знает, как опасен этот газ.
Пожалуй, нет такого газа, кроме HCN, который
убивал бы так быстро живое существо. Человек,
сделавший только один вдох чистого H2S, внезапно
теряет сознание и падает мертвым из-за паралича
дыхательного центра. При содержании всего 1—2 л
сероводорода в 1 м3 воздуха животные погибают за
1—2 мин. Не мудрено, что раньше, когда городские
выгребные ямы очищались вручную, отравления
сероводородом были явлением частым. К счастью, на
воздухе сероводород быстро окисляется, потому
вдыхаем мы его в очень малых количествах, хотя ежегодно
в атмосферу Земли поступает около 1 млн. т
сероводорода. Большую часть этого количества выделяют
вулканы и гейзеры. Из-за их деятельности, кстати, во
многих местах Мирового океана возникают зоны
вечного замора. Классический образец этого явления —
Черное море. На глубине ниже 100—150 м
концентрация сероводорода в нем такова, что жизни там
практически нет. Между тем в отсутствие сероводорода
живые существа обнаружены в океане даже на
глубине 10 км.
Мертвые зоны, насыщенные сероводородом,
встречаются во многих морях. Иногда морскими течениями
они поднимаются близко к поверхности, и тогда
происходят странные явления. Белоснежный морской
лайнер, плывущий вдоль побережья Перу, может за одну
ночь стать черным, как сажа. Это явление получило
даже особое название — «перуанский художник».
Несведущему человеку оно может показаться проделкой
«морского дьявола». На самом деле это «проделки»
сероводорода, выделившегося из морской воды и
превратившего белоснежные свинцовые белила в черный
сульфид свинца.
Аналогичную операцию сероводород проделывает
и с серебром, превращая его в черный сульфид
серебра. Трудно даже представить, сколько кровавых
78

Рис. 8. Сверкающие серебряные пиастры сероводород превращал
в черные кружочки.
побоищ разыгрывалось в прошлые века на морских
кораблях, когда в заветных сундучках вместо
сверкающих серебряных пиастров матросы обнаруживали
черные кружочки. Тут же начинался поиск
«колдунов», взаимные обвинения, драки и жестокие казни
подозреваемых. Истинный же виновник —
сероводород— оставался вне подозрений (рис. 8).
Немало сероводорода поставляют сульфат-восста-
навливающие бактерии, живущие в глубинах океана,
а также в земле на глубине до 3 км. Воздуха там нет,
а кислород бактериям необходим. Вот и приходится им
отбирать кислород у сульфатов, при этом сульфаты
переходят в сульфиды. Последние под действием воды и
теплоты гидролизуются, образуя сероводород.
Явление это весьма неприятное, особенно для
нефтяников. Ведь сероводород (вернее, сероводородная
кислота) — один из самых страшных коррозионных
агентов, и если он присутствует в нефти хотя бы в
небольших количествах, добыча ее сразу осложняется.
Стальные трубы нефтяных скважин из-за
сероводородной коррозии становятся хрупкими и лопаются иногда
буквально через 1—2 месяца после пуска скважины.
Понятно, что стоимость нефти в этом случае резко
увеличивается, а технология добычи усложняется.
Кроме сероводорода, выделено более двух
десятков полисероводородов с общей формулой НгЭп, где
п = 2 — 23. Это желтые и красно-желтые жидкости с
79

неприятным запахом. Атомы серы в них соединены
друг с другом, образуя зигзагообразные цепи с
атомами водорода на концах. Например:
H/S\S/S\H
Из-за малой полярности молекул все они плохо
растворимы в воде и еще хуже диссоциируют. Однако
кислотные свойства все же проявляют, образуя соли —
персульфиды. Большинство полисероводородов и их
солей нестабильны из-за малой устойчивости связей
S—S. Даже при простом хранении они разлагаются
с выделением элементной серы.
Аналоги серы: селен, теллур, полоний — образуют с
водородом соединения, подобные сероводороду: H2Se,
Н2Те, Н2Ро. При обычных условиях это бесцветные
ядовитые газы. Токсичность их примерно втрое выше,
чем у сероводорода, поэтому работать с ними
приходится весьма осторожно. В воде селеноводород и
теллуроводород растворяются лучше сероводорода, и
получившиеся кислоты диссоциированы сильнее
сероводородной. Например, степень диссоциации селено-
водородной кислоты достигает 4%, а теллуроводород-
ной — 15%. Это связано с тем, что устойчивость
молекул в ряду H2S — H2Se — Н2Те понижается,
энергия разрыва химических связей уменьшается и отрыв
протона водой облегчается. В химическом отношении
селеноводородная и теллуроводородная кислоты
очень сходны с сероводородной.
В последние десятилетия химикам удалось
выделить аналоги полисероводородов, а именно: поли-
селеноводороды с общей формулой H2Sen и полителлу-
роводороды Н2Теп. Кислотные свойства у них
выражены слабо, тем не менее они образуют соответствующие
соли: Na2Se„, Na2Ten и др.
Из-за сильной редиоактивности полония удалось
выделить и изучить лишь немногие его соединения.
Среди них Н2Ро — полонистный водород. Он получен
прямым соединением полония с водородом. Выделены
также некоторые его соли — полониды. О полиполони-
дах сведений пока нет.
Если теперь перейти к подгруппе азота и
рассмотреть соответствующие водородные соединения:
NH3 — аммиак, РНз — фосфин, AsH3 — арсин, SbH3 —
80

стибин, ЕПНз — висмутин, то окажется, что кислотные
свойства у них выражены еще слабее, чем у
соединений подгруппы кислорода. Тем не менее вырвать
протоны у перечисленных соединений все же можно, и
поэтому их приходится относить к кислотам. К тому же
сейчас выделено большое количество фосфидов, ар-
сенидов, стибидов и висмутидов, которые можно
рассматривать как соли фосфина, арсина, стибина и т. д.
Кислотные свойства выражены слабо и у тех
соединений, в которых имеются связи N—N, Р—Р,
As—As и т. п. А таких соединений сейчас выделено
немало. Структурные формулы некоторых из них
выглядят так:
н^м_ККН Н^.._^/Н h\Vc_ac^H
Гидразин Дифосфин Диарсин
н н н н
, .^Р—Р Р—PC ^AS— AS AS—AS<V
\\*^ •. ... .^»H H^* • • • • • • • H
Полифосфин Полиарсин
Из этих соединений наибольший интерес
представляют, пожалуй, гидразин, используемый как компонент
ракетных топлив, и весьма нестойкий дифосфин,
который образуется обычно при разложении трупов
животных в отсутствие кислорода (например, когда
они находятся в земле). Прорываясь сквозь трещины
земли и попадая на воздух, дифосфин
самовоспламеняется. Днем это пламя не видно, но в темную
летнюю ночь над старыми могилами можно увидеть
вспыхивающие огоньки. Такие же «блуждающие огни»
на болотах и прочих «гиблых» местах до сих пор
вызывают суеверный страх у тех, кто не знает причины
их возникновения.
Что касается кислотных свойств метана, этилена,
бензола и всего великого множества углеводородов,
то они исчезающе малы. И все же при действии
расплавленных щелочных металлов углеводороды
выделяют водород, а при растворении в жидком аммиаке,
пиридине и прочих сильноосновных растворителях
отщепляют протоны. Это дало химикам повод отнести
их к кислотам и выделить в отдельный класс под
названием СН-кислоты.
81

Кроме перечисленных, к бескислородным кислотам
можно отнести еще немало соединений, но
ограничимся только двумя, поскольку они играют в нашей
жизни немаловажную роль. Это HCN — синильная
кислота и НЫз — азотоводородная кислота.
Синильная кислота, как известно, сильнейший яд.
Один полный вдох ее паров приводит к потере
сознания и смерти через 1—2 мин. И все же она
исследована химиками довольно хорошо.
Чистая синильная кислота — прозрачная, легкая
(q = 680 кг/м3) жидкость, взрывается при ударе или
сотрясении подобно нитроглицерину. Очень
легколетуча, и пары ее образуют с воздухом взрывоопасную
смесь. Не случайно к работе с синильной кислотой
в нашей стране допускаются лица не моложе 18 лет,
прошедшие специальную подготовку.
Тем не менее синильная кислота — один из
крупнотоннажных продуктов современной химической
индустрии. Промышленно развитые страны производят
ее в последние десятилетия по 100—200 тыс. т в год.
В основе такого широкого применения синильной
кислоты лежит ее повышенная реакционная способность.
Она легко вступает во взаимодействие со многими
органическими веществами, образуя продукты,
способные к полимеризации. Например, соединяясь с
ацетиленом, она образует акрилонитрил, полимеризацией
которого синтезируют волокно полиакрилонитрил (ор-
лон). А при небольшой перестройке молекул акрило-
нитрила получают метилметакрилат, из которого
производят известное всем оргстекло. На основе акрило-
нитрила получают также бутадиеннитрильные каучу-
ки и некоторые гербициды.
Чистая HCN состоит из недиссоциированных
полярных молекул, объединенных сильными
водородными связями в различные ассоциаты. С водой она
смешивается в любых соотношениях, при этом
подвергается незначительной диссоциации (а ^ 0,000045).
Синильная кислота, открытая еще в конце XVIII в.,
долго не находила применения. И лишь в конце XIX в.
было обнаружено, что в водных растворах ее солей —
цианидов в присутствии кислорода воздуха легко
растворяются медь, серебро, золото и их соединения.
Это позволило разработать новую технологию
добычи золота и серебра. Вместо трудоемкого
промывания золотоносного песка его стали обрабатывать
82

0,1—0,2%-ным раствором цианида натрия NaCN.
Золото при этом практически полностью переходило в
раствор, пустая порода отбрасывалась. Затем раствор
обрабатывали цинком. Происходила реакция
замещения, и золото выпадало в осадок. Примерно то же
самое делали при получении серебра. Разумеется,
спрос на синильную кислоту сразу же возрос.
К сожалению, у синильной кислоты, кроме мирной,
появилась весьма мрачная военная служба. Кислота
стала использоваться в качестве боевого
отравляющего вещества.
Хотя химическая война была запрещена
Международной Гаагской конференцией в 1899 г., тем не
менее в годы Великой Отечественной войны в тылу
каждой группы фашистских армий на запасных путях
стояло по 3 эшелона с химическими боеприпасами. Во
время блокады Ленинграда фашисты создали склады
химического оружия в Гатчине и Чудово и стали
всерьез готовиться к химической атаке. Часто они
пускали на нашу линию обороны нейтральные дымы для
пробы, вели усиленную разведку местности, снабдили
свои войска противогазами со специальными
дополнительными поглотителями. Когда ленинградские химики
проанализировали содержимое этих поглотителей,
добытых нашей разведкой, стало ясно: готовится атака
парами синильной кислоты.
Однако начать химическую войну германское
командование не решилось, так как наша армия была
готова к этой акции.
Синильная кислота образует множество солей —
цианидов. Они так же ядовиты, как и кислота. При
чтении детективных романов вы, наверное, обращали
внимание на следующий факт. Некоторые диверсанты,
заброшенные на территорию чужой страны, вшивали
в воротник рубашки крохотную ампулу с цианидом
калия KCN. В критический момент они раскусывали
ампулу и быстро умирали.
Азотистоводородная кислота НЫз играет заметно
меньшую роль, чем синильная. И все же о ней стоит
сказать несколько слов. В обычных условиях это
бесцветная летучая жидкость с резким запахом.
Диссоциирует слабее уксусной, образуя протон и азид-ион:
HN3 *± Н+ + №~
83

Структурная формула азотистовбдородной кислоты
выглядит примерно так: Н—N=N=N. Цепочка из
трех атомов азота весьма нестойкая. Поэтому сама
кислота и многие ее соли — азиды при нагревании
или ударе разлагаются со взрывом. На этом свойстве
основано применение азида свинца Pb(N3)2 в качестве
детонатора. Им снаряжают капсюли патронов и
снарядов. При ударе бойка в капсюль происходит
мгновенный взрыв азида свинца. Это инициирует быстрое
сгорание пороха и последующий выстрел.
КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ КИСЛОТЫ
Обычно их называют коротко — оксокислоты.
Условно все оксокислоты можно разбить на две большие
группы: неорганические кислоты и органические.
Каждая из этих групп, в свою очередь, распадается на
несколько более мелких групп.
Общее число оксокислот, как уже указывалось,
очень велико. Но далеко не все они имеют для нас
практическую значимость. Рассмотрим те оксокислоты,
с которыми человек сталкивается чаще всего и знания
о которых могут понадобиться в жизни почти каждому
из нас.
НЕОРГАНИЧЕСКИЕ КИСЛОТЫ
оксокислоты элементов подгруппы кислорода
Как известно, «матерью» всех кислот издавна
считали серную кислоту. С нее по праву и начнем
разговор. А заодно ознакомимся с другими оксокислотами,
образованными серой, селеном и теллуром.
Серная кислота известна, пожалуй, наибольшему
числу людей. Современные автомобили и мотоциклы
снабжены кислотными аккумуляторами, и их
владельцам нередко приходится готовить электролит из
аккумуляторной кислоты. Это и есть концентрированный
(92—96%-ный) раствор серной кислоты.
При обычных условиях чистая H2SO4 —
маслообразная, тяжелая жидкость (q = 1830 кг/м3) без
запаха и цвета. Кипеть она начинает лишь при 280 °С,
затвердевает при 10,4°С, образуя кристаллы, похожие
на лед.
84

Большая вязкость и высокая температура кипения
указывают на то, что молекулы серной кислоты сильно
ассоциированы. Действительно, из структурных
исследований следует, что в кристаллическом состоянии
H2SO4 имеет слоистую структуру, причем каждая ее
молекула соединена с четырьмя соседними молекулами
прочными водородными связями, образуя единый
пространственный каркас. У жидкой H2S04 структура
почти такая же, как у твердой, только целостность
пространственного каркаса нарушена, и его можно
представить как коллектив микрокристалликов,
постоянно меняющих свои очертания.
Внимательному читателю эта картина сразу же
напомнит воду. И в самом деле, серная кислота
удивительно похожа на воду со всеми ее
структурными особенностями и аномалиями. Здесь та же система
сильных водородных связей, что и в воде, почти такой
же прочный пространственный каркас, такие же
аномально высокие вязкость, поверхностное натяжение,
температуры плавления и кипения. Диэлектрическая
проницаемость тоже велика. При 25 °С она равна
~ 100. Из-за этого серная кислота обладает очень
высоким диссоциирующим действием, и потому при
растворении в ней практически все вещества
распадаются на ионы. По этой же причине и собственная
диссоциация у серной кислоты заметно больше, чем у
воды. Из каждой тысячи молекул серной кислоты при
обычных условиях примерно семь молекул
распадаются на ионы по схеме: H2SO4 +=* Н+ + HSO^. Понятно,
что ионы «голыми» не остаются, *а тут же сольвати-
руются. Протоны, например, образуют ионы H+-H2S04,
или H3SOJ". Концентрация их при комнатных условиях
составляет 0,135 моль/л. Это в общем-то немного, но
и не очень мало. Из-за диссоциации чистая серная
кислота имеет электрическую проводимость в тысячи
раз большую, чем вода.
Кстати, скорость передвижения ионов Н+-Н2504
в жидкой серной кислоте аномально высокая.
Следовательно, механизм их передвижения тот же самый,
что и ионов гидроксония в воде, т. е. «эстафетный».
Как видим, у серной кислоты много общего с
водой. Но есть и различия. Если в молекуле воды связь
Н—О слабополярная и отщепление протона идет с
большим трудом, то в серной кислоте дело обстоит совсем
иначе.
85

Рис. 9. Существует строгое правило смешивания серной кислоты
с водой: сначала вода, потом кислота, иначе произойдет ужасное.
Простейшее представление о структуре молекулы
серной кислоты дает формула, которую химики
используют уже не один десяток лет
Эта формула подтверждена детальным исследованием
инфракрасных спектров соединения. Длины связей в
молекуле таковы, что связи S=0 действительно
можно считать двойными, а связи S—О(Н)
ординарными. Из-за сдвига электронной плотности
(направление сдвига указано стрелками) связь Н—О здесь
довольно полярна и отщепление протона требует
меньших затрат, чем у воды. По этой причине кислотные
свойства у серной кислоты выражены сильно, и при
растворении в ней большинства соединений,
традиционно считавшихся кислотами (СН3СООН, Н3Р04,
HN03 и др.)» ведут себя как основания, вступая в
реакции нейтрализации. Лишь несколько соединений,
в том числе хлорная кислота НСЮ4 и фторсульфоно-
вая FSO3H, при растворении в H2SO4 ведут себя как
кислоты (причем слабые), т. е. протон у них
отщепляется легче, чем у серной кислоты.
Несмотря на некоторые различия серной кислоты и
воды, у них наблюдается удивительная
«привязанность» друг к другу. Смешиваются они в любых
соотношениях, и не просто смешиваются, а вступают в
86

химическое взаимодействие, образуя пять гидратов с
общей формулой: НгБО^лНгО, где п=1; 2; 3; 4; 6.
При этом выделяется теплота, причем так много, что
смесь может даже вскипеть.
Относительно смешивания серной кислоты с водой
у химиков с давних пор существует строгое правило:
«сначала вода, потом кислота, иначе произойдет
ужасное» (рис. 9). Проще говоря, при смешивании нужно
вливать кислоту в воду, а не наоборот. Причем лить
кислоту нужно тонкой струей, осторожно перемешивая
раствор легким вращательным движением сосуда.
Понятно, что сосуд должен быть тонкостенным из
специального химического стекла. Толстостенная
бытовая стеклянная посуда здесь не годится, так как
может лопнуть из-за резкого перепада температур при
нагревании. В момент смешивания хорошо видно, как
тяжелая струя кислоты опускается на дно сосуда и,
попадая под слой воды, постепенно реагирует с ней.
нагревая раствор.
Если же химик по неопытности начнет вливать
воду в кислоту, то первые же порции воды,
оставшись наверху (вода легче кислоты почти в два раза) и
взаимодействуя с кислотой, разогреваются так сильно,
что вскипают и разбрызгиваются вместе с кислотой,
а значит, попадают в глаза, на лицо и костюм такого
химика.
Большое пристрастие серной кислоты к воде
выражается и в том, что она жадно отнимает воду у
органических веществ, причем не только целыми
молекулами, но и частями, т. е. в одном месте она
«отщипывает» атом Н, в другом — группу ОН. И если кислота
взята в достаточном количестве, она может
«общипать» органическое вещество так, что останется лишь
углеродный скелет. Вещество при этом обугливается.
Такую операцию химики обычно проводят с
растительными объектами, прежде чем начать их химический
анализ.
Обугливание древесины хорошо демонстрирует
также известный занимательный опыт, в котором
пипеткой с концентрированной серной кислотой делают
какую-нибудь надпись на свежеоструганной
деревянной доске. Бесцветная вначале надпись становится
через несколько секунд черной, как сажа.
При энергичном взаимодействии серной кислоты с
водой выделяется такое количество теплоты, которого
87

вполне хватает, чтобы разорвать почти все молекулы
кислоты на ионы. Поэтому в разбавленных водных
растворах серная кислота диссоциирована практически
полностью и считается сильным электролитом.
Разумеется, что ионы водорода и сульфат-ионы,
образовавшиеся после диссоциации, обязательно гидратированы,
так как это энергетически очень выгодно. Энергия
полной гидратации у каждого из этих ионов
составляет около 1100 кДж/моль.
Кстати, из-за такой высокой энергии гидратации
сульфат-иона почти все соли серной кислоты хорошо
растворимы в воде. Исключение составляют сульфаты
свинца, кальция, стронция и бария, причем они
нерастворимы ни в воде, ни в большинстве кислот.
Химики учли это обстоятельство и разработали надежную
качественную реакцию на сульфат-ионы. Если
последние присутствуют в растворе, то при добавлении любой
растворимой соли бария образуется характерный
белый осадок BaS04, нерастворимый ни в кислотах, ни
в щелочах.
Высокая химическая инертность сульфата бария
широко используется химиками при синтезах
некоторых нестойких соединений. Например, известный всем
пергидроль (30%-ный раствор пероксида водорода)
получают обменной реакцией в водном растворе:
Ва02 + H2S04 = BaS04j + Н202
При этом сульфат бария практически полностью
выпадает в осадок, а в растворе остается чистый
пероксид водорода. Аналогичным образом были
получены полисероводороды, полиселеноводороды, поли-
фосфины и т. п.
Свое главенствующее положение серная кислота
сохранила и по сей день. Это подтверждает необычно
широкая сфера ее применения и весьма солидный
объем производства. В настоящее время мировое
производство серной кислоты достигло примерно 135 млн. т
в год и будет, видимо, нарастать дальше.
Получают серную кислоту в разных странах
по-разному. Чаще всего проводят обжиг серы или сульфидов
различных металлов и образовавшийся оксид серы (IV)
окисляют в оксид серы (VI) оксидами азота или
кислородом воздуха. В последнем случае используют
контактный аппарат с нагретым катализатором (Pt или
V205). Вышедший из контактного аппарата оксид се-
88

ры (VI) растворяют в концентрированной серной
кислоте и полученный олеум доставляют потребителям.
Осторожно разбавляя олеум водой, получают кислоту
необходимой концентрации.
В природе серная кислота в свободном состоянии
не встречается, так как она химически активна, легко
реагирует со многими металлами, неметаллами,
оксидами, гидроксидами, солями. Поэтому месторождений
серной кислоты на Земле не обнаружено. Но
«естественные заводы» по ее производству, оказывается,
есть. Это установила в 30-е годы экспедиция
крупнейшего советского геохимика А. Е. Ферсмана.
Обнаружив в центре огромной пустыни Каракумы
многочисленные холмы, состоящие из смеси песка и серы,
геологи набрали большое количество образцов серы. Как
и положено в таких случаях, образцы завернули в
бумагу, снабдили этикетками, упаковали в ящики и,
окончив экспедицию, отправили в Ленинград. Когда
же по прибытии стали распаковывать образцы,
многие этикетки оказались чем-то изъедены, ящики
местами прожжены, а из некоторых кусков серы
капала маслянистая жидкость. Анализ жидкости показал,
что это серная кислота.
Разгадка пришла довольно скоро. Оказалось, что
найденные серные холмы — не что иное, как
естественные производители серной кислоты. В условиях
жаркой пустыни сера довольно легко окисляется в оксид
серы (IV), а затем и в оксид серы (VI) под действием
атомного кислорода, образующегося при интенсивной
солнечной радиации. Катализатором, как выяснилось,
служат оксиды металлов, содержащиеся в песке.
Получившийся серный ангидрид, жадно поглощая
ночную влагу, быстро превращается в кислоту. Так
природа производит серную кислоту. Хотя подобные
«заводы» работали тысячи лет, озер из чистой серной
кислоты найти не удалось. Реагируя с почвой, кислота
превращается в сульфаты, которые затем грунтовыми
водами выносятся в моря.
Несколько позднее выяснилось, что серная кислота
производится не только серными холмами, но и
атмосферой за счет окисления поступающего в нее
сернистого газа. Сейчас этого газа в атмосферу поступает
все больше и больше. На сегодняшний день он стал
главным загрязнителем окружающей среды. Если
раньше основными его поставщиками были вулканы,
89

то сейчас, кроме них, промышленность всего мира
выбрасывает в воздух примерно 140—150 млн. т
сернистого газа в год. Это вдвое больше, чем его
расходуется на промышленное производство серной
кислоты.
В атмосфере большая часть сернистого газа
окисляется озоном в серную кислоту, которая тут же
возвращается на землю в виде кислых дождей.
Поскольку жить под таким душем не очень приятно,
предприниматели многих капиталистических стран,
в частности Англии, Франции и ФРГ, стали строить
на своих заводах и теплоэлектростанциях дымовые
трубы высотой до 400 м и более. На какое-то время
это их спасало. Южные ветры, подхватывая
выходящие из труб газы, уносили их прочь. Но...
Земля не бесконечна. Тысячи тонн «английских,
французских и немецких газов» обрушились на южную
Скандинавию, из-за чего на каждый квадратный
километр суши там стало выпадать с осадками более
тонны серной кислоты в год. Это привело к
массовому заболеванию лесов, особенно хвойных,
оголению горных склонов, эрозии почвы и смыванию
плодородного слоя дождями. Кроме того, произошло
почти полное уничтожение рыбы в озерах (рис. 10).
Из 150 обследованных озер в Норвегии 145 озер
остались без рыбы. Впрочем, той же участи подвер-
о о
гаются сейчас и другие европейские страны, в том
числе «экспортеры» сернистого газа. Поэтому в ФРГ
Рис. 10. Загрязнение окружающей среды сернистым газом приводит
к тяжелым последствиям.
90

нередко можно встретить плакат с надписью: «Лес
умирает сегодня. Мы умрем завтра».
Так как интенсивное загрязнение окружающей
среды может привести к тяжелым последствиям, то во
всех странах развернулась борьба за охрану природы.
В некоторых странах (ФРГ, Австрии) возникли даже
особые политические партии — партии зеленых,
которые ставят своей основной задачей разумное
ограничение потребностей человека и сохранение
окружающей среды, пригодной для обитания человека.
Надо заметить, что серная кислота существует
не только на Земле. Она присутствует в заметных
количествах, например, на Венере. Исследования
космических аппаратов, побывавших на Венере,
позволяют предположить, что в определенных участках ее
атмосферы идут дожди из концентрированной серной
кислоты. Эти дожди, однако, не достигают
поверхности планеты. Так как температура поверхности около
470°С, то в нижних слоях атмосферы кислота
испаряется и вновь поднимается вверх. Нетрудно
сообразить, какой химической стойкостью должна обладать
обшивка космических станций, чтобы выдержать
действие этой атмосферы.
Однако вернемся на Землю и посмотрим, где
применяется серная кислота. Оказывается, почти везде.
Примерно половину производимой кислоты забирает
производство удобрений. Обрабатывая фосфорит
серной кислотой, получают фосфорную кислоту, а из нее
потом производят суперфосфаты, аммофосы,
нитрофоски и прочие удобрения.
Изрядное количество серной кислоты потребляет
металлургическая промышленность для травления
металлов, т. е. для растворения окалины с поверхности
металла перед его цинкованием, никелированием,
хромированием и другими операциями.
Все больше кислоты расходуют транспортники для
приготовления аккумуляторных растворов. Ведь
аккумуляторами сейчас снабжаются не только
автомобили и мотоциклы, но и комбайны, тракторы,
самолеты, речные катера и даже поезда. Кроме того,
появились электромобили, работающие целиком на
сернокислотных аккумуляторах.
Без серной кислоты не обходятся сейчас многие
производства, например дубление шкур, выделка кож,
изготовление протравы для тканей перед их краше-
91

нием, приготовление некоторых лекарств, красок,
взрывчатых веществ, ядохимикатов, производство
искусственных волокон и т. д.
Немало дел у серной кислоты и в химической
лаборатории. С ее помощью получают
концентрированную соляную, азотную, фосфорную и другие
кислоты, проводят синтезы многих солей, оксидов, перок-
сидов, различных органических соединений. Ею
осушают газы, жидкости и твердые вещества, в ней
растворяют металлы и обугливают органические
вещества перед их анализом. Серной кислотой химики
пользуются гораздо чаще, чем любым другим
реактивом.
Вообще оксокислот, образованных серой, известно
не две, как думают многие школьники, а много
десятков. Приводим формулы и названия некоторых
оксокислот.
Н-
Н-
■0>+4
-ОТ
Сернистая
О
II
-\—о—s-
н—о^ ^s
Серноватистая
■о
II
о
Полисерная
О
II
•S—О
II
о
о о
II II
н—о—s—о—s-
II II
о о
Дисерноя
•О—Н
н—о
о
II
■S-
о
II
—S—О
II
о
о
II
■S—S—О-
■н
н—о\ ^о
F—О^ ^О
Фторсульфо-
новая
■н
II
о о
ТрисульфоноЗая
Однако большинство этих кислот нестойки и
серьезного промышленного применения не имеют.
Пожалуй, только две кислоты представляют для
нас интерес: сернистая и серноватистая. Эти кислоты
и их соли используются в немалых количествах как
дешевые и эффективные восстановители. Поэтому
вкратце охарактеризуем их.
Сернистая кислота H2S03 в чистом виде не
выделена из-за ее нестойкости. Получается она обычно в
92

виде разбавленных водных растворов при растворении
сернистого газа в воде. Кислота эта двухосновная,
по первой ступени диссоциирует средне, по второй —
очень слабо. Образует два ряда солей: средние —
сульфиты (типа Na2S03) и кислые — гидросульфиты
(типа NaHSOs).
Простейшее представление о строении кислоты дает
ее структурная формула. Знающий химию ученик,
глядя на формулу; сразу сообразит, что это соединение
нестойкое, ибо костяк ее молекулы построен не в
форме тетраэдра. Действительно, молекула сернистой
кислоты, представляющая треугольную пирамиду с
атомом серы в вершине и тремя атомами кислорода
в основании, легко распадается на воду и сернистый
газ. По этой причине водный раствор сернистой
кислоты всегда имеет резкий запах, а сама кислота и ее
соли охотно вступают в химические реакции, проявляя
сильные восстановительные свойства. Сера при этом
переходит из S+4 в очень устойчивую S+ .
Наибольшее практическое применение имеют
реакции сернистой кислоты и ее солей с различными
красителями, в результате чего последние
обесцвечиваются. С помощью таких реакций отбеливают,
например, шерсть, шелк, солому, бумажную массу,
кукурузную муку и даже сахар.
Восстановительные свойства сульфитов
используют с давних пор в фотографии. Любой, даже
начинающий фотограф знает, что без сульфита натрия не
приготовить простейший проявитель.
Привлекает внимание еще одно свойство
сернистой кислоты — бактерицидность. Она, оказывается,
убивает многие виды плесени. Именно поэтому
хранилища фруктов и овощей издавна окуривают горящей
серой. Образующийся при горении сернистый газ
жадно реагирует с влагой, превращаясь в сернистую
кислоту. Последняя расправляется с плесенью быстро и
эффективно. Надо отметить, что окуривательные
порошки, содержащие серу, применялись на Руси еще в
XVIII в. как средство борьбы с эпидемией чумы.
Серноватистая кислота H2S2O3 является тоже
нестойкой, хотя в среде диэтилового эфира ее удается
получить в чистом виде по реакции: SO3 + H2S ^±
^ H2S2O3. Но при хранении или нагревании она
быстро распадается на исходные продукты.
Некоторое представление о строении кислоты дает
93

ее структурная формула. Она весьма сходна со
структурной формулой серной кислоты, только один атом
кислорода заменен в ней на атом серы. Степерь
окисления этого атома серы — 2, за счет чего тиосерная
кислота и ее соли — тиосульфаты проявляют сильные
восстановительные свойства. Это обстоятельство
позволяет использовать тиосульфат натрия Na2S203 в
текстильной промышленности как антихлор, т. е.
вещество, уничтожающее в тканях остатки хлора, который
применяют для отбеливания тканей.
Кстати, способность тиосульфатов превращать
ядовитый хлор в безобидный хлорид-ион о'строумно
использована в одном из рассказов о Шерлоке Холмсе.
Знаменитый сыщик, распутывая очередное
преступление, оказался с доктором Ватсоном в какой-то
химической лаборатории. Дверь ее захлопнулась, за стеной
послышался торжествующий смех преступника, а
лаборатория стала наполняться хлором. Смерть казалась
неизбежной, ибо выбраться из лаборатории было
невозможно. Однако Холмс знал толк не только в
криминалистике. Окинув взглядом склянки, он вдруг
увидел раствор тиосульфата натрия. Быстро пропитав;
этим раствором две тряпки и сделав маски из них,
Холмс с Ватсоном не только остались живы, но и
смогли арестовать преступника. Из этой истории можно
сделать важное резюме: знание химии нужно не
только химику. j
Есть еще одна служба у тиосульфатов. С
тяжелыми металлами они образуют очень стойкие
комплексные соединения И это их свойство используется в
фотографии. Как известно, фотопленку и фотобумагу
после проявления обязательно закрепляют, т. е.
выдерживают в растворе тиосульфата натрия. При этом
бромид серебра, не разложившийся светом, реагирует
с тиосульфатом и переходит в раствор в виде
комплексной соли. В этом месте на фотоматериале
получается светлое поле. А там, где бромид серебра под
действием света разложился, возникает темное поле,
образованное микрокристалликами серебра. В итоге
получается изображение.
Селеновая кислота H2Se04 — это белые
гигроскопические кристаллы, плавящиеся при 58 °С. При
нагревании выше 260 °С кислота разлагается.
По составу и строению молекулы, по химическим
свойствам, степени диссоциации в водном растворе и
94 .

по многим другим характеристикам селеновая кислота
почти полностью повторяет серную. Например, с
водой селеновая кислота смешивается в любых
отношениях. С щелочами вступает в реакцию
нейтрализации, образуя селенаты, аналогичные сульфатам.
С металлами селеновая кислота реагирует так же
энергично, как и серная, немного даже превосходя
ее по окислительным свойствам. Селеновая кислота,
например, при нагревании растворяет палладий и
золото.
Теллуровая кислота НеТеОе. Раньше ее считали
дигидратом НгТеО^НгО, но структурные
исследования доказали, что молекула построена в форме
октаэдра с атомом теллура в центре и шестью группами
ОН в вершинах.
При обычных условиях теллуровая кислота
образует бесцветные кристаллы, весьма устойчивые на
воздухе. При нагревании выше 160°С она отщепляет
воду и приобретает состав НгТеО^ а при дальнейшем
нагревании переходит в оксид состава ТеОз.
В химическом отношении теллуровая кислота
является довольно сильным окислителем, хотя заметно
уступает селеновой.
Известны также селенистая НгЭеОз и теллуристая
Н2ТеОз кислоты. Это слабые двухосновные кислоты,
очень сходные с сернистой кислотой.
ОКСОКИСЛОТЫ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ АЗОТА
Элементы этой подгруппы образуют множество
кислот, но наиболее важными считаются азотная и
фосфорная.
Азотная кислота HN03 — одна из важнейших
оксокислот, используемых человеком в настоящее
время. Ее мировое производство достигает сейчас
50 млн. т в год.
В чистом виде это бесцветная жидкость с плотно-
ностью 1520 кг/м3, выше 84 °С кипит, ниже—41,6°С
превращается в бесцветные кристаллы. Плоская
молекула азотной кислоты построена в форме слегка
вытянутого треугольника с «хвостиком».
н\ ^°
95

При нагревании и даже при простом стоянии на
свету кислота легко разлагается:
4HN03 = 4N02 + 2Н20 + 02
Понятно, что получившийся раствор уже не
бесцветный, а окрашен оксидом азота (IV) в
желто-коричневый цвет. Именно с такой кислотой имели дело
химики с давних пор, поскольку получали ее
нагреванием смеси нитрата калия с концентрированной
серной кислотой.
Нестойкость азотной кислоты придает ей большую
химическую активность. Концентрированная азотная
кислота растворяет почти все металлы (кроме золота,
платины и еще нескольких благородных металлов),
окисляет фосфор, серу, уголь, мышьяк и другие
неметаллы, разрушает и воспламеняет многие
органические вещества. При соприкосновении с нею
скипидар, например, вспыхивает, тлеющая лучинка
начинает гореть, на одежде образуются дыры, а на коже —
болезненные язвы. Причем кожа сразу окрашивается
в желтый цвет, наглядно демонстрируя ксантопротеи-
новую реакцию — характерную реакцию на белки.
Из-за сильных окислительных свойств азотная
кислота стала в последнее время важнейшим
окислителем ракетного топлива. В ракеты, работающие на
жидком топливе, ее закачивают тоннами.
Еще большую химическую активность азотная
кислота проявляет в смеси с соляной кислотой. Эту смесь
издавна называли «царской водкой», поскольку она
легко растворяет «царя металлов» — золото. Готовят
ее простым смешиванием 1 объема концентрированной
азотной кислоты с 3—4 объемами концентрированной
соляной кислоты. При этом азотная кислота
окисляет хлорид-ион в атомный хлор, который затем легко
переводит почти любой металл в растворимую соль.
Кстати, растворение золота в «царской водке» можно
наблюдать в любом школьном кабинете химии,
имеющем вытяжной шкаф. Изготовление «царской
водки» — дело нескольких минут, а осколки чашек или
тарелок с золотыми ободками всегда можно найти.
Электрическая проводимость чистой азотной
кислоты довольно мала. Следовательно, состоит она
преимущественно из недиссоциированных молекул. С водой
азотная кислота смешивается в любых
соотношениях. При этом вначале образуются ее гидраты:
96

НИОз'НгО и HNQ3-2H20, которые при дальнейшем
разбавлении водой практически нацело распадаются
на ионы. Следовательно, в разбавленных водных
растворах азотная кислота является сильным
электролитом.
Надо отметить, что при разбавлении водой
устойчивость азотной кислоты повышается. Именно
поэтому промышленность выпускает в основном не чистую
азотную кислоту, а 55—58%-ный водный раствор ее.
Однако такой раствор с течением времени тоже
разлагается, особенно под действием света. Поэтому
хранят его, как правило, в склянках из темного стекла.
Производят азотную кислоту разными способами.
В лаборатории ее получают чаще всего так, как это
делали еще алхимики. В реторте нагревают смесь
концентрированной серной кислоты с нитратом калия
или натрия. Образовавшиеся при обменной реакции
пары азотной кислоты направляют затем в приемник,
охлаждаемый снаружи снегом или льдом. Там пары
образуют желтоватую жидкость — почти чистую
азотную кислоту.
В промышленности используют в основном два
способа получения азотной кислоты. Первый способ —
электродуговой — сводится к горению воздуха,
продуваемого через пламя мощной электрической дуги:
N2 + 02 = 2NO. Электрическая дуга нужна здесь для
создания высокой (3000—4000°С) температуры, так
как при обычной температуре горение воздуха
(к счастью для нас!) не происходит. Полученный
оксид азота (II) жадно соединяется с кислородом
воздуха:
2NO + 02 = 2N02
Образовавшийся оксид азота (IV) затем смешивают с
кислородом и загоняют под давлением в воду —
происходит реакция:
4N02 + 2Н20 + 02 = 4HN03
Так получают азотную кислоту в скандинавских
странах, где дешевая электроэнергия.
Второй способ требует меньших затрат
электроэнергии и потому применяется почти во всех странах
мира. Он сводится к каталитическому окислению
аммиака кислородом воздуха. Катализатором здесь
служат платино-родиевые сетки, нагретые до 700—800 °С.
4—1173
97

Смесь аммиака с воздухом, пройдя через эти сетки,}
подвергается почти полному превращению: '*
4NH3 + 502 = 4NO + 6Н20 !
Последующие стадии получения азотной кислоты про- \
текают так же, как в первом способе. ^
Сфера применения азотной кислоты и ее производ- г
ных в настоящее время весьма обширна. Но прежде
чем заняться рассмотрением этого вопроса, заглянем
в историю. Еще в древнем мире громкую славу
приобрела селитра — калиевая соль азотной кислоты.
Современному химику понять это нетрудно. При нагре- .
вании все нитраты разлагаются, выделяя атомный ц.
кислород, ачон резко стимулирует горение. Например,
сера и уголь горят медленно, но в смеси с селитрой
сгорают за доли секунды. Если же эту смесь поместить
в ш закрытый сосуд и поджечь, то произойдет взрыв.
Видимо, люди заметили это давно, так как
подобную смесь, называемую сейчас порохом, применяли
еще в древности. Достоверно известно, что китайцы
в 1237 г. при защите Пекина от монголов
использовали пороховые бомбы, сбрасывая их на головы завое- •
вателей. Примерно такую же смесь использовали бое- ',
вые греческие галеры для создания «греческого огня», j
Мощной струей этого огня они поджигали неприя- ]
тельские корабли. \
С появлением огнестрельного оружия применение 1
пороха резко возросло и потребление селитры заметно ■
увеличилось. Во многих странах появилось даже
специальное селитренное производство и возникла новая
профессия — селитровар. Несколько веков азотная
кислота и ее соли служили делу войны и разрушения,
так как были основой для изготовления пороха
(рис. XII, цв.). Но постепенно появились у них и
мирные сферы применения. К настоящему времени
основным потребителем азотной кислоты стала не
военная промышленность, а производство удобрений.
Потребность в удобрениях, как ивестно, возникает
потому, что человек вместе с урожаем культурных
растений уносит с поля изрядное количество азота,
фосфора, калия, марганца, железа и многих других
элементов. Естественно, что убыль этих элементов
надо восполнять, иначе вступает в действие «закон
убывающего плодородия почвы», сформулированный
еще в XVIII в.
98

Кстати, сам этот закон, затронувший основную
жизненную проблему, вызвал горячие возражения
многих прогрессивных ученых. Например, Д. И.
Менделеев, оставив на время чисто химические
исследования, провел многочисленные опыты на делянках в
своем имении. И доказал, что при разумном
землепользовании плодородие почвы не убывает, а
нарастает. К таким выводам приходили и другие ученые.
Практика лучших современных колхозов и
совхозов полностью подтвердила эту мысль. Разумное
ведение хозяйства предполагает обязательное
внесение различных удобрений, в том числе и азотных. Но
здесь возникает вопрос: почему растение не может
усвоить атмосферный азот, хотя буквально купается в
нем?
Оказалось, что молекула азота, в которой два
атома стянуты тремя химическими связями, очень прочна
и потому химически инертна. Разорвать ее на атомы
азота и ввести их в состав своих белков растение
не может1. Растение усваивает азот в основном из
химических соединений. Потому азотные удобрения
все-таки нужны — ив немалых количествах.
Пшеница, например, при средних урожаях уносит с 1 га в
год около 70 кг азота, картофель — втрое больше.
Не отстают и другие культуры. И чтобы восполнить
убыль азота на всех засеваемых площадях, нужны
миллионы тонн азотных удобрений.
Да, но где эти миллионы взять? Поскольку все
нитраты хорошо растворимы в воде, то залежей их в
природе почти нет, если не считать небольшие
скопления натриевой селитры в пустынях Чили и
калиевой селитры в Индии. Выходит, правы авторы «закона
убывающего плодородия»? Недостаток азота
приведет к истощению почвы, неурожаям, голоду и
массовой гибели людей? Эта мысль, составившая основу
мрачной гипотезы «азотной смерти» человечества,
получила в XIX в. широкое распространение.
Однако со временем выяснилось, что в природе
существует мощное производство азотной кислоты.
Полыхающие при грозовых разрядах молнии,
представляющие собой плазменные шнуры, имеют темпе-
1 Строго говоря, большинство растений и даже животных могут
усваивать атмосферный азот (открытие советского профессора
М. И. Волского), но в очень малых количествах, совершенно
недостаточных для нормальной жизнедеятельности.
4*г
99

ратуру в сотни тысяч градусов. Они нагревают на
доли секунды близлежащие слои воздуха до высоких
температур, и там происходит «горение воздуха».
Получившийся при этом оксид азота (II) тут же
окисляется в оксид азота (IV), а он, в свою очередь,
реагирует с кислородом и дождевой водой, образуя
азотную кислоту (рис. XIII, цв.). Химизм процесса, как
видим, полностью повторяет электродуговой способ
производства азотной кислоты.
Конечно, одна гроза дает кислоты немного, но если
учесть количество молний, которые полосуют небо над
всем земным шаром, то получается приличная
цифра — около 100 млн. т азотной кислоты в год. Большая
часть ее попадает с дождем в Мировой океан, но
немало достается и суше. Подсчитано, что в почве
накоплено сейчас около 150 млрд. т химически
связанного азота. Даже беднейшая дерново-подзолистая
почва имеет по 2—4 т азота на гектар. В черноземе
количество азота намного больше — по 20—30 т на
гектар.
Нужно заметить, однако, что растениям этот азот
почва отдает очень экономно, уподобляясь
расчетливой хозяйке. И не зря! Оказывается, сильная убыль
азотистых веществ резко ухудшает структуру почвы и
может превратить в пустыню даже цветущий оазис.
Потом обнаружилось, что не только грозы, но и
некоторые виды бактерий способны переводить
атмосферный азот в химические соединения. Причем это
происходит в верхних слоях почвы при обычных
температурах и давлениях. Хотя молекула азота является
одной из самых инертных, бактериям удается ввести
ее в химическую реакцию и получить азотистые
вещества с помощью своих очень совершенных
катализаторов, которыми они обзавелись в процессе
эволюции.
Некоторые растения, например бобовые, по
достоинству оценили уникальную способность этих
бактерий усваивать атмосферный азот и приютили их у
себя на корнях, создав маленькие клубеньки —
миниатюрные «заводы» по производству азотистых
веществ. Хотя бактерии и маленькие существа, но дело
они делают большое. С их помощью, например, горох
накапливает за год на гектаре по 70—80 кг азота,
клевер — по 100 кг, а люцерна — до 300 кг химически
связанного азота. Понятно, что разумный хозяин не-
100

Рис. 11. Культурные растения нуждаются
в азотных удобрениях.
пременно использует эту способность бобовых культур
и включит их в севооборот в обязательном порядке.
Таким образом, стало ясно, что угроза «азотной
смерти» человечества оказалась сильно
преувеличенной. И тем не менее потребность в азотных
удобрениях была, есть и будет, так как основой живых
организмов является белок. А он состоит из аминокислот,
которые в обязательном порядке содержат азот.
Именно поэтому большая часть производимой в мире
азотной кислоты расходуется на удобрения (рис. 11).
Следующим мирным потребителем азотной кислоты
стала анилинокрасочная промышленность. Слово
«анилин» в ее названии не случайно. Анилин C6H5NH2
оказался очень удобным исходным веществом для
синтеза многих красителей. Получают анилин
восстановлением нитробензола, который, в свою очередь,
образуется при нитровании, т. е. при взаимодействии
бензола с азотной кислотой. Механизм этой
реакции весьма интересен. Поэтому рассмотрим его
подробнее.
Строго говоря, нитрование проводят чаще не
чистой азотной кислотой, а нитрующей смесью, т. е.
смесью концентрированных азотной и серной кислот.
Хотя азотная кислота не считается слабой, тем не
менее при растворении в серной выступает
основанием, т. е забирает протон:
HN03 + H2S04 = H2NOt + HSOJ"
101

Получившийся сложный катион тут же
обезвоживается серной кислотой, образуя ион нитрония:
H2NOf H2SOS H20 + N0^
Ион ЫО^знаменит тем, что с давних пор служит
основным нитрующим агентом и выполняет эту роль весьма
успешно. Заряд у него такой же, как у протона,
поэтому ион нитрония легко замещает протон в молекуле
бензола, образуя нитробензол:
С6Н6 + NO^ -> C6H5N02 + H+
Так же легко ион нитрония замещает протоны и в
других органических соединениях. К сожалению,
многие продукты нитрования оказались взрывчатыми
веществами (сокращенно их называют ВВ) и, кроме
мирного использования, получили широкое применение
в военном деле. Началось это, пожалуй, с открытия
швейцарского химика X. Ф. Шенбайна. Проводя
опыты в лаборатории, он случайно разлил смесь
концентрированных серной и азотной кислот. Тряпки под
рукой не оказалось, пришлось вытереть смесь
хлопчатобумажным фартуком и повесить его сушиться над
печкой. Но как только фартук высох, раздался взрыв, и
от фартука остались мелкие клочья. X. Шенбайн
быстро сообразил, что произошло нитрование клетчатки и
что получившаяся нитроклетчатка горит, как порох.
Оценил он и то, что дыма при этом почти не
образуется. Так был открыт бездымный порох.
В военном деле это произвело своеобразную
революцию. Прежний порох — смесь селитры, серы и
угля — давал много дыма при выстреле, покрывал
сажей оружие, вызывал сильную коррозию стволов, имел
невысокую взрывную силу и вообще был созданием
капризным. На смену ему пришла нитроклетчатка —
бездымный порох.
Нитроклетчатка оказалась также удобной в
производстве динамитов. Их основу, как известно, составлял
нитроглицерин — продукт нитрования глицерина. Это
одно из самых сильных взрывчатых веществ. Но при
обычных условиях он жидкий, в обращении крайне
опасен. Чтобы использовать его при взрывных
работах, шведский инженер А. Нобель предложил
смешивать нитроглицерин с наполнителями (тальком,
древесной мукой) и нитроклетчаткой. Последняя
102

проклеивала всю массу и давала возможность
изготавливать сравнительно прочные цилиндрические
брикеты, пригодные для использования.
Создание динамитов произвело революцию во
взрывном деле. Их стали использовать очень широко,
и А. Нобель нажил на этом изрядный капитал. 36
миллионов шведских крон он завещал на создание фонда
международных премий (сейчас они называются
Нобелевскими) за лучшие работы по науке, литературе
и за деятельность по укреплению мира.
Однако динамиты были все же опасными в
обращении. Поэтому со временем стали уступать место толу.
Тол, или тринитротолуол (сокращенно ТНТ),
приобрел печальную известность, ибо им начиняли и
продолжают начинять мины, снаряды, бомбы, торпеды
и прочие взрывные устройства. За годы второй
мировой войны во всех странах было произведено более
1 млн. т тола.
Причина такого широкого использования тола
проста. В сравнении с другими взрывчатыми веществами
тол, пожалуй, самый безопасный в обращении.
Термически и химически он стоек, к удару и трению
малочувствителен, загорается лишь при 290°С, причем
сгорает на воздухе спокойно. Во время войны
квадратные, желтоватого цвета брикеты тола иногда
путали с мылом и пытались ими стирать. Пены,
конечно, не получалось, но и ^взрывов не было. Мальчишки
тех лет иногда кидали толовые шашки в костер. Но и
там тол не взрывался, а сгорал мирным желтоватым
пламенем. «Зверь» просыпался в нем лишь при
детонации взрывом или при сгорании в замкнутом
пространстве. Например, неразорвавшийся снаряд,
начиненный толом, при попадании в костер взрывался.
Получают тол нитрованием ароматического
углеводорода — толуола. Замещение трех атомов водорода
в бензольном кольце толуола ионами нитрония
превращает этот безобидный растворитель в мощное
взрывчатое вещество — ТНТ! Впрочем, подобные
операции азотная кислота проделывает со многими
органическими веществами. Фенол она превращает в
тринитрофенол — сильное ВВ, в конце XIX в. им
начиняли мины и снаряды. Этиловый спирт после
нитрования тоже становится опасным ВВ. Нитрование
анилина приводит к образованию динитро- и тринит-
роанилинов — сильных взрывчатых веществ. Подоб-
103

ных примеров можно приводить еще много. Но,
кажется, и так ясно, что, имея азотную кислоту,
наладить производство ВВ совсем нетрудно. В свое время
этим обстоятельством воспользовался Гитлер. После
поражения в первой мировой войне Германии было
запрещено иметь военную промышленность. Тогда
немцы стали усиленно развивать анилинокрасочную
промышленность, которая широко использовала
азотную кислоту для нитрования органических веществ.
Когда же этот запрет был снят, Германия всего за
несколько месяцев перестроила производство
красителей в производство взрывчатых веществ.
Как видим, азотная кислота имеет уникальную
способность превращать органические соединения во
взрывчатые и горючие вещества. Причину этого
явления следует, очевидно, искать в особом строении
азотной кислоты, вернее, ее фрагмента — ЫОг. Здесь
мы невольно вспоминаем давний спор химиков о
валентности азота. Вначале считалось, что азот
максимально пятивалентен. С развитием теории
электронного строения атомов и молекул возник
своеобразный запрет на пятивалентность азота. Стали считать,
что при соединении с кислородом атом азота отдает
один электрон насовсем, превращаясь в
положительный ион:
N
[Tjj
t 1 t 1 tl
-1Г
N
1 +
Dj
11 i 111
Получившийся ион своими четырьмя неспаренными
электронами образует с кислородом четыре общие
электронные пары, т. е. четыре химические связи по
ковалентному механизму. При этом во внешнем слое
азота возникает устойчивый электронный октет
(8 электронов). Но так как азот заряжен, то он
образует еще одну связь с кислородом по ионному
механизму. В этом случае структуру азотной кислоты
можно представить формулой, изображенной на
рисунке 12, а.
Дальнейшие исследования показали, что обе связи
азота с негидроксильными атомами кислорода
совершенно одинаковы по длине, да и заряд на азоте не 1+,
а примерно 0,2+. Теоретикам пришлось допустить, что
104

1 + ^0
н-°-<о
а
1
Н—О—N^f
6 ^О
Н—О—N
^
О
Но
Н—Nr
НО
N=N
ОН
НСК .•ОН
НО^ ^ОН
Рис. 12. Структурные формулы кислот: а, б, г — азотной,
д — азотистой, е — азотноватистой, ж — нитроксиловой;
в — пространственное строение молекулы оксофторида азота (V).
(Длины связей даны в нанометрах.)
ионная связь «растекается» по четырем ковалентным
связям и структурная формула выглядит иначе
(рис. 12, б).
Но вот недавно (в 1966 г.) химики синтезировали
очень интересное соединение — оксофторид азота (V)
NOF3. Детальные исследования показали, что в его
почти неполярной молекуле атом азота располагается
около центра тетраэдра, образованного тремя
атомами фтора и атомом кислорода (рис. 12, в).
Межатомные расстояния отчетливо показывают, что связь N=0
фактически двойная и валентность азота,
следовательно, равна пяти. Таким образом, химики вновь
вернулись к идее пятивалентности азота.
Но не зря же теоретики так рьяно выступали
против этого. Пятивалентность азота означает
образование во внешнем слое атома неустойчивой деся-
тиэлектронной конфигурации, в то время как любой
«нормальный» атом стремится заиметь во внешнем
слое устойчивую восьмиэлектронную конфигурацию.
105

Сейчас трудно сделать окончательное заключение
о механизме электронных взаимодействий азота, но
его пятивалентность приходится все-таки признать,
правда, с той оговоркой, что это состояние азота
необычное и неустойчивое. Именно поэтому соединения
пятивалентного азота, в том числе азотоводородная
и азотная кислоты и их производные (азиды,
нитраты), довольно нестойки. При сильном нагревании или
ударе их разложение часто идет по цепному
механизму и заканчивается взрывом. Признание
пятивалентное™ азота позволяет использовать ту структурную
формулу азотной кислоты, которую химики знают уже
не один десяток лет (рис. 12, г). Она, конечно, не
совсем точно отражает действительное состояние
молекулы, но от истины, пожалуй, не дальше, чем все иные
формулы.
Кроме азотной, известно еще несколько оксокислот
азота. Правда, все они довольно нестойки и широкого
промышленного применения не имеют. Структурные
формулы некоторых из них приведены на рисунке
1 ZdyO\ С, OfC.
Следующий элемент в подгруппе азота — фосфор
образует удивительно много оксикислот. Но самой
устойчивой и широко применяемой является ортофос-
форная кислота. Ее мировое производство исчисляется
десятками миллионов тонн в год.
Ортофосфорная кислота в чистом виде при
обычных условиях представляет бесцветные ромбические
кристаллы, плавящиеся при 42,3 °С. Однако с такой
кислотой химики встречаются редко. Гораздо чаще они
имеют дело с полугидратом НзРО4-0,5Н2О, который
выпадает в виде бесцветных гексагональных призм
при охлаждении концентрированных водных
растворов ортофосфорной кислоты. Температура плавления
полугидрата 29,3 °С.
Чистая НзР04 после плавления образует вязкую
маслообразную жидкость с малой электрической
проводимостью и сильно пониженной способностью к
диффузии. Эти свойства, а также детальное изучение
спектров показывают, что молекулы Н3Р04 в данном
случае практически не диссоциированы и объединены
прочными водородными связями в единую макромоле-
кулярную структуру. Как правило, молекулы связаны
друг с другом одной, реже двумя и очень редко тремя
водородными связями. Если же кислоту разбавлять
106

о
о
НО—Р—ОН
он
а
Рис. 13. Структурная формула (а) и пространственное строение
(б) ортофосфорной кислоты.
водой, то ее молекулы охотнее образуют водородные
связи с водой, чем друг с другом. Из-за таких
«симпатий» к воде кислота смешивается с ней в любых
отношениях. Энергия гидратации здесь не так велика,
как у серной кислоты, поэтому разогревание Н3РО4
при разбавлении не столь сильное и диссоциация
выражена меньше. По первой ступени диссоциации
ортофосфорная кислота считается электролитом
средней силы (а « 25—30%), по второй — слабым, а по
третьей — очень слабым.
Приближенное представление о строении молекулы
Н3РО4 дает ее структурная формула (рис. 13, а).
Но здесь нужны уточнения. Пространственное
расположение атомов и длины связей в молекуле (рис. 13,6)
приводят к заключению, что связь Р=0 на. самом деле
не двойная, т. е. ее кратность не равна 2. Согласно
расчетам кратность этой связи ~ 1,74. Связь Р—О(Н)
тоже не ординарная. Если бы ее кратность
равнялась 1, то длина была бы 0,17 нм. На самом деле в
ортофосфорной кислоте и большинстве ее кислых
солей длина этой связи 0,154—0,157 нм, что
соответствует кратности 1,3—1,4. Следовательно, электронная
плотность двойной связи Р=0 частично «растекается»
по трем другим связям, слегка увеличивая их
кратность. Кроме того, между атомами кислорода и
фосфором возникает заметное донорно-акцепторное
взаимодействие. Все это вместе взятое приводит к тому,
что в Н3Р04 нет такого резкого различия в длинах
связей, какое наблюдается у серной и азотной кислот.
Длины связей Р=0 и Р—О(Н) оказываются почти
107

выравненными, и остов молекулы превращается
фактически в тетраэдр. Разумеется, такая перестройка
резко повышает устойчивость самой кислоты и ее
производных. Отсюда следует своеобразная
химическая пассивность ортофосфорной кислоты. Она,
например, не восстанавливается водородом и углеродом
при обычных условиях, не растворяет благородные
(Ag, Pd) и полублагородные (Си, Hg) металлы,
как это делают азотная и серная кислоты, очень
медленно реагирует с оксидами, гидроксидами и солями.
Неохотно она реагирует и с металлами, стоящими
в электрохимическом ряду напряжений до водорода,
хотя, являясь окислителем за счет Н+, должна их
окислять. Многие из этих металлов покрываются к
тому же пленкой нерастворимых фосфатов, что еще
больше замедляет растворение металлов.
Значительно слабее выражена у ортофосфорной
кислоты в сравнении с серной и способность
отдавать протоны основаниям. По этой причине при
растворении в чистой серной кислоте Н3Р04 выступает
основанием:
H2S04 + H3PO4 = HSOr + Н+.Н3Р04
Короче, при обычных условиях ортофосфорная
кислота, образно говоря, находится в «дремотном
состоянии». Однако при нагревании она совершенно
преображается и может разъедать даже такие стойкие
вещества, как платина, стекло, фарфор и др. Строго
говоря, делает это не столько сама ортофосфорная
кислота, сколько ее поликонденсаты. Дело в том, что
при нагревании выше 100°С происходит
конденсация молекул Н3РО4 в поли- и метафосфорные
кислоты самого разнообразного состава и строения (см.
раздел «Конденсация кислот»). Из них к настоящему
времени выделены и изучены только простейшие
кислоты, содержащие не более 8—12 атомов фосфора в
молекуле. Это позволило получить много новых
веществ с очень ценными свойствами. Например,
натриевая соль триполифосфорной кислоты стала важной
составной частью стиральных порошков. Связывая
кальций и магний в сложное соединение, она
позволяет стирать в воде любой жесткости. Гексаметафосфат
натрия оказался хорошим замедлителем коррозии.
Полифосфат аммония служит новым перспективным
удобрением, которое действует в течение нескольких
108

лет. Получены также новые люминофоры, пьезо- и
сегнетоэлектрики, термостойкие ионообменники и клеи
огнезащитные краски и множество других материалов.
Что касается более конденсированных кислот, то,
несомненно, среди них будут найдены вещества с еще
более интересными свойствами. Но для этого нужны
еще многочисленные исследования.
Производят ортофосфорную кислоту разными
способами. Наибольшее ее количество получают сернокис
лотным способом, обрабатывая природные руды
(апатиты или фосфориты) серной кислотой. Содержащийся в
рудах ортофосфат кальция вступает при этом в
обменную реакцию:
Са3(Р04)2 + 3H2S04 = 3CaS04J + 2H3P04
Отфильтровав образовавшуюся смесь от
нерастворимого сульфата кальция, получают техническую
кислоту, содержащую изрядное количество примесей.
Применяется она в основном для производства
удобрений и различных строительных материалов.
Чистую ортофосфорную кислоту получают
термическим способом. Для этого руду, содержащую
ортофосфат кальция, смешивают с коксом и песком,
измельчают, гранулируют и загружают в электропечь.
При нагревании в печи до 1400°—1600°С кокс
восстанавливает фосфор, а песок связывает оксид кальц-
ция в шлак:
2Са3(Р04)2 + ЮС + 6Si02 = 4Pf + 6CaSi03 + 10СО
Пары фосфора выводят из печи, очищают от пыли
и примесей и собирают под водой в виде белого
фосфора. Сжигая его в избытке кислорода и растворяя в
воде образовавшийся оксид, получают довольно
чистую фосфорную кислоту. Такая кислота используется в
пищевой и медицинской промышленности, а также в
лабораторной практике.
Перспективым методом получения чистой ортофос-
форной кислоты является окисление паров фосфора
водяным паром:
Р4 + 16Н20 = 4Н3Р04 + ЮН2
К сожалению, эта реакция идет только под
давлением, в присутствии катализаторов (Pt, Ti, Zr, Си) в
интервале 600—900°С. Зато здесь, кроме чистой
Н3Р04, образуется еще немалое количество водорода.
109

А он, как известно, исходное сырье для получения
аммиака. Так что «игра стоит свеч».
Кстати, в данной реакции фосфор ведет себя как
активный металл, вытесняя водород из воды. Видимо,
многим это покажется странным. Но не надо забывать,
что в школе сейчас изучаются в основном те
химические свойства веществ, которые они имеют при
обычных условиях, существующих на поверхности Земли.
Изменение температуры, давления и иных условий
резко меняет многие свойства веществ. Например, при
высоком давлении кремний и фосфор переходят в
металлическое состояние. Сера — типичный с нашей
точки зрения неметалл — при давлении в 20 млн. кПа
превращается в металл, а при низкой температуре
к тому же оказывается сверхпроводником. Цезий —
воплощение металлических свойств — в определенном
интервале давлений становится заурядным
неметаллом. Щелочные металлы — сильнейшие при обычных
условиях восстановители — практически утрачивают
восстановительные свойства при нагревании выше
1500°С. Подобных примеров известно сейчас немало.
Так что окисление фосфора парами воды не столь
удивительно, если учесть, что идет оно не при
обычных условиях, а под большим давлением и при
высокой температуре.
Применяют ортофосфорную кислоту в настоящее
время довольно широко. Основным ее потребителем
служит производство фосфорных и комбинированных
удобрений. Для этих целей ежегодно добывается во
всем мире фосфоросодержащей руды около 100 млн. т.
Цифра немалая, но такого количества все еще
недостаточно, чтобы восполнить убыль фосфора,
уносимого с полей вместе с урожаем культурных растений.
Каждая тонна пшеничного зерна, например, забирает
с собой более 10 кг фосфора. Примерно столько же
фосфора уносят с поля 2 т сена или 3 т соломы.
Между тем фосфор, наряду с азотом и калием,
является основным питательным элементом растений.
Причем он используется растениями для построения своих
самых жизненно важных частей — семян и плодов.
Так что растениям фосфор очень нужен, и их урожай
существенно повышается при внесении разумных доз
фосфорных удобрений.
Производные ортофосфорной кислоты очень нужны
не только растениям, но и животным. Кости, зубы,
по

панцири, когти, иглы, шипы у большинства живых
организмов состоят, в основном, из ортофосфата
кальция. Кроме того, ортофосфорная кислота, образуя
различные соединения с органическими веществами,
активно участвует в процессах обмена веществ живого
организма с окружающей средой, входит в состав
мышечных и соединительных тканей, особенно много
ее в составе нервных (мозговых) клеток, что
позволило А. Е. Ферсману, известному советскому геохимику,
назвать фосфор «элементом мысли».
Немало ортофосфорной кислоты потребляет
пищевая промышленность. Дело в том, что на вкус
разбавленная ортофосфорная кислота очень приятна и
небольшие ее добавки в мармелады, лимонады и сиропы
заметно улучшают их вкусовые качества. Этим же
свойством обладают и некоторые соли фосфорной
кислоты. Гидрофосфаты кальция, например, с давних пор
входят в хлебопекарные порошки, улучшая вкус
булочек и хлеба.
Интересны и другие применения ортофосфорной
кислоты в промышленности. Например, было
замечено, что пропитка древесины самой кислотой и ее
солями делает дерево негорючим. На этой основе
сейчас производят огнезащитные краски, негорючие фос-
фодревесные плиты, негорючий фосфатный пенопласт
и другие строительные материалы.
Кроме ортофосфорной кислоты и многочисленных
ее поликонденсатов, где фосфор находится в
максимальной степени окисления (+5), известно несколько
низших оксокислот с меньшей степенью окисления
фосфора. Из них наиболее важны фосфорнова-
тая Н4Р^~4Об, фосфористая Н3Р+303 и фосфорнова-
тистая НзР+102 кислоты. Все они — бесцветные
кристаллические вещества, сравнительно устойчивые на
холоду, но разлагающиеся при нагревании. В воде
растворяются хорошо. По сравнению с ортофосфорной
кислотой они менее устойчивы и химически заметно
активнее. В соответствии со степенями окисления
фосфора они обладают и окислительными, и
восстановительными свойствами. Причем восстановительные
свойства выражены у них сильнее. То же самое можно
сказать и о солях этих кислот. Например, соли фос-
форноватистой кислоты — гипофосфиты используются
в качестве хороших восстановителей при химическом
никелировании стальных изделий.
in

Если теперь перейти к следующему элементу
подгруппы — мышьяку, то легко заметить удивительное
сходство его оксокислот с оксокислотами фосфора.
Самой устойчивой является ортомышьяковая кислота
H3As04. Это трехосновная кислота средней силы. С
водой она смешивается в любых отношениях, из
концентрированных водных растворов выпадает в форме
полугидрата НзАэСи-О^НгО. При нагревании
ортомышьяковая кислота подвергается конденсации,
образуя пиро-, поли- и метамышьяковые кислоты.
Кислоты эти нестойки, но их соли сравнительно устойчивы.
Известны и низшие оксокислоты мышьяка,
например мышьяковистая НзАэОз. Сама кислота нестойкая
и получена лишь в виде водного раствора, но соли
ее — арсениты более устойчивы. В настоящее время
выделены и поликонденсаты мышьяковистой кислоты
в форме различных солей — метаарсенитов.
Как видим, аналогия оксокислот фосфора и
мышьяка выражена довольно отчетливо. Только последние
менее устойчивы, чем соответствующие соединения
фосфора, к тому же сильно ядовиты. Это резко
сужает сферу их применения. Используются сейчас
соединения мышьяка при изготовлении некоторых
лекарств, инсектицидов и консервирующих средств для
меховых изделий. Например, пропитка шкур 2%-ным
раствором арсената натрия полностью предохраняет
мех от поражения молью.
Что касается оксокислот сурьмы и висмута, то их
устойчивость еще меньше, чем у соответствующих
соединений мышьяка. Сурьмяная кислота в виде
сложного соединения H[Sb(OH)6] зафиксирована лишь в
водном растворе. При попытке выделить ее в чистом
виде образуется осадок переменного состава
БЬгОб-яНгО. Другие оксокислоты сурьмы еще менее
стойки. Соли этих кислот заметно устойчивее, и потому
удалось выделить ортостибаты (Na3Sb04), пиростиба-
ты (СазБЬгОу) и метастибаты (KSb03)n.
Оксокислоты висмута выделить вообще не удалось.
Известны лишь производные ортовисмутовой и мета-
висмутовой кислот. Это, например, Na3Bi04 и (ЫаВЮ3)л.
Кстати, последний — метависмутат натрия —
используется в лабораторной практике как отличный
окислитель.
112

ОКСОКИСЛОТЫ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ УГЛЕРОДА
Первый элемент подгруппы — углерод не может
похвастать обилием оксокислот. Здесь можно говорить
лишь о двух кислотах.
Угольная кислота Н2С03 — пока единственная из
его оксокислот, выделенных в чистом виде. Получить
ее удалось лишь на холоду при —30 °С, проводя
реакцию обмена между хлороводородом и
гидрокарбонатом натрия в среде жидкого эфира. В этих условиях
кристаллы угольной кислоты устойчивы. Но как только
температура поднимается, они бурно разлагаются на
углекислый газ и воду. При комнатных условиях от
них остается лишь слабый водный раствор,
содержащий примерно 0,002% неразложившейся угольной
кислоты. Такой раствор знаком каждому из нас в виде
газированной воды. Только получают его обычно не
разложением угольной кислоты, а обратной реакцией—
насыщением воды углекислым газом под небольшим
давлением. И хотя угольной кислоты там очень мало,
ощутить ее кислый вкус можно вполне.
Малая концентрация Н2СОз в водных растворах
при обычных условиях и ее термическая нестойкость
обусловливают низкую химическую активность
угольной кислоты. Она медленно и неохотно реагирует с
металлами, оксидами, солями. Лишь со щелочами
реакция протекает довольно быстро. Большинство
металлов, имеющих стойкие оксидные пленки (Ni, Co, A1),
практически не растворяются в угольной кислоте. Так
что «химический портрет» этой кислоты на первый
взгляд весьма невзрачный. Но, как это ни странно, для
живой и неживой природы угольная кислота имеет
значение не меньшее, чем, к примеру, серная.
Попробуем разобраться в этом подробнее. В земной
атмосфере содержится примерно 2300 млрд. т
углекислого газа. В небольших количествах он постоянно
растворяется в атмосферной влаге и частично переходит
в угольную кислоту. Таким образом, дождевая вода
является слабым раствором угольной кислоты и потому
имеет реакцию не нейтральную, а слабокислую.
Конечно, содержание угольной кислоты там малое, но
последствия очень большие. Выпадая на землю и проходя
через почву и горные породы, этот слабый раствор
угольной кислоты постепенно растворяет
содержащиеся там карбонаты кальция и магния. Кстати, в чистой
пз

воде данные соединения нерастворимы, но угольная
кислота превращает их в гидрокарбонаты:
СаСОз + Н2С03 = Са(НСОз)2
Растворимость же гидрокарбонатов имеет заметную
величину.
Присутствие гидрокарбонатов магния и кальция
делает воду колодцев, ручьев, рек и озер жесткой.
Людям жесткость воды доставляет много хлопот. Мыло в
такой воде плохо мылится и быстро «сворачивается».
При кипячении жесткой воды на стенках посуды
образуется слой накипи, так как гидрокарбонаты термически
нестойки и легко разрушаются при нагревании, образуя
нерастворимые карбонаты:
Са(НС03)2 = СаСОз + Н20 + C02f
Накипь, состоящая из карбонатов кальция и магния,
плохо проводит теплоту и потоку способствует
перегреву стенок и быстрому износу посуды..Особенно-
страдают от накипи паровые котлы теплоцентралей. Чтобы
повысить срок их службы, приходится воду
предварительно умягчать. А это стоит недешево.
При испарении жесткой воды на поверхности всегда
остается слой карбонатов. По этой причине полотенце,
которым вытирают лицо и руки, постепенно становится
очень грубым, а в графине или иной посуде с водой
появляются белые ободки карбонатов. Такие же
беловатые пятна можно наблюдать в ванной, на раковине, в
поддоне посудной сушилки на кухне и т. д.
Угольная кислота причастна также к миграции
огромных количеств кальция и магния по планете.
Растворенные с ее помощью карбонаты магния и кальция
вместе с водой миллионов ручейков, речек и рек
уносятся в моря и океаны. Общее количество
гидрокарбонатов кальция и магния, вносимое реками в Мировой
океан, достигает 1700 млн. т за год. Большая часть
этих солей оседает на дно, а некоторое количество
используется морскими животными при построении
раковин, панцирей, шипов, зубов и т. д. После отмирания
животных все это опять же попадает на дно. Таким
образом, в некоторых частях Мирового океана на дне
скапливаются горы карбонатов. Их иногда называют
меловыми горами. А поскольку наша Земля, как
полагают геологи, — это расплавленный шар, покрытый
сверху сравнительно тонкой «корочкой» застывших по-
114

род, то под влиянием различных геологических
процессов форма «корочки» время от времени меняется.
В результате земная суша может опуститься и стать
морским дном, а бывшее морское дно вместе с горами
подняться и стать сушей. Именно так возникли,
например, меловые горы, в обрамлении которых текут Волга
и Дон.
Но как только горы карбонатов оказываются на
суше, дождевая вода с помощью угольной кислоты
снова начинает их постепенно растворять и переносить
в океан. Так кочуют по планете огромные массы
кальция и магния уже многие миллионы лет.
Кстати, растворение карбонатов угольной кислотой
способствует образованию в карбонатных падод#^пу-
стрт и пещер самых причудливых форм. А обратный
процесс — переход растворимых гидрокарбонатов в
нерастворимые 4арб9«аты приводит к появлению в
пещерах уникальны^творении природы — сталактитов и
сталагмитов. * "г 4р
Что касается живой природы, то здесь роль
угольной кислоты еще не выяснена окончательно. Дело в
том, что очень трудно различать «деяния» самой
угольной кислоты и ее ангидрида СОг. Фактически эти
два вещества почти всегда сосуществуют и действуют
сообща. Как известно, для фотосинтеза основными
исходными веществами являются вода и углекислый газ.
Но любая природная вода, всасываемая корнями
растения, содержит растворенный углекислый газ, а
значит, и угольную кислоту. В то же время, поглощая
листьями углекислый газ из воздуха, растение
переводит его в раствор. А при этом опять же образуется
угольная кислота. Таким образом, угольная кислота и
ее ангидрид являются неразлучными спутниками и в
фотосинтезе, и во всех других биохимических
процессах. Видимо, поэтому биологи не очень-то различают
эти два вещества, называя их просто — углекислотой.
Реакция фотосинтеза, к которой причастна
углекислота, заслуживает того, чтобы о ней поговорить особо.
Вся растущая, плавающая, ползающая, летающая и
бегающая биомасса земной суши (а это около 10 млрд. т)
и Мирового океана (около 30 млрд. т) — в конечном
счете продукт этой реакции. В Мировом океане
фотосинтез происходит в основном в микроскопических
водорослях — фитопланктоне, на земной суше эта
реакция идет в зеленых частях растений. Именно там
pans

Рис. 14. Зеленые части растений производят самое ценное
для нас: кислород и пищу.
ботают миллиарды крохотных хлорофилловых фабрик,
производящих самое необходимо^ для живых
существ — кислород и пищу. По этой причине зеленый
лист растения люди часто изображают символом жизни
на Земле (рис. 14).
К сожалению, люди часто забывают о своих
главных кормильцах — растениях. Удовлетворяя все
возрастающие потребности, человек асфальтом и бетоном
наступает на леса и поля, сужая царство зеленого
листа. К чему это может привести, понять нетрудно.
Иллюзия беспредельного могущества человека и
неисчерпаемости природы крайне опасна. Уже сейчас, например,
США не хватает «своего» кислорода, и жизнь этой
страны поддерживается за счет кислорода,
производимого растениями других государств.* Поэтому не
случайно в настоящее время во всех странах мира
ширится движение за охрану окружающей среды и за
разумное ограничение потребностей человека.
Надо заметить, что все вышесказанное относилось
к метаугольнои кислоте. Ортоформа ее — Н4С04 или
С (ОН) 4 очень нестойка и в свободном состоянии не
получена. Известны лишь ее органические
производные С (OR) 4, где R — углеводородный радикал.
В заключение несколько слов об угольной кислоте
вне Земли. Исследования межпланетных космических
станций показали, что большая часть атмосферы
Венеры (~ 97%) состоит из углекислого газа. А поскольку
там есть вода, то должна быть и угольная кислота в
116

капельках тумана, находящегося в верхних, холодных
слоях атмосферы. Примерно то же самое можно
сказать о Марсе. 95% его атмосферы образует
углекислый газ, имеется небольшое количество воды, значит,
образование угольной кислоты там вполне возможно.
Особенно вероятен этот процесс на полюсах, где
имеются мощные полярные шапки, состоящие в основном
из твердой углекислоты. Аналогичная картина
наблюдается на других планетах, их спутниках и астероидах.
Вполне возможно, что некоторые астероиды
Солнечной системы, сильно удаленные от центрального
светила, содержат значительные количества твердой
угольной кислоты.
Заканчивая разговор об оксокислотах углерода,
невольно хочется отметить, что перечень их весьма
скромен. Совсем иное дело у следующего элемента
подгруппы — кремния. Похоже, что здесь оксокислоты
празднуют свой триумф. Если у угольной кислоты
поликонденсатов почти нет, то у кремниевой их
великое множество. Это связано с уникальной
способностью кремния образовывать устойчивые связи
Si—О—Si и давать поразительное многообразие
силикатных структур.
Кремниевая кислота в ортоформе довольно
нестойкая. Ее удалось получить лишь сравнительно недавно
в виде водного раствора, проводя гидролиз сульфида
кремния:
SiS2 + 4НОН = H4Si04 + 2H2Sf
Эта кислота четырехосновная, очень слабая.
Степень ее диссоциации даже по первой ступени
составляет лишь тысячные доли процента. Она имеет ярко
выраженную склонность к конденсации, может
вступать в конденсацию одной, двумя, тремя и всеми
четырьмя ОН-группами, образуя самые разнообразные
поли- и метакремниевые кислоты. Именно поэтому
прозрачный раствор ортокремниевой кислоты довольно
быстро становится коллоидным, а затем застудневает,
становясь похожим на кисель. Кстати, таким
студнеобразным раствором поли- и метакремниевых кислот
мы пользуемся часто, употребляя его в виде
силикатного клея.
В присутствии различных катионов металлов поли-
и метакремниевые кислоты образуют великое
множество солей с островными, ленточными, слоистыми и
117

а б в
Рис. 15. Строение анионов кремниевых кислот:
а — ортокремниевои, б — пирокремниевой, в — триметакремниевой,
г — гексаметакремниевой, д — поликремниевой (цепь).
пространственными структурами, которые и
составляют удивительное многообразие минерального царства.
Разнообразие и сложность силикатных структур
при первом знакомстве просто ошеломляют. Но,
приглядевшись, легко заметить, что все они содержат
одну и ту же структурную единицу — тетраэдр с атомом
кремния в центре и четырьмя атомами кислорода
в вершинах. Эти кремнекислородные тетраэдры в
процессе конденсации ортокремниевои кислоты могут
сочленяться друг с другом одной, двумя, тремя и
всеми четырьмя вершинами, образуя самые
причудливые сочетания и фигуры. Примеры некоторых
простейших силикатных структур приведены на рисунке. Ядра
кислорода обозначены на рисунке точками, ядра
кремния — кружочками. Из рисунка хорошо видно, что в
силикатных структурах каждый атом кремния
заключен, как в футляр, в тетраэдр из атомов кислорода.
Иные силикатные структуры встречаются в природе
исключительно редко.
Хотя сама ортокремниевая кислота и простейшие
ее конденсаты (ди-, три-, тетра-, гекса- и т. д.
кремниевые кислоты) нестойки, некоторые соли этих кислот
118

весьма устойчивы и образуют известные в геологии
минералы. Таковыми являются, например, фенакит
Be2Si04 и циркон ZrSi04 — соли ортокремниевой
кислоты, тортвейтит Sc2Si207 — соль дикремниевой
кислоты, волластонит Саз51зОд — соль триметакремниевой
кислоты, полудрагоценный камень берилл Be2Al2SieOi8 —
соль гексаметакремниевой кислоты и т. д. На
рисунке 15, а—г изображено строение анионов
перечисленных кислот.
Практического значения ортокремниевая кислота и
простейшие ее конденсаты пока не имеют из-за
нестойкости. Кремниевые кислоты с большой степенью
конденсации сравнительно устойчивы. Но выделять их
в индивидуальном состоянии химики еще не научились.
В быту и промышленности используется смесь этих
кислот в виде силикатного клея. Если говорить точнее,
силикатный клей — это калиевые или натриевые соли
поликремниевых кислот. Но так как эти кислоты слабые,
а соли слабых кислот сильно гидролизуются, то
фактически в растворе силикатного клея имеется смесь
конденсированных кремниевых кислот.
Как видим, сфера применения кремниевых кислот
в общем-то невелика. Совсем иначе обстоит дело с
производными этих кислот. Неорганические производные —
силикаты являются основным материалом, из которого
состоит земная кора. Отсюда следует невообразимо
широкая сфера их применения. Стекло, цемент, глина,
асбест, слюда и множество других веществ являются
силикатами. Стена нашего кирпичного дома и его
шиферная крыша, фарфоровая тарелка и стеклянный
графин, конторский клей и фаянсовая статуэтка —
все это состоит главным образом из силикатов.
Нетрудно понять, что в будущем применение
силикатов станет еще большим. Металлов в земной коре не
так уж много. Углерод, который служит основой
органических полимеров и пластмасс, составляет всего
Лишь 0,1% земной коры по массе. Производство
древесины ограничено скоростью прироста леса. А
использование силикатов практически не ограничено ничем.
По силикатному сырью, можно сказать, мы ходим.
Правда, имеется существенный недостаток у
силикатных изделий. Они обладают большой хрупкостью,
но этот недостаток в принципе преодолим". Ведь
изобрели же японцы небьющийся фарфор. А на
сковородках из мелкокристаллического стекла — ситалла
119

еще двадцать лет назад домохозяйки жарили картошку.
Прочность таких сковородок близка к чугунным, и
бьются они значительно меньше, чем обычное стекло.
Впрочем, о силикатах можно говорить бесконечно.
Сведений о них так много, что химия силикатов давно
выделилась в большую самостоятельную отрасль
химического знания. Не будем углубляться в нее. Займемся
лучше оксокислотами следующих химических элементов
подгруппы углерод
Германиевая, оловянная и свинцовая кислоты в ор-
тоформе весьма нестойки. Тем не менее химикам
удалось на короткое время зафиксировать их. Правда,
состав последних двух кислот отличается от ортокрем-
ниевой. Дело в том, что радиусы атомов олова и
свинца заметно больше, чем у кремния, и потому вокруг
этих атомов умещается уже не 4, а 6 атомов кислорода.
Соответственно и формула, например, оловянной кислоты
не H4Sn04, a H2[Sn(OH)e]. В химии эта кислота
известна под названием а-оловянная кислота. Она довольно
активна и легко реагирует со щелочами, но при стоянии
быстро поликонденсируется, образуя малоактивную
Р-оловянную кислоту состава (НгБпОз)^ Последняя
является фактически смесью различных поликонденсатов,
подобных поликремниевым кислотам. Аналогичная
картина — и со свинцовыми кислотами.
ОКСОКИСЛОТЫ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ БОРА
И БЕРИЛЛИЯ
Главенствующая роль здесь принадлежит,
несомненно, кислотам бора, и прежде всего ортоборной (или
просто борной) кислоте.
Борная кислота при обычных условиях представляет
собой бесцветные чешуйчатые кристаллы,
плавящиеся при 169°С. Образованы эти кристаллы молекулами
Н3ВОз, которые объединены друг с другом
водородными связями. Кислота сравнительно устойчива, входит
в состав нескольких природных минералов. Поэтому
стала известна химикам в начале XVIII в.
Поскольку водные растворы борной кислоты
убивают многие виды микробов, эти растворы с давних пор
применялись в медицине как дезинфицирующее
средство. Впрочем, и сейчас фармацевты расходуют
немало борной кислоты для приготовления борного
спирта (борная кислота в этиловом спирте), борного вазе-
120

лина, растворов для полоскания горла (при
воспалениях) и прочих антисептических средств.
Чистую борную кислоту, видимо, приходилось
видеть каждому, так как в виде препарата боракс она
используется в быту как средство против тараканов.
Нелишне напомнить, что борная кислота и другие
соединения бора сравнительно ядовиты и их желательно
прятать подальше от детей. В то же время
микроколичества бора нужны всем животным и растительным
организмам. Вместе с марганцем, медью, молибденом и
цинком бор входит в пятерку важнейших для живой
природы микроэлементов. Характерные признаки
недостатка бора у растений проявляются в отмирании
точек роста, молодых побегов и корней. Особенно резко
уменьшается урожай семян.
В химическом отношении борная кислота довольно
своеобразна. В воде она растворяется хорошо,
особенно если вода горячая. При этом индикаторы
обнаруживают слабокислую среду, т. е. небольшие количества Н+.
Ранее считалось, что борная кислота — это слабая
трехосновная кислота и ионы водорода образуются за
счет ее диссоциации. Однако детальные исследования
показали, что борная кислота в водных растворах вовсе
не отщепляет свои протоны. Наоборот, она вырывает
у воды, но не протоны, а гидроксид-ионы и,
присоединяя их к себе, образует гидроксоборатные анионы:
В(ОН)3 + НОН = [В(ОН)4]~ + Н+
Конечно, это делают не все молекулы борной кислоты,
а лишь небольшая их часть, поэтому концентрация
протонов в растворе невелика и реакция среды
слабокислая. Как видим, кислоты бывают еще и такие.
Есть у борной кислоты и другие особенности. При
взаимодействии с серной кислотой она ведет себя как
основание, образуя гидросульфат бора B(HS04)3.
В разбавленных водных растворах борной кислоты
обнаруживаются молекулы НзВОз и ионы В (ОН) Г. Но
при повышенных концентрациях кислоты в растворе
появляются полимерные образования, т. е. происходит
уже знакомый процесс конденсации с образованием
различных цепных и кольцевых поликислот бора. При
нагревании кристаллической ортоборной кислоты тоже
идет конденсация. Вначале образуются короткие цепи.
Потом цепи удлиняются до бесконечности или
сворачиваются в кольца, образуя различные метаборатные
121

структуры. Происходит примерно то же, что и с орто-
фосфорной кислотой. Из конденсированных кислот бора
наибольшее значение имеет тетраметаборная кислота,
натриевая соль которой — Na2B407- 10Н2О под
названием «бура» была известна людям еще тысячу лет
назад и применялась в качестве плавня при
изготовлении глазурей и цветных стекол. Бура широко
используется и сейчас при изготовлении эмалей и
некоторых стекол.
Что касается гидроксидов следующих элементов
подгруппы бора: А1(ОН)з, Ga(OH)3 и 1п(ОН)3, то они
амфотерны и формулы их записываются чаще как у
оснований. Кислотные свойства этих соединений
проявляются во взаимодействии с основаниями, в результате
чего образуются соли. Последние можно получить
сплавлением указанных гидроксидов со щелочами.
У гидроксида таллия Т1(ОН)з кислотные свойства
практически не проявляются.
Не обнаружены заметные кислотные свойства и у
гидроксидов элементов подгруппы бериллия. Лишь
родоначальник подгруппы — бериллий образует гид-
роксид Be (ОН) 2 с амфотерными" свойствами. В све-
жеосажденном состоянии этот; гидроксид растворяется
в концентрированных растворах щеЛЪчей, образуя
соли — бериллаты, например КгВеОг, Na2Be02 и др.
ОКСОКИСЛОТЫ ГАЛОГЕНОВ
При обычных условиях они в большинстве своем
нестойки, и поэтому таких кислот известно пока
немного.
У фтора оксокислот долгое время не было известно.
Но недавно удалось выделить первую такую кислоту —
фторноватистую HOF. При обычных условиях это
жидкость, кристаллизующаяся при охлаждении ниже
— 117°С. Степень окисления кислорода в ней равна
нулю. Поэтому кислота нестойкая и весьма реакционно-
способная. С водой, например, кислота бурно
реагирует, выступая окислителем:
HOF + Н26 = HF + Н202
Аналогично ведет себя кислота и с другими вещест-.
вами.
122

У хлора, брома и иода известно по четыре оксокис-
лоты. Нестойкие низшие кислоты: хлорноватистая
НСЮ, бромноватистая НВгО и иодноватистая НЮ в
чистом виде не получены и существуют лишь в виде
разбавленных водных растворов. Самое характерное
их свойство — легкий распад с отщеплением атомного
кислорода, например:
НСЮ = НС1 + О
Атомный кислород, образующийся при разложении
указанных кислот, а также их солей — гипохлоритов,
гипобромитов и гипоиодитов, легко окисляет
красители, переводя их в бесцветные соединения. Поэтому
гипохлориты натрия и кальция с давних пор
используются в текстильной промышленности для
отбеливания тканей. Кроме того, выделяющийся атомный
кислород убивает практически любых микробов. Это
позволило применить гипохлориты в качестве сильнейших
антисептиков. Гипохлорит кальция, например, в
составе хлорной извести используется в больших количествах
для обеззараживания питьевой воды, для обработки
мусорных ям, туалетов, свалок и т. п.
Следующие кислоты: хлористая НСЮг, бромистая
НВгОг, йодистая НЮг и их соли еще менее стойки и
практического значения пока не имеют.
При увеличении степени р^кисления у галогенов до
+ 5 сила и устойчивость образуемых ими оксокислот
резко возрастают. Так, например, хлорноватая НСЮз
и бромноватая НВгОз кислоты хотя и не выделены в
чистом виде, но вполне устойчивы в виде водных
растворов при их массовой доле до 30—40%. А йодноватая
кислота НЮз получена в чистом виде в форме
бесцветных кристаллов, вполне устойчивых при обычных
условиях.
Из солей указанных кислот наиболее применим
хлорат калия КСЮз, называемый чаще бертолетовой
солью по имени своего первооткрывателя —
французского химика К. Бертолле. Небольшие взрывы смеси
бертолетовой соли с фосфором наблюдал каждый из
нас с детства, так как пистоны для детских пистолетов
содержат именно такую смесь. Подобными смесями
хлоратов калия или кальция с серой, сахаром, солями
некоторых металлов и прочими горючими веществами
издавна начинялись сигнальные ракеты и различные
пиротехнические устройства для фейерверков. Горение
123

пиротехнических составов в присутствии хлоратов,
отщепляющих при нагревании кислород, обычно идет
так интенсивно, что соли входящих туда металлов
испаряются и окрашивают пламя в разные цвета,
например соли меди — в зеленый цвет, соли натрия —
в желтый, соли кальция — в красный и т. д.
С повышением степени окисления галогенов до +7
сила и устойчивость соответствующих оксокислот
достигает максимума.
Наибольшее значение среди указанных кислот
имеет хлорная кислота.
Хлорная кислота в чистом виде — бесцветная,
легкоподвижная летучая жидкость, затвердевающая при
— 102°С. Очень гигроскопична, легко разлагается даже
при комнатной температуре. В течение первых же
часов после получения начинает темнеть из-за появления
оксидов хлора, которые ускоряют ее распад и могут
инициировать взрыв. Таким образом, чистая хлорная
кислота не взрывается, но в присутствии примесей
становится взрывоопасной.
Невысокая химическая стойкость чистой хлорной
кислоты обусловливает ее сильную окислительную
активность. Она, например, мгновенно воспламеняет
органические вещества, окисляет почти все металлы, легко
реагирует с неметаллами. Многие реакции с ней
осуществляются настолько быстро, что сопровождаются
взрывами. Именно поэтому химики редко работают с
чистой хлорной кислотой, предпочитая использовать
ее водные растворы. С водой хлорная кислота
смешивается в любых отношениях. При этом устойчивость
кислоты резко увеличивается и поведение ее становится
довольно мирным.
Получают хлорную кислоту различными путями, но
в лаборатории чаще всего используют старый метод.
Нагревая смесь перхлората калия с
концентрированной серной кислотой, проводят реакцию обмена:
2КСЮ4 + H2S04 = 2НСЮ4| + K2SO4
Полученную хлорную кислоту отгоняют затем под
вакуумом в холодный приемник.
Применение хлорной кислоты довольно
ограниченное. Она используется для разложения сложных руд
и минералов, для мокрого сожжения органических
веществ перед их анализом, применяется как катализатор
124

в реакциях гидролиза и как составная часть
растворов, в которых проводят электрополировку металлов.
Известно много солей хлорной кислоты —
перхлоратов. Все они довольно устойчивы при обычной
температуре и начинают разлагаться лишь при сильном
нагревании. В воде большинство перхлоратов хорошо
растворяются. Исключение составляют перхлораты
калия, рубидия и цезия. Они малорастворимы. Поэтому
химики при анализе легко осаждают ионы калия,
рубидия и цезия в виде этих соединений.
Бромная кислота НВг04 интересна тем, что долгое
время ее не могли получить. Появились даже
теоретические обоснования невозможности ее получения.
Однако в 1968 г. удалось фторидом ксенона окислить бромат
натрия в пербромат NaBr04, а из него потом получить
раствор бромной кислоты. Кислота эта оказалась
сильной, одноосновной, сравнительно устойчивой в водных
растворах. По химическим свойствам она аналогична
хлорной. Промышленного применения бромная кислота
и ее соли пока не нашли, но в научных исследованиях
уже используются.
Йодная кислота стоит несколько особняком от
других кислот. Раньше ей приписывали формулу НЮ4«2Н20.
Но оказалось, что эта кислота пятиосновная и формула
ее НбЮб. Иной состав йодной кислоты в сравнении с
хлорной и бромной обусловлен тем, что радиус атома у
иода существенно больше, чем у брома и хлора.
Разумеется, это заметно сказывается на свойствах. Йодная
кислота при обычных условиях не жидкость, а твердое
вещество. У ее водных растворов способность к
диссоциации заметно меньше. Лишь по первой ступени ее
можно считать средней, а по всем остальным ступеням
она диссоциирует слабо. И поскольку йодная кислота
пятиосновная, то образует целый набор солей — от
однозамещенных, например КН4Ю6, до пятизамещен-
ных, например КбЮб.
Применяется йодная кислота ограниченно, но соли
ее, например периодат калия КН4Юб, часто
используются в лабораторной практике как хорошие окислители.
ОКСОКИСЛОТЫ ИНЕРТНЫХ ГАЗОВ
Таких оксокислот насчитывается пока немного. В
порядке предыстории надо заметить, что химики много
лет пытались получить хоть какие-то соединения эле-
125

ментов этой подгруппы. Однако все их попытки
были безуспешными. Восьмиэлектронная конфигурация
внешних электронных слоев указанных элементов
оказалась удивительно устойчивой и химически пассивной.
Тогда на эти элементы, образно говоря, махнули рукой
и, назвав их инертными, оставили в покое. Но вот
весной 1962 г. канадский химик Н. Бартлет попробовал
окислить ксенон сильнейшим окислителем — гексафто-
ридом платины. И тут электронный октет дрогнул,
вступив в химическое взаимодействие:
Хе + PtF6 = XePtF6
Так было получено первое химическое соединение
инертного газа. Этот успех вдохновил многих
исследователей, и, применив весь арсенал химических средств,
они выделили больше сотни соединений бывших
инертных газов. Большая их часть является соединениями
ксенона. Радон сильно радиоактивен. У криптона
получены лишь низшие фториды, например KrF2 —
бесцветное кристаллическое вещество. А гелий, аргон и
неон до сих пор считаются инертными. Но химики
упорно продолжают свои исследования в указанном
направлении.
У ксенона к настоящему времени выделены все
основные классы неорганических соединений. Вначале
удалось получить различные фториды ксенона. Потом
при гидролизе XeF6 получили раствор, выпариванием
которого удалось выделить кристаллы ХеОз. Данное
соединение оказалось нестойким, и если его получалось
более 20 мг, оно взрывалось. Предполагая, что это
ангидрид кислоты НгХе04, его растворили в воде и
стали проводить нейтрализацию, добавляя различные
щелочи. После выпаривания полученных растворов,
действительно, образовались кристаллы кислых солей
указанной кислоты. Это были ксенаты состава МНХе04,
где М = Na, К, Rb и Cs.
Несколько позже удалось получить ксеноновую
кислоту Н4ХеОб (где ксенон находится в степени
окисления + 8), а затем и ее соли — перксенаты. Так как эти
соли неустойчивы и легко распадаются с образованием
атомного кислорода, то все перксенаты — сильнейшие
окислители.
Получен также ангидрид ксеноновой кислоты
реакцией обмена:
126

Ва2ХеОб + 2H2S04 = 2BaS04| + Xe04 + 2H20
Исследование структуры Xe04 показало, что
химическая связь между ксеноном и каждым атомом
кислорода фактически двойная. Следовательно, ксенон в
данном оксиде восьмивалентен. Этот факт очень
важен, так как теперь совершенно ясно, что Д. И.
Менделеев оказался прав, поместив инертные газы в
восьмую группу периодической системы. Все сомнения,
существовавшие ранее на сей счет, рассеялись
окончательно.
ОРГАНИЧЕСКИЕ КИСЛОТЫ
Надо сразу сказать, что количество известных
органических оксокислот настолько велико, а сведения о
них так обширны, что детальное их описание заняло
бы многие тома. Поэтому сосредоточимся лишь на тех
кислотах, которые представляют для нас
наибольший интерес. Тогда логично начать обзор с уксусной
кислоты, поскольку она по объему производства и
сфере применения занимает пока ведущее место среди
всех органических кислот.
Уксусная кислота СНзСООН в виде водных
растворов была известна людям еще с доисторических
времен. Но в чистом виде ее получил впервые в 1788 г.
преемник великого М. В. Ломоносова российский
академик Товий Егорович Ловиц. Чистую уксусную
кислоту он назвал ледяной по той причине, что при
охлаждении ниже 17°С она превращалась в бесцветную
кристаллическую массу, очень похожую на лед. Надо
сказать, что это обстоятельство доставляет химикам
иногда немало хлопот. Принесенную с холодного
склада бутыль с уксусной кислотой обычно
приходится ставить на сутки возле теплой батареи, чтобы
кислота расплавилась. Только потом ее можно наливать
из бутыли. Переливать уксусную кислоту тоже
непросто, так как она имеет резкий раздражающий
запах, а при попадании на кожу дает болезненные
ожоги. Приходится в этом случае пользоваться
респиратором и резиновыми перчатками.
Но так обстоит дело с чистой уксусной кислотой
и ее концентрированными растворами. Слабые же
водные растворы кислоты довольно безобидны и в виде
127

столового уксуса используются издавна как пищевая
приправа.
Чистая уксусная кислота при комнатной
температуре является бесцветной жидкостью с невысокой
вязкостью, примерно в двадцать раз меньшей, чем у
серной кислоты. Это объясняется тем, что молекулы
уксусной кислоты не связаны в единый
пространственный каркас, как у серной кислоты, а объединены
водородными связями лишь попарно, в димеры.
о",-о<°н:н>-с".
Последние довольно устойчивы и распадаются в
парах при нагревании выше 250°С.
С водой уксусная кислота смешивается в любых
отношениях. Энергия гидратации уксусной кислоты
заметно меньше, чем серной кислоты, и ее хватает на
то, чтобы разорвать на ионы только небольшую часть
молекул. Степень диссоциации уксусной кислоты в
ее 1%-ном водном растворе составляет примерно 1%.
Уксусная кислота — важный продукт обмена в
живых организмах. Поэтому ее можно обнаружить в
зеленых листьях и плодах почти всех растений, в поте,
в моче и желчи многих животных, в скисшем вине,,
пиве, квасе и множестве других веществ.
Широко применяется уксусная кислота и в
промышленности. Наибольшее ее количество расходуется,
пожалуй, на производство ацетатов целлюлозы.
Последние являются эфирами клетчатки и уксусной
кислоты. Упрощенная формула триацетата целлюлозы
выглядит так:
-о—со—сн;
с6н7о"2—о—со—ск
о—со—сн.
п
Растворяя эти ацетаты в ацетоне или иных
растворителях, получают клейкую массу, из которой затем
изготовляют ацетатное волокно, ацетатную пленку,
служащую основой современных кино- и фотопленок,
ацетатную пластмассу, из которой формуют самые
разнообразные изделия, и другие материалы.
128

Рис. I.
Муравей и крапива кусаются муравьиной кислотой.
Рис. II.
Л5—1173
Пары кислот нередко применяются животными для
самообороны.

Рис. III.
Ядовитые производные некоторых кислот используются
животными в качестве лекарств.
&$ до ж дм W
Рис. IV.
Разрушение горных пород и образование почвы -
нейший процесс, в котором участвуют кислоты.

чмш. in i n и 111 i mm у
' и. . i i*h-
■ ■ iiMii^ 1-1|Упч»1<УУм и ч!^i>«jui■■■■.iiiK. iWL. fc f ^й■n»M'iH>i>Miii*PrtiMa' nr'■ .fc^ A^i",,i^:ii^^|ЛЛяlifliiirwr^ r i ">* ь.*ь. гite,<M-ii,i тип* -■■■,-, , „ jjuji
Рис. V.
Серную кислоту издавна считают «матерью» всех кислот.
Рис. VI. Кислотно-основное взаимодействие (по Бренстеду)
сводится к переходу протона от кислоты к основанию.
/25*

Рис. VII. «Культ протона» имел солидные обоснования
Рис. VIII. Наличие пространственного каркаса у воды определи
ет уникальность ее свойств.

Рис. IX. Окислитель можно представить образно в виде
грабителя.
Рис. X.
Плавиковую кислоту хранить в стеклянной посуде
нельзя, иначе...

Рис. XI.
Окислением черного сульфида свинца в белый сульфат
свинца, можно обновить старую картину.
■II чи пинии»
Рис. XII. Азотная кислота и ее соли несколько веков служили делу
войны и разрушения.

Рис. XIII.
При грозовых разрядах возникают оксиды азота, из
которых затем образуется азотная кислота.
Рис. XIV. Муравьиная кислота — одно из действенных средств
против варроатоза пчел.

^*mmimmmmmmm*mmm*mmw.w\.wi.- - jjuuuh
Рис. XV.
Гидроксид натрия, известный под названием каустика,
в больших количествах применяется для производства
мыла.
Рис. XVI.
Курение наносит вред не только курящим, но и тем, кто
находится рядом и дышит табачным дымом.

Все большие количества уксусной кислоты
расходуются сейчас на производство винилацетата.
сн2=сн—о— ос—сн3
Его полимеризацией получают поливинилацетат. А
растворив последний в поливиниловом спирте с некоторыми
добавками, получают известную поливинилацетатную
дисперсию — белую сметанообразную массу. Когда-то
она была ненужным отходом производства, но после
детального изучения свойств оказалась ценнейшим
материалом. Из нее сейчас делают отличные клеи
марки ПВА, ее вводят как связующее в различные
строительные материалы, на ее основе производят все
возрастающее количество водоэмульсионных красок.
Кстати, маляры этими красками очень довольны, так
как при покраске они издают слабый запах,
практически безвредный для здоровья.
Немалые количества уксусной кислоты расходуются
на производство ацетона, лекарств (например,
известного всем аспирина), душистых эфиров, красителей,
протрав для крашения и других веществ.
Используется уксусная кислота также при мариновании
овощей в качестве консервирующего средства.
Широкая сфера использования уксусной кислоты
определяет масштабы ее производства, которое
достигает сейчас во всем мире 4 млн. т в год. Основным
промышленным способом получения уксусной кислоты
является каталитическое окисление уксусного
альдегида. Последний, в свою очередь, получается
гидратацией ацетилена по реакции, разработанной в 1881 Г.
известным русским химиком М. Г. Кучеровым. Второй
по значимости способ, разработанный крупным
советским ученым Н. М. Эмануэлем, сводится к прямому
окислению предельных углеводородов (например,
бутана) в кислоту.
Однако оба эти способа дают уксусную кислоту, не
очень-то пригодную для пищевых целей. Поэтому
пищевой уксус до сих пор получают старым способом,
подвергая уксуснокислому брожению растворы
этилового спирта. А чтобы не спутать этот уксус с
техническим, его называют спиртовым и указывают это на
этикетках.
Следующая кислота, с которой следует
познакомиться подробнее, называется муравьиной. Название
не случайное. Около 70% содержимого ядовитой же-
6—П73
129

лезы рыжего муравья — это муравьиная кислота.
В чистом виде муравьиная кислота НСООН
представляет бесцветную жидкость с резким неприятным
запахом. Молекулы ее не связаны в единый
пространственный каркас, а объединены водородными связями
попарно, как в уксусной кислоте. Отсюда следует
невысокая вязкость и заметная летучесть муравьиной
кислоты. С водой она смешивается в любых
отношениях, подвергаясь гидратации. Но энергия гидратации
невелика, поэтому диссоциирует муравьиная кислота
в водных растворах слабо. Степень ее диссоциации
в 1%-ном растворе составляет примерно 3%.
Муравьиная кислота обладает хорошим
бактерицидным действием ив небольших количествах
благоприятно действует при некоторых заболеваниях. Это
использовали издавна, правда, весьма своеобразным
способом. Люди, страдающие подагрой или
ревматизмом ног, засовывали ноги в муравейник и некоторое
время терпеливо переносили укусы его обитателей.
Иногда вместо муравьев использовали крапиву.
В промышленности муравьиную кислоту
применяют в основном при изготовлении протрав перед
крашением и в процессе крашения шерстяной и
хлопчатобумажной пряжи. Используют ее также в
производстве каучука, некоторых катализаторов, лекарств,
консервантов зеленого корма для скота и т. п.
Общий объем мирового производства муравьиной
кислоты сравнительно невелик и составляет примерно
250 тыс. т в год. Но в последние годы сфера
применения муравьиной кислоты стала неожиданно
расширяться. Дело в том, что, подобно нашествию
колорадского жука, сейчас во всех странах мира происходит
нашествие клещей Варроа. Эти маленькие, едва
видимые клещики паразитируют на пчелах. Прокусывая
у пчел хитиновый покров, они высасывают гемолимфу.
В результате повально гибнут пчелы, что приносит
огромные убытки. Довольно действенным
средством от этой напасти, именуемой варроатозом,
является муравьиная кислота. Ее пары вызывают
массовую гибель клещей. Конечно, в некоторой степени
они угнетают и пчел, но урон от этого небольшой
(рис. XIV, цв.). Понятно, что пчеловоды сейчас прямо-
таки охотятся за муравьиной кислотой. И это
обстоятельство приводит к заметному росту ее производства.
Получали муравьиную кислоту раньше из муравь-
130

ев, обрабатывая их водяным паром. Сейчас этот
варварский метод заменен синтезом муравьиной кислоты
из угарного газа и воды. Используются и другие
методы, например каталитическое окисление метана.
Таким образом, муравьиная и уксусная кислоты —
простейшие представители предельных монокарбоно-
вых кислот — имеют для нас немаловажное значение.
Следующие гомологи этого ряда играют в нашей
жизни более скромную роль. Некоторым исключением
можно считать стеариновую С17Н35СООН и
пальмитиновую С15Н31СООН кислоты. Их сложные эфиры с
глицерином составляют главную часть жиров,
особенно животных. Получают указанные кислоты в
промышленности гидролизом жиров или каталитическим
окислением парафинов. В последнем случае продувают
воздух через расплавленный парафин, содержащий
добавки оксидов марганца. Большая часть
стеариновой и пальмитиновой кислот идет на изготовление
мыла. Как известно, обычное мыло состоит в основном
из натриевых солей указанных кислот. Некоторая
часть кислот расходуется на получение синтетических
моющих веществ.
Что касается непредельных монокарбоновых
кислот, то здесь наибольшего внимания заслуживают
метакриловая, олеиновая, линолевая и линоленовая
кислоты (табл. 4). Метиловый эфир первой из них
СН2=С(СНз)—СО—О—СНз под названием метил-
метакрилат образует при полимеризации известное
всем оргстекло. Соединения трех остальных кислот с
глицерином входят в состав почти всех растительных
масел и служат основой для изготовления олифы,
лаков и эмалей. Главная отличительная черта
непредельных кислот — способность к полимеризации.
При высыхании олифы или масляного лака
происходит окисление и полимеризация непредельных кислот
за счет их двойных связей. Образующаяся
полимерная масса является именно тем связующим, которое
удерживает пигменты и образует лакокрасочную
пленку.
Среди дикарбоновых кислот (имеют в своем
составе две группы —СООН) наиболее важными для нас
являются щавелевая и малоновая кислоты. Последняя
используется при синтезе витаминов Bi и Вб.
Щавелевая кислота идет на очистку металлов от
ржавчины, накипи и различных оксидных пленок. В
последуя!*
131

нее время ее пытаются использовать для борьбы с
варроатозом пчел.
Определенное значение имеют и трикарбоновые
кислоты (табл. 4). Некоторые из них, например
лимонная, изолимонная и щавелево-янтарная, являются
важнейшими продуктами обмена животных и
растительных организмов. Кроме того, лимонную кислоту
используют как хороший консервант пищевых
продуктов. Иногда ее вводят в лаки и краски в качестве
пластификатора. Применяется она и для производства
ароматизирующих веществ.
Если просмотреть все другие классы органических
кислот, то можно выделить еще несколько групп
важных для нас соединений. Первой группой
являются бензолкарбоновые (ароматические) кислоты. Их
формулы приведены в таблице 4. Простейшая из них—
бензойная кислота, известная как антисептик,
консервирующее вещество, пластификатор, а также как
исходное вещество для производства некоторых
красителей. Примерно то же самое можно сказать и о
прочих гомологах этого ряда.
Второй группой являются оксикарбоновые кислоты,
имеющие в своем составе одну или несколько ОН-
групп (табл. 4). Многие оксикислоты, например
молочная, яблочная, винная и др., выделены из
продуктов питания, о чем напоминают их названия. Эти
кислоты принимают весьма активное участие в
жизненных процессах. Например, молочная кислота
присутствует в мускульном соке животных и человека.
В значительных количествах она образуется при
скисании молока, квашении капусты, силосовании
зеленых кормов и т. д., выполняя роль отличного
консерванта.
Третьей группой являются аминокислоты. Чаще
всего это белые кристаллические вещества, хорошо
растворимые в воде. Они как раз и образуют белки,
которые являются основным строительным материалом
всего живого.
О наиболее важных свойствах аминокислот уже
говорилось. Нужно только подчеркнуть следующее.
Часть аминокислот, идущих на построение белков,
может синтезироваться непосредственно в живых
организмах. Другая часть аминокислот в организмах не
синтезируется и должна поступать с пищей. Такие
аминокислоты называют незаменимыми. Надо сказать,
132

Рис. 16. Полный набор незаменимых аминокислот содержат лишь
некоторые продукты питания.
что полный набор незаменимых аминокислот содержат
лишь некоторые продукты питания: картофель, хлебу
молоко. Не случайно они составляют основу нашего
питания уже не одно столетие (рис. 16). Если бы
человек стал питаться одним мясом, то его бы
постигла смерть. В свое время это было доказано на опыте.
В заключение несколько слов о самых сложных
кислотах на Земле — нуклеиновых. Как и белки, они
являются биологическими полимерами и служат одним
из основных строительных материалов биологических
систем. В нуклеиновых кислотах закодирована
«святая святых» — живого организма — его генетическая
информация. Поэтому синтез всех белков и ферментов
в организме идет под строжайшим контролем
нуклеиновых кислот. В обязательном порядке эти кислоты
присутствуют в любом зародыше, так как с их
помощью любой организм, будь то микроб или человек,
передает частицу своего «я» потомкам. И эта частица
потом продолжает жить тысячелетиями в генетическом
материале новых поколений. Как видим, нуклеиновые
кислоты помогают живым существам прокладывать
своеобразный путь в бессмертие.

ВАЖНЕЙШИЕ СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ
Условно все основания можно разделить на две
большие группы: неорганические и органические.
Рассмотрим вкратце каждую из этих групп.
НЕОРГАНИЧЕСКИЕ ОСНОВАНИЯ
Эти основания тоже можно разбить на несколько
групп. Первая группа — щелочи. Это растворимые в
воде гидроксиды щелочных и щелочноземельных
металлов. С ними человек познакомился раньше других
гидроксидов и использует до настоящего времени.
Водные растворы указанных гидроксидов сильно
разъедают кожу, поэтому и назвали их едкими
щелочами. Формулы и некоторые свойства щелочей
приведены в таблице 5.
Даже при беглом взгляде на таблицу хорошо
видно, что при движении в подгруппах щелочных и
щелочноземельных металлов сверху вниз
растворимость их гидроксидов закономерно возрастает.
Происходит это в строгом соответствии с увеличением
ионного характера связи между металлом и ОН-группа-
ми. Плотности гидроксидов тоже закономерно
увеличиваются сверху вниз, соответственно тому, как
возрастают относительные атомные массы металлов.
Определенная закономерность наблюдается и в
изменении температур плавления гидроксидов.
Конкретные свойства щелочей, конечно,
различаются, но если приглядеться к ним внимательнее, то
сходств здесь обнаруживается, пожалуй, больше, чем
134

различий. Все щелочи — бесцветные кристаллические
вещества, хорошо растворяются в воде, причем с
выделением значительного количества теплоты. Это
свидетельствует об интенсивной их гидратации.
Некоторые гидраты так устойчивы, что их удается выделить
в кристаллическом состоянии при выпаривании или
охлаждении соответствующих растворов. Так, например,
гидроксид натрия получен в виде шести гидратов с
общей формулой NaOH-nH20, где п= 1; 2; 3,5; 4; 5; 7.
Гидроксид калия известен в виде трех гидратов.
Примерно то же можно сказать и о других щелочах.
Из-за повышенного сродства к воде все щелочи,
будучи в кристаллическом состоянии, жадно поглощают
влагу из воздуха, расплываясь постепенно в
сиропообразную массу. Кроме того, кристаллические щелочи,
их гидраты и водные растворы энергично
взаимодействуют с углекислым газом, переходя при этом в
карбонаты. Отсюда ясно, что взвесить точно само
вещество — кристаллическую щелочь практически
невозможно. При взвешивании она поглощает воду и
углекислый газ из окружающей среды, и масса «плывет»
Таблица 5. Состав и некоторые свойства щелочей
Формула 1
1 LiOH
NaOH
кон
RbOH
CsOH
FrOH
Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2
Ra(OH)2
Плот- 1
ность,
кг/м3
1430
2130
! 2120
3200
3675
2240
3625
4500
—
Температу- 1
ра
плавления, °С
471
320
361
301
272
—
Разлагается
375
408
—
Раство- 1
римость,
г/л воды
124
1090 |
1 1120
1900
4000
1,65
8,2
38,0
—
Устойчивые
гидраты 1
i 1
LiOH. Н20
NaOH-H20
К0Н-2Н20
RbOH-2H20
CsOH • Н20
Сходен с CsOH
Са(ОН)2
Sr(OH)2.8H20
Ва(ОН)2-8Н20
Сходен с Ва(ОН)2
135

Рис. 17. В открытой посуде отвесить точно кристаллическую
щелочь невозможно, так как она поглощает воду и
углекислый газ из воздуха.
(рис. 17). Впрочем, отвешивать щелочь точно не имеет
смысла еще и потому, что состав ее никогда не
отвечает формуле, указаной на этикетке. Уже в процессе
изготовления, расфасовки и транспортировки щелочь
успевает поглотить некоторое количество влаги и
углекислого газа. Поэтому приготовление точных
растворов щелочей — дело весьма хлопотное.
Хранить такие растворы тоже непросто. Во-первых,
растворы поглощают углекислый газ, во-вторых, они
разъедают стекло. И если раствор щелочи находится
в стеклянной посуде с пришлифованной пробкой, то
через некоторое время пробка обрастает белым
налетом карбонатов и силикатов так, что открыть ее
невозможно. Опытные химики знают это и стараются
хранить растворы щелочей в полиэтиленовой посуде.
А еще лучше их вообще не хранить, а готовить перед
употреблением.
Еще более агрессивны расплавы щелочей. Они
легко реагируют с силикатами и потому быстро
разъедают обычные фарфоровые или керамические тигли.
Более или менее устойчива к щелочам лишь
серебряная посуда.
136

Способность щелочей реагировать с силикатами
издавна используется в силикатном анализе. Дело в том,
что природные минералы — это чаще всего силикаты,
нерастворимые в воде и большинстве кислот. Чтобы
подвергнуть анализу такой минерал, его
предварительно сплавляют со щелочью. При охлаждении
получается смесь растворимых в воде силикатов, анализ
которых не составляет особого труда.
При растворении в воде щелочи ведут себя как
сильные электролиты, т. е. диссоциируют практически
полностью на катионы металлов и гидроксид-ионы.
Разумеется, ионы гидратированы. Что касается
катионов металлов, то там максимальное число молекул
воды, связанных с одним ионом, зависит от его заряда
и радиуса, а также от концентрации раствора. С гид-
роксид-ионами дело обстоит иначе. Исследования
последних лет показали, что наиболее устойчива в
водных растворах щелочей группировка ОН""-Н20.
Причем данная формула не совсем точно отражает
истинную картину. На самом деле один атом водорода
из молекулы воды образует с кислородом гидроксид-
иона прочную водородную связь, из-за чего этот атом
водорода оказывается практически в равной степени
связанным с обоими кислородами, а заряд гидроксид-
иона распределяется по всей группировке. В момент
гидратации происходит такая перестройка:
Н20 + ОН" -> Н—О—Н ... ОН" -> (Н—О ... Н...ОН)-
Очень важно здесь то, что возникший сложный ион
НзО<Г, имея значительный заряд, почти не образует
водородных связей с другими молекулами воды.
Отсюда следует характерная особенность водных
растворов щелочей — мылкость на ощупь. Понять причину
такого явления нетрудно. Как уже говорилось, в
чистой воде подавляющее большинство молекул связаны
друг с другом прочными водородными связями и
образуют пространственный каркас, постоянно
меняющий свои очертания. Поэтому вязкость воды (т. е. ее
сопротивление смещению) довольно высокая и при
комнатных условиях составляет около 10 сантипуаз.
Добавление к ней щелочей приводит фактически к
замене единого пространственного каркаса коллективом
обособленных ионов (Н302)", почти не связанных друг
с другом. Из-за этого вязкость растворов щелочей в
сравнении с чистой водой уменьшается весьма ощути-
137

мо. Для 5%-ного раствора гидроксида калия при
комнатных условиях она составляет, например, всего 1,1
сантипауз, т. е. почти в 10 раз меньше, чем у воды.
Этим и объясняется мылкость щелочных растворов.
Слои жидкости в них скользят друг относительно
друга легко, создавая ощущение скользкости.
Надо особо подчеркнуть, что работа со щелочами
требует повышенной осторожности. Смешивание с
водой сопровождается сильным разогреванием, поэтому
растворение проводят обычно в фарфоровой посуде.
Причем щелочь вносят постепенно, небольшими
кусками, иначе возможно вскипание и разбрызгивание
раствора. Понятно, что резиновый фартук, перчатки
и защитные очки при этом обязательны. В противном
случае возможны . большие неприятности. Попадание
щелочи на тело вызывает химический ожог, т. е.
долго не заживающую язву. Одежду щелочь тоже
прожигает. Особенно опасна она для глаз. При
попадании щелочи в глаза их надо промывать не менее
получаса водой или 1%-ным раствором борной кислоты.
Разумеется, лучше всего делать так, чтобы подобных
происшествий не случалось.
Сфера применения у разных щелочей различная.
Гидроксид лития служит важным компонентом
электролитов в щелочных аккумуляторах, удлиняя
срок службы в 2—3 раза и существенно повышая
их емкость. На подводных лодках и космических
кораблях этот гидроксид поглощает углекислый газ,
выдыхаемый людьми.
Гидроксид натрия, известный в технике под
названием каустика, применяется в больших количествах для
производства мыла (рис. XV, цв.), стекла, красок, при
обработке целлюлозы и очистке масел и керосина от
жиров. Много расходуется его при мытье посуды на
масло- и молокозаводах, поскольку каустик легко
разлагает жир. Используется он также в лабораторной
практике, особенно в силикатном анализе.
Гидроксид калия, называемый в технике едким
кали, служит хорошим осушителем некоторых газов и
жидкостей, является главным компонентом
электролитов щелочных аккумуляторов, широко применяется в
лабораторной практике при синтезах различных
веществ. В небольших количествах он расходуется для
получения стеаратов и олеатов калия — жидкого
мыла, используемого в медицине.
138

Гидроксиды рубидия и цезия используются в
качестве добавок в электролиты низкотемпературных
щелочных аккумуляторов, а также как катализаторы в
органическом синтезе.
Гидроксид кальция — важнейший строительный
материал, и его мировое производство исчисляется
десятками миллионов тонн в год. Смесь гашеной
извести с песком уже не одно тысячелетие служит
прекрасным строительным раствором, которым скрепляют
кирпичи, камни, блоки, штукатурят потолки и стены.
Поглощая углекислый газ из воздуха, гидроксид
кальция постепенно переходит в карбонат кальция,
игольчатые кристаллы которого пронизывают всю массу
строительного раствора, делая его удивительно
прочным. Гидроксид кальция сейчас — самая дешевая
щелочь. В этом качестве он широко используется для
нейтрализации кислых сточных вод некоторых
производств, а также для известкования кислых почв.
В больших количествах гидроксид кальция
расходуется на производство хлорной извести, служащей
дезинфектором в санитарии.
Гидроксид бария особенно легко вступает в
реакцию с углекислым газом, из-за чего водный раствор
гидроксида бария под названием «баритовая вода»
с давних пор применяется для обнаружения
углекислого газа. Стоит только подуть через трубку,
опущенную в этот раствор, как тут же образуется
характерный белый осадок карбоната бария,
нерастворимый в воде. Такой же осадок образуется при
действии баритовой воды на растворы, содержащие
карбонат-ионы.
Таковы вкратце свойства щелочей.
Во вторую группу неорганических оснований
можно отнести нерастворимые в воде гидроксиды
металлов. Группу ОН они в своем составе имеют, но при
смешивании с водой заметной гидратации не
подвергаются и гидроксид-ионов в раствор почти не
посылают. Такое их поведение связано с тем, что
химические связи между металлом и ОН-группами здесь
значительно менее полярны и реальные заряды на
атомах металлов довольно малы. Полярным молекулам
воды, образно говоря, в этом случае не к чему
«прицепиться». А так как нет сильной гидратации, то нет
и энергии для разрыва связей М—ОН, следовательно,
нет и заметной диссоциации.
139

Впрочем, так обстоит дело в водной среде. В
растворах кислот связи М—ОН у большинства гидрокси-
дов все-таки разрываются и гидроксид-ионы,
присоединяя протоны, образуют воду. Значит, кислотно-
основное взаимодействие здесь все же происходит,
но намного труднее, чем у щелочей. А именно с
кислотами нерастворимые в воде гидроксиды, как и
положено основаниям, вступают в реакцию
нейтрализации, образуя соль и воду.
Конкретные химические свойства нерастворимых
гидроксидов весьма разнообразны, но есть у них и
немало общих черт. Устойчивых соединений состава
МОН среди них не обнаружено. Соответствующие
гидроксиды: CuOH, AgOH и АиОН при попытке
получить их реакциями обмена тут же распадаются на
воду и оксид.
Гидроксиды состава М(ОН)4, образуемые
некоторыми металлами, амфотерны, с сильным
преобладанием кислотных свойств. Таким образом,
нерастворимые основания представлены большей частью гид-
роксидами состава М(ОН)2 и М(ОН)з. Впрочем, и
эти гидроксиды у многих металлов амфотерны.
Причем отчетливо видна такая закономерность: с
увеличением степени окисления металла основные
свойства заметно уменьшаются, а кислотные -— нарастают.
Особенно наглядно демонстрируют это гидроксиды
хрома, марганца и железа. Их низшие гидроксиды
Сг(ОН)2, Мп(ОН)2 и Fe(OH)2 хорошо растворяются
в кислотах, образуя воду и соответствующие соли. Но
со щелочами они в реакцию нейтрализации не
вступают. Зато гидроксиды этих же металлов,
находящихся в степени окисления +3, вступают в реакции
нейтрализации и с кислотами, и со щелочами (при
сплавлении), образуя воду и соответствующие соли.
Например, гидроксид хрома (III) при нагревании
частично обезвоживается, образуя так называемую ме-
тахромистую кислоту (аналог метаборной кислоты),
которая затем реагирует со щелочью, образуя соль —
метахромит:
Сг (ОН)3 -^ НСг02 + Н20;
НСг02 + КОН = КСЮ2 + Н20
Аналогично получаются манганиты и ферриты.
140

Сфера применения нерастворимых оснований
заметно уже, чем у щелочей, но не так уж и мала.
Наиболее применимы, пожалуй, гидроксиды алюминия,
железа, хрома и никеля.
Гидроксид алюминия (III) в виде природного
минерала гидраргилита входит в состав многих
бокситов и служит сырьем для получения оксида
алюминия, из которого, в свою очередь, производят
металлический алюминий. Поскольку последний получают
в огромных количествах, то мировое производство
оксида алюминия из бокситов составляет в настоящее
время около 100 млн. т в год.
Гидроксид железа (III) — распространенный
природный минерал, важная составная часть железных
руд. В кристаллическом состоянии это порошок
светло-желтого цвета с приятным оттенком.
Используется как сырье в производстве чугуна и стали.
Кроме того, под названием «охра» он применяется
как самый дешевый и химически устойчивый пигмент
для изготовления художественных и малярных красок,
грунтовок, шпатлевок и т. д. Применяется гидроксид
железа (III) также для изготовления некоторых
катализаторов и как компонент поглотительной массы при
очистке промышленных газов.
Гидроксиды никеля (II) и никеля (III)
используются при изготовлении анодов щелочных
аккумуляторов, а также при синтезах некоторых
катализаторов и никельсодержащих соединений.
Гидроксид хрома (III) в момент образования
представляет собой серо-синий порошок. При укрупнении
кристаллов он приобретает изумрудно-зеленый цвет и
химическую стойкость, так как превращается в
слоистый полимер. Применяется в качестве пигмента при
изготовлении художественных красок зеленого цвета.
К третьей группе неорганических оснований можно
отнести те соединения, которые в своем составе ОН-
групп не имеют, но охотно присоединяют протоны.
Таких веществ известно много. Чаще всего это
соединения, имеющие в своем составе атомы =Nj, =Ps,
=0s, =S : и др. За счет свободных электронных пар,
не занятых в химической связи, указанные атомы
присоединяют протоны по донорно-акцепторному
механизму. При этом осуществляется типичный для
кислотно-основного взаимодействия переход протона от
кислоты к основанию.
141

н
>н
н
Рис. 18. Пространственное
строение молекулы аммиака.
Несмотря на
многообразие веществ,
относящихся к указанной
группе оснований, серьезное
значение для нас имеют
лишь некоторые из них.
На первое место,
пожалуй, следует поставить
аммиак — один из самых
крупнотоннажных
продуктов современной
химической промышленности.
Аммиак при обычных
условиях — легкий
бесцветный газ. Охлаждение
до —36°С превращает его
в подвижную бесцветную
жидкость с плотностью
580 кг/м3. Ниже — 80°С он
образует снегообразную
массу из кристаллов кубической формы.
Запах аммиака так резок, что может привести в
чувство человека, потерявшего сознание, когда к его
носу подносят ватку, смоченную «нашатырным
спиртом», т. е. 10%-ным водным раствором аммиака.
Однако давать нюхать такой раствор надо в меру.
Вдыхание больших количеств аммиака
сопровождается удушьем, слезотечением, головокружением и
болями в желудке. Не случайно предельно допустимой
концентрацией аммиака в воздухе рабочих помещений
считается всего 20 мг/м3.
Молекула аммиака представляет собой
трехгранную пирамиду с атомом азота в одной из вершин
(рис. 18). К этой вершине стянуты общие
электронные пары, осуществляющие химическую связь с
водородом. Здесь же проводит большую часть времени
свободная электронная пара азота. Понятно, что этот
конец у молекулы аммиака заряжен отрицательно.
Соответственно другой конец молекулы, где «обитают»
ядра водорода, заряжен положительно. И вся
молекула представляет значительный диполь.
Из-за полярности молекул аммиак отлично
растворим в полярных растворителях. Например, в 1 л воды
при комнатных условиях может раствориться до 700 л
газообразного аммиака. При этом его молекулы гидра-
142

тируются и небольшая часть образовавшихся гидратов
аммиака диссоциирует по схеме:
NH3-H2O^NH^ + OH-
Легко видеть, что в данном случае гидроксид-ионы
появились в растворе из-за того, что молекулы
аммиака оторвали протоны от молекул воды. Причина
такого явления уже обсуждалась. Сродство к протону у
аммиака заметно больше, чем у воды.
Следовательно, протоны он отрывает с большей силой, чем вода.
Однако вода сама имеет высокое сродство к протону и
не очень охотно отдает протон аммиаку. Поэтому
количество гидроксид-ионов в водном растворе
аммиака невелико (среда слабощелочная). Если же взять
минеральные кислоты, которые не столь'«цепко
держатся» за свои протоны, то у них аммиак вырывает
протоны почти полностью. Именно поэтому
синильная кислота, которая в водном растворе
диссоциирует очень слабо, в аммиачной среде становится
сильным электролитом. То же самое происходит и с
другими слабыми кислотами. Даже такие прочные
соединения, как углеводороды (этан, бензол и т. п.), не
выдерживают «натиска» аммиака и отдают ему свои
протоны, хотя и в незначительной степени.
Большое сродство к протону у аммиака связано с
тем, что у азота есть свободная электронная пара,
которая образует с протоном довольно прочную
химическую связь по донорно-акцепторному механизму.
При этом выделяется немалая энергия и образуется
известный ион аммония NHt. Он возникает при
взаимодействии аммиака практически со всеми кислотами.
Объединившись затем с кислотными остатками, он
образует различные соли аммония: NH4C1 — хлорид
аммония (нашатырь), NH4N03 — нитрат аммония
(аммиачная селитра), (NH4)2S04 — сульфат аммония и др.
История этих соединений богата событиями, так
как они известны с древности. Впервые соли аммония
были получены египетскими жрецами бога Аммона —
бога Солнца. В Европе эти соли долгое время
называли «аммониум», что в переводе означало «соли
из Аммонии», т. е. из той местности, где находился
храм бога Аммона. В XVIII в. английский химик
Г. Деви преобразовал это название в «аммоний».
Термически ион аммония не очень устойчив. При
нагревании он отщепляет протон, переходя в аммиак.
из

По этой причине все соли аммония при нагревании
распадаются на аммиак и соответствующую кислоту.
Об окислительно-восстановительных свойствах
аммиака уже говорилось. За счет азота в степени
окисления — 3 он восстановитель, за счет водорода в
степени окисления -f- 1 аммиак — окислитель. Но
окислительные свойства выражены у него слабо. Это дает
возможность проводить в среде аммиака некоторые
уникальные реакции и получать необычные
результаты.
Самым удивительным, пожалуй, было открытие
анионов щелочных металлов. Конечно, химики давно
догадывались, что при растворении в жидком аммиаке
щелочных металлов происходит их самоокисление —
самовосстановление по схеме 2Na° +± Na+ -f- Na~.
Однако сдвинуть равновесие вправо и зафиксировать
анионы щелочных металлов долгое время не
удавалось. Но вот органики синтезировали новый класс
сложных соединений под названием «криптанды».
Название это происходит от слова «крипто» — могила
и выбрано не случайно. Если катион щелочного
металла попадает в «объятия» криптанда, то он как
будто проваливается в могилу. Впечатление такое,
будто он исчезает из раствора вообще.
Так вот, добавлением криптандов удалось
сдвинуть указанное равновесие вправо и получить
весомые количества анионов щелочных металлов, надежно
доказав существование в растворах частиц Na~, К~~,
Cs~. А несколько позднее было выделено в
кристаллическом состоянии первое сложное соединение,
содержащее натрий в непривычной для нас степени
окисления — 1. Строго говоря, для всех этих операций
использовался не жидкий аммиак, а его производные,
например этиламин. Но суть дела от этого не
меняется. Анионы щелочных металлов образуются и в
аммиаке.
Молекула аммиака термически устойчива, на
составные части разлагается лишь при нагревании выше
1200°С. Поэтому не удивительно, что аммиак
обнаружен во многих космических объектах Солнечной
системы. Концентрируется он обычно в холодных
зонах, т. е. на периферии Солнечной системы.
Например, в атмосфере Юпитера предполагаются ливни из
жидкого и снегопады из твердого аммиака. То же
самое возможно на Сатурне и спутниках Юпитера. Что
144

касается Земли, то скоплений аммиака или солей
аммония на ней не обнаружено. Практически весь
аммиак и его различные соединения, используемые
человеком в настоящее время, являются продуктами
химического производства. Главный потребитель
аммиака — это производство азотной кислоты и азотных
удобрений. В небольших количествах аммиак
используется как хладоагент в промышленных
холодильниках. В научной практике аммиак применяют
при некоторых исследованиях и синтезах в качестве
хорошего полярного растворителя.
Поскольку аммиак потребляется в огромных
количествах, то мировое производство его достигло сейчас
90 млн. т и продолжает нарастать дальше. Причиной
такого бурного роста оказалась та роль, которую
играет аммиак в битве "за урожай. Как известно,
культурным растениям нужны азотные удобрения, причем в
громадных количествах. А чтобы их получить,
атмосферный азот необходимо связать в химическое
соединение или, как говорят, зафиксировать его.
Основным способом фиксации атмосферного азота в XX в.
стал синтез аммиака из азота и водорода. Именно
поэтому аммиак приобрел такое большое значение.
Надо заметить, что синтез аммиака, несмотря на
внешнюю простоту, оказался для химиков непростой
задачей. Уж очень прочна молекула азота с ее
тройной связью, на разрыв которой требовалась изрядная
энергия. Многие годы упорных экспериментов и
поисков крупнейших ученых — В. Оствальда, В. Нернста
и особенно Ф. ГабФра — позволили выявить условия,
при которых азот вступал в реакцию с водородом.
Во-первых, нужна была температура в 500—600 °С,
во-вторых, давление в 200—300 атм (20—30 МПа) и,
в-третьих, катализатор. Кстати, только в качестве
катализаторов для данной реакции было испробовано
около 20 тыс. различных веществ. Наилучшими
катализаторами оказались оксиды железа с добавками
щелочных металлов.
Однако осуществить все это в производственных
условиях казалось совершенно невозможным. Самая
лучшая сталь при 500°С под действием водорода
теряла углерод (он превращался в метан) и
переходила в мягкое железо. А оно, в свою очередь, не
выдерживало высокого давления.
И все же немецкий химик Карл Бош взялся за
145

разработку промышленного синтеза аммиака. Первые
колонны синтеза, смонтированные под его
руководством, взрывались через несколько часов работы.
Место для их испытаний напоминало военный полигон.
Взрывы колонн чередовались с пожарами, так как
малейшая неисправность в аппаратуре приводила к
воспламенению водорода. Свистящие языки его
пламени сжигали все вокруг. Управление работой колонн
приходилось вести из специального бетонного
бункера. Короче, трудности сыпались на исследователей
как из рога изобилия.
Прошли долгие месяцы напряженной работы,
мучительных раздумий, поисков, доводящих до
отчаяния неудач, прежде чем был найден верный путь.
Первая колонна, которая работала не часы, а многие
месяцы, начала производить аммиак 5 марта 1911 г. в
маленьком немецком городке Людвигсхафен.
Позднее за заслуги в разработке теоретических
основ синтеза аммиака и за промышленное освоение
этого синтеза Ф. Габеру и К. Бошу были присуждены
Нобелевские премии.
Разработанный в Германии метод получения
аммиака быстро распространился в других странах и,
подвергнувшись некоторым усовершенствованиям,
стал во всем мире основным способом производства
аммиака. Однако этот метод получения аммиака был
и остается дорогим и технологически сложным из-за
высоких температур и давлений. А между тем
клубеньковые бактерии, живущие на корнях бобовых
растений, переводят атмосферный азот в аммонийную
форму тихо и мирно при тех условиях, которые
существуют летом в почве. Это значит, что у бактерий
катализаторы намного совершеннее, чем у людей.
Химикам этот факт служил постоянным упреком, и потому
они усиленно работали над совершенствованием
катализаторов.
Наконец в 1973 г. два советских ученых —
М. Е. Вольпин и В. Б. Шур — осуществили
взаимодействие азота с водородом при обычных условиях
на разработанном ими катализаторе. Это открытие
можно считать крупной победой химиков нашего века.
Видимо, очень скоро оно изменит всю технологию
получения аммиака и его производных.
Следующим по значимости соединением из
указанной группы оснований является гидразин.
146

Гидразин при обычных условиях — это бесцветная
прозрачная жидкость, сходная по многим свойствам с
водой. Замерзает он при 2°С, кипит при 113,5°С,
плотность его 1,01 кг/л. Собственная диссоциация у
гидразина, как и у воды, очень мала, поэтому
электрического тока он практически не проводит.
С водой гидразин смешивается в любых
соотношениях, и полученные растворы показывают
щелочную реакцию. Образование гидроксид-ионов в
растворе происходит так же, как и в случае аммиака. За
счет свободных электронных пар атомов азота (см.
с. 81) молекула гидразина может присоединять по
донорно-акцепторному механизму один или два
протона, вырывая их у воды:
N2H4 + НОН = [N2H5]+ + ОН";
N2H4 + 2НОН = [N2H6]2+ + 20Н-
Образующиеся при этом ионы аналогичны иону
аммония и называются сходным образом: [N2Hs]+ —
ионом гидразония, [N2H6]2+ — ионом гидразиния.
Понятно, что такие же ионы образуются и при
взаимодействии гидразина с неорганическими кислотами, тем
более что отрыв протона от них идет намного легче,
чем от воды.
Применение гидразина следует из его химических
свойств, которые в общем-то нетрудно предсказать,
исходя из формулы. За счет азота в степени
окисления — 2 гидразин — хороший восстановитель. Причем
мостик N—N, как известно химикам, — создание
нестойкое, и поэтому гидразин весьма реакционноспо-
собен. Его пары с воздухом дают взрывчатую смесь.
Жидкий гидразин может вспыхнуть, если
соприкоснется с асбестом, углем, с оксидами железа или меди,
так как эти вещества катализируют его распад.
Сгорание гидразина сопровождается выделением большого
количества теплоты и газообразных продуктов:
N2H4 + 02 = N2 + 2Н20
По этой причине гидразин и некоторые его
органические производные уже не один десяток лет
используются как компоненты ракетных топлив.
Способность гидразина образовывать при
разложении безобидные газообразные вещества позволила
применить его как отличный порообразователь при
изготовлении некоторых пористых материалов. А уди-
147

вительно высокая реакционная способность гидразина
и сильные восстановительные свойства давно
используются химиками при проведении оригинальных
исследований и синтезов.
Известно еще немало соединений азота с
основными свойствами, но широкого применения они пока не
получили.
Если теперь рассмотреть аналогичные соединения
фосфора, то основные свойства у них выражены
^заметно меньше. Возьмем, например, фосфин РН3.
Это бесцветный ядовитый газ с запахом гнилой рыбы,
имеющий строение, аналогичное аммиаку. Фосфин
немного растворяется в воде, но не может оторвать у
нее протон. Только при взаимодействии с сильными
кислотами, легко отщепляющими свои протоны,
фосфин ведет себя как основание, образуя соли фосфо-
ния. Например:
РН3 + HI = [РН4]+1"
Причем соли эти нестойки, легко разлагаются при
добавлении воды, так как последняя тут же отбирает
протоны у фосфоний-иона, превращая его в фосфин.
Еще менее стойкими указываются соли,
образованные дифосфином НгР—РНг. Сам дифосфин тоже
весьма нестоек. На воздухе выше 0°С он
самовоспламеняется.
Что касается аналогичных соединений мышьяка, то
их основные свойства исчезающе малы. Например,
арсоний-ион [AsH4]+ удалось зафиксировать в смеси
АэНз и HI при низкой температуре лишь как
промежуточную неустойчивую частицу. А такие ионы, как
[SbH4]~^ и [ЕИН4]4", вообще не обнаружены.
Строго говоря, основные свойства должны
проявлять водородные соединения, образованные
элементами не только пятой, но и других групп. Однако для
последних эти свойства выражены настолько слабо,
что практической значимости не имеют, представляя
сугубо научный интерес.
ОРГАНИЧЕСКИЕ ОСНОВАНИЯ
Многообразие органических соединений всегда
потрясает и при первом знакомстве кажется
непостижимым. Примерно то же можно сказать и об органи-
148

ческих основаниях. Но если приглядеться к ним
внимательнее, то легко заметить, что основные свойства
здесь, как и в неорганической химии, обусловлены,
главным образом, атомами =Ns, =Р., =б|, =S|
и др., способными присоединять протоны за счет своих
свободных электронных пар. Только связаны эти
атомы с разнообразными органическими радикалами,
образуя органические основания.
Закономерности в изменении свойств у
органических оснований те же самые, что и у
неорганических. Наиболее сильно основные свойства выражены у
соединений, образованных элементами пятой группы,
а среди последних самым основным является азот.
Поэтому логично начать характеристику органических
оснований с соединений, образуемых азотом. Среди
них на первое место, видимо, следует поставить амины.
Амины — это производные аммиака, в молекуле
которого атомы водорода замещены различными
органическими радикалами. А так как атомов водорода
в молекуле аммиака три, то при последовательном
их замещении получаются амины первичные (рис. 19,а),
вторичные (рис. 19,6) и третичные (рис. 19, в).
Радикалы тоже могут быть разными и по составу, и
по строению. Конкретно — это цепи (рис. 19, г),
кольца (рис. 19, д), сочлененные кольца (рис. 19, ж) и т. д.
Они бывают предельными и непредельными, могут
содержать кроме углерода и водорода атомы других
СН3—NH,
а
СН:
Зб
сн3
CH3-7N
CHf
в
сн3—сн2—Ын2
г
NH2—(CH2)4—NH
з
Рис 19. Структурные формулы некоторых аминов:
а - метиламина, б - диметиламина, в - триметиламина г -этил-
амина, д - фениламина (анилина), е - дифениламина, ж - адени-
на, з — путресцина.
149

элементов. К тому же в молекулу амина может входить
не одна, а две (рис. 19, з), три и более аминогрупп.
Отсюда ясно, какое многообразие аминов известно на
сегодняшний день. Практически все основные классы
органических соединений могут содержать в своем
составе аминные группы. В соответствии с этим
существуют аминокислоты, аминоспирты, аминофенолы,
аминоэфиры, аминосахара и т. п.
Впрочем, не будем отвлекаться на это
многообразие аминов и займемся их основными свойствами.
Поскольку в состав всех аминов входят атомы азота,
имеющие свободную электронную пару, то самым
общим свойством аминов является их способность
присоединять к себе протоны, предварительно вырвав их
у кислот. При этом образуются кристаллические соле-
образные соединения, очень сходные по свойствам с
соответствующими солями аммония. Например:
СНз—NH2 + HC1 -> [СНз— NH3]+C1-
Названия полученных соединений аналогичны
названиям солей аммония. Например, приведенное выше
соединение называют хлоридом метиламмония.
Простейшие амины имеют запах, сходный с
аммиаком. Подобно аммиаку хорошо растворяются в воде и,
взаимодействуя с ней, образуют соответствующие гид-
роксиды. Например:
СНз—NH2 + НОН -ЦСНз— NH3]+OH-
Получившийся в данном случае гидроксид
метиламмония диссоциирует примерно в двадцать раз сильнее,
чем NH4OH. У других аминов, имеющих небольшие
углеводородные радикалы, основные свойства
выражены тоже сильнее, чем у аммиака.
С увеличением числа аминных групп основные
свойства аминов, как и следовало ожидать, заметно
возрастают. Так, например, путресцин (рис. 19, з),
имеющий две аминные группы в молекуле, является
основанием гораздо более сильным, чем метиламин,
и водный раствор путресцина, подобно щелочам,
поглощает углекислый газ из воздуха.
Еще более сильными основными свойствами
обладают гидроксиды, получаемые из так называемых
четвертичных аммониевых солей. Эти соли считаются
производными иона аммония, в котором все четыре
атома водорода замещены на органические радикалы.
150

Получают их довольно легко из третичных аминов.
Например:
(CH3)3N + CH3I -> [(CH3)4N]+I-
Проведя затем обмен с гидроксидом серебра, эти соли
переводят в соответствующие гидроксиды:
[(CH3)4N]+I- + AgOH -> [(CH3)4N]+OH + Aglj
Нерастворимый иодид серебра выпадает в осадок, а
полученные растворы гидроксидов четырехзамещенного
аммония (в данном случае тетрамети'Ламмония)
проявляют такие же свойства, как и раствор гидроксида
натрия, а именно — имеют сильно щелочную реакцию,
поглощают углекислый газ из воздуха и разъедают
стекло. Одним словом, ведут себя как самые настоящие
щелочи, причем не только в растворах. Выделенные
в твердом состоянии, гидроксиды четырехзамещенного
аммония образуют бесцветные ионные кристаллы с
высокими температурами плавления, жадно поглощающие
влагу и углекислый газ из воздуха. Как видим,
органические основания тоже могут быть очень сильными.
Заметим, однако, что не все амины имеют ярко
выраженные основные свойства. Например, у
ароматических аминов, представителем которых является всем
известный анилин (рис. 19, д), свободная электронная
пара азота втянута в общую я-электронную систему
бензольного кольца и свою донорную функцию
выполняет неохотно. Поэтому основные свойства у
ароматических аминов выражены слабее, чем у
неароматических.
Надо сказать, что с аминами и прочими
азотсодержащими органическими соединениями мы встречаемся
в обычной жизни гораздо чаще, чем это нам кажется.
Значительную часть нашей пищи составляют белки,
т. е. биополимеры, образованные аминокислотами.
Последние в обязательном порядке содержат аминные
группы. Биополимерами с аминными группами
являются и нуклеиновые кислоты, которые входят в состав
любой живой клетки. Важнейшая часть этих кислот —
пуриновые основания, т. е. производные пурина.
Таковым, например, является аденин (рис. 19, ж),
получаемый из пурина при замене атома водорода шести-
членного кольца на группу NH2.
Скелет пурина входит также в состав многих
алкалоидов. Эти соединения издавна привлекали особое
151

внимание химиков, и о них стоит поговорить несколько
подробнее.
Алкалоиды — это амины (чаще всего третичные)
природного происхождения. Само слово «алкалоиды»
произведено от слова «алкали» — щелочи и означает
«щелочеподобные». Этим подчеркнуты их основные
свойства. Как и положено основаниям, алкалоиды
легко реагируют с кислотами, образуя соли. Именно в
виде солей они чаще всего присутствуют в растениях.
Выделять алкалоиды из растений химики
научились еще в начале XIX в. Пожалуй, первым в чистом
виде был получен морфин из млечного сока недозрелого
опийного мака.
К настоящему времени выделено уже несколько
тысяч алкалоидов.
Поскольку алкалоиды физиологически очень
активны, химики изучали их весьма интенсивно, выясняя
строение и попутно разрабатывая методы синтеза. Это
позволило наладить в последние десятилетия
промышленное производство некоторых важных алкалоидов:
кофеина, эфедрина, тропина и др.
Вообще алкалоиды — удивительные соединения.
Многие из них лечат, и потому значительная часть
современных лекарств содержит алкалоиды или
вещества, сходные с ними по строению. Некоторые алкалоиды
калечат и в этом качестве приобрели себе дурную
славу. Таковы, например, героин, наркотин, морфин,
кокаин — сильные наркотики. Сюда можно отнести и
никотин — алкалоид табака, сильный яд. Систематическое
его употребление при курении вызывает заболевание —
никотинизм. Кроме того, никотин стимулирует
образование раковых опухолей. Все эти неприятные
последствия возникают не только у тех, кто курит, но и у тех,
кто находится рядом и дышит табачным дымом
(рис. XVI, цв.). По этой причине в нашей стране ведется
энергичная борьба с курением и в общественных
местах курение категорически запрещено. Такие запреты,
кстати, действуют не во всех странах. К примеру, после
посещения кинотеатра в Каире нашим туристам
приходится долго откашливаться от табачного дыма. С
курением там полная свобода, отчего воздух в зрительном
зале мутновато-сизый.
Кроме никотина, ядовиты и многие другие
алкалоиды. Например, сильнейшими ядами являются
алкалоиды кураре — экстракта из некоторых растений семей-
152

ства логаниевых. Этим экстрактом пользовались еще
индейцы Южной Америки, смазывая им наконечники
своих боевых стрел. Очень ядовиты алкалоиды
спорыньи — микроскопического гриба, паразитирующего
чаще всего на ржи. И если семена ржи перед посевом
не проходят специальную обработку, это может
привести к массовому отравлению населения. К счастью,
в нашей стране подобных явлений практически нет.
Об этом заботится специально созданная
агрохимическая служба.
Впрочем, не у всех алкалоидов такая мрачная
слава. Многие из них служат нам верой и правдой. Хинин,
например, помог победить грозного врага — малярию.
Кофеин, содержащийся в чае и кофе, стимулирует
нервную систему, даруя нам ежедневно бодрость и
работоспособность. Морфин — сильное болеутоляющее
средство, спасает, например, от боли в послеоперационный
период. И таких примеров великое множество.
Встречаемся мы в обыденной жизни и с простейшими
аминами. Они образуются чаще всего как продукты
разложения сложных азотсодержащих веществ. Например,
диметиламин и триметиламин образуются при
разложении рыбы и почти всегда присутствуют в несвежем
селедочном рассоле, определяя знакомый всем «аромат»
рыбных отделов магазинов.
Промышленное производство аминов невелико.
Кроме алкалоидов, широко используемых фармацевтами, в
заметных количествах производится анилин. Его
мировое производство достигает 700 тыс. т в год. На основе
анилина синтезируются многие красители тканей, и
потому эта отрасль промышленности называется анилино-
красочной.
В небольших количествах производятся и другие
амины: метиламин, диметиламин, этиламин и т. п. Они
используются в производстве лекарств, красителей,
средств борьбы с вредными насекомыми и даже при
изготовлении ракетных топлив.
Кроме аминов химикам известно много других
азотсодержащих органических соединений,
проявляющих основные свойства. Это, например, нитрилы, нитре-
ны, амиды, имиды и др. Но так как серьезного
применения они пока не получили, рассматривать их нет
смысла.
Если теперь перейти к органическим основаниям,
содержащим фосфор, то обнаруживается почти полная
• 153

аналогия с соответствующими соединениями азота.
Правда, основные свойства здесь выражены заметно
слабее.
Существует обширный класс алкилфосфинов (или
просто фосфинов), которые считаются производными
фосфина РН3, где атомы водорода замещены на
органические радикалы. Как и в случае аминов, есть фос-
фины первичные, например СН3—РНг, вторичные,
например (СНз)гРН, и третичные, например (СНз)зР.
Легко видеть, что во всех фосфинах атомы фосфора
имеют свободные электронные пары, следовательно,
могут присоединять протоны, предварительно вырвав
их у кислот.
Это, как видно, и определяет основные свойства
фосфинов.
Действительно, простейшие фосфины — жидкости с
отвратительным запахом, легко реагируют с кислотами,
образуя солеобразные соединения с ионной
кристаллической решеткой, совершенно лишенные запаха.
Например:
(СНз)3Р + НС1 -> [(СН3)зРН]+С1-
Называют эти соединения аналогично соединениям
азота. В данном случае получился хлорид триметилфос-
фония.
Аналогично алкилфосфинам выделены
органические соединения мышьяка и сурьмы — алкиларсины и
алкилстибины.
Но в сравнении с фосфинами их основные свойства
намного слабее.
В подгруппе кислорода основные свойства наиболее
сильны у родоначальника подгруппы — кислорода. Они,
конечно, меньше, чем у азота, но все же вполне
заметны. Впервые основные свойства были обнаружены у
спиртов.
Еще в начале этого века А. Е. Фаворский
показал, что спирты реагируют с сухими газообразными
галогеноводородами, отщепляя от них протоны и
образуя устойчивые солеобразные соединения. Например:
Н
1 +
СНз—ОН + НВг -> [СНз— ОН]+Вг~
154

Так как кислород по-латыни называют «оксигенум»,
то полученное соединение называется соответственно
бромидом метилоксония. Потом оказалось, что
подобные оксониевые соли образуют и другие классы
веществ, имеющие в своем составе кислород. Большей
частью представители «кислородсодержащей
органики» оказались основаниями слабыми.
Что касается органических соединений серы, селена
и прочих элементов, то их основные свойства исчезаю-
ще малы и представляют интерес лишь для узкого круга
специалистов.
Завершая обзор оснований, невольно хочется
подчеркнуть великое многообразие соединений,
объединяемых скромным термином «основания».

КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА
И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА
О ассматривая кислотно-основные свойства веществ,
* нетрудно заметить взаимосвязь этих свойств с
периодической системой. Особенно легко она
обнаруживается в ряду однотипных соединений. Для примера
выпишем в ряд формулы высших оксидов и их
гидратов (гидроксидов) элементов третьего периода.
Na20 MgO А12Оз Si02 P205 SO3 C1207
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3H4Si04H3P04 H2S04 НСЮ4
И сразу же бросается в глаза закономерное изменение
кислотно-основных свойств. У первых соединений обоих
рядов основные свойства выражены в максимальной
степени. У следующих соединений при движении по
рядам слева направо основные свойства быстро
ослабевают, зато усиливаются кислотные свойства,
достигая максимума у хлорной кислоты и ее ангидрида.
Следовательно, на протяжении периода происходит
постепенный переход основных свойств соединений в
кислотные.
Аналогичная картина наблюдается и( во всех
других периодах. Первые элементы образуют гидроксиды
с ярко выраженными основными свойствами,
гидроксиды средней части периодов амфотерны, а гидратиро-
ванные оксиды завершающих элементов являются
кислотными. Точно так же меняются свойства оксидов.
Следовательно, в целом изменение
кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов носит
периодический характер: от основных свойств к кислотным, а
затем при переходе к новому периоду возврат к основ-
156

ным и снова постепенный переход к кислотным
свойствам.
Надо заметить, что аналогичную периодическую
зависимость имеют многие свойства химических
элементов и их соединений. Причина этого кроется в
периодическом изменении электронного строения атомов.
Количественные изменения в их составе и строении
приводят к изменениям качественным. При этом
наглядно демонстрируется важнейший философский закон
перехода количества в качество.
У первого химического элемента любого периода,
как известно, образуется новый электронный слой, за
счет чего атом резко увеличивается в размерах. У
следующих элементов периодов заряд ядра и,
соответственно, число электронов нарастает, стяжение электронов
к ядру усиливается и размеры атома заметно
уменьшаются. Оторвать электрон от атома становится все
труднее, восстановительные свойства ослабевают, а
окислительные усиливаются. Короче, при движении по
периоду слева направо электроотрицательность (ЭО)
элементов, или, образно говоря, их «пристрастие» к
отрицательному электричеству (электронам),
увеличивается. Это сразу же сказывается на полярности
химических связей и на их способности разрываться под
действием воды.
Присмотримся внимательней к формулам гидрати-
рованных оксидов. Значения ЭО элементов,
составляющих гидроксид натрия, ясно показывают, что
наиболее полярна здесь связь между натрием и кислородом.
Разница в ЭО этих элементов наибольшая. Именно
поэтому при растворении гидроксида натрия в воде эта
связь атакуется молекулами воды в первую очередь и
за счет выделившейся энергии гидратация легко
разрывается. Соединение в этом случае диссоциирует с
отщеплением гидроксид-ионов. Последние имеют огром-
0,9 35 2,1
Na4-6—H =*=2=: Na++ 01-Г
ное сродство к протону (табл. 1) и потому проявляют
сильные основные свойства. Если же взять серную
кислоту, то сравнение ЭО элементов, составляющих ее,
показывает, что здесь наиболее полярными являются
связи между водородом и кислородом. Следовательно,
они атакуются молекулами воды в первую очередь и за
счет выделившейся энергии гидратации разрываются,
157

отщепляя ионы водорода. Соединение диссоциирует
как кислота1.
Таким образом, увеличение ЭО элементов,
образующих гидратированные оксиды, изменяет
распределение электронной плотности в молекуле. В
соответствии с этим меняется полярность химических связей
и характер диссоциации соединений.
Примерно такая же картина и в рядах других
соединений.
Как видим, периодическая система и здесь
оказывает химикам большую помощь, позволяя
предсказывать характер диссоциации соединений и их кислотно-
основные свойства.
1 Приведенное объяснение является весьма приблизительным,
так как ради простоты в нем не учтены многие факторы.
ПОЛЕЗНО ПРОЧИТАТЬ
Белл Р. Протон в химии. — М.: Мир, 1977.
Бобков С. С, Смирнов С. К- Синильная кислота. — М.:
Химия, 1970.
Гуляницкий А. Реакции кислот и оснований в неорганической
химии. — М.: Мир, 1975.
Измайлов Н. А. Электрохимия растворов. — М.: Химия, 1976.
Комиссаров Г. Г. Химия и физика фотосинтеза. — М.: Знание,
1980. — № 2.
Корольков Д. В. Основы неорганической химии. — М.:
Просвещение, 1982.
Петрянов И. В. Самое необыкновенное вещество в мире. — М.:
Педагогика, 1981.
Ф и а л к о в Ю. Я. Не только в воде. — Л.: Химия, 1976.
Фиалков Ю. Я. Необычные свойства обычных растворов. — М.:
Педагогика, 1978.

ЗАКЛЮЧЕНИЕ
Завершая рассказ о кислотах и основаниях,
напомним, что представления о них продолжают
развиваться и уточняться. Иначе и быть не может.
Эксперимент — начало нашего познания и его верховный
судья — открывает все новые и новые особенности
кислотно-основных взаимодействий. Соответственно
расширяются и углубляются наши знания о них.
Единой теории кислот и оснований пока не
существует. Химикам приходится сейчас пользоваться
несколькими теориями, каждая из которых имеет свою
«сферу действия». Теория Аррениуса пригодна для
разбавленных водных растворов, теория Бренстеда хороша
для протонных кислот, в случае же апротонных кислот
используют представления Льюиса. В будущем,
возможно, произойдет объединение всех существующих
воззрений в общую теорию растворов. Это оказало бы
химикам весьма существенную помощь в их
конкретных делах, ибо нет ничего практичнее, чем хорошая
теория. Но пока об этом можно только мечтать, ибо
нерешенных вопросов очень много. Здесь нужны еще
многочисленные эксперименты и обобщения,
мучительные раздумья и гениальные озарения, нужны
грамотные, настойчивые, творчески мыслящие исследователи.
Дело за вами, дорогие юные читатели!

ОГЛАВЛЕНИЕ
Введение 3
Кислоты и основания вокруг нас 5
Немного истории 10
Кислоты —
Основания 15
Теории С. Аррениуса и Д. И. Менделеева 19
Современные представления о кислотах и основаниях .... 23
Ограниченность теории С. Аррениуса —
Протолитическая (протонная) теория 25
Следствия из протонной теории 28
Амфотерность растворителей 31
Предсказания на основе протонной теории 33
Недостатки протонной теории 35
Электронная теория кислот и оснований 37
Дальнейшее развитие теории растворов 40
Ионизация и диссоциация 43
Важнейший растворитель на Земле 47
Важнейшие свойства кислот 52
Классификация кислот —
Сила кислот 59
Окислительно-восстановительные свойства кислот ... 62
Конденсация кислот 68
Бескислородные кислоты 70
Кислородсодержащие кислот-ы 84
Неорганические кислоты —
Органические кислоты 127
Важнейшие свойства оснований . 134
Неорганические основания —
Органические основания 148
Кислотно-основмые свойства и периодическая система. ... 156
Заключение 159

Учебное издание
МАРТЫНЕНКО БОРИС ВАСИЛЬЕВИЧ
кислоты — основания
Зав. редакцией А. Н. Соколов
Редактор Т. В. Литвиненко
Младший редактор О. В. Агапова
Художник В. Н. Шварц
Художественный редактор И. В. Короткова
Технический редактор Т. Е. Молозева
Корректор И. А. Корогодина
ИБ № 11145
Сдано в набор 10.02.88. Подписано к печати 08.09.88. Формат
84Х 108'/з2- Бум. кн.-журн. отеч. Гарнитура Литературная.
Печать высокая. Усл. печ. л. 8,4+0,42 вкл. Усл. кр.-отт. 10,61.
Уч.-изд. л. 8,16+0,44 вкл. Тираж 100 000 экз. Заказ № 1173.
Цена 40 коп.
Ордена Трудового Красного Знамени издательство «Просвещение»
Государственного комитета РСФСР по делам издательств,
полиграфии и книжной торговли. 129846, Москва, 3-й проезд Марьиной
рощи, 41.
Ярославский полиграфкомбинат Союзполиграфпрома при
Государственном комитете СССР по делам издательств, полиграфии
и книжной торговли. 150014, Ярославль, ул. Свободы, 97.