/
Author: Веденяпин А.В.
Tags: химия издательство просвещение теория химии законы химии для поступающих
Year: 1965
Text
ОСНОВНЫЕ
ПОНЯТИЯ,
ЗАКОНЫ
И ТЕОРИИ
А. Я. ВЕДЕНЯПИН
ОСНОВНЫЕ понятия,
ЗАКОНЫ и ТЕОРИИ
ХИМИИ
ИЗДАТЕЛЬСТВО «ПРОСВЕЩЕНИЕ»
Москва 1965
Рецензенты:
член-корреспондент Академии педагогических наук
РСФСР, заслуженный учитель школы РСФСР П. А. Гло-
риозов, кандидаг педагогических наук А. А. Грабецкий,
преподаватель Н. П. Твердовский.
ПРЕДИСЛОВИЕ
Эта книга не является учебником для вновь изучающих химию.
Она предназначена для учащихся, готовящихся к вступительным
экзаменам в высшие учебные заведения.
Для восстановления в памяти всего программного материала
большое значение имеет хорошая ориентировка в основных поня-
тиях, законах и теориях химии по курсу средней школы. Эти раз-
делы и составляют содержание данной книги.
Учебный материал в ней излагается не в той последователь-
ности, в которой он изучался в средней школе. Основной принцип
построения книги — обзорное освещение всего, что должен знать
учащийся средней школы, а следовательно, и поступающий в вуз
по тому или иному вопросу программы.
В связи с этим иногда в предыдущих главах по необходимости
затрагиваются вопросы, подробно и систематически рассматривае-
мые в последующих главах. Так как лица, для которых предназ-
начена эта книга, в свое время изучали курс химии средней шко-
лы, последнее обстоятельство не может представлять непреодоли-
мых трудностей для понимания материала. Если же тем не менее
читатель будет испытывать затруднение в понимании того или ино-
го вопроса, затронутого «преждевременно», ему следует прочитать
об этом в соответствующей главе, после чего снова возвратиться
и теперь уже осмыслить содержание обзорной главы в полном
объеме.
Такое повторение дает возможность не только возобновить фор-
мальное знание вопроса, но и увидеть внутреннюю связь между
понятиями, теориями, законами, отдельными веществами, процес-
сами и т. д.
В основе наших понятий о химии лежат понятия о материи
и ее движении, о веществах и их строении из молекул и атомов,
а последних из протонов, нейтронов и электронов.
3
Поэтому вначале рассматривается строение вещества, затем
на основе атомно-молекулярного учения и теории строения атома «—
определения фундаментальных понятий, способы установления со-
става веществ и их изображения и т. д. Такое расположение ма-
териала сводит до минимума необходимость «забегать» вперед, о
чем говорилось выше.
Необходимо подчеркнуть, что каждая глава содержит все све-
дения в пределах программы по тем вопросам, которым она посвя-
щена. Из этого следует, что, повторяя материал, изложенный в дан-
ной книге, нет необходимости предварительно пользоваться учеб-
никами для средней школы.
Содержание книги охватывает все вопросы программы прием-
ных экзаменов в вузы.
Из вопросов, не входящих ни в программу средней школы, ни
в программы приемных экзаменов в вузы, здесь сжато рассматри-
ваются окислительно-восстановительные реакции и электролиз (как
самостоятельные вопросы). Но, строго говоря, и они не являются
совсем новыми: понятие об окислительно-восстановительных реак-
циях по программе средней школы дается в теме «Общие свойства
металлов», а об электролизе — в теме «Щелочные металлы».
В этой книге автор стремился лишь повторить в определен-
ной связи и развить теоретические вопросы школьной программы
по химии.
В конце каждой главы даны вопросы для повторения и зада-
чи. Все задачи — из задачника Гольдфарба и Сморгонского, изда-
ния 1957—1964 гг. Их рекомендуется решить обязательно, руковод-
ствуясь теми указаниями, которые даны в главе «Расчеты по форму-
лам и уравнениям реакций».
Автор
ГЛАВА 1
СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
Понятие о материи и веществе
Все окружающее нас действует на органы чувств:
многое мы можем видеть, осязать, определять по вкусу,
запаху или обнаружить каким-либо другим способом.
Мир материален. Что же такое материя? Материя —
«это то, что, действуя на органы чувств, производит
ощущение; материя есть объективная реальность, дан-
ная нам в ощущениях» (Ленин).
Основное свойство материи — ее изменяемость. Мы
воспринимаем и познаем материю в ее бесконечно раз-
нообразных формах, в процессах превращения одних
форм в другие.
Те формы материи, которые обладают массой и оп-
ределенными при данных условиях свойствами, назы-
ваются веществами. Примерами веществ являются вода,
сахар, медь, железо, сера, медный купорос и другие.
В настоящее время различных веществ известно около
2 миллионов и количество их все время увеличивается
и будет возрастать по мере развития химических
знаний.
Следует помнить, что если всякое вещество есть вид
материи, то не всякий вид материи является веществом.
Так, например, магнитное или электрическое поле, бу-
дучи проявлением отдельных состояний материи, не яв
ляется веществом. Понятие о веществе нельзя смеши-
вать с понятиями «предмет», «тело». Под словом «тело»
в науке понимают некоторую массу независимо от ее
формы, величины, состава и назначения. Можно сказать,
например, что «поваренная соль есть твердое тело» или
5
«строительный кирпич — это твердое тело прямоугольной
формы». В обыденной жизни физические тела называют
предметами. Предметы, как правило, имеют то или
иное хозяйственное назначение, чем определяется их
форма, величина и материалы, из которых они изготов-
лены.
Один и тот же предмет можно изготовить из разных
веществ: ложку можно сделать из древесины, алюминия,
серебра, нержавеющей стали. И наоборот, из одного
вещества можно изготовить разные предметы: из мяг-
кого железа делают гвозди, корыта, проволоку, петли
и прочее. Предметы называют также вещами.
Физические и химические свойства веществ
Каждое вещество обладает определенными свойст-
вами. Несмотря на различие свойств веществ, у них од-
на общность: они материальны. Поэтому мир един в
своем многообразии.
Свойства веществ подразделяются на физические и
химические. Физическое (агрегатное) состояние, цвет,
растворимость в воде или других растворителях (без из-
менения состава и химического строения), удельный вес,
температуры плавления и кипения и некоторые другие
свойства относятся к физическим.
Для характеристики веществ наибольшее значение
имеют те физические свойства, которые могут быть из-
мерены, выражены числом и при одних и тех же усло-
виях являются постоянными. Это физические константы,
к ним относят удельный вес, температуры плавления и
кипения, форму кристаллов, если вещество является
кристаллическим. Физическими свойствами называ-
ются такие свойства, проявление которых не вле-
чет изменения состава или химической структуры веще-
ства.
К химическим свойствам относится способность
одних веществ превращаться в другие. Например, раз-
ложение воды на составляющие ее элементы (водо-
род и кислород) при пропускании через нее постоян-
ного электрического тока или при нагревании ее па-
ров свыше 2000° С и выше есть одно из ее химических
свойств,
6
л
Чтобы охарактеризовать вещество, необходимо пе-
речислить его важнейшие физические и химические
свойства. На практике принимают во внимание те свой-
ства, которые проявляются в данных условиях исполь-
зования вещества. Так, если мы используем железо в
электротехнике, то принимаем в расчет его электропро-
водность и способность намагничиваться; если же
намереваемся использовать его для изготовления про-
волоки или кровельного железа, то определяющим бу-
дет пластичность, ковкость и другие свойства. Веще-
ства используются в соответствии с их свойст-
вами.
Различные вещества могут иметь сходные свойства,
поэтому в практике можно одни материалы заменять
другими (например, для очистки поверхности металла от
окисла можно взять вместо серной соляную кислоту),
но нет и двух веществ, у которых все свойства были бы
одинаковыми.
Предмет химии
Химия— это наука, изучающая состав, строение,
свойства веществ и условия превращения одних ве-
ществ в другие. Ее значение в развитии культуры гро-
мадно. Именно химическая наука дает возможность
получать из веществ, существующих в природе, веще-
ства, которых нет в природе, с самыми разнообраз-
ными свойствами, удовлетворяющими все возрастаю-
щие потребности людей. Химия дает возможность
изменять вещества, придавая им наиболее ценные
свойства. Вспомните, например, получение синтетиче-
ских волокон, пластических масс, каучуков, красок,
медикаментов из каменного угля, нефти, известняка и
воды.
Химия — одна из древнейших наук о природе. Изу-
чение древних памятников восточных народов, живших
за 4 и более тысячи лет до нашего времени, показывает,
что египтяне, например, умели приготовлять очень стой-
кие краски, клеи, знали гончарное и стеклодувное дело,
знали и использовали такие металлы, как золото, се-
ребро, медь, сурьма, свинец и их сплавы. Жители древ-
него Египта пользовались дубильными веществами, зна-
ли превосходные средств'а для бальзамирования трупов,
Z
умели приготовлять уксус, вина и многое другое. Эти
знания и умения имели в то время узкопрактический
характер.
Возникнув из практики, в дальнейшем химия способ-
ствовала развитию культуры, производительных сил.
Успехи современной химии тесно связаны с развитием
физики, математики, медицины. В природе и об-
ществе все взаимно связано и причинно обусловь
лено.
Атомно-молекулярное учение
Причины и механизм превращения веществ давно
интересовали людей. Мыслители древности сходились
на том, что видимые вещества дискретны, представляют
собой совокупность более мелких частиц, но эти частицы
представляли себе по-разному. Близко к истине подошли
древнегреческие философы-материалисты — Левкипп и
Демокрит, жившие примерно за 2500 лет до наших дней.
Они создали атомистическую гипотезу, в основе которой
ломало представление о вечных, неразрушимых, непро-
ницаемых атомах и пустоте между ними. Атомистиче-*
ские представления древних развились в атомно-моле-
кулярное учение, являющееся важнейшей теорией есте-
ствознания.
Ниже приводится краткое содержание этого учения
в том виде, как оно сложилось к концу XIX в.
1. Все вещества состоят из молекул. Молекулой
называется наименьшая частица вещества, сохраняю-
щая его химические свойства.
2. Молекулы одного и того же вещества одинаковы,
молекулы разных веществ различны.
3. Молекулы находятся в беспрерывном движении,
скорость которого возрастает с повышением температуры.
4. Между молекулами существуют промежутки.
5. Между молекулами существуют силы притяжения
и отталкивания.
6. Под влиянием внешних воздействий молекулы мо-
гут распадаться на атомы.
7. Атомами называются мельчайшие, химически
неделимые частицы, на которые распадаются молекулы
при химических реакциях.
8
8. Атомы могут различаться весом, величиной и хи-
мическими свойствами.
9. Совокупность атомов с одинаковыми химическими
свойствами составляет отдельный вид атомов и назы-
вается химическим элементом.
10. Атомы при химических реакциях не исчезают и
не возникают; соединяясь друг с другом, они образуют
молекулы.
11. Атомы (и молекулы) находятся в непрерывном
движении. Одной из форм движения атомов являются
химические реакции.
Молекула является наименьшей частицей в том
смысле, что если ее разложить, то перестанет сущест-
вовать данное вещест-
во, а вместо него обра-
зуются другие веще-
ства.
Отдельная молеку-
ла не может обладать
такими физическими
свойствами данного ве-
щества, как агрегатное
состояние, цвет, удель-
ный вес, температура
♦ Na9
о се
кипения, температура Рис. j Кристаллическая решетка
плавления и др. Эти поваренной соли.
свойства характерны
для скопления молекул и зависят от расстояний меж-
ду ними, сил сцепления, характера движения, относитель-
ного расположения в пространстве и др. Здесь ясно
проявляется один из законов диалектического материа-
лизма— закон о переходе количественных изменений в
качественные. Позже было доказано, что кристаллы
сложных веществ, имеющих ионную связь, состоят не
из молекул, а из правильно чередующихся противопо-
ложно заряженных ионов (рис. 1); однако и в этом слу-
чае условно говорят о молекулах, так как при химиче-
ских реакциях перемещению положительно заряженных
ионов соответствует перемещение эквивалентного коли-
чества отрицательных ионов.
Как установлено еще в конце XIX и начале XX в.,
атом является сложной частицей и состоит из положи-
тельно заряженного ядра и вращающихся вокруг него
9
отрицательно заряженных частиц — электронов. При
химических реакциях атомы могут терять или приоб-
ретать электроны. Однако ввиду ничтожно малой мас-
сы электронов по сравнению с массой неизменяюще-
гося ядра масса атома практически не изменяется, и
после ряда превращений атом может перейти в свое
первоначальное состояние. Так надо понимать выраже-
ние «атом — мельчайшая, химически неделимая части-
ца».
Указанные положения атомно-молекулярной тео-
рии не сразу получили всеобщее признание. Почти
весь XIX в. прошел в борьбе атомистов, признавав-
ших реальность атомов и моле-
Рис. 2. Броуновское
движение.
кул, с представителями школы
энергетиков, отрицавших суще-
ствование атомов и являвших-
ся по существу идеали-
стами.
Критику идеалистов в науке и
философии дал В. И. Ленин в ра-
боте «Материализм и эмпирио-
критицизм».
Каковы же доказательства
реальности атомов и молекул, а
следовательно, и научности атом-
но-молекулярной теории в целом?
Вот некоторые из них.
1. В 1827 г. английский бота-
ник Броун установил, что пылин-
ки цветочной пыльцы, будучи по-
мещены в воду, хаотически дви-
гаются. Такое же явление наблю-
дали после Броуна и другие уче-
ные. Пользуясь фотоаппаратом и микроскопом с увели-
чением в 3000 раз, это движение пыльцы было сфото-
графировано (рис. 2) и объяснено тем, что очень ма-
ленькие и очень легкие пылинки движутся вследствие
многократных ударов самопроизвольно движущихся ча-
стиц воды. Это явление, получившее название броунов-
ского движения, с несомненностью доказывало сущест-
вование молекул и их движение.
2. В 1908 г. французский ученый Жан Перрен, ис-
ходя из опытов с эмульсией краски гуммигута, вычис-
10 /
лил вес атома кислорода, водорода, а затем и количе-
ство атомов водорода в 1 г водорода; оно оказалось
равным 6- 1023. Это же число он получил, исходя из ра-
бот немецкого ученого А. Эйнштейна, причем пользо-
вался другим методом подсчета. Если различные мето-
ды дают одинаковый результат, это указывает на то, что
реально существуют частицы, которые подсчитывают-
ся, т. е. молекулы и атомы.
Рис. 3. Диффузия паров брома в воздухе (а) и медного купороса
в воде (б).
3. Общеизвестным и убедительным доказательством
реальности молекул и атомов, а также и их самопро-
извольного движения и наличия промежутков между
ними является явление диффузии в газах, жидкостях и
твердых веществах (рис. 3). Диффузия—это само-
произвольное проникновение молекул одного вещества
в пространство между молекулами других веществ.
Примером диффузии может служить распространение
запахов. Запах — это одно из свойств веществ; если мы
на расстоянии чувствуем запах вещества, то это значит,
что невидимые частицы его самопроизвольно отрывают-
ся от общей массы и распространяются в окружающем
пространстве; попадая на окончания обонятельного нер-
ва, они производят раздражение подобно тому, как
сахар или хинин, попадая на язык, вызывают вкусо-
вое ощущение.
4. Современная техника создала электронный мик-
роскоп, дающий увеличение в 100 000 раз. При помощи
И
этого микроскопа можно видеть наиболее крупные мо-
лекулы!
5. Реальность атомов доказывается: 1) самим фак-
том химических превращений, которые не могут быть
объяснены иначе, как распадом на атомы одних моле-
кул и образованием других; 2) существованием законов
постоянства состава и сохранения массы веществ;
3) явлением естественной и искусственной радиоактив-
ности.
Все вместе взятое не оставляет сомнения в том, что
атомы и молекулы реально существуют, а не являются
плодом досужей фантазии. Уже после работ Ж. Пер-
рена и А. Эйнштейна В. Оствальд вынужден был при-
знать свои ошибки и написать: «Теперь я убежден,
что ... мы получили опытное доказательство прерывного
или зернистого строения вещества... Атомистическая
гипотеза сделалась научной, прочно обоснованной тео-
рией».
В развитие атомно-молекулярной теории внесли
вклад многие ученые, но из ученых, живших до второй
половины XVIII в., больше всех в этом отношении сде-
лал М. В. Ломоносов. Он ввел в науку понятие о мо-
лекулах (корпускулах) и установил различие между
понятиями «атом» (тогда — элемент) и «молекула»;
различал понятия «молекула простого вещества» и
«атом» и этим намного опередил современников; при-
менил понятия об атомах и молекулах к объяснению
химических реакций. М. В. Ломоносов указывал, что
молекулы одинаковы, если состоят из одинакового чис-
ла одних и тех же атомов, соединенных одинаковым
образом; молекулы различны, даже если состоят
из одних и тех же атомов, но соединены между со-
бой различным образом. Это замечательное предсказа-
ние было экспериментально обосновано 100 лет спустя
знаменитым русским химиком А. М. Бутлеро-
вым.
Над дальнейшим развитием атомно-молекулярной
теории, уточнением отдельных ее положений, опытным
их доказательством работали химики позднейших вре-
мен, однако основоположником атомно-молекулярной
теории является М. В. Ломоносов.
Основные положения атомно-молекулярной теории
были уточнены и приняты на съезде химиков 3—6 сен-
12
тября 1860 г. Значение атомно-молекулярного учения
состоит в том, что:
1) оно утверждает материальную природу мира
и вечность материи в ее многообразных проявле-
ниях;
2) дает возможность не только правильно объяснять
многие физические и химические явления, но и пред-
сказывать их и управлять ими.
Атом — сложная частица
Еще атомисты XIX в. боролись с учеными, отрицав
шими реальность атомов и молекул, а уже в их лагере
к концу столетия ясно наметилось два течения. Одни
считали атом последним пределом не только химиче-
ской, но и физической делимости, т. е. стояли на точке
зрения греческих атомистов Левкиппа и Демокрита
(«атомы — кирпичики мироздания»); другие же допу-
скали, что атом, являясь химически неделимым, в то же
время состоит из еще более мелких частиц. Из русских
ученых такие мысли высказывали А. М. Бутлеров,
Н. А. Морозов и некоторые другие. Однако их вы-
сказывания о сложности атома носили умозритель-
ный характер, вытекали как логическое следствие из
анализа многих явлений и из периодического за-
кона.
Первым опытным доказательством сложности
строения атома явилось открытие катодных лучей (на-
чало 70-х годов XIX в.). Сущность этого явления состо-
ит в том, что если через стеклянную трубку с разрежен-
ным газом, в которую впаяны электроды, пропускать
ток высокого напряжения, то на стекле против катода
возникает зеленоватое свечение, особенно хорошо за-
метное в темноте. В электрическом поле это свече-
ние смещается в сторону положительно заряженной
пластинки (рис. 4). Если при изготовлении труб-
ки в нее впаять между электродами тонкую металли-
ческую вертушку, то при пропускании тока вертуш-
ка вращается подобно ветряной мельнице и нагрева-
ется.
Это явление получило следующее объяснение. Под
влиянием тока высокого напряжения из вещества като-
13
да вылетают невидимые глазом частицы, которые с
большой скоростью движутся к аноду. Ударяясь об
анод и ближайшие к нему участки стекла, они передают
ему свою кинетическую энергию и вызывают свечение,
а падая на лопасти вертушки, заставляют их вращать-
ся. Как возникновение свечения, так и вращение вер-
тушки указывает на то, что эти частицы материальны,
Рис. 4. Отклонение катодных лучей в сторону
положительно заряженной пластинки.
а их отклонение в электрическом поле в сторону поло-
жительного полюса говорит о том, что они несут
отрицательные заряды. Было установлено, что масса
каждой такой частицы составляет 1/1840 часть мас-
сы атома водорода, а электрический заряд равен — 1
(заряд—1 означает наименьший отрицательный элек-
трический заряд, связанный с материальными части-
цами).
Поток этих частиц от катода к аноду получил на-
звание катодных лучей; трубки, в которых они возни-
кают,— катодных трубок, а сами частицы были названы
электронами.
Следовательно, катодные лучи представляют собой
поток электронов. Катодные лучи возникают в трубках
независимо от материала катода, а электроны, получен-
ные из разных веществ, совершенно одинаковы. Обра-
зование свободных электронов было обнаружено и при
сильном нагревании металлов, при освещении их ульт-
р’афиолетовыми лучами, при внезапной остановке быст-
ро вращающейся катушки с витками проволоки. Вы-
14
вод: электроны являются составной частью атомов, т. е.
атом — сложная частица. Но если в атомах содержатся
отрицательно заряженные частицы, а атом в целом
электронейтрален, то в составе атомов должны быть
и положительно заряженные частицы.
В 1896 г. было открыто явление радиоактивности,
сущность которого состоит в том, что атомы наиболее
тяжелых элементов, стоящих в системе Д. И. Менде-
леева после свинца, обладают свойством самопроиз-
вольно и непрерывно излучать а-частицы или элект-
роны. Излучая ту или иную частицу, атом радиоактив-
ного элемента превращается в атом другого элемента.
Явление радиоактивного распада окончательно доказа-
ло, что: 1) атомы — сложные частицы, 2) в атомах на-
ряду с отрицательно заряженными есть и положитель-
но заряженные частицы; атом—единство противопо-
ложностей.
Ядро атома
Эрнст Резерфорд, исследуя а-частицы, проделал
такой опыт. На пути а-частиц, вылетавших из свинцо-
вой коробочки (рис. 5,я), помещал толстую металли-
ческую пластинку с узкой щелью б. За этой преградой
располагалась тонкая металлическая пластинка в,
проницаемая для данных а-частиц. за ней — экран а,
покрытый сульфидом цинка, и, наконец, экран д, рас-
положенный между пластинками б и в, но в стороне от
прямолинейного пучка а-частиц. При определенных ус-
ловиях на экране г видно было зеленоватое свечение, по
форме и размерам соответствующее щели в пластин-
ке б. Очень редко отмечались единичные вспышки в
стороне от изображения щели и, наконец, совсем ред-
ко — на экране д. Результаты опыта были объяснены
английским ученым Резерфордом так.
Альфа-частицы, прошедшие сквозь щель в пластин-
ке б, в подавляющем большинстве проникают сквозь
пластинку в и, ударяясь об экран а, дают вспышки.
Почти все а-частицы, проходя сквозь пластинку в, не
отклоняются от прямолинейного пути, они дают изобра-
жение щели.
Очень незначительная часть а-частиц отклоняется
на тот или иной угол в сторону (рассеянные вспышки).
15
Единичные а-частицы (примерно одна на 8000—10 000)
отскакивают почти назад и, ударяясь об экран д, дают
вспышку. Отклонение а-частиц при прохождении через
пластинку в можно объяснить только тем, что положи-
тельно заряженные а-частицы испытывали сильное воз-
действие других положительно заряженных частип с
большой массой. Чем ближе пролетала а-частица мимо
Рис. 5, Рассеивание а-частиц при прохождении через металлическую
пластинку.
такой частицы в атоме, тем на больший угол она от-
клонялась вследствие отталкивания одноименно заря-
женных частиц.
Те же а-частицы, которые прямо на своем пути
встречали такие частицы, отбрасывались назад подобно
тому, как мяч отскакивает от стены. Тот факт, что
лишь незначительная часть а-частиц отклоняется, ука-
зывает на то, что положительно заряженные части-
цы атомов составляют его центр — ядро, что эти ядра
очень малы по сравнению с атомами; диаметр
ядра примерно в 100 000 раз меньше диаметра
атома.
В результате этих опытов была предложена плане-
тарная модель атома. Атом состоит из ядра, вокруг ко-
торого вращаются электроны, подобно тому как плане-
ты движутся вокруг Солнца. В 1919 г. Э. Резерфорд
бомбардировал азот а-частицами радия. При этом он
обнаружил, что из атомов азота вылетают неизвестные
16
до того частицы, названные потом протонами, а атомы
азота, поглощая а-частицы, превращаются в разновид-
ность атомов кислорода с массой 17 к. е. Этот опыт
позволил не только расширить сведения о строении ато-
мов, но и показал, что при определенных условиях
можно искусственно одни атомы превращать в дру-
гие.
В тридцатых годах нашего века разными учеными, в
том числе известным французским ученым Ф. Жолио-
Кюри, были открыты новые частицы в составе атомов —
нейтроны. Эти частицы имеют массу, равную массе про-
тона, но в отличие от него не имеют электрического за-
ряда, они электронейтральны.
До открытия нейтронов считалось, что атомы всех
элементов состоят только из протонов и электронов,
причем все прогоны и часть электронов составляют яд-
ро, а остальные электроны вращаются вокруг него.
Эта теория не согласовалась с фактом существования
в атомах нейтронов. Советский физик Д. Д. Иваненко
в 1932 г. впервые высказал мысль, что ядра атомов
состоят из прочно связанных между собой протонов и
нейтронов, а все электроны вращаются вокруг ядра.
В настоящее время эта точка зрения принята всеми.
Протоны, нейтроны и электроны являются элементар-
ными составными частями атомов; их краткая харак-
теристика представлена в таблице 1.
Таблица 1
Название частицы Масса За- ряд Функция в атоме
1 Протон 1 + 1 ' 1 Протоны и нейтроны образуют ядро атома
Нейтрон 1 0
Электрон 1/1840 -1 Электроны вращаются вокруг ядра
2 А. Я. Веденяпим
17
Протоны принято обозначать значком «]Н» (или}/?),
нейтроны — «^п», электроны—«е»; цифра слева вверху
обозначает массу, цифра слева внизу — заряд.
Так как ядро состоит из протонов и нейтронов —
наиболее «тяжелых» частиц, а масса электрона очень
мала по сравнению с их массой, то вся масса атома
(атомный вес) практически сосредоточена в ядре. Это
можно понять из следующего примера: самый тяжелый
из всех естественных элементов — уран — имеет атом-
ный вес 238; он содержит и наибольшее число элект-
ронов— 92, но эти 92 электрона весят всего лишь
Ввиду того что в состав ядра входят протоны, оно име-
ет положительный заряд. Величины зарядов ядер ато-
мов различных элементов были определены с помощью
рентгеновских лучей в 1913 г. английским ученым Моз-
ли. Они оказались численно равными порядковым но-
мерам элементов в системе Д. И. Менделеева. Из этого
вытекает, что число протонов в ядре равно порядковому
номеру элемента в периодической системе (заряд
протона равен +1). Так, порядковый номер водо-
рода 1 и в ядре атома водорода один протон; поряд-
ковый номер урана 92, в ядре атома урана 92 про-
тона.
Число нейтронов в ядре атома равно разности меж-
ду атомным весом и порядковым номером элемента.
Например, разность между атомным весом водорода и
его порядковым номером равна нулю (1 —1=0), следо-
вательно, в ядре атома обычного водорода нет нейтро-
нов; количество нейтронов в ядре атома урана: 238—
—92=146.
Ядра атомов обладают очень большой прочностью
и не распадаются при химических реакциях; этим и
объясняется химическая неделимость атомов. Силы,
связывающие протоны и нейтроны в одну монолитную
частицу, называются внутриядерными силами (их про-
исхождение пока недостаточно выяснено). Исходя из из-
ложенного, можно сказать, что химическими реак-
циями называются такие превращения веществ, при
которых не изменяются ядра атомов.
18
Электронная структура атома
Ядро атома заряжено положительно, но атом в це-
лом электронейтрален. Это объясняется тем, что вокруг
ядра вращается столько электронов, сколько протонов
содержится в ядре, т. е. каков порядковый номер эле-
мента в системе элементов. Для химической характе-
ристики элемента особенно важно знать характер дви-
жения и расположение электронов в атоме. Из
анализа оптических и рентгеновских спектров, со-
поставляя химические свойства элементов с законами
поведения электрически заряженных частиц и руко-
водствуясь периодическим законом, была разработана
теория электронной структуры атома. Ниже приводим
ее краткое содержание.
1. Электроны вращаются вокруг ядра по круговым
или эллиптическим орбитам; при этом на массу элект-
рона действуют две противоположно направленные си-
лы: центробежная и центростремительная. Последняя
обусловлена взаимным притяжением разноименно за-
ряженных ядра и электронов.
2. Каждый электрон вращается по своей собствен-
ной орбите и обладает определенным запасом энергии.
3. Несколько электронов в атоме могут иметь эллип-
тические орбиты с равными большими, но разной ве-
личины малыми осями. Эти электроны обладают почти
одинаковым запасом энергии.
4. Электроны, имеющие примерно одинаковый за-
пас энергии, образуют электронный слой, или энерге-
тический уровень. На упрощенных схемах строения ато-
мов такие электроны изображают на одной окружности.
5. Число электронных слоев в атоме равно номеру
периода, в котором находится этот элемент в системе
Менделеева. Так, в атомах элементов первого периода
один электронный слой, в атомах элементов второго
периода два слоя и т. д.
6. В первом (от ядра) слое максимально может
быть два электрона, во втором — восемь, в следующем,
если он является внешним, — тоже восемь. Когда третий
и последующие слои перестают быть внешними, в них
может быть и большее число электронов.
7. Слой, в котором содержится наибольшее возмож-
ное для него число электронов, называется завершен-
2* 19
ным: внешний слой является завершен-
ным, когда в нем размещается восемь
электронов (кроме первого слоя). Моде-
ли атомов некоторых элементов показаны
на рисунках 61—10.
О 1
Рис. lt Атом гелия:
а — ядро; б — д — способы изображения
атома.
О
Рис. 6. Атом
водорода:
а — ядро; б, в —
способы изобра-
жения атома.
Рис. 8. Атом лития:
а — ядро; б — д — способы изобра-
жения атома.
При химических ре-
акциях происходят из-
менения только в элект-
ронных слоях атомов, и
чаще всего — только во
внешнем слое. Поэтому
для понимания химиче-
ских свойств элементов
важно знать, как изме-
няется строение внешних
электронных слоев ато-
мов с возрастанием заря-
дов их ядер. Рассмотрим
строение атомов первых
20 элементов системы
Д. И. Менделеева. Здесь
характерны следующие
закономерности.
1 В целях упрощения орбиты второго электронного слоя все
показаны круговыми и одинакового (поэтому) радиуса.
20
Рис. 9. Атом углерода:
а — ядро; б — д — способы изображения атома.
Рис. 10. Атом неона:
а — ядро; б — 0 — способы изображения атома.
1. С увеличением заряда ядра атома на единицу чи-
сло электронов во внешнем слое тоже возрастает на
единицу.
2. Заряды ядер возрастают непрерывно, число же
электронов во внешнем слое изменяется периоди-
чески.
3. Как только в ближайшем к ядру слое оказывается
два электрона, он становится завершенным, не способ-
ным вмещать новые электроны; первым таким элемен-
том является гелий. Гелиевый слой есть в атомах всех
последующих элементов.
4. Не менее устойчива группировка из восьми элект-
ронов; внешний слой с такой группировкой тоже явля-
ется устойчивым, завершенным, он характерен для всех
инертных газов, кроме гелия.
5. Когда внешний слой становится завершенным,
следующий электрон образует новый (внешний)
слой, а завершенный становится внутренним, предпо-
следним.
Выводы и приложение теории строения атома к объ-
яснению химических понятий и процессов будут рас-
смотрены в соответствующих разделах.
22
Изотопы
Долгое время считали, что атомы одного и того же
элемента имеют одинаковую массу. Так, атомный вес
водорода ра-вен 1,008 к. е., углерода—12,011 к. е., маг-
ния— 24,32 к. е., хлора — 35,457 к. е. и т. д. Но в начале
XX в. сначала для радиоактивных элементов, а потом
и для стабильных было доказано, что атомы одного и
того же химического элемента в большинстве случаев
имеют разную массу, а следовательно, и разный
вес.
Был сконструирован прибор, при помощи которого
удалось разделить разновидности атомов одного и того
же элемента с разной массой. Прибор этот называется
масс-спектрографом; он позволил ученым как бы «взве-
шивать» атомы и отделять тяжелые от легких. Уста-
новлено, что из 92 элементов 59 имеют атомы с разной
массой. У водорода известно три разновидности атомов:
с массой 1, 2 и З1; у углерода — две: с массой 12 и 13;
у кислорода — три: с массой 16, 17, 18; у неона — две:
с массой 20 и 22; у хлора —две: с массой 35 и 37 и т. д.
Обладая разной массой, эти атомы имеют одинаковый
заряд ядра, одинаковое число электронов и проявляют
совершенно одинаковые химические свойства, поэтому
они одинаково реагируют с атомами других элементов
и химическими способами не могут быть отделены друг
от друга.
Разновидности атомов с одинаковым зарядом ядра,
но с разным атомным весом называются изотопами.
«Изотопы» в переводе означает «равноместные», т. е.
занимающие одно и то же место в системе Менде-
леева. Но одна клетка, одно место в системе эле-
ментов принадлежит одному химическому элементу.
Следовательно, все атомы с одинаковым зарядом яд-
ра, но с разной массой составляют один элемент, т. е.
можно сказать, что химическим элементом назы-
вается совокупность атомов с одинаковым зарядом
ядра.
Явление изотопии объясняется тем, что в ядрах ато-
мов изотопов содержится одинаковое число протонов,
1 Искусственно получен изотоп водорода тритий с массой 3.
23
вследствие чего заряды ядер у изотопов одинаковы, но
разное число нейтронов, от чего изменяется масса атома.
Сравним изотопы хлора 35С1 и 37С1.
Эти изотопы отличаются только тем, что ядро тяже-
лого изотопа хлора содержит на два нейтрона больше;
во всем остальном они совершенно тождественны, а по-
тому одинаковы и их химические свойства.
Массы атомов изотопов выражаются целыми числа-
ми, а между тем атомные веса химических элементов
системы Менделеева очень часто являются дробными
величинами. Это противоречие наукой объяснено. Соот-
ношение между количествами атомов изотопов каждого
элемента постоянно. Так, на долю изотопа водорода с
массой 1 (он называется протием, что значит «простей-
ший») приходится 99,986%, а на долю тяжелого водоро-
да с массой 2 (дейтерий) —всего лишь 0,014%; на долю
изотопа хлора с массой 35 приходится 75,53%, а на
долю изотопа хлора с массой 37—24,47%.
Из чего и как бы мы ни получали водород, относи-
тельные количества изотопов будут одни и те же, а
именно: на 99 986 атомов с массой 1 выделится 14 ато-
мов дейтерия. Определяя атомный вес элемента, мы
всегда будем получать некоторое среднее значение из
масс всех его изотопов. Для примера вычислим средний
атомный вес хлора, исходя из процентного соотношения
между изотопами. На каждые 7553 атома легкого изо-
топа 1 ?С1 приходится 2447 атомов тяжелого изотопа
(у?С1). 7553 атома 3|С1 весят 7553-35=264 355 к. е., а
2447 атомов 3;О — 2447 • 37=90 539 к. е.; тогда средний
вес одного атома равен -----юооо-----= ,35,4894 к. е.
24
Атомный вес хлора при обычных расчетах принимается
равным 35,5 к. е.
Зная средний атомный вес элемента, а также массы
составляющих его изотопов, можно вычислить процент-
ное содержание каждого изотопа. Вычислим процентное
содержание изотопов Ne и Ne. Средний атомный
вес неона 20,2. Обозначим процентное содержание
^Ne через х, тогда ^Ne будет (100—х) %; соста-
вим и решим уравнение:
20 х +22 (100-х) = 2() 2.
100 ’ ’
2х= 180; х=9О(°/о).
Следовательно, изотопа yj Ne —90%; Ne—10%\
Из явления изотопии вытекает следующий вывод: мо-
лекулы сложных веществ, образованные изотопными
атомами, имеют различную массу. Так, природные водо-
род и хлор образуют молекулы следующего состава и
веса:
1Н37С1; Ш^С!; 2Н35С1; 2Н37С1.
38 36 37 39
Однако химики имеют дело с постоянной смесью этих
молекул, средний вес которых округленно равен 36,5 к. е.
и отвечает составу НС1.
Вопросы а задана к главе 1
1. Что такое атом? молекула?
2. Приведите доказательства реальности атомов и молекул.
3. Каково значение атомно-молекулярной теории в естествозна-
нии, и в частности в химии?
4. Укажите факты, доказывающие сложность строения атомов.
5. Почему масса атома практически равна массе его ядра?
6. Изобразите электронную схему атома, атомный вес которого
равен 28, а ядро содержит 14 нейтронов.
7. Что такое химический элемент? Почему с открытием изото-
пов число химических элементов не изменилось?
8. Изобразите полные электронные схемы изотопов. 19К и 19К.
9. Всегда ли молекулы химически чистого вещества одинаковы?
Решите задачи: 1-36; 1-38; 1-41; 7-48; 7-51; 7-60; 7-62}
7-64; 7-65; 7-67; 7-68.
25
ГЛАВА 2
НАЧАЛЬНЫЕ СВЕДЕНИЯ О КЛАССИФИКАЦИИ
ВЕЩЕСТВ
Сравнивая состав
оказалось возможным
и свойства различных веществ,
разделить их по свойствам на
несколько групп. Схема классификации неорганических
веществ, изучаемых в курсе средней школы, охваты-
вает важнейшие их группы и классы (рис. 11).
Чистые вещества и смеси
Вещества могут быть более или менее чистым и или
могут представлять собой смеси. Чтобы судить о сте-
пени чистоты вещества, необходимо изучить его свой-
ства. Физические и химические свойства чистого веще-
ства постоянны при исследовании мельчайших частиц
его, доступных анализу; вещества имеют одинаковые и
26
Рис. 12. Молоко под
микроскопом.
кипения и плотность, то за*
постоянные при данных условиях физические свойства,
одинаково подвергаются химическим превращениям.
Чистые вещества — это вещества, состоящие из мо-
лекул одного вида. Абсолютно чистых веществ практи-
чески не существует. И если говорят о чистых вещест-
вах, то имеют в виду вещества относительно чистые.
Различают вещества: а) чистые, б) химически чистые,
в) чистые для анализа. В этом перечислении степень
чистоты возрастает. В последнем случае точность изме-
рительных приборов и при-
емов анализа не обнаружи-
вает примесей.
Смеси характеризуются
тем, что их состав и физико-
химические свойства непо-
стоянны. Так, например,
нефть представляет собой
смесь различных веществ,
главным образом углеводо-
родов. Сырые нефти различ-
ных месторождений отлича-
ются составом и свойствами.
Далее, если мы будем нагре-
вать тот или иной образец
нефти, измеряя температуру
метим, что эти свойства будут более или менее плавно из-
меняться по мере выкипания легких углеводородов, чего
не наблюдается с чистыми веществами. Различают сме-
си оптически однородные и оптически неоднородные.
К последним относят системы, в которых простым или
вооруженным глазом можно обнаружить частицы с раз-
личными свойствами; таковы гранит, почва, молоко или
искусственно приготовленные эмульсии (например, рас-
тительное масло, энергично взболтанное с водой). Мо-
локо, например, представляется нам однородной жидко-
стью при рассматривании его простым глазом, если же
каплю молока рассмотреть под микроскопом, то в нем
ясно заметны капельки жира (рис. 12). К однородным
смесям относятся такие системы, в которых ни простым,
ни вооруженным глазом нельзя обнаружить частиц с
различными свойствами.
Примером однородных смесей являются водные рас-
творы неэлектролитов (раствор сахара в воде), различ-
27
ные марки бензина, керосина (растворы одних жидких
углеводородов в других).
С точки зрения атомно-молекулярной теории сме-
си — это системы, состоящие из молекул нескольких ви-
дов или из более крупных частиц, образованных разными
молекулами. В последнем случае частицы могут быть раз-
ной степени крупности, начиная от таких, которые не
видны под обычным микроскопом, и кончая такими, кото-
рые хорошо различимы простым глазом. Из этого сле-
дует, что нельзя провести резкой грани между однород-
ными и неоднородными смесями, деление смесей на
однородные и неоднородные относительно; тем не менее
на практике оно применяется. Например, говорят: рас-
твор сахара в воде однороден, а взвесь глины неодно-
родна.
Смесь и химическое соединение
Мы узнали, что такое смесь. Нам предстоит выяс-
нить, что такое химическое соединение и чем оно отли-
чается от механической смеси.
Выражение «химическое соединение» имеет двоякий
смысл. Оно может выражать процесс соединения двух
или нескольких веществ. Так, если мы сжигаем фосфор
в кислороде,. то выражаем это словами: «Происходит
химическое соединение фосфора с кислородом». Но сло-
вами «химическое соединение» мы можем назвать и
вещество, состоящее из нескольких элементов. Так, фос-
форный ангидрид есть химическое соединение фосфора
с кислородом. Здесь речь будет идти о химическом со-
единении как о сложном веществе, состоящем из не-
скольких элементов.
Для выяснения различия между механической сме-
сью и химическим соединением разберем опыт получения
сернистого железа FeS. Рассматривая в отдельности по-
рошок серы и порошок железа, убеждаемся в том, что по-
рошок серы имеет желтый цвет, в воде не тонет, так как не
смачивается ею, с серной и соляной кислотами не реа-
гирует; порошок железа имеет серый цвет, в воде тонет,
притягивается магнитом, реагирует с разбавленной сер-
ной и соляной кислотами с образованием солей железа
и водорода (напишите уравнения реакций). Смешав се-
ру с железом, получим смесь, цвет которой будет за-
28
висеть от относительных количеств того или иного ве-
щества: если больше серы, цвет будет ближе к желтому;
если же больше железа, цвет станет темным. Если к
смеси поднести магнит, железные опилки притянутся,
а сера останется (рис. 13); при внесении смеси в воду
Рис. 13. Железо притягива-
ется магнитом, а сера не
притягивается.
Рис. 14. Сера в воде плавает на
поверхности, а железо тонет.
железные опилки тонут, а порошок серы остается навер-
ху (рис. 14); при действии на смесь соляной или раст-
вором серной кислоты железо взаимодействует с кисло-
той с образованием соли двухвалентного железа и во-
дорода, с серой же никаких изменений не происходит.
Вывод: в смеси сера и железо сохраняют свои физиче-
ские и химические свойства.
Теперь приготовим смесь серы и железа так, чтобы
на 7 г железа приходилось 4 г серы. Поместим эту смесь
в пробирку или в стеклянную трубку и нагреем в одном
месте до тех пор, пока смесь не начнет раскаляться
во всем ее объеме (рис. 15). После охлаждения содер-
жимое пробирки представляет собой темно-серую массу,
в которой уже не обнаруживаются ни сера, ни железо:
полученная масса магнитом не притягивается (рис. 16),
в воде тонет, взаимодействует с соляной и серной кис-
лотами с образованием солей железа, но вместо водо-
29
рода выделяется ядовитый и неприятно пахнущий газ
сероводород (напишите уравнения реакций взаимодей-
ствия серы с железом и сернистого железа с кислотами).
Вывод: при нагревании сера и железо вступают в хи-
мическое взаимодействие и образуют одно вещество с
новыми свойствами, химическое соединение серы с же-
лезом — сернистое железо.
Рис. 15. Образование серни-
стого железа.
Рис. 16. Сернистое желе-
зо магнитом не притяги-
вается.
Образуется ли сернистое железо, если серу и железо
смешать в других весовых отношениях, чем это указано
выше, например на 4 г серы взять 8 г железа? Да, сер-
нистое железо образуется, но 1 г железа в реакцию не
вступит и останется как примесь к сернистому железу;
получится не чистое сернистое железо, а смесь его с же-
лезом. (Как можно обнаружить примесь железа к сер-
нистому железу и отделить их одно от другого?)
Подведем итог сказанному о различии между меха-
нической смесью (или просто смесью) и химическим
соединением.
1. Химическое соединение образуется в соответст-
вии с законом постоянства состава, т. е. при образова-
нии химического соединения элементы реагируют меж-
ду собой в строго определенных весовых отношениях,
тогда как смеси не имеют постоянного состава.
30
2. Исходные вещества, образовавшие химическое со-
единение, уже не проявляют тех свойств, которыми они
обладали до реакции, химическое соединение имеет со-
вершенно другие свойства. В механической же смеси
составные ее части сохраняют физические и химические
свойства, они могут быть отделены друг от друга теми
или иными физическими методами (отстаиванием, филь-
трованием, выпариванием, перегонкой и др.). Механиче-
ская смесь не обладает какими-либо постоянными свой-
ствами.
В свете атомно-молекулярной теории образование
химического соединения происходит в результате химиче-
ской реакции, вследствие образования новых веществ
из атомов или молекул исходных продуктов, тогда как
при образовании смеси никакой химической реакции не
происходит и новых молекул не получается.
3. При образовании механической смеси не происхо-
дит ни выделения, ни поглощения энергии, тогда как
при образовании химического соединения происходит
выделение (экзотермические реакции) или поглощение
(эндотермические реакции) энергии.
Простые и сложные вещества
Нагревая окись ртути в закрытом сосуде с газоот-
водной трубкой, мы получаем ртуть и кислород. Следо-
вательно, окись ртути разложилась на два вещества —
на ртуть и кислород. Если медленно нагревать ртуть в
атмосфере кислорода или на воздухе, она соединится с
кислородом и превратится в окись ртути. Таким обра-
зом, окись ртути можно разложить на ртуть и кисло-
род и можно получить путем реакции соединения ртути
и кислорода (уравнения реакций).
Углекислый кальций (в виде известняка, мела или
мрамора) при прокаливании до 1000°С разлагается на
окись кальция и углекислый газ и, наоборот, окись
кальция, находясь в атмосфере углекислого газа, соеди-
няется с ним (уже при обычной температуре), образуя
тот же углекислый кальций (уравнения реакций).
Вещества, которые можно разложить на несколько
других веществ или получить путем реакции соедине-
31
ния нескольких веществ, называются сложными ве-
ществами.
Сложность состава веществ можно установить и дру-
гими способами. Так, пропуская чистый водород над
нагретой окисью меди, мы получаем медь и воду (урав-
нение реакции). Вода является сложным веществом, так
как водород лишь одна ее составная часть; следова-
тельно, другая ее составная часть (пусть мы даже не
знаем какая) являлась составной частью окиси меди;
из этого вытекает, что окись меди — сложное ве-
щество.
Большинство веществ являются сложными. Если мы
попытаемся разложить ртуть или кислород на несколь-
ко других веществ, то этого сделать нам не удастся; точ-
но так же нельзя получить ртуть или кислород путем
реакции соединения нескольких других веществ. Веще-
ства, которые нельзя разложить на несколько других
веществ и нельзя получить путем реакции соединения
двух или большего числа веществ, называются просты-
ми. Простых веществ известно более двухсот.
Почему же одни вещества можно разложить на не-
сколько веществ или получить путем реакции соедине-
ния, а с другими этого сделать нельзя?
С точки зрения атомно-молекулярной теории про-
стыми веществами называются вещества, молекулы ко-
торых состоят из атомов одного вида — из атомов од-
ного химического элемента. Сложные вещества — это
такие вещества, молекулы которых состоят из ато-
мов нескольких видов — из атомов нескольких эле*
ментов.
Из молекул простого вещества при определенных ус-
ловиях можно иногда получить другое простое же ве-
щество, но только одно. Так, из кислорода при электри-
ческих разрядах можно получить только одно другое
простое вещество, озон (явление аллотропии).
ЗО2^2О3.
Из молекул же сложных веществ, состоящих из ато-
мов нескольких элементов, можно получить молекулы
нескольких видов, например, из гидрата окиси меди
можно получить окись меди и воду:
Cu(OH)2=CuO+H2O.
32
Металлы и неметаллы1 * 3
Сравним свойства таких веществ, как сера, фосфор,
углерод (в виде сажи), с одной стороны, и железо, медь’
алюминий, ртуть — с другой. Все они относятся к про-
стым веществам, однако по физическим и химическим
свойствам они заметно отличаются друг от друга. Пер-
вые не имеют металлического блеска, хрупки или суще-
Рис. 17. Взаимодействие паров воды с железом.
ствуют в виде порошкообразных веществ, практически
не проводят теплоты и электрического тока, обладают
сравнительно небольшим удельным весом. Они называ-
ются неметаллами. Вторые же, в противоположность
неметаллам, обладают металлическим блеском, хорошо
проводят теплоту и электрический ток, обладают ковко-
стью, т. е. свойством изменять форму в холодном или
горячем состоянии под действием внешней силы. Это
металлы. Еще М. В. Ломоносов определил металлы как
«светлые тела, которые ковать можно».
Но металлы отличаются от неметаллов и по химиче-
ским свойствам; различие их химических свойств явля-
ется наиболее существенным отличительным признаком.
1 Неметаллы иногда называют металлоидами (элементы, про-
тивоположные металлам).
3 А. Я. Веденяпим
33
1. Металлы способны вытеснять водород из кислот й
воды, образуя в первом случае соли, во втором — осно-
вания или окислы (рис. 17), чаще основного характера,
например:
Ca+H2SO4 = CaSO4+H21;
Са+2Н2О=Са(ОН)2+Н2;
3Fe+4H2O = Fe3O4+4H2.
Металлы не образуют с водородом устойчивых лету-
чих соединений. Неметаллы же водорода ни из кислот,
ни из воды не вытесняют, но образуют с ним устойчи-
вые летучие соединения.
2. Большинство окислов металлов являются основ-
ными окислами, некоторые — амфотерными и лишь не-
многие— кислотными; типично основными являются
окислы щелочных, щелочноземельных и некоторых дру-
гих металлов; амфотерными, например, ZnO, А120з,
кислотными— СгО3, МП2О7.
Окислы же неметаллов, если они солеобразующие,
являются ангидридами кислот, т. е. кислотными окис-
лами.
3. Гидраты окислов металлов — растворимые или не-
растворимые основания или амфотерные соединения
(редко — слабые или не существующие в свободном со-
стоянии кислоты). Гидраты окислов неметаллов явля-
ются кислородными кислотами.
4. При химических реакциях атомы металлов теряют
все или часть валентных электронов, образуя положи-
тельно заряженные ионы, и являются восстановителями.
Атомы неметаллов при реакциях или приобретают элек-
троны (при реакциях с металлами), образуя отрица-
тельно заряженные ионы, или их валентные электроны
участвуют в образовании общих электронных пар при
соединении с атомами другого неметалла. Неметаллы
часто являются окислителями.
5. При электролизе (стр. 142) растворов или распла-
вов соединений металлов металлы выделяются на отри-
цательном электроде — катоде, неметаллы же в этом
случае выделяются на положительном электроде—на
аноде.
1 Здесь, как и в других реакциях, где это не оговорено, участ-
вует разбавленная серная кислота.
34
Отдельные металлы дают амфотерные соединения
или даже соединения с кислотными свойствами. Это го-
ворит о том, что деление элементов на металлы и неме-
таллы является до известной степени условным.
Кроме типичных металлов (щелочные и щелочнозе-
мельные металлы) и типичных неметаллов (подгруппа
галогенов, кислорода), известны промежуточные элемен-
ты, которым присущи и свойства металлов и свойства
неметаллов; к ним относятся, например, хром, марга-
нец1, сурьма и другие.
И если хром и марганец относят обычно к металлам
и используют в технике получения специальных сплавов
как металлы, то это потому, что металлические свойства
у них преобладают над неметаллическими.
Большинство химических элементов (свыше восьми-
десяти) относятся к металлам.
С точки зрения строения атома без большой по-
грешности можно сказать, что во внешнем электронном
слое металлов, как правило, содержится не более трех
электронов, а во внешнем слое неметаллов — не менее
пяти. Элементы с четырьмя внешними электронами —
или неметаллы (углерод, кремний), или амфотерные
элементы (свинец, олово), дающие амфотерные соеди-
нения.
Химические элементы
Одним из важнейших понятий химии является поня-
тие о химическом элементе. Известно 89 природных эле-
ментов. Наиболее распространенные из них показаны в
диаграмме (рис. 18).
Со времени открытия радиоактивности искусственно
получено 14 элементов. Теперь известно 103 химических
элемента.
Элементы так же, как и простые вещества, делятся
на металлы и неметаллы. Поэтому названия «металл»
и «неметалл» могут быть отнесены и к простому веще-
ству и к соответствующему элементу. Металлы и неме-
таллы как простые вещества характеризуются опреде-
1 Хром и марганец проявляют неметаллические свойства в не-
которых соединениях (КМпО4. КгСгО4 — калийные соли марганцо-
вой и хромовой кислот).
3*
35
лепными физическими свойствами, тогда как различие
между элементами — металлами и неметаллами — про-
является в химических реакциях и в свойствах их сое-
динений.
Сопоставим понятия «простое вещество» и «химиче-
ский элемент» и разберемся в том, что между ними
общее и чем они различаются.
Алюминий 745%
Железе 4.20%
Кислород
Кальиий 3.25%
Натрий 2АО%
- Калий 2.35%
Магний 2,35%
водород 1.00%
Остальные 187%
Кремнии
26.00%
Рис. 18. Диаграмма распространения элементов
в природе.
Общее то, что и простые вещества и химические эле-
менты при химических реакциях не разлагаются
на несколько других веществ. (Почему?)
Остановимся на различии понятий «простое вещест-
во» и «химический элемент».
Химический элемент — это совокупность атомов,
имеющих одинаковый заряд ядра и, следовательно, оди-
наковые химические свойства.
Простое вещество — это совокупность одинаковых
многоатомных или одноатомных молекул (атомов), об-
разующих конкретную массу вещества, обладающего
определенными физическими свойствами. Химический
элемент — это обшее понятие о реально существующих
одинаковых по химическим свойствам атомах, безотно-
сительно к какой-либо конкретной массе. Химическому
элементу нельзя приписать таких физических свойств,
как физическое состояние, температура плавления, тем-
3?
пература кипения, цвет и т. п. Химический элемент ха-
рактеризуется массой и зарядом ядра.
Простое вещество существует только в свободном
состоянии. Химический элемент существует как в сое-
динениях с другими элементами, так и в свободном со-
стоянии в виде простого вещества. Можно сказать, что
простое вещество—это форма существования химиче-
ского элемента в свободном состоянии с качественно
новыми признаками (физические свойства), а химиче-
ский элемент — одна из форм существования материи.
Таким образом, и простое вещество и химический эле-
мент являются формами существования материи, но
на разных стадиях ее развития.
Простые вещества, вступая во взаимодействие с
другими веществами, образуют молекулы сложного ве-
щества, в которых уже нет простых веществ, а есть ато-
мы химических элементов Нельзя думать, что простое
вещество при этом превратилось в химический элемент,
ибо тогда получалось бы так, что когда элемент выде-
ляется в свободном состоянии, то он якобы исчезает,
а когда простое вещество вступает в реакцию, то эле-
мент возникает. Природные элементы при химических
реакциях не возникают и не исчезают. Простое веще-
ство состоит из атомов одного элемента, и когда оно
вступает во взаимодействие, то одновременно с дроб-
лением его на отдельные атомы исчезают характерные
для него физические свойства.
Некоторые химические элементы в свободном со-
стоянии при определенных условиях образуют несколько
различных простых веществ. (Что такое аллотропия?
Приведите примеры аллотропных изменений химических
элементов.) Явление аллотропии — наглядное под-
тверждение различий между простым веществом и хи-
мическим элементом.
Характеристика и классификация сложных веществ
будут рассмотрены в отдельной главе.
Вопросы и задачи к главе 2
1. Какое значение имеет степень чистоты веществ при хими-
ческих реакциях? в медицине?
2 Какими приемами можно обнаружить примеси к твердым и
жидким веществам?
37
3. Укажите известные вам способы разделения смесей, при-
меняемые в лабораториях и на производстве.
4. Как можно узнать, является ли данное вещество простым?
5. Почему сложные вещества можно разложить на два или
несколько других веществ, а простые — нельзя?
6. Назовите металл: а) самый легкоплавкий, б) легче воды,
в) самый тугоплавкий, г) самый твердый.
7. Назовите физические и химические свойства металлов, вслед-
ствие которых они: а) широко применяются в машиностроении,
б) применяются ограниченно.
8. Медь — металл красного цвета, хорошо проводит тепло и
электрический ток, на воздухе при обычных условиях покрывается
зеленым, а при нагревании — черным налетом. Где здесь говорится:
а) о физических, б) о химических свойствах? в) о простом веществе,
г) о химическом элементе?
9. Что общего: а) у красного и белого фосфора, б) у сажи,
графита и алмаза?
10. Какое из приведенных ниже утверждений правильно:
а) «Вода — сложное вещество, она состоит из двух простых ве-
ществ — водорода и кислорода».
б) «Вода — сложное вещество, ее можно получить из двух про-
стых веществ — водорода и кислорода».
11. Чего больше в природе — простых веществ или химических
элементов? Почему?
Решите задачи: 1-19—1-23; 1-45; 1-48; 1-50; 1-52; 1-53; 1-54.
ГЛАВА 3
УСТАНОВЛЕНИЕ И ИЗОБРАЖЕНИЕ
СОСТАВА ВЕЩЕСТВ
Анализ и синтез
Ф. Энгельс определил химию как науку о качествен-
ных изменениях веществ, происходящих под влиянием
изменения количественного состава. Следовательно,
чтобы охарактеризовать вещество и объяснить измене-
ния, которым оно подвергается, необходимо изучить его
качественный и количественный состав. Это достигается
двумя методами: анализом и синтезом. Различают ана-
лиз качественный и количественный.
Качественный анализ заключается в установлении
элементарного состава вещества. В простейшем слу-
чае— это разложение изучаемого вещества на простые
или менее сложные вещества, состав которых известен.
Так, при нагревании окиси ртути она разлагается на
ртуть и кислород, которые далее не разлагаются и,
38
следовательно, являются простыми веществами. Из это-
го вытекает, что окись ртути состоит из двух элемен-
тов: ртути и кислорода.
Углекислый кальций при прокаливании разлагает-
ся на окись кальция и углекислый газ; если известен
качественный состав окиси кальция СаО и углекислого
газа СО2, то устанавливается качественный состав уг-
лекислого кальция.
Количественный анализ подразделяется на весовой
и объемный. Объемный анализ устанавливает, в каких
объемных отношениях выделяются или взаимодейству-
ют вещества при той или иной химической реакции.
Весовой анализ показывает, в каких весовых отноше-
ниях соединены между собой элементы в сложном ве-
ществе. Эти данные также могут быть получены путем
реакции разложения. Так, если при разложении 2,16 г
окиси ртути получилось 2 г ртути и 0,16 г кислорода, то
весовой состав ее выражается отношением 2:0,16 или
в целых числах 200: 16. Весовой состав часто выражают
в процентах: в окиси ртути содержится 92,6% ртути
и 7,4% кислорода.
При электролизе воды на один объем кислоро-
да получается два объема водорода. Из этих дан-
ных можно вычислить весовой состав воды: так
как кислород в 16 раз тяжелее водорода, то один
объем кислорода в 8 раз тяжелее двух объемов
водорода и, следовательно, весовой состав воды
1:8, т. е. на одну весовую часть водорода прихо-
дится 8 вес. ч. кислорода (в процентах соответствен-
но 11,11% и 88,89%).
Качественный и количественный состав можно уста-
новить методом синтеза. Химическим синтезом назы-
вается получение сложных веществ из простых или ме-
нее сложных. Основой химического синтеза является
реакция соединения и некоторые другие. Когда мы по-
лучаем сернистое железо путем соединения серы и же-
леза, мы производим синтез сернистого железа, так
можно установить, что сернистое железо состоит из
2 элементов — серы и железа, поскольку эти последние
являются простыми веществами. Допустим далее, что
в реакцию соединения серы с железом вступило 7 г
железа и при этом образовалось 11 г сернистого желе-
за. Это значит, что с 7 г железа прореагировало 4 г се-
39
ры и весовой состав сернистого железа выражается от-
ношением 7 :4.
Так, применяя синтез или анализ, устанавливают ка-
чественный и количественный состав вешеств. Эти два
метода исследования служат для установления и про-
верки правильности суждений о составе веществ.
Закон постоянства состава веществ
Многократно определяя качественный и весовой со-
став различных вешеств, французский ученый Пруст
в начале XIX в. установил закон постоянства состава:
всякое чистое вещество имеет постоянный и не-
изменный весовой состав независимо от способов
его получения. В приведенной формулировке говорится
только о постоянстве весового состава и ничего не опо-
минается о качественном. Это объясняется тем, что по-
стоянство качественного состава сложных веществ ни у
кого не вызывало сомнений, тогда как в отношении
весового состава существовало два мнения. Так, напри-
мер, французский же химик Бертолле считал в проти-
воположность Прусту, что весовой состав чистых ве-
ществ непостоянен. В результате разгорелся спор, длив-
шийся около восьми лет, в котором прав оказался
Пруст.
На полстолетие раньше Пруста подобную точку зре-
ния на состав сложных вешеств высказал М. В. Ломо-
носов. Он писал: «Смешанное тело (подразумевается хи-
мическое соединение. — А. В.) есть го, которое состоит
из двух или нескольких начал (т. е. элементов. — А. В.),
соединенных между собой гак, что каждая отдельная
его корпускула (т. е. молекула) имеет го же отношение
к частям начал, из которых оно состоит, как и все сме-
шанное тело к целым отдельным началам». С точки зре-
ния атомно-молекулярной теории постоянство качест-
венного и весового состава веществ объясняется гак:
всякое вещество состоит из одинаковых молекул, мо-
лекулы вещества, независимо от способов его получе-
ния, всегда образуются из атомов одних и тех же
элементов, соединенных между собой в одних и тех же
количествах. Одни и те же количества одних и тех
же атомов и дают постоянство качественного и количе-
ственного состава. Этот закон сыграл громадную роль в
40
развитии химии, и в частности в развитии атомно-моле-
кулярной теории, в введении химической символики.
Закон постоянства состава имеет большое значение в
практической химии: на нем основаны или с ним свя-
заны все расчеты по химическим формулам.
В начале XX в. академик Н. С. Курнаков открыл
вещества переменного состава, занимающие промежуточ-
ное положение между соединениями постоянного соста-
ва и твердыми растворами. Он назвал их бертолидами
в честь Бертолле, который допускал их существование.
Вопрос о бертолидах пока недостаточно изучен.
Атомный и молекулярный вес
Величина и масса атомов и молекул настолько малы,
что обычные, даже самые маленькие единицы длины
и веса — миллиметр и миллиграмм — являются для
них очень большими величинами. Можно привести
много примеров, дающих представление о размерах и
массе атомов и молекул. Так, если горошину увели-
чить до размеров земного шара, то молекула примет
размеры типографской точки. Диаметр молекул в сред-
нем равен стомиллионной доле сантиметра. Масса са-
мого легкого из атомов — атома водорода — равна
0,0000000006000000000001663 г, а атома урана — всего
лишь 0,00000000000000000000392 г.
Чтобы не пользоваться такими громоздкими по
написанию и малыми по абсолютному значению вели-
чинами, приняты еще более мелкие единицы длины и ве-
са— соответственно ангстрем и кислородная единица.
1А = 10-8гл/. Радиусы атомов и молекул соизмеримы
с этой величиной. Кислородная единица равна одной
шестнадцатой массы атома кислорода
Атомным весом называется вес атома, выра-
женный в кислородных единицах2 * * * *.
1 Конференцией Международного союза по чистой и приклад-
ной химии (IUPAK) в 1960 г. принято решение о замене «кис ло-
родной» химической шкалы атомных весов новой шкалой атомных
весов, в основу которой положен изотоп углерода \ С. «Углерод-
ная» единица составляет Viz массы этого изотопа.
J7 Здесь, как и в дальнейшем, имеется в виду средний «химиче-
ский» атомный и молекулярный вес. См. «Изотопы».
41
Молекулярным весом называется вес молекулы,
выраженный в кислородных единицах.
Другими словами, атомный или молекулярный вес
показывает, во сколько раз данный атом или молекула
тяжелее кислородной единицы. Вес же кислород-
ной единицы равен 0,000000000000000000000001649 г.
Пользование кислородными единицами значительно об-
легчает и упрощает все расчеты, связанные с атомами и
молекулами.
Химические знаки
Химическими знаками, или символами, называются
условные обозначения элементов при помощи первых
букв греческого или латинского названий элементов.
Так, водород обозначается знаком Н (аш)—первой
буквой его названия на латинском языке — Hydrogeni-
um; О — знак кислорода — первая буква его названия
Oxygenium; С — знак углерода (Carboneum); Са—знак
кальция (Calcium), берутся две первые буквы, так как
первая уже присвоена углероду; элемент кадмий (Ca-
dmium) обозначается знаком Cd, так как С и Са соот-
ветственно обозначают углерод и кальций.
В разные времена элементы обозначались по-разно-
му; современные знаки введены в химию в начале XIX
столетия шведским химиком Я. Берцелиусом. .
Химические знаки имеют определенный смысл:
1) если знак не входит ни в химическую формулу,
ни в уравнение реакции, он обозначает данный элемент
вообще и употребляется вместо соответствующего слова
(например, знаки в системе Менделеева, в ряду актив-
ности металлов);
2) химический знак в формуле или в уравнении ре-
акции обозначает один атом элемента; когда требуется
изобразить 2, 3 и больше атомов, то в формуле после зна-
ка, внизу пишется соответствующее число (индекс, или
атомный множитель); если же атомы свободны, то со-
ответствующее число (коэффициент) пишется перед зна-
ком. Например, в уравнении
2Na+2HCl=2NaCl+H2
запись 2Na обозначает два свободных, не соединенных
между собой атома натрия, тогда когда запись
42
обозначает молекулу, состоящую из двух соединенных
между собой атомов водорода;
3) в формуле или в уравнении реакции химический
знак обозначает весовое количество элемента, численно
равное его атомному весу. Если количества реагирую-
щих веществ выражены в грамм-атомах и грамм-моле-
кулах, то химический знак обозначает один грамм-атом
элемента независимо от того, входит ли он в химиче-
скую формулу или изображает свободный атом.
Приведенное выше уравнение реакции взаимодейст-
вия натрия с соляной кислотой можно прочитать так:
два грамм-атома натрия взаимодействуют с двумя
грамм-молекулами соляной кислоты и при этом обра-
зуется две грамм-молекулы хлористого натрия и одна
грамм-молекула водорода. О записи «Н2» можно ска-
зать, что это одна грамм-молекула водорода, состоящая
из двух грамм-атомов водорода. В грамм-молекуле сер-
ной кислоты содержится два грамм-атома водорода,
один грамм-атом серы и четыре грамм-атома кислорода.
Химические знаки являются основой сжатого и четкого
международного химического языка.
Химические формулы
После того как был открыт закон постоянства соста-
ва, стало возможно изображать состав молекул веществ
при помощи химических знаков. Изображение состава
веществ при помощи химических знаков называется
химической формулой.
Чтобы изобразить молекулярную формулу простого
вещества, пишут химический знак соответствующего эле-
мента, а справа внизу — цифру, обозначающую число
атомов, образующих молекулу, например: Н2, N2, О2, О3,
S8 — молекулярные формулы водорода, азота, кислоро-
да, озона, серы.
При изображении молекул сложных веществ пишут в
ряд знаки элементов, входящих в состав молекулы, а
внизу после знака указывают количество атомов каж-
дого из них. Например, в состав молекулы свеклович-
ного сахара входит 12 атомов углерода, 22 атома водо-
рода и И атомов кислорода. Его формула С12Н22Он.
Порядок записи знаков элементов в большинстве слу-
43
чаев зависит от того, к какому классу относится дан-
ное вешесгво.
Химические формулы подразделяются на простейшие
и истинные, или молекулярные.
Простейшими называются такие формулы, которые
выражают лишь качественный состав и весовые отноше-
ния элементов. Истинные формулы показывают каче-
ственный состав, весовые отношения между элементами,
а также число атомов каждого вида в молекуле данного
вещества.
Так, простейшая формула ацетилена СН, а истин-
ная (молекулярная) С2Н2. Первая показывает, что мо-
лекула ацетилена состоит из элементов углерода и во-
дорода и чго на один атом углерода приходится один
атом водорода (весовое отношение 12:1); вторая же
показывает еше, что в молекуле ацетилена содержится
именно два атома углерода и два атома водорода.
Для большинства неорганических веществ простей-
шая формула является в то же время и истинной, на-
пример формула серной кислоты H2SO4. В органических
веществах простейшая формула часто не является моле-
кулярной. Несколько веществ могут иметь одинаковую
простейшую формулу: так, ацетилен С2Н2 и бензол С6Нб
имеют простейшую формулу СН.
Так как чистое вещество состоит из одинаковых мо-
лекул, то состав одной молекулы выражает состав любой
его массы, следовательно, химическая формула выра-
жает качественный и количественный состав данного ве-
щества.
Химическая формула показывает:
1) из каких элементов состоит данное вещество, яв-
ляется ли оно простым или сложным;
2) сколько атомов каждого элемента содержится в
молекуле;
3) сколько весовых частей каждого элемента содер-
жится в молекуле;
4) каковы весовые отношения между элементами в
данном сложном веществе;
5) чему равен молекулярный вес этого вещества;
6) сколько весит грамм-молекула вещества.
Так, формула соды Na2CO3 показывает:
1) это вещество сложное и состоит из трех элемен-
тов: натрия, углерода и кислорода;
44
2) в молекуле углекислого натрия два атома натрия,
один атом углерода и три атома кислорода;
3) в каждой молекуле этого вещества содержится
46 вес. ч. натрия, 12 вес. ч. углерода и 48 вес. ч. кисло-
рода;
4) весовые количества этих элементов относятся
между собой как 46 • 12 : 48 = 23 : 6 : 24;
5) молекулярный вес вещества равен сумме весовых
количеств элементов в молекуле: 46+12 + 48=106;
6) грамм-молекула этого вещества весит 106 г.
Нахождение простейшей формулы
Найти простейшую формулу сложного вещества — это
значит определить, из каких элементов оно состоит и в
каких относительных количествах соединены между со-
бой атомы этих элементов. Чтобы решить подобную
задачу, надо знать качественный и весовой состав этого
вещества. Весовой состав может быть выражен в процен-
тах или отношением других целых или дробных чисел.
Задача 1. Найти простейшую формулу вещества, со-
держащего 40% серы и 60% кислорода.
Решение. Из условия вытекает, что данное вещество
состоит из двух элементов и является одним из окислов
серы. Для нахождения относительных количеств атомов
серы и кислорода обозначим количество первых че-
рез х, количество вторых — через у. Тогда искомую
формулу можно записать так: Sx О у.
Найдем значение х и у. Количество атомов элемента
в молекуле равно частному от деления весового количе-
ства его, данного в условии задачи, на атомный вес.
п 40 60 т
Следовательно, х =----;у =---. Так как задача состоит
32 л 16
в нахождении простейшей формулы, то находим отноше-
ние х к у:
х = 40 ф 60 = 40 16 _ 1
У ~ 32 ’ 16 “ 32 • 60 ~ 3 ’
т. е. в молекуле данного окисла атомов кислорода в три
раза больше, чем атомов серы, или на один атом серы
приходится три атома кислорода; искомая формула —•
SO3—серный ангидрид.
45
Задача 2. Найти простейшую формулу вещества, со-
держащего 40% меди, 20% серы и 40% кислорода.
Решение Исходя из условия задачи, заключаем, что
данное вещество состоит из меди, серы и кислорода.
Обозначим количество атомов меди через х, серы — че-
рез у и кислорода — через z.
Тогда формула вещества будет иметь следующий
вид: CuvSyOz.
Определяем значение неизвестных:
40 20 40
х = —: у =—: z——.
64 Л 32 16
Теперь найдем отношение количества атомов одного
из элементов к количеству атомов другого:
40 20 40 • 32 1
х : у = — : — =----= —,
Л 64 32 64-20 1
т. е. в молекуле данного вещества на один атом меди
приходится один атом серы. Затем найдем отношение
между любой другой парой элементов:
20 40 20-16 1
у : z = — : — =----= —,
Л 32 16 32-40 4
т. е. на один атом серы приходится четыре атома кисло-
рода. Искомая формула — CuSO4.
Условию задачи будет удовлетворять и ряд других
формул: CU2S2O8, СизЗзО^ и т. д., но простейшей из них
является формула CuSO4.
Грамм-атом и грамм-молекула
Согласно закону постоянства состава при образова-
нии сложных веществ элементы реагируют между собой
в определенных весовых отношениях. Избыток одного
из реагирующих веществ загрязняет продукт реакции.
Возникает необходимость так рассчитывать количества
исходных веществ, чтобы они полностью прореагирова-
ли. Например, чтобы получить чистое сернистое желе-
зо, серу и железо надо смешивать согласно уравнению
Fe+S=FeS,
т. е. в таких количествах, чтобы на один атом железа
приходился один атом серы.
46
Отсчитывать и отвешивать одиночные атомы не пред-
ставляется возможным. Как быть?
Сравнение атомных весов элементов дает возмож-
ность установить, во сколько раз атом одного элемента
тяжелее или легче атома любого другого. Так, атом се-
ры в 32 раза тяжелее атома водорода и в 2 раза тяже-
лее атома кислорода. Тысяча атомов серы в 32 раза тя-
желее тысячи атомов водорода и в 2 раза тяжелее
тысячи атомов кислорода и т. д. Если вместо атомов
серы и водорода взять другие элементы, то после анало-
гичного рассуждения получим тот же вывод; веса рав-
ных количеств атомов разных элементов относятся меж-
ду собой как их атомные веса. Или другими словами:
любое количество атомов одного элемента во столько
раз тяжелее (легче) такого же количества атомов дру-
гого элемента, во сколько раз атомный вес первого боль-
ше (меньше) атомного веса второго элемента. Следова-
тельно, чтобы иметь равные количества атомов разных
элементов, весовые количества их надо брать в отноше-
нии их атомных весов.
Например, равное количество атомов содержится:
а) в 1 мг водорода и в 32 мг серы; б) в 1 г водорода и
в 32 г серы; в) в 1 кг водорода и в 32 кг серы и т. д.
В 56 г железа столько же атомов (железа), сколько ато-
мов серы в 32 г серы.
Основной практической единицей веса является
грамм; все остальные являются ее производными. По-
этому при химических расчетах, когда требуется иметь
равные или кратные количества атомов разных элемен-
тов, берут количества граммов этих элементов, числен-
но равные или кратные их атомным весам. Так была
введена в химию новая, практическая единица веса
грамм-атом.
Грамм-атомом называется количество граммов
элемента, численно равное его атомному весу.
В грамм-атомах различных элементов содержится
одинаковое число атомов; это число равно 6- 1023 и на-
зывается числом Авогадро (в честь итальянского физика
и химика Амедео Авогадро).
Чтобы пересчитать атомы в одном грамм-атоме лю-
бого элемента, населению земного шара (около 3 млрд,
человек) при непрерывной работе потребовалось бы
$7.
6 600 000 лет, причем каждый человек отсчитывал бы по
одному атому в секунду.
Ниже приводим примеры расчетов на применение по-
нятия «грамм-атом».
Пример 1. Сколько весят 2 г-атома водорода?
Решение. Атомный вес водорода округленно равен
1 к. е. Следовательно, 1 г-атом водорода весит 1 г, а
2 г-атома его весят 2 г.
Пример 2. Сколько весят 2,5 г-атома серы?
Решение. Атомный вес серы равен 32 к. е. 1 г-атом
ее весит 32 г, а 2.5 г-атома весят 32 г-2,5 = 80 г.
Пример 3. Сколько грамм-атомов содержится в 100 г
кальция?
Решение. Атомный вес кальция равен 40 к. е. 1 г-атом
его весит 40 г. Следовательно, в 100 г кальция содержит-
ся 100 г\ 40 г = 2.5 (г-атома).
Пример 4. В каком количестве железа содержится
столько же атомов, сколько их содержится в 3,2 г серы?
Решение. Атомный вес серы равен 32 к. е. 1 г-атом =
= 32 г. 3.2 г серы составляют 0,1 г-атома. Следовательно,
чтобы иметь равное количество атомов железа и серы,
потребуется 0.1 г-атома железа, т. е. 5,6 г. Атомный вес
железа равен 56 к. е., 1 г-атом = 56 г, 0,1 г-атома железа
равна 56-0,1 =5,6 (г).
Сравнивая молекулярные веса различных веществ, не-
трудно прийти к тому же выводу, что и при сравнении
атомных весов элементов: веса равных количеств моле-
кул различных веществ относятся между собой как их
молекулярные веса. Например, 1000 молекул воды во
столько же раз тяжелее 1000 молекул водорода, во сколь-
ко раз 1 молекула воды тяжелее 1 молекулы водорода,
т. е. в 9 раз. Следовательно, чтобы иметь равные числа
молекул различных веществ, надо взять такие весовые
количества этих веществ, которые численно равны их мо-
лекулярным весам. Беря и здесь основную единицу ве-
са — грамм, пришли к понятию «грамм-молекула» (со-
кращенно г-моль, или моль).
Грамм-молекулойназывается количество граммов
вещества, численно равное его молекулярному весу.
В грамм-молекулах различных веществ содержится оди-
наковое количество молекул. Это число равно 6-1023,
т. е. в грамм-атоме элемента столько же атомов, сколько
молекул в грамм-молекуле любого вещества.
48
Как молекулярный вес слагается из атомных весов,
так и грамм-молекула есть сумма грамм-атомных весов.
Исходя из этого решаются задачи.
Приводим примеры упражнений, связанных с поня-
тием «грамм-молекула».
Пример 1. Сколько весят 1,5 г-моль воды?
Решение. По формуле воды Н2О подсчитываем моле-
кулярный вес, он равен 18 к. е. 1 г-моль воды весит 18 г,
а 1,5 г-моль 18 г • 1,5=27 г.
Пример 2. Сколько грамм-молекул едкого натра
NaOH содержится в 120 г его?
Решение. По формуле NaOH находим молекулярный
вес, он равен 40 к. е., следовательно, 1 г-моль NaOH ве-
сит 40 г. Тогда 120 г составляют 120:40 = 3 (г-моль).
Пример 3. В каком количестве кислорода содержится
столько же молекул, сколько их заключается в 3,2 г сер-
нистого газа?
Решение. Определим, какую долю грамм-молекулы со-
ставляют 3,2 г SO2. Молекулярный вес SO2 равен 64 к. е.;
1 г-моль весит 64 г, следовательно, 3,2 г SO2 составляют
3,2 : 64 = 0,05 (г-моль). Так как в грамм-молекулах раз-
личных веществ содержится одинаковое число молекул,
то кислорода потребуется тоже 0,05 г-моль. 1 г-моль кис-
лорода весит 32 г, а 0,05 г-моль весят 32 2’0,05=
= 1,6 г.
Пример 4. Сколько граммов серной кислоты H2SO4
надо взять, чтобы в них содержалось вдвое меньше мо-
лекул, чем в 0,1 г-моль NaOH?
Решение. Сначала определим, сколько грамм-молекул
кислоты H2SO4 надо взять, чтобы в них было вдвое мень-
ше молекул, чем в 0,1 г-моль NaOH. Очевидно, кислоты
потребуется 0,05 г-моль (почему?). Затем вычисляем вес
0,05 г-моль H2SO4; он равен 98 г-0,05=4,9 г.
Пример 5. В каком количестве магния содержится
столько же атомов, сколько молекул заключается в
0,2 г-моль хлористого водорода?
Решение. Так как в 1 г-атоме содержится столько
же атомов, сколько молекул в 1 г-моль, то в 0,2 г-атома
магния содержится столько же атомов, сколько молекул
в 0,2 г-моль хлористого водорода. Чтобы ответить на
вопрос задачи, надо найти вес 0,2 г-атома магния;
1 г-атом магния весит 24 г, а 0,2 г-атома весят
24 г-0,2 = 4,8 г.
4 А, Я, Веденяпии
49
Пример 6. Сколько грамм-атомов водорода в
3 г-моль Си(ОН)2?
Решение. В 1 г-моль гидрата окиси меди 2 г-атома
водорода, а в 3 г-моль его 6 г-атомов водорода.
Пример 7. Сколько грамм-атомов кальция содержится
в 200 г углекислого кальция СаСО3?
Решение. Вычислим, сколько грамм-молекул в 200 г
этой соли. В 1 г-моль карбоната кальция 100 г. А 200 г
этого вещества составляют 2 г-моль. Из формулы веще-
ства ясно, что в молекуле углекислого кальция один
атом кальция. В 1 г-моль—I г-атом кальция.
В 2 г-моль —2 г-атома.
Пример 8. В каком количестве грамм-молекул фос-
форной кислоты содержится 1 г-атом водорода?
Решение. По формуле фосфорной кислоты Н3РО4 за-
ключаем, что 3 г-атома водорода содержатся в 1 г-моль
фосфорной кислоты, а 1 г-атом водорода — в 7з г-моль
Н3РО4.
Если бы в задаче спрашивалось, в каком количестве
граммов фосфорной кислоты содержится 1 г-атом во-
дорода, тогда надо было бы вычислить вес 7з г-моль
кислоты.
Химический эквивалент. Грамм-эквивалент
При расчетах, особенно при вычислениях количеств
реагирующих в растворах веществ, большое значение
имеет часто применяемая в химии мера весового коли-
чества вещества — эквивалент.
Для выяснения этого понятия рассмотрим весовые
отношения, в которых взаимодействуют вещества при
химических реакциях.
1. 2Н2 + О2 = 2Н2О.
4 к.е. 32 к.е.
Весовое отношение 1:8.
3. 2Na + S = Na2S.
46 к.е. 32 к.е.
Весовое отношение 23:16.
5. 2А1 + 3S = A12S3.
54 к.е. 96 к.е.
Весовое отношение 9:16.
2. Н2 + S = H2S.
2 к.е. 32 к.е.
Весовое отношение 1 :16
4. 4Na + О2 = 2Na2O.
92 к.е. 32 к.е.
Весовое отношение 23 : 8
6. 4А1 + ЗО2 = 2А12О3.
108 к.е. 96 к.е.
Весовое отношение 9; 8,
50
Из приведенных примеров видно, что, например, с
1 вес. ч. водорода соединяются или 8 вес. ч. кислорода,
или 16 вес. ч серы; с 16 вес. ч. серы соединяются
23 вес. ч. натрия или 9 вес. ч. алюминия; с 8 вес. ч. кис-
лорода тоже соединяются или 23 вес. ч. натрия, или
9 вес. ч. алюминия.
Рассмотрим примеры реакций замещения:
1. 2Na+ 2НС1 = Н2 +2NaCl.
46 к.е. 73 к.е. 2 к.е.
Весовое отношение 23 : 36,5 : 1.
2. 2А1+ 6НС1 = ЗН2 +2А1С13.
54 к.е. 219 к.е. 6 к.е.
Весовое отношение 9 : 36,5 : 1.
3. 2А1+ 3H2SO4=3H2+A12(SO4)3.
54 к.е. 294 к.е. 6 к.е.
Весовое отношение 9 : 49 : 1.
Для вытеснения из кислоты (а также и из воды)
1 вес. ч. водорода потребуется либо 23 вес. ч. натрия,
либо 9 вес. ч. алюминия, т. е. те же весовые количе-
ства их, которые соединяются с 8 вес. ч. кислорода или
с 16 вес. ч. серы. При образовании гидрида натрия NaH
с 1 вес. ч. водорода соединяется 23 вес. ч. натрия.
В рассматриваемых реакциях замещения показаны и
весовые количества соляной и серной кислот, взаимодей-
ствующие с 23 вес. ч. Na или с 9 вес. ч. А1; эти коли-
чества соответственно равны 36,5 вес. ч. и 49 вес. ч. Чис-
ла: 1—для водорода, 8 — для кислорода, 16 — для се-
ры, 23 — для натрия и т. д., называются химическими
эквивалентами этих веществ.
Весовое количество вещества, которое соединяется с
1 вес. ч. водорода или с 8 вес. ч. кислорода, а также
замещает их при химических реакциях, называется
химическим эквивалентом этого вещества.
Выпишем найденные химические эквиваленты (в даль-
нейшем— эквиваленты), сопоставив их с атомными или
молекулярными весами соответствующих элементов или
сложных веществ (табл. 2).
В таблице 2 мы видим, что в одних случаях эквива-
лент численно равен атомному весу элемента или моле-
кулярному весу сложного вещества (Н, Na, НС1), в
4* 51
других — в два-три раза меньше соответствующих вели-
чин (О, S, Al, H2SO4). Первое закономерно для одно-
валентных элементов и одноосновных кислот, второе —
для элементов, валентность которых больше единицы, а
также для многоосновных кислот
Таблица 2
Сопоставляя численные значения атомного веса, эк-
вивалента и валентности элемента, приходим к просто-
му соотношению, связывающему эти величины:
эквивалент =
атомный вес
валентность ’
Практическое значение этого соотношения состоит в
том, чго, зная две из этих величин, легко найти третью.
Очевидно, что у элементов с постоянной валентностью
может быть только один эквивалент, у элементов же с
переменной валентностью существует несколько хими-
ческих эквивалентов. Так, сера, проявляя валентность
$ 2- з4+, имеет три эквивалента:
— = 16; — = 8; — =5,3.
2 4 6
(Знак валентности не имеет значения.)
Эквивалент простого или сложного вещества может
быть установлен по эквиваленту любого другого веще-
ства, с которым оно реагирует. Так, эквиваленты соляной
52
И серной кислот нами были вычислены по эквивален-
там натрия и алюминия.
Сопоставляя молекулярные веса и эквиваленты со-
ляной, серной, а также других кислот, приходим к вы-
воду, что эквивалент кислоты равен ее молекуляр-
ному весу, деленному на ее основность (проявляемую в
данной реакции).
Эквивалент основания может быть найден по экви-
валенту кислоты в реакциях нейтрализации:
1) НС1 + NaOH=NaCl+H2O;
36,5 к.е. 40 к.е.
36,5 40
2) H,SO4+2NaOH = Na2SO4+2H2O;
98 к.е. 80 к.е.
49 40
3) 2НС1+Са(ОН)2=СаС12+2Н2О;
73 к.е. 74 к.е.
36,5 37
4) 3H2SO4+2A1(OH)3=A12(SO4)3+6H2O.
3-98 к.е. 2-78 к.е.
49 26
Простой расчет показывает, что с одним эквивален-
том соляной или серной кислоты реагирует 4U вес. ч.
едкого натра NaOH, 37 вес. ч. гидрата окиси кальция
Са(ОН)2, 26 вес. ч. гидрата окиси алюминия А!(ОН)3.
Эти числа являются частными от деления молекулярно-
го веса основания на валентность металла или на чис-
ло гидроксильных групп:
эквивалентной = — = 40;
74
эквивалентса(он)а= — = 37;
78
эквивалентАцон)3=— = 26.
«з
Эквивалент основания равен его молекулярному
весу, деленному на валентность мегалла или на число
гидрилсильных ipynn, входящих в молекулу основания.
53
По эквиваленту металла, основания или кислоты мо-
жет быть вычислен эквивалент соли:
1) Cu( NO3)2+2NaOH=2NaNO3+Cu(OH)2;
188 к.е. 80 к.е.
94 40
2) Cu(NO3)2+H2SO4 = CuSO4+2HNO3.
188 к.е. 98 к.е.
94 49
С одним эквивалентом едкого натра (40 вес. ч.) или
серной кислоты (49 вес. ч.) реагирует одно и то же ве-
совое количество (94 вес. ч.) азотнокислой меди; следо-
вательно, эквивалент нитрата меди Cu(NO3)2 равен 94,
т. е. половине ее молекулярного веса.
Нетрудно рассчитать, что эквивалент хлористого алю-
миния А1С13 равен 7з, а эквивалент сульфата алюминия
А12(8О4)з—’/б молекулярного веса.
Следовательно, эквивалент соли равен ее моле-
кулярному весу, деленному на общее число валентно-
стей металла или валентностей кислотных остатков, со-
держащихся в молекуле соли:
133,5 Л Л с
эквивалентА1С13= —т— = 44,5;
з
342
эквивалент аыбод, = — = 57.
о
Из понятия «химический эквивалент», из того, как
он вычисляется, следует, что простые и сложные веще-
ства реагируют между собой так, что на один эквива-
лент одного вещества приходится один эквивалент дру-
гого и при этом получается по одному эквиваленту каж-
дого из продуктов реакции. Это справедливо и для долей
эквивалента.
Само слово «эквивалент» обозначает «равноценный»;
так, например, для вытеснения из кислоты одного экви-
валента водорода можно взять один эквивалент любого
металла, который способен его вытеснять.
Чтобы практически можно было пользоваться экви-
валентными количествами веществ, введена величина
«грамм-эквивалент». Грамм-эквивалентом называет-
ся число граммов вещества, численно равное его экви-
валенту.
54
Вопросы и задачи к главе 3
1. Напишите формулу вещества, в молекуле которого на один
атом углерода приходится два атома водорода и один атом кисло-
рода, если молекулярный вес этого вещества равен 180.
2. Охарактеризуйте значение закона постоянства состава в химии.
3. Приведите примеры, когда два элемента образуют несколько
соединений. Противоречат ли эти факты закону постоянства состава?
4. Вычислите, сколько: а) грамм-молекул, б) молекул содержится
в 1 я этилового спирта С2Н5ОН.
5. Что такое грамм-атом? грамм-молекула? число Авогадро?
6. Чему равен грамм-эквивалент: а) Саз(РО4)г; б) СаСОз?
7. Чему равен грамм-эквивалент серной кислоты при образо-
вании: а) средней, б) кислой соли?
8. Одинаковые ли количества атомов содержатся в грамм-
эквивалентах водорода, кислорода, алюминия?
9. Исходя из понятия валентности и числа Авогадро, объяс-
ните, почему вещества реагируют в эквивалентных количествах.
Решите задачи: 1-60; 1-61; 1-74; 1-75; 1-78; 1-81; 1-82; 1-84;
1-86; 1-93; 1-94; 3-11; 3-12; 3-17; 3-18; 12-35; 12-36; 12-38; 12-39.
ГЛАВА 4
ЗАКОН АВОГАДРО. ОБЪЕМ ГРАММ-МОЛЕКУЛЫ
ГАЗА. МОЛЕКУЛЯРНЫЕ ФОРМУЛЫ
Плотность и относительная плотность газов
Плотность газа выражается количеством вещества
(в граммах), содержащегося в 1 см3 при нормальных
условиях (0° С и 760 мм рт. ст.). Чтобы вычислить плот-
ность газа, надо: 1) взвесить какой-то его объем (V) при
определенной температуре (273°4-Г = Г) и давлении (Р);
2) пользуясь уравнением
v _ V - Р - 273
° " PQ • (273+10)’
привести объем газа к нормальным условиям; 3) найти
плотность, разделив массу газа в граммах на объем в
кубических сантиметрах при нормальных условиях.
В таблице 3 даны значения плотностей некоторых газов.
Плотность газа удобнее выражать массой 1 л газа
(в граммах) при нормальных условиях; тогда плотность
водорода будет равна 0,089 г/л, кислорода— 1,429 г/л,
азота — 1,25 г/л и т. д.
55
Таблица 3
Газ Плотность (в г/слг3) Газ Плотность (в г1см')
Водород Гелий Азот 0,000089 0,00018 0,00125 Кислород Углекислый газ Хлор 0,001429 0,00196 0,00322
Относительной плотностью одного газа по другому
называется число, показывающее, во сколько раз объем
данного газа тяжелее такого же объема другого газа
при одинаковых условиях. Найти относительную плот-
ность газа можно двумя способами. Один из них за-
ключается в том, что плотность одного газа делят на
плотность другого, например, относительная плотность
углекислого газа по водороду равна 1,96 г/л : 0,089 г/л =
= 22.
Второй способ нахождения относительной плотности
газов рассматривается ниже.
Объем грамм-молекулы газа
Соотношение между объемом, массой и плотностью
тела выражается уравнением:
d
Если М — масса грамм-молекулы газа, d—масса
1 л его при нормальных условиях, то V — объем грамм-
молекулы газа при тех же условиях. Следовательно,
для вычисления объема 1 г-моль газа при нормальных
условиях надо массу грамм-молекулы его разделить на
абсолютную плотность. Вычисления дают следующие
результаты:
У н3= 2,016 г : 0,089 г/л 22,4 л;
Vn.2= 28 г : 1,25 г/л 22,4 л;
Уо2= 32 г : 1,429 г/л^22,4 л;
Усоа— 44г : 1,96 г/л^22,4 л,
Вывод: грамм-молекула
любого газа при нормаль-
ных условиях занимает один
и тот же объем — 22,4 л
(рис. 19).
Если жидкость превра-
щается в пар без разложе-
ния (вода, эгиловый спирт
и др.), то объем грамм-мо-
лекулы паров данной жид-
кости, приведенный к нор-
мальным условиям, также
равен 22,4 л.
Величина 22,4 л называ-
ется грамм молекулярным
Рис. 19. Объем грамм-молекулы
газа при нормальных условиях.
объемом газов и паров, приведенным к нормальным
условиям.
Закон Авогадро
В грамм-молекулах различных веществ содержится
одинаковое число молекул. Следовательно, в 22,4 л лю-
бого газа при нормальных условиях (объем 1 г-моль га-
за) содержатся также равные числа молекул. Равное
количество молекул содержится и в любых равных до-
лях грамм-молекулярного объема различных газов при
одинаковых условиях.
При изменении внешних условий равные объемы
различных газов будут изменяться одинаково 1. Из этого
следует, что в равных объемах различных газов при
равных условиях содержится одинаковое число молекул.
Этот вывод был сформулирован (сначала в виде гипо-
тезы) в начале XIX в. и называется законом Авогадро.
При некоторых расчетах приходится пользоваться
перифразом этого закона: «Равные числа молекул раз-
личных газов при одинаковых условиях занимают рав-
ные объемы». Закон Авогадро и все следствия из него
относятся только к газам (Почему этот закон не может
относиться к веществам в жидком и твердом состоя-
нии?)
1 В известных пределах все газы одинаково подчиняются за*
конам Бойля — Мариотта и Гей-Люссака,
57
Нахождение Молекулярного беса, Относительной
и абсолютной плотности газа
Так как объем грамм-молекулы любого газа при нор-
мальных условиях есть величина постоянная (22,4 л),
а абсолютную плотность (масса 1 л газа) можно опре-
делить опытным путем, то, пользуясь уравнением
v= —
d '
можно вычислить грамм-молекулярный и молекулярный
вес любого газа; он равен:
М = 22,4 • d.
Пример 1. Вычислить молекулярный вес газа,
1 л которого при нормальных условиях весит 0,76 г.
Решение. По формуле 44 = 22,4-d находим сначала
вес 1 г-моль газа, он равен: 44 = 22,4 л -0,76 г/л =17 г.
Если 1 г-моль газа весит 17 г, то его молекулярный вес
равен 17 к. е.
Грамм-молекулярный и молекулярный вес газа мож-
но вычислить, зная вес любого его объема при нормаль-
ных условиях.
Пример 2. Вычислить молекулярный вес газа,
250 мл которого при нормальных условиях весят 0,3125 г.
Решение. 1) Чему равен вес 1 г-моль газа?
250 мл газа весят 0,3125 г, а
22 400 мл » » х
22400 мл • 0,3125 г
Г —---------’---- —
28 г.
газа?
молекулярный вес
250 мл
2) Чему равен молекулярный вес
Так как 1 г-моль весит 28 г, то
равен 28.
В рассмотренных примерах молекулярный вес газа
находился по абсолютной его плотности.
Молекулярный вес газа можно определить, зная его
относительную плотность по другому газу, моле-
кулярный вес которого известен. Рассмотрим сначала,
как находится относительная плотность газа, если неиз-
вестна его абсолютная плотность. Пусть даны равные
объемы двух газов — А и Б — при одинаковых условиях.
Согласно закону Авогадро в них содержится одинаковое
58
число молекул — п. Обозначим молекулярный вес газа
А через М, а молекулярный вес газа Б через М\. Тогда
вес газа А будет равен п • М, а газа Б — п-
Чтобы найти относительную плотность газа А по га-
зу Б —обозначим ее через ds,— надо вес газа А разде-
лить на вес газа Б:
d __ п'М __ м
аБ~~ ~ '
т. е. газ А во столько раз тяжелее газа Б, во сколько
раз молекулярный вес газа А больше молекулярного ве-
са газа Б.
Следовательно, для нахождения относительной плот-
ности одного газа по другому надо разделить молеку-
лярный вес одного газа на молекулярный вес другого;
частное и будет относительной плотностью.
г, , М
Преобразуя уравнение ds = — , получим уравнение
для определения молекулярного веса газа: Л4 = Л41-^б,
показывающее, что молекулярный вес любого газа равен
молекулярному весу другого, умноженному на плотность
первого газа по второму. Практически пользуются отно-
сительными плотностями по водороду, как наиболее
легкому газу—и по воздуху — d3i являющемуся
обычной средой. Подставляя в последнее уравнение ве-
личину молекулярного веса водорода или воздуха, а
также соответствующие относительные плотности, по-
лучим:
44 = 2,016-dH; 44 = 29-dB.
Обычно берут молекулярный вес водорода равным 2.
Пример 3. Вычислить молекулярный вес газа, плот-
ность по водороду которого dn =14.
Решение. Так как в условии задачи дана плотность
по водороду, то применим уравнение M = 2-dn. Подстав-
ляя значение получим: 44 = 2-14 = 28.
Пример 4. Чему равен молекулярный вес газа, плот-
ность по воздуху которого dB =1,517?
Решение. Здесь воспользуемся уравнением М = 29 • dB\
44 = 29-1,517 = 44.
1 Средний «молекулярный» вес воздуха равен 29, плотность его
равна 1,29 г/л.
59
Подобные задачи могут быть усложнены; результат
вычисления дает сразу величину молекулярного веса. По
формуле 1/=— можно вычислить вес 1 л газа при нор-
d
мальных условиях, т. е. плотность в г/л.
Пример 5. Сколько весит 1 л сернистого газа при
нормальных условиях?
Решение. Преобразуя формулу, имеем: d=^-\ П°Д*
ставив значение М и V, получим:
d = = 2,85 г/л.
22,4 л '
Нахождение молекулярной формулы газа
Выше (стр. 44) было дано понятие о молекулярных
или истинных формулах, которые, кроме качественного
состава и весовых отношений между элементами, показы-
вают, сколько атомов каждого элемента содержится в
молекуле данного вещества.
Для нахождения истинной (молекулярной) формулы,
помимо качественного состава и весовых отношений меж-
ду элементами, необходимо знать его молекулярный вес
или данные для его вычисления.
Пример. Найти истинную формулу газообразного ве-
щества, если в нем содержится 80% углерода и 20% во-
дорода. плотность по водороду d и = 15.
Решение. 1) Чему равен молекулярный вес вещества?
М = 2-б/н — 2-15 = 30.
2 ) Сколько весовых частей углерода содержится в мо-
лекуле этого вещества? Находим 80% от 30:,
30-80 п. . .
х =------= 24 (вес. ч.).
100 ’
3) Сколько весовых частей водорода в молекуле ве-
щества?
х’=ТйГ=6(вес- 3 ч )-
4) Сколько атомов: а) углерода; б) водорода в моле*
куле данного газообразного вещества?
Молекулярная формула газа C2Hq.
60
Эту же задачу можно решить другим способом.
1) Чему равен молекулярный вес газа?
М = 2-б/н = 2-15 = 30.
2) Какова простейшая формула данного вещества?
а) Количество атомов С равно х; количество атомов Н
равно у;
б) формула в общем виде CVH у;
в) численное значение хну: х= ; у=——;
г) простейшее отношение между числами атомов уг-
лерода и водорода в молекуле:
80 20 80-1 1
х: у = — : — =-------= —:
у 12 1 12-20 3 ’
д) простейшая формула СН3.
3) Чему был бы равен молекулярный вес этого веще-
ства. если бы его формула была СН3?
Молекулярный вес был бы равен 15.
4) Какова истинная формула?
Так как истинный молекулярный вес вдвое больше
молекулярного веса простейшей формулы, то в молекуле
данного вещества атомов углерода и водорода содержит-
ся вдвое больше, чем в простейшей. Истинная форму-
ла — СгНб-
Задачи на нахождение истинной формулы могут отли-
чаться данными для нахождения молекулярного веса,
формой, в которой даются качественный и весовой состав
газообразного вещества, но всегда сначала надо устано-
вить качественный состав, весовые отношения между эле-
ментами, если они даны в скрытой форме, и молекуляр-
ный вес вещества, а затем решить задачу одним из при-
веденных способов (сравнить решение задачи на стр. 59,
пример 3).
Вопросы и задачи к главе 4
Г. Что такое: а) абсолютная, б) относительная плотность га-
зов?
2. Почему равные количества молекул различных газов при
одинаковых условиях занимают равные объемы?
3 Почему закон Авогадро не применим к твердым и жидким
вешечтвам?
4. Чем отличаются молекулярные формулы от простейших?
61
5. Перечислите области применения закона Авогадро.
6. По каким данным можно определить молекулярный вес
газа?
Решите задачи: 12-1; 12-3; 12-9; 12-12—12-26; 12-58; 12-64.
ГЛАВА 5
ВАЛЕНТНОСТЬ
Сущность всех химических превращений в конечном
счете сводится к свойству атомов различных элементов
соединяться между собой, образуя молекулы различного
состава.
Валентность — одно из важнейших химических
свойств элементов. Она долгое время являлась загадкой
для науки и была разгадана благодаря изучению строе-
ния атома и периодического закона Д. И. Менделеева.
В этой главе рассматриваются некоторые вопросы
теории валентности, знание которых позволит понимать
состав молекул различных веществ, а также выводить
формулы их другим способом, чем это указывалось выше
(стр. 45 и 60).
Образование молекул. Типы связи атомов в молекулах
Переход атома из свободного состояния в состояние
соединения с другими атомами и проявляемая при этом
валентность являются результатом изменений в электрон-
ных слоях атомов. Эти изменения можно свести к двум
типам, причем в основе каждого из них лежит образо-
вание завершенного внешнего электронного слоя из двух
или восьми электронов (как у инертных газов).
1. Ионная, или электровалентная, связь. Атом любого
элемента в свободном состоянии электронейтрален, так
как количество электронов в нем равно количеству про-
тонов в ядре. Однако атомы различных элементов не'
одинаково прочно удерживают электроны внешнего слоя.
Это зависит от нескольких причин: от расстояния внеш-
них электронов от ядра атома (от радиуса атома), от
величины заряда ядра, от количества электронов во
внешнем слое.
62
Чем больше радиус атома, тем слабее наружные элек-
троны притягиваются к ядру (это ясно из закона Куло-
на); чем больше заряд ядра и чем больше электронов во
внешнем слое, тем прочнее удерживаются атомом внеш-
ние электроны. В периодах системы элементов Д. И. Мен-
делеева, по мере возрастания заряда ядра, до опреде-
ленного предела увеличивается количество наружных
электронов (стр. 19—22), вместе с тем, как показали изме-
рения, радиус атомов уменьшается: так, радиус Li — пер-
о
вого элемента второго периода — равен 1,5А, а радиус
F—предпоследнего элемента этого же периода — 0,68 А;
радиус Na—1,84 А, а радиус С1 — 0,97 А.
Из этого следует, что чем ближе расположен элемент
к началу периода, тем слабее его атомы удерживают на-
ружные электроны, и, наоборот, чем дальше от начала
периода расположен элемент в системе Менделеева, тем
прочнее его атомы удерживают внешние электроны.
Более того, атомы, содержащие 5, 6 и 7 электронов
во внешнем слое, имеют свойство приобретать «лиш-
ние» электроны до завершения слоя. В противопо-
ложность этому элементы, атомы которых содержат
не более трех электронов во внешнем слое (а они-то как
раз и имеют наибольшие радиусы), легко теряют элек-
троны.
Элементы, атомы которых способны терять электро-
ны, обладают свойствами металлов; те же элементы,
атомы которых способны приобретать электроны, явля-
ются неметаллами.
Теряя или приобретая электроны, атомы перестают
быть электронейтральными и превращаются в электри-
чески заряженные частицы, так как число электронов
теперь уже не равно заряду ядра атома. Атомы или
группы атомов, имеющие электрический заряд, называ-
ются ионами.
Атомы металлов, теряя электроны, превращаются в
положительно заряженные ионы, причем численная ве-
личина заряда иона равна количеству потерянных элек-
тронов. Атомы металлов малых периодов теряют только
внешние электроны.
Так, атом натрия может потерять только один элек-
трон внешнего слоя и превратиться при этом в однова-
63
лентный (однозарядный) положительно заряженный ион
натрия:
®)2) 8Уё*[@) 2)в]
4
или Na-e~*~Na*
Атом магния может потерять два внешних электро-
на и образовать при этом положительный двухвалент-
ный (двухзарядный) ион магния:
@)z)a)z-2e—[@)z)a]’u/>u Mq-2e—Mq2*
Атомы неметаллов при химических реакциях приоб-
ретают столько электронов, сколько их не хватает до
завершения внешнего слоя. Например, атом азота, во
внешнем слое которого содержится 5 электронов, может
приобрести одновременно только три электрона, обра-
зуя трехвалентный отрицательный ион:
®)2)5 *зё— [@)г)а
3“
U/1U
N+Зё — N*
Атом серы, содержащий во внешнем слое 6 электро-
нов, может приобрести 2 электрона, образуя двухва-
лентный отрицательно заряженный ион серы:
@))
\ . Г/-\' \\]г*
6 + 2е—1+16)2J) 81 или
5*Ze—
Когда атом теряет электроны, он приобретает струк-
туру ближайшего предшествующего инертного газа с за-
вершенным внешним электронным слоем. Так, атомы
натрия и магния в результате потери электронов оба
(в виде ионов) приобретают электронную структуру
инертного 1 аза неона. Но ионы натрия и магния, имея
одинаковую с атомом неона электронную структуру, от-
личаются от последнего тем, что имеют положительные
заряды, тогда как атом неона электронейтрален.
Атомы неметаллов, присоединяя недостающие до за-
вершения внешнего слоя электроны, приобретают струк-
туру ближайшего последующего инертного газа: ионы
азота приобретают структуру неона, а ионы серы —
64
структуру инертного газа аргона. И здесь ионы отлича-
ются от нейтральных атомов инертных газов зарядно-
стью, в данном случае — отрицательной. Атомы метал-
лов не могут терять электроны и образовывать
положительные ионы, если в непосредственной близо-
сти с ними не находятся атомы неметаллов, способные
приобрести эти электроны В случае контакта атомов
металла с атомами неметалла последние, в силу срод-
ства к электрону, отрывают от атомов металла непроч-
но связанные электроны, в результате чего атомы метал-
ла превращаются в положительные, а атомы неметал-
ла — в отрицательные ионы. Положительные ионы и от-
рицательные ионы взаимно притягиваются и образуют
молекулу сложного вещества.
При взаимодействии, например, лития с фтором об-
разуется фтористый литий: 2Li + F2 = 2LiF. Пользуясь
упрощенными электронными схемами атомов, эту реак-
цию можно изобразить так:
Каждый атом лития отдает свой наружный электрон
атому фтора, у которого до завершения внешнего слоя
не хватает одного электрона; при этом атом лития пре-
вращается в ион лития с одним положительным заря-
дом, атом фтора превращается в однозарядный отрица-
тельный ион. Ионы лития и фтора взаимно притягива-
ются и образуют молекулу фтористого лития. Несмотря
на то что молекула фтористого лития состоит из разно-
именно заряженных ионов, в целом она электроней-
тральна, так как на один положительный заряд иона
лития приходится один отрицательный заряд иона
фтора.
При взаимодействии металлов с неметаллами атомы
металла в общей сложности теряют столько электронов,
1 В куске свободного металла происходит равновесный дина-
мический процесс, при котором электроны отрываются от одних
атомов, затем присоединяются к ионам металла, снова отрывают-
ся и т. д.
5 А, Я. Ведемяпмн
65
сколько их необходимо атомам неметалла для заверше-
ния внешнего слоя. Так, при образовании сернистого
натрия атому серы до завершения внешнего слоя не хва-
тает двух электронов, а каждый атом натрия (Na | )
может потерять только один электрон; поэтому атом се-
ры получает недостающие два электрона от двух атомов
натрия:
т. е. атом серы присоединяет два атома натрия. Изобра-
жение реакций таким способом громоздко, требует мно-
го места и времени, этот же процесс можно изобразить
короче:
Г-й-
2Na + S^2Na+ + S2~->Na+ S2-,
l—27 ~
или 2Na + S->Naf S2~.
Из изложенного можно сделать ряд выводов:
1. При взаимодействии металлов с неметаллами ато-
мы металлов теряют электроны, образуя положительно
заряженные ионы, а атомы неметаллов приобретают эти
электроны, превращаясь в отрицательно заряженные
ионы; разноименно заряженные ионы соединяются и
образуют электронейтральную молекулу.
2. Химическая связь между ионами называется ион-
ной или электровалентной связью, а молекулы, образо-
ванные ионами,— ионными молекулами (или соедине-
ниями) .
3. Ионная связь, как и ионы, существует только в
соединениях металлов с неметаллами, а также между
металлами и гидроксилами или металлами и кислотны-
ми остатками.
2. Атомная, или ковалентная, связь. Как же осуще-
ствляется связь в молекулах между атомами неметал-
лов? Очевидно, в этих случаях нельзя допустить, что,
66
например, при образовании молекулы водорода один
атом водорода теряет электрон, а другой его приобре-
тает, так как атомы водорода с одинаковой силой удер-
живают электроны. Нельзя также считать, что атомы
одного неметалла теряют, а атомы другого неметалла
приобретают электроны; неметаллы как раз и характе-
ризуются тем, что у их атомов выражено свойство при-
обретать электроны, хотя и не в одинаковой степени.
При соединении между собой атомов неметаллов воз-
никает атомная, или ковалентная, связь, при которой
внешний слой хотя бы одного из соединившихся ато-
мов становится завершенным.
Чтобы понять сущность образования атомной, или
ковалентной, связи, необходимо рассмотреть «поведе-
ние» электрона в атоме. Каждый электрон вращается не
только вокруг ядра, но он вращается при этом и вокруг
своей оси. В этом отношении его можно уподобить Зем-
ле, которая, вращаясь вокруг Солнца, в то же время
вращается и вокруг своей оси.
Известно, что если по замкнутому проводнику про-
ходит электрический ток, то вокруг проводника возни-
кает магнитное поле, направленное по правилу винта.
Вращающийся электрон в атоме подобен току в замк-
нутом контуре, вокруг него создается магнитное поле.
Если два электрона вращаются, один по часовой стрел-
ке, а другой против часовой стрелки, то их магнитные
поля имеют противоположные направления.
Когда два таких электрона окажутся на некотором
близком расстоянии, их магнитные поля замыкаются
друг на друга (северный и южный полюса притягивают-
ся) и электроны оказываются связанными между со-
бой, образовав электронную пару (рис. 20, по Б. В. Не-
красову).
Электронная пара — это два электрона, связанные
между собой электромагнитными силами. Если такие
пары образуются электронами, принадлежащими двум
атомам одного и того же элемента или атомам разных
элементов (общие электронные пары), то атомы ока-
жутся соединенными между собой в молекулы: в первом
случае — простого вещества, во втором—сложного.
Связь между атомами при помощи общих электрон-
ных пар называется атомной или ковалентной.
При образовании молекул с атомной связью не проис-
5
67
ходит ни потери, ни приобретения электронов и ника-
ких ионов не получается.
В образовании общих электронных пар участвуют
только наружные электроны. При образовании одной
обшей электронной пары количество электронов во
внешнем слое каждого атома возрастает на 1. Наиболь-
шее количество общих электронных пар в атомной мо-
лекуле поэтому равно числу электронов, недостающих
до 8 во внешнем слое хотя бы одного из соединившихся
атомов.
Рис. 20. Образование молекул водорода:
А, Б — атомы водорода с электронами, вращающимися в противоположных
направлениях; В — молекула водорода; а, б — направление магнитных полей.
В приводимых ниже схемах образования атомных
молекул атомы обозначены соответствующими химиче-
скими знаками, а внешние электроны (внутренние при
этом никакой роли не играют) показаны точками.
1. Образование молекул водорода:
Н- + Н->Н : Н
В результате образования общей электронной пары
вокруг ядра каждого атома водорода вращается два
электрона, как в атоме гелия.
2. Образование молекул хлора:
:СЬ + -Cl:-> :Ci : С1:
Непарные электроны атомов хлора образовали об-
щую пару; в результате во внешнем слое каждого атома
хлора по 8 электронов (7 «своих» и один общий).
3. Образование молекул кислорода:
О: + :О^О: :О
• • * » • • • *
68
Каждому атому кислорода до завершения внешнего
слоя не хватает по 2 электрона; при образовании моле-
кулы кислорода возникает две общих электронных па-
ры, вследствие чего во внешнем слое теперь у каждого
из них по 8 электронов.
4. Образование молекулы азота:
:N- + -N:->:N • -N:
В приведенных примерах соединяются атомы одного
и того же элемента, в результате чего образуются моле-
кулы простых веществ.
Точно так же образуются общие электронные пары и
при соединении атомов разных неметаллов между со-
бой с тем, однако, отличием, что общие электронные
пары могут оказаться смещенными в сторону атомов
одного из элементов. Объясняется это тем, что атомы
различных неметаллов могут обладать разным срод-
ством к электрону: одни притягивают электроны с боль-
шей силой, другие — с меньшей. Когда два таких атома
соединятся между собой при помощи общих пар элек-
тронов, то атомы с большим сродством к электрону
(т. е. с более выраженными неметаллическими свой-
ствами) будут оттягивать к себе эти общие пары. В ре-
зультате последние будут находиться ближе к ядру
атома элемента с более выраженными неметаллически-
ми свойствами. Так, при соединении фтора с водородом
общая электронная пара смещается в сторону атома
фтора:
Н- +• F:->H:F:
Смещение электронной пары ближе к ядру одного из
атомов влечет за собой появление новых свойств; в мо-
лекуле возникают два электрических полюса: положи-
тельный — возле атома, от которого оттянута общая
электронная пара, и отрицательный — около атома, к
которому смещена эта пара. Молекулы, в которых
вследствие одностороннего смещения общих электрон-
ных пар образовалось два электрических полюса, назы-
ваются полярными или дипольными.
Таким образом, соединения с атомной, или ковалент-
ной, связью подразделяются на неполярные и полярные,
в соответствии с этим и атомная связь также подразде-
ляется на неполярную и полярную.
69
Неполярной связью называется связь между атома-
ми при помощи общих электронных пар, равноотстоящих
от ядер атомов обоих элементов. Полярной связью
называется связь между атомами при помощи общих
электронных пар, смещенных ближе к ядру атома од-
ного из элементов Чем больше разница в сродстве к
электрону у соединяющихся атомов, тем больше поляр-
о
ность молекулы, выражаемая расстоянием (в А) между
ее полюсами.
Для того чтобы правильно определить вид связи
между атомами в молекулах, состоящих из атомов двух
элементов (в так называемых бинарных молекулах),
необходимо знать степень сродства элементов к электро-
ну. В настоящее время эти величины определены опыт-
ным путем.
Атомная полярная связь является промежуточной
между атомной неполярной и ионной связью; от нее име-
ется переход к неполярной (полярность равна нулю)
и ионной (электроны одного атома полностью перехо-
дят во внешний слой другого).
Вид связи между атомами в молекулах обусловли-
вает определенные свойства веществ. Так, ионные соеди-
нения имеют высокие температуры кипения и плавле-
ния, являются, электролитами (смотри ниже); полярные
соединения имеют низкие температуры кипения и плав-
ления, в растворителях с полярными молекулами (на-
пример, в воде) еще более поляризуются, переходя в
ионы; неполярные соединения кипят и замерзают при
очень низких температурах, не диссоциируют ни в ка-
ких растворителях, тока не проводят.
Валентность в свете теории строения атома
Изучение процесса образования молекул позволяет
объяснить природу валентности, ее характер и числовое
значение. Элементы проявляют ту или иную валентность
вследствие изменений, происходящих в электронных
слоях атомов при образовании молекул.
Электроны, участвующие в образовании молекул,
называются валентными. Число их равно номеру
группы, в которой находится элемент, в системе Менде-
леева. У элементов главных подгрупп все валентные
70
электроны находятся во внешнем слое; у элементов по-
бочных подгрупп часть их содержится в предпоследнем
слое. Элементы проявляют ту или иную валентность
только в соединениях; в свободном состоянии их валент-
ность равна нулю.
Поэтому различают валентность нулевую, положи-
тельную и отрицательную. Элементы проявляют поло-
жительную валентность в том случае, когда атомы те-
ряют электроны, превращаясь в положительно заряжен-
ные ионы, или (в случае атомной связи) их валентные
электроны, участвующие в образовании общих электрон-
ных пар, оттянуты в сторону элемента, ярче проявляю-
щего неметаллические свойства. Отрицательную валент-
ность элементы проявляют или в результате приобрете-
ния электронов или в случае притягивания к себе
общих электронных пар.
Следовательно, валентность металлов всегда поло-
жительная, валентность же неметаллов может быть и
положительной и отрицательной, за исключением кис-
лорода и фтора, валентность которых всегда отрица-
тельная. Считают, что в соединении OF2 кислород имеет
положительную валентность ( + 2), фтор — отрицатель-
ную (—1). В соединениях с металлами и водородом ва-
лентность неметаллов отрицательная, в соединениях же
с кислородом и другими более неметаллическими эле-
ментами — положительная.
Численная величина валентности элементов в ион-
ном соединении равна заряду иона (т. е. числу потерян-
ных или приобретенных электронов), в атомных — ко-
личеству общих электронных пар.
Многие металлы, а неметаллы все, за исключением
кислорода и фтора, проявляют переменную валентность.
Это зависит от того, что в образовании молекул с ион-
ной или ковалентной связью может принимать участие
разное количество валентных электронов атомов того
Или иного элемента.
Как правило, переменной может быть только поло-,
жительная валентность, отрицательная же всегда одна
и та же. Так, например, хром образует три окисла:
СгО, Сг2О3, СгО3. Высшей положительной валентностью
хром обладает в последнем окисле.
Высшая положительная валентность элемента равна
числу валентных электронов в его атоме, следовательно,
71
номеру группы, в которой находится элемент в перио-
дической системе. Из этого правила есть исключения:
медь, серебро и золото могут проявлять валентность бо-
лее высокую, чем это соответствует их положению в
первой группе; для большинства элементов VIII груп-
пы не получены соединения, в которых они были бы
восьмивалентны; не получены также соединения, в ко-
торых кислород (VI группа) был бы шестивалентным,
фтор и бром (VII группа) —семивалентными. Однако эти
отступления не исключают взаимосвязи между строе-
нием атома, валентностью и положением элемента в
системе Менделеева.
Численная величина положительной валентности,
проявляемой элементом с переменной валентностью, за-
висит от свойств элемента, с которым взаимодействует
данный элемент, и от условий взаимодействия. Так,
при взаимодействии накаленных железных опилок с хло-
ром образуется хлорное железо, в котором железо трех-
валентно:
I—f
2Fe + ЗС12 = 2Fe3+Cl3-;
атомы хлора отрывают от каждого атома железа по
три валентных электрона. При накаливании же смеси
порошка железа и серы образуется сернистое железо, в
котором железо двухвалентно:
I
Fe + S = Fe2+S2-,
атомы серы менее электроотрицательны, обладают мень-
шим сродством к электрону, или, как обычно говорят,
обладают менее выраженными неметаллическими свой-
ствами, и у них «не хватает энергии» оторвать от атома
железа три электрона.
При нагревании меди на воздухе или в кислороде до
400° С образуется окись меди СиО, в которой медь двух-
валентна:
I 4;—I
2Cu + О2 = 2Си2+О2-.
Каждый атом меди отдает атому кислорода два элек-
трона. При нагревании же меди до 800° С и выше обра-
зуется закись меди С112О, в которой медь одновалентна;
72
I 4*“
4Cu H- O2 = 2Cu+O~.
При этих условиях атом меди отдает атому кислорода
только один электрон.
Последняя реакция идет в две стадии:
400°С
1) 2Си + О2 —- 2СиО;
800°С
2) 4СиО = 2Си2О + О2.
Сначала (при более низкой температуре) образует-
ся окись меди, которая при 800° С разлагается на за-
кись меди и кислород. Для суммирования этих двух
уравнений коэффициенты первого уравнения надо уд-
воить, так как во втором уравнении реакции требуется
четыре молекулы окиси меди:
а) 4Си + 2О2 = (4СиО)
б) (4CuO) = 2Си2О + О2
4Cu -|- 2О2 =: 2Си2О Н- О2.
Исключая из уравнений часть кислорода и окись
меди, получим:
4Cu О2 = 2Си2О.
Химические формулы и валентность
Как было показано (стр. 45 и 60), химические фор-
мулы составляют на основании данных качественного
и количественного анализа.
Между строением атомов элементов и составом их
соединений существует тесная связь: от строения ато-
мов зависит величина и знак валентности элемента, а от
валентности зависит состав образующихся молекул. Так
как состав веществ постоянен, то его можно изобразить
химической формулой.
Следует еще раз подчеркнуть, что каждый электрон,
отданный или приобретенный атомом или ионом, а так-
же каждая общая электронная пара (в ковалентных сое-
динениях) соответствуют единице валентности элемента.
Так как в атоме водорода всего лишь один электрон,
то водород во всех соединениях одновалентен. Валент-
ность других элементов на практике определяется чис-
73
лом присоединяемых или замещаемых атомов водорода
или другого одновалентного элемента.
В молекуле любого сложного вещества число еди-
ниц положительной валентности равно числу единиц
отрицательной валентности. Исходя из этого, составляют
формулы сложных веществ, состоящих из двух элемен-
тов (бинарных соединений), если известны характер и
величина их валентности.
Атомные множители (индексы) подбираются исходя
из правила: «Во всяком бинарном соединении произве-
дение числа атомов на валентность одного элемента
должно быть равно произведению числа атомов на ва-
лентность другого». Эти произведения противоположны
по знаку. Сказанное иллюстрирует таблица 4.
В верхней горизонтальной строке записаны химиче-
ские знаки элементов, имеющих в данном случае поло-
жительную валентность, в левом столбце — знаки эле-
ментов, имеющих отрицательную валентность. Против
каждого из них написаны формулы соответствующих
соединений с обозначением величины и знака валентно-
сти элементов.
Таблица 4
н + Na + Mg2+ Al3 + C4 + p5+ s6+ Cl7 +
С1- h+cj- Na+CJ- Mg2+ci7 Al3-1 Cl Г c4+ci7 p5+ciC - -
О2- н+ О2- Na+ О2" Mg2 + 02~ c4+°2- pft+o2- 2 5 S6+o2- 3 Cl7 + o2“ 2 7
S2- Н + S2- Na + S2- Mg2 + S2- Al3 + S2- 2 3 c< + s’- - - -
рЗ Н+рЗ- Na + P3" 3 лч;+₽?' Al3 hP3” - - - -
Следует помнить, что не всякое соединение, формулу
которого без труда можно составить, существует в дей-
ствительности.
Если известна формула бинарного соединения и ва-
лентность одного из элементов, легко вычислить валент-
ность другого. Для этого надо произведение числа ато-
74
мов на валентность того элемента, для которого она
известна, разделить на число атомов другого элемента;
частное от деления и будет искомой валентностью. Знак
найденной валентности противоположен данной.
Пример !. Определить величину и знак валентности
хлора в соединении: a) CI2O7, б) OsCle, если валентность
кислорода —2, а осмия + 8.
Решение. Из формул С12О7 и OsCl8 заключаем, что
в первом соединении валентность хлора равна +7
(ОЗ+Оу"), а во втором —1 (Os8+Cl^).
В обеих формулах произведения чисел атомов эле-
ментов на их валентность равны и противоположны по
знаку.
Так как число положительных валентностей равно
числу отрицательных валентностей в молекулах любых
сложных вешеств, то можно определить величину и знак
валентности элемента и в соединениях, состоящих из
трех элементов, если известна валентность двух из них.
В молекулах оснований, кислородных кислот и их солей
(имеются в виду соединения именно этих классов) эле-
ментом с отрицательной валентностью является только
кислород. Зная валентность кислорода ( — 2) и валент-
ность какого-либо второго элемента, вычисляют валент-
ность третьего.
Пример 2. Определить валентность хрома в соедине-
ниях: а) К2СГО4, б) К2СГ2О7 (валентность калия рав-
на + 1).
а) Из формулы КгСгО4 видно, что сумма валентно-
стей двух атомов калия и одного атома хрома равна
+ 8 (почему?). Так как валентность двух атомов калия
равна +2, то валентность хрома равна +6.
б) В К2СГ2О7 сумма валентностей двух атомов калия
и двух атомов хрома равна +14. На долю двух атомов
калия приходится две положительные валентности, сле-
довательно, два атома хрома имеют 12 положительных
валентностей, а один атом хрома — 6 положительных
валентностей; в К2СГ2О7 хром также шестивалентен.
Пример 3. Какова валентность бора в борной кис-
лоте Н3ВО3?
Решение. Сумма положительных валентностей водо-
рода и бора равна 6. На долю трех атомов водорода
приходится три положительные валентности, следова-
тельно, валентность бора равна +3.
75
Структурные формулы неорганических соединений
Простейшие, а также истинные формулы, показы-
вающие, какие и сколько атомов входит в состав моле-
кулы данного вещества, называются эмпирическими.
Различают еще структурные, или графические, формулы,
которые, кроме качественного и количественного соста-
ва веществ, изображают порядок соединения атомов в
молекуле. Чтобы написать структурную формулу не-
органического вещества, надо знать его эмпиричес-
кую формулу и валентность элементов, входящих
в состав молекулы. При написании структурной
формулы необходимо руководствоваться следую-
щим:
1) непосредственно соединяются между собой толь-
ко атомы элементов, имеющие противоположные знаки
валентности (атомы разных элементов с положительной
валентностью, как и атомы разных элементов с отри-,
нательной валентностью, непосредственно между собой
не соединяются ’);
2) положительная валентность одного атома насы-
щает отрицательную валентность другого атома; эти две
взаимно насыщенные валентности соединенных атомов
изображаются одной чертой между знаками этих эле-
ментов;
3) черточка в структурной формуле атомного соеди-
нения обозначает одну общую электронную пару, в ион-
ной же молекуле — один положительный заряд одного
атома и один отрицательный заряд другого. Поэтому
число черточек, соединяющих атом данного элемента с
другими атомами, должно быть равно валентности дан-
ного элемента.
Пример 1. Написать структурные формулы следую-
щих веществ: NaCl, Na2S, А12О3, СН4, Р2О5, SO3,
Мп2О7.
Сначала надо определить величину и знак валент-
ности каждого из элементов, а затем написать структур-
ные формулы, исходя из изложенного:
Na-Cl, Na —S —Na, О = Al - О - Al = О,
1 Из этого общего правила есть исключения. Так, перекись во-
дорода Н2О2 имеет следующую структурную формулу Н—О—О--Н.
76
н
I Ох .0 //о
Н-С--Н, jp-o-pf o = s(^
I OZ 'О, чо,
н
О=Мп—О—Мп =0.
oz 40
Структурные формулы изображают только последо-
вательность соединения атомов, но не расположение их
в пространстве ’, поэтому на бумаге химические знаки
элементов можно располагать под любыми углами, со-
блюдая правила, о которых говорилось выше.
Пример 2. Написать структурные формулы Са(ОН)2,
Н3РО4, Сг2(5О4)з- Как указывалось, вначале надо оп-
ределить величину и знак валентности каждого элемен-
та. В данных веществах отрицательной валентностью
обладает только кислород ( — 2), остальные элементы
имеют положительную валентность: Н+, Са2+, Р5+,
Сг3+, SG+. Структурные формулы этих веществ могут
быть только такими:
0-Н
0-Н
Н—Оч
Н-О-Р=О;
Н-0Х
О
О. /°\ II /°\ //Q
JS< >Cr-O-S-O-Cr< s(z
0Z X0Z II xoz o.
о
Каждое из этих начертаний отвечает всем указанным
выше требованиям: 1) показывает, какие и сколько ато-
мов каждого элемента в молекулах этих веществ, 2) че-
му равна валентность каждого элемента, 3) в какой по-
следовательности соединены атомы между собой и
4) атомы элементов с положительной валентностью сое-
1 Только в этом смысле и употребляется здесь выражение
«структурные формулы», оно равноценно выражению «графические
формулы».
77
диняются с атомами, имеющими отрицательную валент-
ность.
Из последнего примера видно, что атомы водорода в
молекулах оснований и кислородных кислот соединены
с атомами, образующими основание или кислоту, через
атомы кислорода; в солях атомы металла находятся на
месте кислотных атомов водорода. Зная это, нетруд-
но написать структурную формулу кислоты, соли или
основания.
Вопросы и задачи к главе 5
1. Что называется валентностью?
2. Какая связь называется ионной? атомной? полярной? непо-
лярной?
3. Имеются чистая сера, сероводород, сернистый ангидрид,
сернокислый хром, сернистый барий. Каковы знак и численная ве-
личина валентности серы в этих веществах?
4. В каких случаях взаимодействия возникает ионная, атом-
ная, полярная, неполярная связь?
5. Можно ли по физическим свойствам вещества судить о ха-
рактере связи между атомами в молекулах этого соединения?
6. Что обозначает одна единица валентности: а) в ионном,
б) в атомном соединении?
7. В чем сущность переменной валентности? От чего может за-
висеть та или иная ее численная величина?
8. Какая существует связь между валентностью, законом по-
стоянства состава и химическими формулами?
Решите задачи: 1-164; 1-166; 1-169; 7-69; 7-73; 7-76; 7-77.
ГЛАВА 6
ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ ВЕЩЕСТВ.
ХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ. ТИПЫ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Физические и химические явления
В мире все находится в движении, все изменяется.
Всякое изменение называется явлением. Происходящие
с веществами явления можно разделить на физические
и химические.
К физическим относятся такие явления, в результа-
те которых новых веществ не образуется. При физиче-
ских явлениях может происходить изменение формы,
78
степени дробления, агрегатного состояния, объема, тем-
пературы веществ и др. Молекулы веществ при этом не
изменяются; изменяться могут лишь межмолекулярные
промежутки, силы молекулярного притяжения и харак-
тер и скорость движения молекул.
Рассмотрим изменения, происходящие при нагрева-
нии твердого вещества. При нагревании возрастает ско-
рость колебательного движения молекул, расстояния
между молекулами увеличиваются и объем вещества,
как правило, становится большим.
При дальнейшем нагревании вследствие увеличения
расстояний между молекулами силы сцепления умень-
шаются, колебательное движение переходит в беспоря-
дочное: твердое вещество плавится. Так как чистое ве-
щество состоит из одинаковых молекул с одинаковыми
средними скоростями движения, то замена колебатель-
ного движения беспорядочным происходит при одной и
той же температуре. Этим объясняется то, что чистые
вещества плавятся при постоянной температуре.
Химическими называются такие явления, при кото-
рых из одних веществ получаются другие. Для химиче-
ских явлений характерно превращение молекул. Оно
может выражаться в изменении состава или структуры
молекул.
Так, при прокаливании углекислого кальция получа-
ются окись кальция и углекислый газ:
СаСО3 — CaO Н- СО2.
Здесь произошло изменение качественного и количе-
ственного состава молекул.
Могут происходить такие химические явления, при
которых не происходит изменения количественного со-
става молекул. Так, Вёлер в 1828 г. из циановокислого
аммония получил мочевину (первый синтез органиче-
ского вещества из неорганического вне организма жи-
вотного) :
NH4OCN = CO(NH2)2.
Сущность этого явления состоит в том, что произош-
ла перегруппировка атомов, изменение химической
структуры молекул. Такое явление называется изомери-
зацией (превращение одного изомера в другой) и широ-
ко применяется в органической химии.
79
Химические явления называются химическими
реакциями. Различают четыре типа реакций: реак-
цию соединения, реакцию разложения, реакцию замеще-
ния и реакцию двойного обмена, или просто обмена.
Закон сохранения массы веществ 1
Уже давно установлено, что вещества при химиче-
ских реакциях не исчезают бесследно и могут быть
снова выделены в чистом виде. Например, подвергая
ртуть слабому нагреванию на воздухе, получают крас-
ный порошок окиси ртути:
2Hg + O2 = 2HgO;
при более сильном нагревании этого порошка получает-
ся ртуть и кислород:
2HgO = 2Hg + О2.
При нагревании меди на воздухе или в кислороде
образуется окись меди:
2Cu + О2 = 2СиО.
Если же окись меди нагреть в атмосфере водорода,
снова получится медь:
СиО + Н2 = Си + Н2О.
Долгое время обращалось внимание главным обра-
зом на качественные изменения при химических реак-
циях, количественная же сторона точному учету не под-
вергалась. В начале 50-х годов XVIII в. великий русский
ученый М. В. Ломоносов стал применять весы при хи-
мических опытах, сравнивая количества веществ, всту-
пающих в реакцию и получающихся в результате ее.
О своих опытах с прокаливанием металлов он писал:
«Деланы опыты в запаянных накрепко стеклянных со-
судах, дабы исследовать, прибывает ли вес металлов от
чистого жару».
1 Всякое вещество обладает массой. Между массой и весом
тела существует прямая зависимость: вес пропорционален массе.
Закон М. В. Ломоносова и выражает закон сохранения массы
при химических реакциях. Однако можно говорить о сохранении
веса веществ, так как в широкой практике массу измеряют весом,
8Q
На ряде опытов Ломоносов доказал, что вес воздуха
и металла, находившихся в сосуде до прокаливания,
т. е. до начала реакции, равен весу образовавшейся ока-
лины и той части воздуха, которая не вступила в реак-
цию. Исходя из этих опытов, он сформулировал закон
сохранения массы веществ: «Масса веществ, вступаю-
щих в реакцию, равна массе веществ, получившихся в
результате реакции».
В то время формулировка была дана так: «Все пе-
ремены, в натуре (в природе. — А. В.) случающиеся,
такого суть состояния, что сколько чего у одного тела
отнимется, столько же присовокупится к другому. Так,
ежели где убудет несколько материи, то умножится в
другом месте».
Спустя более 100 лет, после того как Ломоносов от-
крыл этот закон, некоторые ученые стали сомневаться
в его справедливости, учитывая несовершенство весов
того времени. Двое из них — Ландольт и Стас—в раз-
ное время предприняли попытки проверить закон Ломо-
носова. Как Стас (в 1860—1870 гг.), так и Ландольт
(в 1909 г.), произведя точные опыты, подтвердили пра-
вильность закона сохранения массы веществ при хими-
ческих реакциях; Ландольт взвешивал на весах с точ-
ностью до 0,00001 г.
Атомно-молекулярная теория объясняет этот закон.
При химических реакциях атомы не исчезают и не воз-
никают, а лишь из одних молекул переходят в другие.
Сколько атомов каждого элемента было в молекулах
веществ, вступающих в реакцию, столько же их содер-
жится и в молекулах получившихся веществ. Следова-
тельно, сколько эти атомы весили до реакции, столько
же будут весить и после нее.
Закон сохранения массы веществ является одним из
основных законов природы. Он доказывает, что ничего
не исчезает бесследно и не возникает из ничего, что ма-
терия всегда существовала и будет существовать, под-
вергаясь изменениям, переходя из одной формы в другую.
На основании этого закона рассчитывают, сколько по-
требуется исходных веществ для получения определенно-
го количества продукта реакции, и вообще производят
расчеты, связанные с химическими реакциями.
Некоторые явления, часто наблюдаемые в производ-
стве и быту, как будто противоречат закону сохранения
6 А, Я. Веденяпин
8?
Рис. 21. Прибор для де-
монстрации закона со-
хранения массы веществ.
массы веществ. Особенно это относится к процессу го-
рения; после сжигания твердого топлива остается не-
много золы, при сжигании же жидкого или газообраз-
ного «ничего не остается». Однако опыты сжигания
веществ в замкнутых сосудах (с улавливанием всех про-
дуктов горения) подтверждают этот закон.
Один из простейших при-
боров для такого опыта изо-
бражен на рисунке 21. Колба
плотно закрывается каучуко-
вой пробкой, сквозь которую
проходит стержень ложечки
для сжигания веществ в кис-
лороде, и вставлена пипетка,
расположенная, как показано
на рисунке. В ложечку поме-
щается смесь нескольких ка-
пель концентрированной сер-
ной кислоты и истолченного в
порошок марганцовокислого
калия. В пипетку набирают
спирт. Колбу плотно закры-
вают пробкой и уравновеши-
вают на весах. Надавливанием
на резиновый наконечник пипетки вводят одну-две кап-
ли спирта, которые падают в ложечку с окислительной
смесью — спирт воспламеняется; все продукты горения
остаются в сосуде и равновесие на весах сохраняется.
Уравнение реакции:
С2Н5ОН + ЗО2 = 2СО2 + ЗН2О.
Кислород получается из окислительной смеси.
Химические уравнения
Закон постоянства состава и закон сохранения мас-
сы веществ являются основными законами химии. Если
следствием первого явились химические формулы, ха-
рактеризующие неизменность состава веществ, пока они
не взаимодействуют с другими веществами, то второй
нашел свое выражение в уравнениях химических реак-
ций, изображающих превращения веществ, их изменяе-
мость.
82
Химики выражают состав веществ или сущность
реакций с помощью общепринятых химических знаков.
Химический язык является международным языком.
Правильное понимание и применение химического язы-
ка является непременным условием успешного изучения
химии. Остановимся кратко на некоторых сведениях об
уравнениях химических реакций.
Химическим уравнением называется изображение
химической реакции при помощи формул и знаков.
Как и всякое уравнение, оно состоит из двух ча-
стей— левой и правой, соединенных знаком равен-
ства. (В уравнениях реакций между органическими ве-
ществами вместо знака равенства ставится стрелка. При-
помните почему?) Между формулами исходных
веществ в левой части уравнения и формулами продук-
тов реакции в правой ставится знак « + ».
Составление химического уравнения распадается на
две стадии: 1) составление схемы реакции, 2) подбор
коэффициентов. Схема показывает, какие вещества
вступили во взаимодействие и какие получились, т. е.
выражает только качественную сторону реакции. Урав-
нение же реакции, кроме того, выражает ее количествен-
ную сторону в соответствии с законом сохранения массы
веществ.
Чтобы схему реакции преобразовать в уравнение
реакции, необходимо подобрать коэффициенты. Подо-
брать коэффициенты — это значит определить те наи-
меньшие количества молекул или отдельных атомов ис-
ходных и полученных веществ, при которых общее ко-
личество атомов каждого элемента в левой и правой
частях уравнения было бы равным. Подбирая коэффи-
циенты, нельзя изменять индексы в формулах. При та-
ком условии общий вес веществ, обозначенных в левой
части уравнения, будет равен общему весу веществ, обо-
значенных в правой части. Таким образом, составляя
химическое уравнение, надо руководствоваться законом
постоянства состава и законом сохранения массы ве-
ществ.
Прежде чем приступить к расстановке коэффициентов,
следует разобраться в сущности изображенной схемы:
какие изменения произошли с веществами, к какому ти-
пу относится данная реакция. Такой анализ необходим
для сознательного подбора коэффициентов. Рекоменду-
6*
83
ются следующие приемы подбора коэффициентов:
1) расстановку следует начинать с наиболее сложной
формулы; 2) из элементов выбрать тот, который и в ле-
вой и в правой частях уравнения содержится в молеку-
лах лишь одного вещества; 3) если количество атомов
такого элемента в одной части уравнения четное, а в
другой нечетное, то перед формулой с нечетным количе-
ством атомов надо поставить первый четный коэффи-
циент, а затем уже уравнивать числа атомов. Если пер-
вый четный коэффициент не подходит, надо написать
следующий четный же и т. д.; 4) если в реакции участву-
ют простые вещества с двухатомными молекулами, то
сначала их индексы можно не принимать во внимание, а
затем все коэффициенты удвоить; 5) в случае окисли-
тельно-восстановительных реакций наилучшим приемом
является подсчет числа электронов, потерянных атома-
ми или ионами одного элемента и приобретенных ато-
мами или ионами другого; оба числа должны быть
равны.
Пример 1. А1(ОН)3 + SO3->A12(SO4)3 + Н2О.
Обращаем внимание на наиболее сложную формулу—•
на A12(SO4)3. В молекуле этого вещества содержится
два атома алюминия, а в молекуле А1(ОН)3 — один
атом. Следовательно, перед формулой А1(ОН)3 надо
поставить коэффициент 2:
2А1(ОН)3 + SO3^A12(SO4)3+H2O.
Затем уравниваем количество атомов серы. В молеку-
ле соли A12(SO4)3 — три кислотных остатка SO4; для об-
разования одного остатка требуется одна молекула
SO3, а для образования трех остатков SO4 необходимо
три молекулы SO3. Следовательно, схему надо перепи-
сать так:
2А1(ОН)3 + 3SO3^A12(SO4)3 + Н2О.
Остались не уравненными количества атомов водорода
и кислорода. Но к уравниванию количества агомов кис-
лорода приступать нецелесообразно, так как неизвест-
но, сколько молекул воды выделилось; лучше уравнять
сначала количество атомов водорода. В левой части схе-
мы в двух молекулах гидрата окиси алюминия содер-
жится 6 атомов водорода, причем все они пошли на об-
84
разование молекул воды, следовательно, образуется
3 молекулы воды; схема принимает вид:
2А1(ОН)3 + 3SO.3 = Al2( SO4)3 + ЗН2О.
Сравнивая теперь количество атомов кислорода в
левой и правой частях уравнения, устанавливаем, что
оно одинаково.
Пример 2. А1 + НС1->А1С13 + Н2.
В этой схеме не равны количества атомов водорода
и кислотных остатков О в левой и правой ее частях.
Начнем расстановку коэффициентов хотя бы с водоро-
да. Замечаем, что сколько бы молекул водорода ни вы-
делилось, все равно число атомов водорода в них будет
четным, тогда как в молекулах НС1 количество атомов
водорода нечетное Следовательно, надо перед форму-
лой НС1 поставить четный коэффициент. Коэффициенты
2 и 4 не подходят, так как тогда не уравниваются коли-
чества кислотных остатков С1. Коэффициент 6 дает воз-
можность уравнять количества атомов всех элементов,
участвующих в реакции:
2А1 +6НС1 =2А1С13 + ЗН2.
Пример 3. Fe3O4 + СО-----► Fe + СО2.
При подборе коэффициентов в этой схеме также мож-
но воспользоваться только что рассмотренным методом.
Но в некоторых случаях взаимодействия, как и в данном,
коэффициенты легко подобрать, исходя из сущности ре-
акции. Действительно, железо в этой реакции из окисла
выделяется в свободном состоянии, а окись углерода
превращается в двуокись. От Fe3O4 при этом отнимает-
ся четыре атома кислорода, тогда как молекула окиси
углерода может отнять только один. Следовательно, для
отнятия четырех атомов кислорода потребуется четыре
молекулы окиси углерода и при этом образуется четыре
молекулы двуокиси углерода и три атома железа:
Fe3O4 + 4СО = 3Fe + 4СО2.
Пример расстановки коэффициентов по методу под-
счета потерянных и приобретенных электронов будет
рассмотрен ниже.
Знаки « + » и « = » в химическом уравнении имеют
иной смысл, чем в математическом. В левой части хи-
мического уравнения « + » обозначает взаимодействие
85
веществ, между которыми он стоит. В случае реакции
соединения он обозначает также «соединение» несколь-
ких веществ в одно. В правой части уравнения знак
« + » имеет значение или запятой или союза «и». Значе-
ние запятой он принимает тогда, когда повторяется не-
сколько раз, т. е. когда в результате реакции образо-
валось три или более веществ. Значение союза «и» знак
« + » принимает тогда, когда он один или является по-
следним. Так, в уравнении реакции взаимодействия угле-
кислого кальция с соляной кислотой знак плюс имеет
следующие значения:
СаСО3 + 2НС1 = СаС12 + Н2О + СО2.
(взаимо- (полу- (,) (и)
действует) чается)
Надо отличать чтение уравнения реакции от его объ-
яснения, от его толкования. Чтение уравнения состоит
в произношении химических формул и знаков, а также
знаков « + » и « = ». Например, последнее уравнение надо
прочитать так: кальций-це-о-три плюс два аш-хлор
равняется кальций-хлор-два плюс аш-два-о плюс
це-о-два. Что же касается объяснения уравнения, то
оно может быть разным. Например: углекислый каль-
ций СаСО3 взаимодействует с соляной кислотой НС1,
при этом образуется хлористый кальций СаС12, вода
Н2О и углекислый газ СО2.
Такое толкование химического уравнения выражает
только качественную сторону реакции и, конечно, яв-
ляется неполным. Полным будет такое объяснение, ко-
торое отражает не только качественную, но и количест-
венную сторону реакции. Количественную же сторону
реакции можно выразить различными единицами из-
мерения, например:
СаСОз -Г 2НС1 = СаС12 *Т Н2О Т- СО2
число молекул 1 2 1 1 1 (1)
» кисло- родных единиц 100 к. е. 73 к. е. 111 к. е. 18 к. е. 44 к. е. (2)
> грамм- молекул 1 г-моль 2 г-моль 1 г-моль 1 г-моль 1 г-моль (3)
> граммов 100 г 73 г 111 г 18 г 44 г (4)
» кило- граммов 100 кг 73 кг 111 кг 18 кг 44 кг (5)
» тонн 100 т 73 т 111 т 18 т 44 т (6)
86
Первая под уравнением строка показывает, что при
объяснении химического уравнения указывается, сколь-
ко молекул (или атомов) каждого из реагирующих ве-
ществ вступило в реакцию и сколько молекул каждого
из веществ получилось. Вторая строка выражает коли-
чественные отношения между веществами в кислород-
ных единицах, третья — в грамм-молекулах и т. д.
При изменении единиц измерения для одного веще-
ства должны так же измениться единицы измерения и
для остальных веществ; при этом количественные отно-
шения сохраняются.
Реакция соединения
Реакцией соединения называется такая реакция,
при которой из двух или нескольких веществ по-
лучается одно сложное вещество. Исходные вещест-
ва могут быть простыми, сложными или и теми и дру-
гими. Рассматривая вопрос о механической смеси и
химическом соединении, мы встретились с реакцией
соединения серы с железом, которая может служить
примером реакции соединения простых веществ:
Fe+ S = FeS.
Примерами реакций соединения сложных веществ
могут служить реакции гидратации различных окислов,
взаимодействия основных и кислотных окислов и другие:
SO3 + Н2О = H2SO4;
СаО + Н2О = Са(ОН)2;
СаО + SO3 = CaSO4.
В реакцию соединения могут вступать сложные и
простые вещества:
2SO2 + О2 = 2SO3;
2СО + О2 = 2СО2.
При этом изменяется валентность одного из элемен-
тов в молекуле сложного вещества. Изменяют валент-
ность атомы в молекулах и простых веществ. С точки
зрения атомно-молекулярной теории реакцией соеди-
нения называется такая реакция, при которой из ато-
87
мов или молекул нескольких видов образуются моле-
кулы одного вида. (Приведите три примера реакции со-
единения.)
Реакция разложения
Реакцией разложения называется такая реак-
ция, при которой из одного вещества получается
два или несколько других веществ. В свете атомно-
молекулярной теории — это такая реакция, при кото-
рой из молекул одного вида образуются атомы или
молекулы нескольких видов.
В результате реакции разложения могут получить-
ся или только простые, или только сложные, или одно-
временно сложные и простые вещества.
При нагревании окиси ртути получается ртуть и
кислород:
2HgO = 2Hg + O2.
Бромистое серебро при действии света разлагается
на бром и серебро:
2AgBr =2Ag +Br2.
В обоих примерах получаются простые вещества.
При нагревании гидрата окиси меди или другого
Рис, 22. Разложение бертолетовой соли,
88
нерастворимого основания в результате реакции разло-
жения получаются два сложных вещества:
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + ЗН2О.
При нагревании бертолетовой соли получается слож-
ное и простое вещество (рис. 22):
2КС1О3 = 2КС1 + ЗО2.
Реакция замещения
Реакцией замещения называется такая реак-
ция, при которой в результате взаимодействия
простого и сложного веществ образуются новое
простое и новое сложное вещества. Например:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н2;
Zn + Pb(N O3)2 = Zn(NO3)2 + Pb;
CuO + H2 = Cu + H2O.
Во всех этих реакциях атомы одного элемента, взятого
в виде простого вещества, замещают атомы другого
элемента в молекулах сложного вещества; при этом об-
разуется новое сложное вещество, а атомы замещенного
элемента образуют новое простое вещество. В этом и
заключается суть реакции замещения в свете атомно-
молекулярной теории.
Реакция двойного обмена
Примерами реакций обмена могут служить реакции
взаимодействия между основаниями, кислотами и со-
лями; так, при взаимодействии растворов указанных
веществ происходят следующие реакции:
НС1 + КОН = КС1 + Н2О;
H2SO4 + 2NaCl = Na2SO4 + 2НС1;
2NaOH + CuSO4= Cu(OH)2 + Na2SO4;
Na2SO4 + BaCl2 + BaSO4 + 2NaCl.
В этих реакциях молекулы сложных веществ обме-
ниваются составными частями — атомами или группа-
ми атомов.
Например, реакцию обмена между едким натром и
сернокислой медью можно истолковать так, что эти ве-
89
щества обменялись атомами металлов; но можно также
сказать, что на место кислотного остатка SO;~ стали
гидроксильные группы ОН" , а на место гидроксилов ос-
нования стали кислотные остатки соли, т. е. молекулы
обменялись группами атомов.
Реакцией обмена называется такая реакция, при
которой молекулы сложных веществ обмениваются со-
ставными частями
Условия возникновения и течения химических реакций
Чтобы началась реакция, необходимы определен-
ные условия. Если во взаимодействие вступают два или
несколько веществ, то первым и непременным усло-
вием является контакт, соприкосновение между ними.
Соприкосновение будет тем большим, чем мельче
частицы, на которые раздроблены реагирующие веще-
ства. Наибольшее дробление вещества претерпевают в
истинных растворах: неэлектролиты распадаются при
этом на отдельные молекулы, а электролиты (кислоты,
основания, соли) — на ионы. Поэтому наиболее полно
и быстро вещества реагируют в растворах.
В практике большое значение имеет не только сам
факт возникновения реакции, но и ее скорость. Ско-
рость реакции можно выразить количеством веществ,
прореагировавших или образовавшихся в единицу вре-
мени при данной концентрации. Между степенью дроб-
ления реагирующих веществ и скоростью реакции су-
ществует прямая зависимость.
Когда реакция происходит между твердым и газо-
образным веществами, степень измельчения вещества
доводится лишь до определенного предела. Очень вы-
сокая степень дробления может стать препятствием
увеличению скорости реакции, так как уменьшается до-
1 Не всегда, однако, по уравнению можно указать тип реакции.
Это наблюдается, например, в том случае, когда продукты одной
реакции являются исходными веществами для другой, происходя-
щей вслед за первой. Так, при получении хлора взаимодействием
соляной кислоты с двуокисью марганца происходят две реакции,
выражаемые уравнениями 1 и 2 и их суммарным уравнением 3:
4НС1 + МпО2= (МпС14) +2Н2О (1)
(МпС14)=МпС12+С12__________(2)
4НСЦ-МпО2=МпС12+2Н2О-ьС12 ’ (3)
90
ступ газа к частицам твердого вещества (оно в этом
случае образует плотную массу).
В некоторых случаях для начала реакции требует-
ся нагреть исходные вещества. Нагревание ослабляет
валентные связи между атомами или их группами в мо-
лекулах и приводит их в более активное состояние, в
котором составная часть одной молекулы можег всту-
пить во взаимодействие с другой молекулой. Иногда
при взаимодействии выделяется химическая энергия,
чаще всего в виде теплоты. Этой теплоты оказывается
достаточно для приведения в активное состояние и взаи-
модействие другой пары молекул, сопровождающееся
также выделением теплоты. Реакция, начавшаяся при
нагревании, затем происходит сама собой с выделением
теплоты. Существует, однако, много реакций, которые
не требуют предварительного нагревания и идут также
с выделением теплоты, например, реакции нейтрализа-
ции, гидратации окислов, взаимодействия кислот с ме-
таллами. Реакции, происходящие с выделением энергии,
называются экзотермическими реакциями. Экзотер-
мическими реакциями пользуются для получения теп-
ловой, электрической или другого вида энергии (сжига-
ние различного вида топлива, устройство гальванических
элементов, аккумуляторов).
Часто для начала и течения реакции требуется не-
прерывная затрата тепловой или электрическрй энергии.
Так, окись ртути, соли угольной кислоты разлага-
ются только при непрерывном нагревании; с прекра-
щением нагревания прекращается и реакция разложе-
ния этих веществ. Вода разлагается на водород и кис-
лород при непрерывном пропускании электрического
тока.
Реакции, происходящие с поглощением энергии,
называются эндотермическими1. Скорость реак-
ций между газами зависит и от давления. Так, на-
пример, азот с водородом при атмосферном давлении
даже при нагревании образуют ничтожно малые коли-
1 В уравнениях экзо- и эндотермических реакций, когда это
надо, в правой части указывается количество калорий теплоты на
грамм-молекулу образующегося вещества, в первом случае со зна-
ком « + », во втором — со знаком «—», например:
С + О2 = СО2+98 ккал\ (1)
С + Н2О = СО + Н2—30 ккал. (2)
91
чества аммиака; если же повысить давление до 100 ат,
то количество образовавшегося аммиака возрастает в
сто с лишним раз (уравнение реакции). Увеличение
скорости реакции с увеличением давления объясняется
тем, что при повышении давления промежутки между
молекулами газов уменьшаются обратно пропорцио-
нально давлению (закон Бойля—Мариотта), следова-
тельно, в единице объема становится больше молекул
реагирующих газов (возрастает их концентрация), они
чаще сталкиваются между собой и в единицу времени
образуется больше молекул аммиака.
Наконец, очень часты случаи, когда два вещества,
не реагирующие между собой или реагирующие очень
медленно, начинают активно взаимодействовать в при-
сутствии третьего вещества, которое само в конечном
итоге остается химически неизменным. Так, сернистый
газ и кислород между собой практически не соединяют-
ся даже при нагревании, но если нагретую смесь этих
газов пропустить, например, над окисью хрома, то они
соединяются с образованием серного ангидрида (урав-
нение реакции); при этом окись хрома после реакции
остается химически неизменной. Крахмал в горячей во-
де лишь набухает, в присутствии же даже следов соля-
ной или серной кислот он довольно быстро и нацело
превращается в глюкозу, сама же кислота остается без
изменения. Подобных примеров можно привести много.
Помимо веществ, ускоряющих реакции, известны и
применяются вещества, замедляющие или совсем уст-
раняющие нежелательные химические процессы. На-
пример, каучук с течением времени вследствие окисле-
ния кислородом воздуха теряет одно из важнейших своих
свойств — упругость; если же в процессе изготовления
каучука добавить немного анилина C6H5NH2, то каучук
сохраняет свою эластичность значительно дольше. Белок
куриного яйца на воздухе довольно скоро загнивает,
прибавление же к нему хотя бы одного кристаллика ти-
мола сохраняет белок очень долго. Таким образом, од-
ни вещества ускоряют химическую реакцию, другие же
замедляют; и те и другие после реакции остаются не-
изменными.
Вещества, изменяющие скорость реакции, а сами при
этом в конечном счете химически не изменяющиеся,
называются катализаторами. Катализаторы, уско-
92
ряющие реакцию, называются положительными, за-
медляющие ее — отрицательными1.
Для одной и той же реакции катализаторами могут
быть различные вещества, и, наоборот, одно и то же
вещество может служить катализатором для многих
реакций. Так, катализаторами при окислении сернисто-
го ангидрида в серный, помимо окиси хрома Сг2О3, мо-
гут быть окись железа РегОз, пятиокись ванадия V2O5,
платина и другие; серная кислота может быть катализа-
тором в реакции получения этилового спирта из этиле-
на и воды, при гидролизе крахмала, клетчатки, жиров
и в других реакциях. Однако нет таких веществ, кото-
рые являлись бы универсальными катализаторами.
В качестве катализаторов применяются как чистые
простые или сложные вещества, так и их смеси. Хими-
ческие реакции, происходящие при участии катализа-
торов, называются каталитическими реакциями. В на-
стоящее время в химической промышленности насчиты-
ваются сотни каталитических процессов, катализаторов
же известно еще больше.
Окислительно-восстановительные реакции
С точки зрения теории валентности, химические ре-
акции сводятся к двум видам: 1) к реакциям, идущим
без изменения валентности, 2) к реакциям, сопровож-
дающимся изменением валентности некоторых элемен-
тов, участвующих в данной реакции.
Чтобы судить о том, произошло или не произошло
изменение валентности, надо сравнить величину и знак
валентности каждого элемента до и после реакции.
Примером может служить реакция обмена, например:
NaOH + НС1 = NaCl + Н2О;
он- + Н+ =Н2О.
В этой реакции ни один из элементов не изменил
своей валентности. Появление новых свойств у продук-
тов таких реакций является следствием изменения со-
стояния ионов (например, ионы водорода и гидроксила
из свободного состояния перешли в связанное) или из-
1 В некоторых случаях отрицательные катализаторы, называе-
мые ингибиторами, в процессе своего участия в реакции претерпева-
ют химические изменения.
93
менения их сочетания, а следовательно, и изменения
характера взаимного влияния ионов друг на друга.
Примерами реакций, при которых происходит измене-
ние валентности, являются реакции замещения, а также
некоторые реакции соединения, разложения и другие.
Рассмотрим примеры,
о о
1. 2Mg+ О2 = 2Mg2+O2~.
И магний и кислород в свободном состоянии имеют ну-
левую валентность (стр. 60—78), а в окиси магния валент-
ность магния +2, а кислорода —2; атом магния, потеряв
два электрона, увеличил валентность от 0 до 4-2, а атом
кислорода, присоединив эти два электрона, увеличил
свою отрицательную валентность от 0 до —2.
о о
2. Mg 4- S = Mg2+S2".
Во втором примере с атомами магния произошли те
же изменения: каждый из них потерял два электрона,
увеличив свою валентность от 0 до +2, атомы же серы
приобрели по два электрона, увеличив отрицательную ва-
лентность от 0 до —2.
О 0
3. 2Hg2+O2" = 2Hg + О2.
В молекулах окиси ртути валентность ртути равна
4-2, кислорода —2, а ртуть и кислород, образовавшиеся
в результате реакции разложения, имеют нулевую ва-
лентность; следовательно, валентность ртути уменьши-
лась, так как ион ртути получил два электрона от иона
кислорода, у кислорода валентность изменилась от —2
до 0, так как его ионы потеряли по два электрона.
о о
4. Cu2+O2- + Н2 = Си + Н+ О2".
Сравнивая валентность элементов до и после реакции, ви-
дим, что у кислорода она осталась без изменения, у меди
валентность уменьшилась от +2 до 0, у водорода же
валентность увеличилась от 0 до 4-1.
Из этих примеров следует: если при химической реак-
ции изменяется валентность одного элемента, то при
этом обязательно изменяется валентность какого-либо
94
другого элемента, участвующего в этой же реакции.
Сколько электронов приобретают или теряют атомы или
ионы одного элемента, столько же электронов соответ-
ственно теряют или приобретают атомы или ионы дру-
гою элемента.
Если в первом примере взять другой металл, способ-
ный непосредственно соединяться с кислородом, то во
всех случаях атомы металлов будут терять электроны,
приобретая положительную валентность. Процесс со-
единения веществ с кислородом давно называют окис-
лением; он неразрывно связан с потерей атомом или
ионом электронов. Но точно такие же изменения с ато-
мами металлов происходят и при соединении их с ато-
мами других неметаллов, что ясно из второго примера.
Следовательно, для окисления характерно не то, что
элемент соединяется с кислородом, а то, что атомы
окисляющегося элемента теряют электроны. Валентность
при этом увеличивается. Поэтому окислением называ-
ется процесс, при котором атомы или ионы теряют элек-
троны.
Окисление ионов можно наблюдать на примере взаи-
модействия раствора хлористого железа, имеющего зе-
леноватый цвет от присутствия ионов Fe2+ • пН2О с хло-
ром, в результате которого образуется желтый раствор,
содержащий ионы трехвалентного железа:
о
2Fe2+Cl2~ + С12 = 2Fe3+Cl3-,
или в ионной форме:
о
2Fe2+ + 4С1 ~ + С12 = 2Fe3+ + 6С1“.
Выделение металлов в свободном виде из их соеди-
нений называют восстановлением.
Третий пример — восстановление металла из окисла
без участия другого вещества; при этом положительные
ионы ртути приобрели от ионов кислорода по два элек-
трона, вследствие чего ионы ртути превратились в атомы.
Четвертый пример — восстановление металла из
окисла под действием другого элемента, в данном случае
водорода. В процессе реакции ионы меди получают
электроны от атомов водорода и превращаются в атомы
меди.
95
Следовательно, восстановлением называется про-
цесс, при котором атомы или ионы приобретают элек-
троны.
Так как потеря электронов одними частицами не-
пременно сопровождается их приобретением другими, то
процессы окисления и восстановления неразрывно свя-
заны: если при реакции один элемент окисляется, то
другой при этом восстанавливается.
Реакции, при которых аломы или ионы одного эле-
мента передают электроны атомам или ионам другого,
называются окислительно-восстановительными
реакциями.
Окислительно-восстановительная реакция по своему
типу может быть или реакцией замещения, или разложе-
ния, или соединения и, следовательно, не представля-
ет самостоятельного типа.
Если все реакции замещения являются окислительно-
восстановительными, то этого нельзя сказать о реакциях
соединения и разложения, так как не все они сопро-
вождаются изменением валентности участвующих в них
элементов.
Таковы реакции гидратации кислотных и основных
окислов и некоторые другие реакции соединения:
Са2+О2" + Н+ О2" = Са2+(ОН)г ;
S6+O2" + Н+ О2’ = H2+S6+O2-;
а также реакции разложения, например солей угольной
кислоты:
Mg2+C4+O2~ = Mg2+O2“ + С4+О2“.
Иногда под словом «восстановление» понимают про-
цесс выделения химического элемента в свободном со-
стоянии в виде простого вещества. Однако это не всегда
правильно: процесс восстановления металлов (из ионов)
всегда ведет к этому, но может остановиться на некото-
рой промежуточной стадии; так, если в желтый раствор
хлорного железа всыпать цинковой пыли и, встряхнув,
отфильтровать, то фильтрат имеет слегка зеленоватый
цвет вследствие того, что ионы Fe3+ восстановились в
ионы Fe2+:
о
2Fe3+Cl3- + Zn = 2Fe2+Clr + Zn2+Clr ,
или 2Fe3+ + Zn = 2Fe2+ + Zn2+.
96
В этой реакции произошло неполное восстановление
иона железа. Что же касается восстановления неметал-
лов, то они из свободного состояния переходят в свя-
занное, при этом или возникает отрицательная или па-
дает положительная валентность.
Окисление металлов (в свободном виде) влечет пе-
реход металла из свободного в связанное состояние, а
окисление неметаллов, имевших в соединении отрица-
тельную валентность, — к выделению их в свободном
состоянии (см. «Электролиз», стр. 142). Элемент, атомы
или ионы которого при реакции теряют электроны, на-
зываемся восстановителем, так как он восстанавли-
вает атомы или ионы других элементов; элементы же,
атомы и ионы которых в процессе взаимодействия при-
обретают электроны, называются окислителями*, они
вызывают окисление. В окислительно-восстановительном
процессе восстановитель окисляется, а окислитель вос-
станавливается.
В том случае, когда в окислительно-восстановитель-
ной реакции хотят сосредоточить внимание на измене-
нии валентности лишь одного элемента, говорят, что
произошло окисление или восстановление такого-то эле-
мента, ни словом не упоминая о другом.
Закономерности в потере и приобретении электронов
в окислительно-восстановительных процессах атомами
и ионами элементов позволяют сравнительно легко под-
бирать коэффициенты в уравнениях реакций.
Расставим коэффициенты в уравнении реакции меж-
ду марганцовокислым калием и соляной кислотой:
К+Мп7+О24" + Н+С1-->К+С1- + Мп2+С1.т +
о
+ н+ о2- + С12.
1. Определяем знак и величину валентности каждо-
го элемента до и после реакции. Отмечаем, что валент-
ность калия, кислорода и водорода не изменилась; ва-
лентность марганца уменьшилась от +7 до +2, т. е.
каждый атом марганца, входящий в состав иона МпО^ ,
приобрел 5 электронов. Что же касается хлора, то часть
его ионов (в К + С1- и Мп2+ С12_) не изменила своей
валентности, а часть (свободный хлор) уменьшила отри-
цательную валентность от —1 до 0, т. е. некоторое число
ионов хлора потеряло по одному электрону.
7 А, Я, Веденяпин
97
2. Из того, что числа потерянных и приобретенных
электронов должны быть равны, заключаем, что на каж-
дый ион МпО~ должно приходиться пять атомов свобод-
ного хлора в продуктах реакции. Так как свободный хлор
находится в виде молекул, то найденные числа (1 для
Мп 7+ и 5 для хлора) надо удвоить, тогда схема прини-
мает вид:
2КМпО4 + НС1->КС1 + МпС12 + Н2О + 5С12.
3. Теперь уже легко уравнять количества атомов
каждого элемента в левой и правой частях:
2КМпО4 + 16НС1 = 2КС1 + 2МпС12 + 8Н2О + 5С12.
Кратко подсчет приобретенных и потерянных элект-
ронов, а также коэффициентов перед формулами ве-
ществ, содержащих соответствующие элементы, запи-
сывается так:
схема превращения
Мп7+«-Мп2+
о
С1-->С1
число принятых и коэффи-
отданных электронов циенты
+5 1 (2)
-1 5 (10)
Окислительно-восстановительные реакции широко ис-
пользуют в разных отраслях промышленности. Так, в
черной и цветной металлургии их используют для по-
лучения металлов в свободном состоянии. В доменной
печи из железной руды при помощи окиси углерода и
кокса получается сначала железо, а потом чугун. Сум-
марно восстановление железа, например, из красного
железняка можно выразить таким уравнением:
Fe2O3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО2.
Атомы углерода в молекулах окиси углерода из двух-
валентного состояния переходят в четырехвалентное, т. е.
в образовании общих с кислородом электронных пар в
каждом атоме углерода теперь участвует уже по четыре
электрона. Одновременно с этим в молекулах окиси
железа разрушается ионная связь между ионами железа
и кислорода: атомы железа выделяются в свободном
состоянии. Формально получается так, как будто атомы
углерода в этой реакции теряют электроны, а ионы же-
98
леза их приобретают, в действительности же такого
перехода здесь нет. В результате этой реакции положи-
тельная валентность железа уменьшилась от 3 до 0, а
положительная валентность атомов углерода возросла
от 2 до 4. Применительно к железу — это реакция вос-
становления, применительно к углероду — реакция окис-
ления. Однако говорят лишь о восстановлении железа,
так как в этом состоит цель процесса.
Большое значение в деятельности человека имеют и
такие окислительно-восстановительные процессы, как пе-
реработка чугуна в сталь, коррозия металлов, а также
борьба с ней и многие другие.
Вопросы и задачи к главе 6
1. По каким признакам можно отличить реакцию соединения?
разложения? замещения? обмена? Приведите примеры реакций
каждого типа.
2. Приведите примеры реакций: а) протекающих при обычных
условиях, б) требующих нагревания для начала реакции, в) прак-
тически не происходящих при обычной температуре, г) требующих
повышенного давления, д) требующих применения катализатора.
3. Укажите примеры окислительно-восстановительных реакций,
применяемых в производстве.
4. Почему нельзя сказать: «Количество веществ, вступивших
в реакцию, равно количеству веществ, получившихся в результате
реакции»?
5. Охарактеризуйте научное и практическое значение закона
сохранения массы веществ.
6. Расставить коэффициенты в следующих окислительно-вос-
становительных реакциях:
1) НС1 + МпО2 МпС12+Н2О + С12;
2) ZnS + O2 —► ZnO + SO2;
3) КСЮз КС1 + О2;
4) Fe(OH)2+H2O + O2 + Fe(OH)3;
5) Cu + HNO3’ -> Cu(NO3)2+NO2+H2O;
6) Cu + HNO3 - Cu(NO3)2 + NO + H2O;
7) Zn + HNO3 - Zn(NO3)2+NH4NO3 + H2O;
8) SO2 + NO2 + H2O^ H2SO4 + NO;
9) Cu + H2SO4 —► CuSO4 + SO24~H2Oj
10) S + H2SO4SO2 + H2O;
1'1) C + H2SO4 —► CO2 + SO24-H2O.
Решите задачи: 1-28—1-32.
1 В схемах реакций 5, 9, 10, 11 кислоты концентрированные.
99
ГЛАВА 7
РАСЧЕТЫ ПО ФОРМУЛАМ И УРАВНЕНИЯМ
Расчеты по формулам
Так как химическая формула характеризует вещест-
во не только с качественной, но и с количественной сто-
роны и выражает закон постоянства состава, то, поль-
зуясь ею, можно производить различные расчеты. Одни
из них — более простые — уже были рассмотрены, это
вычисление весового количества каждого элемента в
молекуле или в грамм-молекуле, весовых отношений
между элементами и молекулярного, а также грамм-
молекулярного весов вещества. По формуле можно оп-
ределить процентное содержание элементов в веществе,
вычислить весовое количество элемента в заданном ко-
личестве вещества.
Вычислить процентное содержание элемента в вещест-
ве — это значит узнать, сколько весовых частей его со-
держится в 100 вес. ч. данного вещества. Расчеты мож-
но производить двумя способами: методом приведения
к единице и методом пропорций. Каким бы методом ни
решались задачи на расчеты по формулам, следует иметь
в виду, что между количеством сложного вещества и
количеством составной части его существует прямопро-
порциональная зависимость: во сколько раз увеличится
или уменьшится количество одного из них, во столько
же раз увеличится или уменьшится количество другого.
Пример 1. Вычислить процентное содержание меди
в закиси меди.
Решение (приведением к единице).
1) Записываем формулу данного вещества и справа
от нее — число атомов того элемента, процентное содер-
жание которого надо вычислить:
Cu2O — 2Си.
144 вес. ч. — 128 вес. ч.
1 вес. 128 Ч’ 144 ’
100 вес. ч. - • 100; 144
128-100
144
(%).
100
2) Подсчитываем молекулярный вес Си2О, вес двух
атомов меди и подписываем под соответствующими ве-
ществами.
3) В 144 вес. ч. Си2О содержится 128 вес. ч. меди,
а в одной весовой части Си2О содержится в 144 раза
128
меньше, т. е. —- .
144
4) Если в одной весовой части Си2О содержится
128
-----вес. ч. меди, то в 100 вес. ч. Си2О содержится
144
128 1ЛЛ
------100 вес. ч.
144
5) Вычисляем и находим число 81,9. Это число и
есть процентное содержание меди в закиси меди, так
как именно столько меди содержится в 100 вес. ч.
При вычислении процентного содержания элемен-
та, как и процентного состава вещества, наименова-
ние единиц веса не имеет значения (относительные ве-
личины), а потому пользуются «весовыми частями»
(вес. ч.).
Решение (методом пропорции).
Первые две строки записей те же, что и в преды-
дущем примере:
Cu2O — 2Си.
В 144 вес. ч. —128 вес. ч.; 128-100 О1 П/Л/Ч
1ЛМ х= ----771-= 81,9(%).
100 вес. ч. — х; 144
144:100= 128: jc;
Далее, исходя из прямопропорциональной зависимо-
сти между количеством закиси меди и количеством ме-
ди в ней, рассуждаем: если в 144 вес. ч. Си2О содержит-
ся 128 вес. ч. меди, то в 100 вес. ч. Си2О содержится не-
известное количество меди — х. Затем составляем про-
порцию и решаем ее.
Вычислить процентный состав вещества — это зна-
чит вычислить содержание в нем каждого элемента в
отдельности.
Пример 2. Вычислить процентный состав сернокис-
лого натрия Na2SO4.
Решение. 1) Сколько процентов натрия содержится
в Na2SO4?
101
Na2SO4- 2Na.
В 142 вес. ч. — 46 вес. ч., х = -46‘100- = 32,39(%),
а в 100 вес. ч. — х, 142
2) Сколько процентов серы содержится в Na2SO4?
Na2SO4- S.
В 142 вес. ч. — 32 вес. ч.» xt = 32'1QQ„ = 22,54 (%),
а в 100 вес. ч. — xlt 142
3) Сколько процентов кислорода содержится в
Na2SO4?
Na2SO4-4O.
В 142 вес. ч. — 64 вес. ч., х2 = ' = 45,07 (%),
а в 100 вес. ч. — х2,
Не следует ради «экономии» времени и места пре-
небрегать формулировкой и записью отдельных вопро-
сов, если их больше одного. Постановка вопроса позво-
ляет лучше уяснить смысл задачи и вносит логику и
последовательность в действия.
Вообще, приступая к решению любой задачи, надо
как следует понять ее условие, т. е. уяснить: 1) что дано
и что требуется узнать; 2) какая связь существует меж-
ду данным и искомым; 3) есть ли в условии задачи
все данные или их предварительно надо найти.
В соответствии с результатами анализа условия со-
ставить план, а затем приступить к решению за-
дачи.
По формуле можно вычислить и весовое количество
элемента в заданном количестве вещества. Решение за-
дач этого вида отличается от предыдущих задач тем,
что находится весовое количество элемента, содержащее-
ся не в 100 вес. ч., а в любом заданном количестве слож-
ного вещества. Весовые количества вещества и его со-
ставной части могут быть выражены в миллиграммах,
граммах, килограммах, тоннах, в грамм-атомах или в
грамм-молекулах. Решая задачу, следует по возможно-
сти сохранять те единицы измерения, которые даны в
условии задачи.
Пример 3. Сколько граммов железа содержится в
32 г окиси железа Ре20з?
Ю2
Решение. В условии дано все необходимое для реше-
ния. Все величины выражаем в граммах: в 160 г Fe2O3
содержится 112 г железа, а в 32 г неизвестное количе-
ство — х.
Fe2O3-2Fe.
В 160 г-112 г, х= = 22,4 г.
160 г
а в 32 г — х,
Пример 4. Сколько грамм-атомов железа содержит-
ся в 32 г Fe2O3?
Решение. Здесь нет смысла находить сначала вес
2 г-атомов железа, затем полученное количество железа
снова переводить в грамм-атомы.
Fe2O3 — 2Fe.
В 160 г — 2 г-атома,
а в 32 г — х,
32 г-2 г-атома
160 г
= 04 г-атома.
Пример 5. Сколько грамм-атомов железа содержит-
ся в 32 кг Fe2O3?
Решение. Здесь возможны два способа вычисления:
1) Fe2O3 - 2Fe.
В 160 г —2 г-атома,
а в 32 000 г — х,
32 000 г • 2 г-атома _
х =-------—---------= 400 г-атомов.
160 г
2) Fe2O3-2Fe.
В 160 кг — 2000 г-атомов,
а в 32 кг — %,
32 кг • 2000 г-атомов
х =-----------------= 400 г-атомов.
160 кг
В первом случае килограммы раздробляем в грам-
мы, сохраняя грамм-молекулу окиси железа (160 г), а
во втором — сохраняя единицы веса (килограммы), со-
ответственно увеличиваем количество грамм-атомов же-
леза в 1000 раз. В обоих способах сохраняется количест-
венное соотношение между веществом и его составной
103
частью, в обоих приемах пропорция представляет ра-
венство отношений однородных величин.
Пример 6. Сколько железа заключается в 1 пг крас-
ного железняка, содержащего 10% пустой породы?
Решение. Красный железняк — это железная руда,
в которой железо находится в виде окисла Fe2O3. Пустая
порода — это примеси, не содержащие Fe2O3. Чтобы
решить задачу, надо сначала вычислить вес пустой по-
роды, затем определить вес чистой окиси железа, а уже
после этого дать ответ на вопрос задачи.
Решение. 1) Сколько килограммов пустой породы со-
держится в 1 tn руды?
1000 кг -10
--------- = 100 кг.
100
2) Сколько килограммов Fe2O3 содержится в 1 т
руды?
1000 кг — 100 кг = 900 кг.
3) Сколько килограммов железа содержится в 900 кг
Fe2O3?
Fe2O3 — 2Fe.
В 160 кг-112 о, X = 630 (кг).
ПГЛП 160
а в 900 кг — х,
количество
его части.
По формуле можно вычислить весовое
сложного вещества по количеству составной
Задачи решаются аналогично, но с тем отличием, что
надо перестроить порядок записи — от элемента к слож-
ному веществу — или ход рассуждения, оставив поря-
док записи без изменения; суть дела от этого не ме-
няется.
Пример 7. В каком количестве воды содержится
3 кг водорода?
Решение. Напомним, что весовые отношения между
элементом и сложным веществом не изменяются от того,
в каких единицах решают задачу.
2Н - Н2О.
2 кг — 18 кг,
3 кг — х,
3 кг • 18 кг
х =-----------= 27 кг.
2 кг
104
Из формулы воды видно, что в 18 вес. ч. воды содер-
жится 2 вес. ч. водорода. В задаче единицами измере-
ния даны килограммы, поэтому рассуждаем так: 2 кг
водорода содержатся в 18 кг воды, а 3 кг водорода со-
держатся в неизвестном количестве воды — х. Если бы
оставить порядок записи прежним (Н2О—2Н), то все
равно порядок рассуждения должен быть таким же.
Пример 8. В каком количестве магнитного железня-
ка Fe3O4, содержащего 10% примесей, заключается 2 tn
железа (сравните с задачей 6, стр. 104)? Там требовалось
по количеству руды с известным содержанием примеси
вычислить количество железа, а здесь по количеству
железа и процентному содержанию примеси определить
количество руды.
Решение. Для решения данной задачи сначала надо
определить количество чистого окисла Fe3O4, в котором
заключается 2 tn Fe, а затем — количество руды с 10%
примеси, в котором содержится нужное количество Fe.
1) В каком количестве чистой закиси-окиси железа
содержится 2 т железа? 168 tn Fe содержится в 232 tn
Fe3O4, а 2 tn Fe— в неизвестном количестве Fe3O4 — х.
3Fe — Fe3O4.
168 т - 232 т, х= 232 m ' 2 т = 2,76 т.
о 168 т
2 т — х,
2) В каком количестве магнитной руды, содержащей
10% примесей, заключается 2,76 tn Fe3O4? Если в руде
находится 10% примеси, то 2,76 tn Fe3O4 составляют
90%, отсюда заключаем, что
если 90% соответствуют 2,76 tn,
то 100% » JQ,
2,76 т • 100% о _
Xi = —-----------= 3,06 т.
90%
Решение (2-й способ).
Если 90 т Fe2O3 содержится в 100 т руды,
то 2,76 tn > > хх
Варианты задач, решаемых по химическим форму-
лам, могут быть разными.
105
Пример 9. В каком количестве хлористого калия КС1
содержится столько же граммов калия, сколько его на-
ходится в 5 г-моль K2SO4?
Решение (1-й способ).
В задаче два вопроса:
1) Сколько граммов калия содержится в 5 г-моль
K2SO4?
2) В каком количестве хлористого калия КС1 со-
держится это количество калия?
Первый вопрос—вычисление весового количества
элемента по данному количеству сложного вещества:
K2SO4-2K.
1 г-моль — 78 г,
5 г-моль — х,
5 г-моль • 78 г
х =-------------= 390 г.
1 г-моль
Второй — вычисление количества сложного вещества
по данному количеству элемента:
К-КС1.
39 г - 74,5 г,
390 г — хъ
390 г • 74,5 г
39 г
= 745 г.
х. =
Решение (2-й способ). По количеству атомов калия
в молекулах солей видно, что одной молекуле K2SO4
соответствует две молекулы КС1. Отсюда:
K2SO4 —2КС1,
1 г-моль — 149 г, х = 5 г-моль • 149 г =
5 г-моль — х, 1 г-моль
Пример 10. Образец поваренной соли содержит
55% хлора.
Сколько процентов NaCl содержится в этом образце?
Решение. Природная поваренная соль — это хлори-
стый натрий NaCl с примесью других веществ. В дан-
ном образце содержится 55% хлора, это значит, что в
100 вес. ч. поваренной соли, имеющей примеси, содер-
жится 55 вес. ч. хлора (в виде NaCl). Чтобы ответить на
вопрос задачи, надо вычислить, сколько весовых частей
NaCl соответствует 55 вес. ч. хлора (найти количество
сложного вещества по количеству элемента).
106
Cl — NaCl.
35,5 вес. ч. — 58,5 вес. ч.,
55 вес. ч. — х,
Результат вычисления 90,6% и есть искомое про-
центное содержание NaCl, так как именно столько чи-
стой соли NaCl содержится в 100 вес. ч. Природной по-
варенной соли.
Пример 11. При сжигании 6,8 г некоторого вещества
образовалось 3,6 г воды и 12,8 г сернистого газа. Како-
ва простейшая формула этого вещества?
Для нахождения простейшей формулы вещества на-
до знать его качественный и весовой состав. Ни того,
ни другого в условии задачи не дано, надо эти дан-
ные найти. При сгорании вещества образовалась вода,
состоящая из элементов водорода и кислорода, и
сернистый газ, в состав которого входит сера и кисло-
род. Так как при горении веществ на воздухе принимает
участие кислород, то в состав сгоревшего вещества обя-
зательно входят сера и водород, что же касается кис-
лорода, то нет оснований судить о том, содержался он в
данном веществе или нет (почему?). Однако и это мож-
но узнать. Для этого достаточно вычислить количество
водорода и серы в продуктах сгорания (Н2О и SO2), а
затем сложить эти количества и сумму сравнить с ве-
сом сгоревшего вещества. Если эта сумма меньше на-
вески вещества, значит в состав его входил кислород в
количестве, равном разности между количеством сжи-
гаемого вещества и весом водорода и серы, вместе взя-
тых. Определив качественный состав вещества таким
способом, мы установим и весовые отношения меж-
ду элементами, а затем найдем и простейшую фор-
мулу.
Решение. 1) Сколько граммов водорода содержится
в 3,6 г Н2О (или, что то же, в 6,8 г сгоревшего веще-
ства)?
Н2О - 2Н.
В 18 г — 2 г, х = 3,6 г • 2 г = 0 4 г.
в 3,6 г — х, 18 г
107
2) Сколько граммов серы содержится в 12,8 г SO2
(в 6,8 г вещества)?
SO2 - S.
В 64 г - 32 г, * = 12,8 г • 32 г = б 4 г
в 12,8 г -хъ 1 64 г
3) Сколько граммов весят сера и водород вместе?
0,4 г + 6,4 г = 6,8 г.
Следовательно, вещество состоит из двух элементов:
серы и водорода. Весовой состав его: на 0,4 г водорода
приходится 6,4 г серы.
4) Какова простейшая формула вещества?
TZ О-4
Количество атомов водорода — х, х = ——.
TZ б’4
Количество атомов серы — у, у= ——.
Формула HxSz/.
„ 0,4 6,4 0,4 • 32 2
Находим отношение: х : у = —^~ •
Искомая формула вещества H2S— сероводород.
Расчеты по химическим уравнениям
В основе расчетов по уравнениям химических реак-
ций лежит прямопропорциональная количественная за-
висимость между любой парой веществ, участвующих
в реакции. В связи с этим намечается три вида рас-
четов по уравнениям реакций.
1. По известному количеству одного из исходных ве-
ществ вычислить необходимое количество другого ис-
ходного вещества.
Пример 1. Сколько граммов едкого натра NaOH по-
требуется для нейтрализации 4,9 г серной кислоты
H2SO4?
Порядок решения задачи:
1) составить уравнение; 2) подчеркнуть формулы
веществ, о которых говорится в условии задачи; 3) под-
писать под ними грамм-молекулярные количества в
соответствии с коэффициентами; 4) выразить количест-
ва этих веществ в единицах измерения, данных в усло-
вии задачи; 5) подписать известное и неизвестное (х)
108
под формулами тех веществ, к которым они относятся;
6) из числового соотношения найти значение х.
' H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О.
1 г-моль — 2 г-моль,
98 г - 80 г,
4,9 г — х,
80 г • 4,9 г Л
х =--------:--=4 г.
98 г
Объяснять решение этой задачи надо так: согласно
уравнению реакции для нейтрализации 1 г-моль кисло-
ты H2SO4 требуется 2 г-моль щелочи NaOH. Количества
кислоты и щелочи в условии задачи выражены в грам-
мах, следовательно, надо вычислить вес I г-моль H2SO4
и вес 2 г-моль NaOH. Если для нейтрализации 98 г
H2SO4 требуется 80 г NaOH, то на нейтрализацию 4,9 г
H2SO4 пойдет х г NaOH.
Ход рассуждений удобнее начинать в данном случае
с серной кислоты, так как количество ее известно, а ко-
личество едкого натра надо определить. Составляя урав-
нение реакции для решения расчетной задачи, сначала
следует писать формулу того вещества, количество ко-
торого известно; это избавит от необходимости читать
уравнение справа налево.
Пример 2. Сколько граммов цинка вступит в реак-
цию с 0,1 г-моль соляной кислоты?
Решение. Эта задача отличается от предыдущей тем,
что количество одного исходного вещества выражено в
граммах, а количество другого в грамм-молекулах:
2НС1 + Zn = ZnCl2 + Н2.
2 г-моль — 1 г-атом,
2 г-моль — 65 г,
0,1 г-моль — х,
0,1 г-моль • 65 г _Q ос-
х — ~ о) 2 о г •
2 г-моль
При решении такой задачи единицы измерения для
каждого вещества сохраняются. Объясняется решение
так: с 2 г-моль НС1 прореагирует 65 г Zn, а с 0,1 г-моль
НС1 — неизвестное количество цинка—х. Далее нахо-
дят значение х.
109
Пример 3. Сколько граммов соляной кислоты НС1
потребуется для взаимодействия с 50 г известняка, со-
держащего 90% углекислого кальция СаСО3?
Решение. Так как с НС1 будет реагировать только
углекислый кальций СаСО3 (примеси не взаимодейст-
вуют), то сначала надо узнать:
1) Сколько граммов карбоната кальция содержится
в 50 г известняка?
50 г • 90% л_
или:
в 100 г известняка содержится 90 г СаСО3, а
в 50 г известняка содержится х;
50 • 90 л г. . ч
х =------- = 45 (г).
юо v 7
2)
ствия
Сколько граммов НС1 потребуется для взаимодей-
с 45 г СаСО3?
СаСОз + 2НС1 = СаС12 + Н2О + СО2.
1 г-моль—2 г-моль,
100 г - 73 г,
45 г — х,
X = —5 г • 73 г = 32,85 г.
100 г
2. Вычисление весового количества продуктов реак-
ции по весовому количеству одного из исходных ве-
ществ.
Задачи этого вида могут быть или чисто расчетного
характера, когда известно, какие вещества взаимодей-
ствуют и какие получаются, или могут сочетать умение
производить расчеты со знанием химических свойств
веществ.
Пример 1. Сколько грамм-молекул водорода выде-
лится при взаимодействии 1,2 г Mg с соляной кислотой?
Решение. Mg + 2НС1 = MgCl2 + Н2.
1 г-атом —
24 г -
1,2 г -
1,2 г • 1 г-моль
г =--------------
1 г-моль,
1 г-моль,
х,
= 0,05 г-моль.
При решении задачи надо написать уравнение реак-
ции, правильно расставив коэффициенты. Расстановка
коэффициентов необходима для того, чтобы определить
количественные отношения между компонентами реак-
ции, и в частности между теми, о которых говорится в
условии задачи. В данной задаче говорится о магнии,
соляной кислоте и водороде. Однако о соляной кислоте
говорится только то, что она взаимодействует с магнием,
в результате чего и выделяется водород, о количестве
же ее не упоминается; это значит, что она дается в из-
бытке. Поэтому, обязательно принимая ее во внимание
при расстановке коэффициентов, при расчетах на нее,
как и на второй продукт реакции, не обращают внима-
ния.
Пример 2. Сколько граммов гидрата окиси железа
можно получить при помощи 4 г едкого натра NaOH?
Решение. Чтобы решить такую задачу, надо знать,
как при помощи щелочи NaOH можно получить основа-
ние Fe(OH)3, т. е. надо знать химические свойства осно-
ваний и способы их получения. Нерастворимые основа-
ния получают путем действия растворов едких щелочей
на растворимые соли того металла, гидрат окисла кото-
рого надо получить. Следовательно, чтобы получить гид-
рат окиси железа, надо на растворимую соль трехва-
лентного (окисного) железа подействовать раствором
едкого натра:
3NaOH + FeCl3 = Fe (ОН)3 + 3NaCl.
3 г-моль — 1 г-моль,
120 г — 107 г,
4 г J— х,
4-г '107 - = 3,57 г.
120 г
Это один из примеров задач, для решения которых
надо предварительно установить химическую связь меж-
ду данным и искомым веществами.
Пример 3. Сколько граммов хлористого серебра об-
разуется при взаимодействии растворов, содержащих
1,7 г азотнокислого серебра и 4,16 г хлористого бария?
111
В задаче указаны весовые количества обоих исход*
ных веществ и требуется вычислить вес одного из про-
дуктов реакции. При решении таких задач надо устано-
вить, соответствуют ли указанные количества исходных
веществ грамм-молекулярным по уравнению реакции
или одно из них взято в избытке. Это необходимо для
того, чтобы узнать, от количества какого вещества (из
взятых) будет зависеть количество продукта реакции.
Если одно из веществ взято в избытке по сравнению с
тем количеством, какое требуется по уравнению реак-
ции, то избыток в реакцию не вступит и она прекратит-
ся, как только вещество, взятое в недостатке, полностью
прореагирует. Следовательно, вычисление веса продук-
та реакции надо вести по количеству того вещества,
которое взято в недостатке. Таким образом, наме-
чается план решения задачи: сначала надо узнать, ка-
кое вещество взято в избытке, а затем уже вычислить,
как это было указано, вес продукта реакции.
Решение. 1) Сколько граммов азотнокислого серебра
потребуется для взаимодействия с 4,16 г хлористого ба-
рия?
ВаС12 + 2AgNO3 = 2AgCl + Ba(NO3)2
1 г-моль — 2 г-моль,
208 г — 340 г, 4,16 г • 340 г с о
4,16 г — х, 208 г
Для того чтобы 4,16 г хлористого бария полностью
прореагировали, потребуется 6,8 г азотнокислого се-
ребра, в действительности же его было взято 1,7 г. Сле-
довательно, ВаС12 взят в избытке и реакция прекратит-
ся, как только прореагируют 1,7 г AgNO3.
2) Сколько граммов хлористого серебра получится
при взаимодействии 1,7 г азотнокислого серебра с хло-
ристым барием?
2AgNO3 + ВаС12 = 2AgCl + Ba(NO3)2
2 г-моль — 2 г-моль,
340 г — 287 г,
1,7 г - х,
1,7 г ♦ 287 г .
х = -----= 1,435 г.
340 г
112
\ Пример 4. Сколько грамм-молекул углекислого га-
Аа получится при прокаливании I кг известняка, со-
держащего 10% примесей, не относящихся к карбо-
натам?
\Так как примеси при прокаливании углекислого газа
не ^ыделяют, то сначала надо вычислить вес примесей,
nocjje этого определить вес чистого углекислого кальция,
а затем произвести расчет.
Решение. 1) Сколько граммов примесей содержит-
ся в 1 кг известняка?
1000 г • 10% 1ПЛ
---------- =100 г.
100%
2) Сколько граммов СаСО3 содержится в 1 кг из-
вестняка?
1000 г — 100 г = 900 г.
3) Сколько грамм-молекул СО2 получится при про-
каливании 900 г СаСО3?
СаСО3 = СаО + СО2
1 г-моль — 1 г-моль,
100 г — 1 г-моль,
900 г — х,
Пример 5. Из 24,5 г бертолетовой соли получено
7,68 г кислорода. Сколько процентов это составляет от
теоретически возможного выхода?
Из условия известно количество исходного вещества
и количество фактически полученного продукта реакции.
Определить выход реакции в процентах от теоретически
возможного — это узнать, сколько процентов составляет
полученное количество кислорода от того, которое долж-
но получиться согласно уравнению реакции. Следова-
тельно, прежде чем ответить на вопрос задачи, надо уз-
нать, сколько кислорода должно получиться теоретиче-
ски.
Решение. 1) Сколько граммов кислорода должно по-
лучиться из 24,5 г бертолетовой соли КСЮ3?
8 А, Я, Веденяпин
113
2КСЮ3 = 2КС1 + ЗО2
2 г-моль
245 г
24,5 г
— 3 г-моль
-96 г,
- 9,6 г.
Таким образом, из 24,5 г КСЮ3 должно получиться
9,6 г О2; получилось же только 7,68 г.
2) Каков процент выхода продукта реакции?
• 100% = 80%
(или 9,6 г составляют 100% выхода, а
7,68 г » х
7,68 г . 100°/0
х = —-----------
9,6 г
Отличие фактического выхода реакции от теоретиче-
ского может быть обусловлено тем, что вещества про-
реагировали неполностью, или тем, что часть продукта
была потеряна в процессе его собирания.
3. Вычисление весового количества одного продукта
реакции по известному количеству другого.
Пример 1. Сколько граммов жженой извести образо-
валось при обжиге известняка, если при этом выделилось
66 г углекислого газа?
Решение. В условии указаны исходное вещество и
продукты реакции; количество одного из продуктов
(СО2) известно, количество другого (СаО) надо вычис-
лить. В задаче одно действие — расчет по уравнению:
СаСО3 = СаО + СО2
1 г-моль — 1 г-моль,
56 г —44 г,
х — 66 г,
56 г • 66 г q Л
х =------------= 84 г.
44 г
Задачи на расчеты по уравнениям так же, как и за-
дачи на расчеты по формулам, могут быть комбиниро-
ванными, усложнены различными данными или, наобо-
рот, отсутствием некоторых данных. Всякий раз необ-
ходимо проанализировать и понять условие, тогда
задача будет легко решена.
114
\ По уравнению реакции можно вычислить количество
исходного вещества, необходимого для получения ука-
занного количества продукта, если известен процент вы-
хода продукта в данной реакции.
Пример 2. Сколько чистого сернистого цинка
ZnS было обожжено, если получилось 2,88 кг сернисто-
го газа SO2, что составляет 90% от теоретического вы-
хода?
Решение. 1) Сколько SO2 должно получиться, если
2,88 кг составляют 90% выхода?
90% соответствуют 2,88 кг,
100?/о » х,
2,88 кг 00
х = -5-----100% = 3,2 кг.
90%
2) Сколько ZnS необходимо обжечь, чтобы образо-
валось 3,2 кг SO2?
2ZnS + ЗО2 = 2ZnO + 2SO2
194 кг — 128 кг,
хА — 3,2 кг,
194-3,2 А ос, ч
= 4.85(кг)-
1ZO
Применение закона Авогадро и грамм-молекулярного
объема в расчетах по формулам и уравнениям
химических реакций
Грамм-молекулярным объемом мы пользовались при
выведении закона Авогадро, при вычислении веса 1 л
газа при нормальных условиях, при нахождении моле-
кулярного веса газа по абсолютной плотности. Грамм-
молекулярным объемом можно воспользоваться также:
а) для вычисления веса любого объема газа или газо-
вой смеси при нормальных условиях и б) для вычисле-
ния объема при нормальных условиях любого весово-
го количества газа или газовой смеси.
Пример 1. Сколько весит смесь 5 л хлора и 5 л во-
дорода при нормальных условиях?
Вес смеси равен сумме весов каждого газа в отдель-
ности. Следовательно, надо сначала найти вес каждого
газа и полученные числа сложить.
8*
115
Решение. 1) Сколько весят 5 л хлора при нормаль-
ных условиях?
Молекулярный вес Ch 71 к. е.,
грамм-молекулярный вес 71 г,
22,4 л С12 весят 71 г,
5 л »
71 г • 5 л
» х,
= 15,8 г.
22,4 л
2) Сколько весят 5 л водорода при нормальных
условиях?
Молекулярный вес Н2 2 к. е.,
грамм-молекулярный вес 2 г,
22,4 л Н2 весят 2 г,
5 л » > Xi,
3) Чему равен вес смеси? 15,8 г + 0,445 г =16,245 г.
Пример 2. Какой объем при нормальных условиях
займут 10 г кислорода?
Молекулярный вес О2 32 к. е.,
грамм-молекулярный вес 32 г,
32 г О2 занимают объем 22,4 л,
Юг» » » х,
10 г • 22,4 л 7 Ог-
х=--------:— = 7,25 л.
32 г
Выше (стр. 108) были рассмотрены примеры реше-
ния задач по уравнениям реакций, в которых количе-
ства веществ выражались в весовых единицах или в
грамм-атомах и грамм-молекулах. Во многих реакциях
участвуют или получаются газообразные вещества, взве-
шивать которые неудобно.
Для измерения количеств газа пользуются грамм-
молекулярным объемом или законом Авогадро и коли-
чества газообразных веществ выражают в единицах
объема (в миллилитрах, литрах, кубических метрах).
Пример 3. Сколько литров водорода получится (ус-
ловия нормальные) при взаимодействии 1,2 г магния с
соляной кислотой?
116
Решение.
Mg + 2НС1 = MgCl2 + Н2
1 г-атом — 1 г-моль,
24 г — 22,4 л,
1,2 г — х,
1,2 г • 22,4 л л ле, Л
х =---------- = 1,12 л.
24 г
Нерационально сначала находить вес выделившегося
водорода, а затем — объем в литрах.
Пример 4. В каких объемных отношениях реагируют
между собой сернистый газ и кислород при образова-
нии серного ангидрида?
Решение. Решение задачи состоит в составлении
уравнения реакции и в установлении объемных отноше-
ний между исходными газами:
2SO2 + О2 =2SO3
2 г-моль— 1 г-моль,
2 объема— 1 объем.
Из уравнения реакции видно, что на 2 г-моль сер-
нистого газа требуется 1 г-моль кислорода, а так как
грамм-молекулы различных газов при одинаковых усло-
виях занимают равные объемы, то на 1 объем кислоро-
да потребуется 2 объема сернистого газа при любых
одинаковых условиях.
Пример 5. Какой объем воздуха потребуется для
сжигания 1 м3 метана (расчет вести для одинаковых
условий)?
Решение. Сгорает 1 м3 (т. е. 1000 л) СН4; в процессе
сгорания принимает участие кислород воздуха; кисло-
рода в воздухе содержится V5 объема. Следовательно,
прежде чем вычислять объем воздуха, надо вычислить
объем чистого кислорода, необходимого для сгорания
метана. В задаче два вопроса.
1) Какой объем чистого кислорода потребуется для
сгорания 1 м3 СН4?
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О
1 г-моль — 2 г-моль,
1м3 — 2м3.
117
Из уравнения реакции и закона Авогадро (равным
числам молекул различных газов при одинаковых усло-
виях соответствуют равные объемы) заключаем, что
для сжигания 1 м3 метана потребуется 2 м3 кислорода.
2) Какой объем воздуха пойдет н£ сгорание 1 м3 ме-
тана?
Так как чистого кислорода требуется 2 м3, а в воз-
духе его только Vs часть по объему, то воздуха пойдет
10 м3.
При решении примеров 4 и 5 нерационально вводить
грамм-молекулярный объем; им следует пользоваться в
том случае, когда объем образующегося или вступаю-
щего в реакцию газа зависит от весового (а не объем-
ного) количества другого вещества.
Рассматривая отношения объемов между реагирую-
щими газами и сравнивая их с коэффициентами в урав-
нениях реакций между ними, легко видеть, что объемы
реагирующих и образующихся газов относятся между
собой, как коэффициенты в уравнениях реакций
(так как коэффициенты обозначают количества грамм-
молекул).
Пример 6. Сколько литров окиси углерода образу-
ется в газогенераторе из 1 кг кокса, содержащего 90%'
углерода? Какой объем кислорода потребуется для
этого?
Решение. 1) Сколько углерода содержится в 1 кг
кокса?
1000 г • 0,9 = 900 г.
2) Сколько литров окиси углерода образуется из
900 г углерода?
При высоких температурах процесс протекает по та-
кой схеме реакции:
2С + О2 = 2СО
2 г-атома — 1 г-моль — 2 г-моль,
24 г - 44,8 л,
900 г — х,
900 г • 44,8 л 1АЙП
х =-------------= 1680 л.
24 г
3) Сколько кислорода потребуется для образования
1680 л окиси углерода?
113
Так как объемы реагирующих и образующихся газов
относятся между собой, как соответствующие коэффи-
циенты, то для образования 1680 л окиси углерода по-
требуется 1680 л: 2 = 840 л кислорода.
Вопросы и задачи к главе 7
1. На чем основаны расчеты: а) по формулам, б) по уравне-
ниям реакций?
2. Какие виды расчетов можно производить: а) по формулам,
б) по уравнениям реакций?
3. Почему, прежде чем производить расчеты по уравнению ре-
акции, необходимо расставить коэффициенты даже и перед теми
веществами, о которых в условии задачи ничего не говорится?
Решите задачи: 1-103; 1-117; 1-119; 1-122; 1-123; 1-143; 1-156;
3-25; 3-28; 3-29; 3-41; 3-51; 3-54; 12-64; 12-66; 12-68; 12-85; 12-87;
12-94, 12-98; 12-99.
ГЛАВА 8
РАСТВОРЫ
Многие химические процессы, происходящие в при-
роде, а также осуществляемые в быту и на производ-
стве, могут происходить только в растворах. Различают
растворы твердые (некоторые металлические сплавы),
жидкие и газообразные (воздух, смеси газов). В этой
главе будут кратко рассмотрены некоторые вопросы
теории жидких растворов.
Процесс образования жидкого раствора называется
растворением. В простейшем случае оно состоит в
том, что кристаллы под влиянием молекул растворите-
ля распадаются на отдельные молекулы, которые вслед-
ствие диффузии равномерно распределяются в жидко-
сти. Однако на этой стадии заканчивается растворение
лишь для неэлектролитов. При растворении электроли-
тов (солей, оснований, кислот) их молекулы диссоции-
руют на ионы.
Растворение твердого вещества, помещенного на дно
сосуда, протекает медленно, так как часть молекул и
ионов в процессе беспорядочного движения в растворе
вновь оседает на поверхности еще не растворившегося
119
вещества; по мере накопления молекул и ионов в раство-
ре растворение замедляется. Для ускорения растворения
надо увеличить поверхность соприкосновения раство-
ряемого вещества и растворителя. Это достигается
предварительным измельчением вещества. Перемешива-
ние и нагревание раствора ускоряют процесс диффузии
и равномерного распределения частиц растворенного ве-
щества во всем объеме растворителя, понижают их кон-
центрацию вблизи кристаллов.
Растворение ускоряется, если растворяемое вещество
помещается в верхней части растворителя (рис. 23); в
Рис. 23. Растворение
веществ, помещенных
в верхней части рас-
твора.
Первое указывает на
этом случае раствор, имея боль-
ший удельный вес, опускается на
дно, что исключает осаждение
молекул и ионов на твердом ве-
ществе. Скорость растворения
зависит также от характера свя-
зи между атомами в молекулах
растворяемого вещества и раст-
ворителя: чем больше поляр-
ность их молекул, тем больше
силы притяжения между их раз-
поименными полюсами, тем ско-
рее происходит растворение.
При растворении веществ
происходит понижение или по-
вышение температуры раствора,
поглощение, второе — на выделе-
ние теплоты.
Поглощение теплоты (различное для различных ве-
ществ: KNO3, NH4CI, NaCl и др.) происходит вследствие
затраты энергии на разрушение кристаллической решет-
ки и распределение молекул и ионов в растворителе.
В этом отношении растворение подобно испарению: и
в одном и в другом случае затрачивается теплота окру-
жающей среды на преодоление сил молекулярного
сцепления.
Выделение теплоты объясняется тем, что при раство-
рении многих веществ (спирт, серная кислота и др.) про-
исходит химическое взаимодействие молекул растворяе-
мого вещества с молекулами воды или другого раствори-
теля. Если растворителем была вода, то образовавши-
еся продукты называются гидратами, например, гидрат
120
серной кислоты H2SO4-2H2O, кристаллогидрат медного
купороса СиЗОд-бНгО1.
При образовании гидратов обычно теплоты выде-
ляется больше, чем расходуется на разрушение кристал-
лов и распределение молекул и ионов в растворе.
Явление растворения объединяет в себе и физиче-
скую и химическую стороны процесса, что подтверждает-
ся поглощением или выделением тепловой энергии.
Впервые на образование гидратов при растворении
веществ в воде указал Д. И. Менделеев. Он разрабо-
тал гидратную теорию растворов, которая в настоящее
время является частью теории растворов.
Истинные растворы, суспензии, эмульсии
и коллоидные растворы
Раствором называется однородная прозрачная
жидкость, состоящая из молекул растворенного веще-
ства, молекул растворителя и частиц, образующихся
при взаимодействии между ними. Такие растворы назы-
ваются истинными.
Внешним признаком истинных растворов является
их однородность. Растворы могут быть окрашенными
и бесцветными. Окраска их зависит от окраски раство-
ренного вещества. В истинных растворах не образуется
осадка, если не происходит испарения растворителя или
изменения температуры.
Отличить истинный раствор твердого вещества от
растворителя легче всего путем выпаривания: при выпа-
ривании раствора остается осадок твердого вещества,
чего нет при выпаривании растворителя.
От истинных растворов следует отличать сус-
пензии и эмульсии. Суспензией называется жид-
кость со взвешенными в ней более или менее крупными
частицами твердого вещества. Эти частицы представ-
ляют собой скопления молекул; они настолько крупны,
что рассеивают световые лучи. Суспензии неоднородны,
непрозрачны и с течением времени взвешенные частицы
в них под влиянием силы тяжести оседают на дно со-
суда. Отстаивание суспензий может быть длительным.
1 При растворении сернокислой меди CuSO4 в воле и после-
дующей кристаллизации образуется кристаллогидрат медного ку-
пороса CuSO4 • 5Н2О.
121
Если суспензии дать отстаиваться последовательно в не-
скольких сосудах, то в разных сосудах будут оседать
частицы разной величины. Этот процесс называется от-
мучиванием и используется для приготовления порош-
ков одинакового помола. Так готовится зубной, наждач-
ный и другие порошки.
Взвесь одной жидкости в другой называется эмуль-
сией. Эмульсии подобно суспензиям неоднородны,
непрозрачны; капельки взвешенной жидкости с тече-
нием времени или всплывают наверх, или оседают на
дно сосуда, в зависимости от удельных весов жидкостей.
Рис. 24. Коллоидный раствор можно отличить от
истинного при помощи «конуса Тиндаля»:
луч света не виден в истинном растворе (а), но виден в кол-
лоидном (б).
Искусственно можно приготовить более или менее
устойчивые эмульсии подсолнечного масла, бензола,
нитробензола или других жидкостей в воде. Чем мель-
че капельки взвешенной жидкости, тем устойчивее
эмульсия; иногда к ним добавляют некоторые вещества
(эмульгаторы), повышающие устойчивость эмульсии.
Для этого используют мыло, желатину, тонко измель-
ченную глину или сажу и др. Молоко, млечный сок кау-
чуконосов — примеры эмульсий, встречающихся в при-
роде. Широкое применение эмульсии нашли в меди-
цине, в химии, а также во многих отраслях промышлен-
ности.
Суспензии и эмульсии объединяются в одну группу,
называемую взвесями или грубыми дисперсиями
(дисперсность — это степень измельчения). Промежу-
точное положение между истинными растворами и
взвесями занимают коллоидные растворы. Коллоид-
ные растворы похожи на истинные: они однородны, про-
122
зрачны; но в отличие от истинных растворов после дли-
тельного стояния или при прибавлении электролитов
они дают рыхлые осадки, иногда в виде студня. Веще-
ства в коллоидных растворах находятся не в виде мо-
лекул или ионов, как в истинных растворах, а в виде
скопления молекул, размеры которых меньше частиц
взвесей (рис. 24).
Свойства истинных, коллоидных растворов и взвесей
зависят от величины частиц растворенного вещества.
Это видно из данных таблицы 5.
Таблица 5
Свойства частиц Дисперсные системы
суспензии и эмульсии коллоидные растворы истинные растворы
Размеры частиц Внешние признаки Отношение к фильтрам Видимость в микроскоп >1500 А Неоднород- ны, мутны, легко отстаи- ваются Частицы за- держиваются фильтром Взвешенные частицы ви- димы под ми- кроскопом от 1500 до 10 А Однородны, прозрачны, долгое время не дают осад- ка Частицы проходят сквозь обыч- ный фильтр Частицы не- видимы под микроскопом, но видимы в ультрамикро- скоп <10 А Однородны, прозрачны, не дают осадка в закрытых сосу- дах Частицы про- ходят сквозь все фильтры Частицы раст- воренных ве- ществ невиди- мы в микроско- пы
Примерами коллоидных растворов могут служить
раствор белка куриного яйца, кровь животных и челове-
ка, раствор столярного клея и др. Свойства коллоидных
растворов чрезвычайно разнообразны. Жизнь челове-
ка, животных и растений неразрывно связана с ними.
Коллоидные растворы играют очень важную роль в поч-
венных процессах и широко применяются в различных
отраслях химической промышленности.
123
Насыщенные растворы. Растворимость.
Кривые растворимости
Растворы, в которых вещество при данных условиях
больше не растворяется, называются насыщенны-
м и; растворы же, в которых вещество еще растворяется,
называются ненасыщенными. Раствор, насыщенный
по отношению к одному веществу, является ненасыщен-
ным по отношению к другому. Так, в насыщенном рас-
творе хлористого натрия хорошо растворяется сахар, се-
литра и другие вещества. По мере прибавления второго
вещества и для него наступает состояние насыщения.
Жидкости, ограниченно растворяющиеся в других жид-
костях, также дают насыщенные растворы (например,
бром в воде).
Состояние насыщения раствора характеризуется ди-
намическим равновесием между процессом отрыва моле-
кул от ратворяемого вещества и осаждением молекул на
вещество из раствора. В насыщенном растворе осадок
вещества не растворяется и при перемешивании раствора.
Если в одинаковых объемах растворителя при оди-
наковых условиях растворять различные вещества, то
для получения насыщенных растворов потребуются раз-
ные количества веществ. Так, для насыщения 100 г воды
при 20° С калиевой селитры потребуется около 38 г,
квасцов — 15 г, гипса — 0,214 г, мела — 0,0013 г. Количе-
ство граммов вещества, растворяющееся в 100 г раство-
рителя при данной температуре, называется коэффи-
циентом растворимости1.
По растворимости вещества делятся на хорошо рас-
творимые, малорастворимые и практически нераствори-
мые; растворимость последних настолько мала, что она
не имеет практического значения. К хорошо раствори-
мым относятся селитра, квасцы; малорастворим гипс,
углекислый кальций практически нерастворим. Абсо-
лютно нерастворимых веществ нет.
Если раствор твердого вещества, насыщенный при
одной температуре, нагреть, то этот раствор, как пра-
вило, перестает быть насыщенным: в нем может допол-
нительно раствориться еще некоторое количество этого
1 Растворимостью называется свойство одного вещества раст-
воряться в другом.
124
же вещества. При охлаждении насыщенного раствора
твердого вещества из него выпадает растворенное ве-
щество, часто в виде кристаллов (рис. 25). Раствори-
мость веществ в воде зависит от температуры; для боль-
шинства твердых веществ с повышением температуры
она более или менее плавно возрастает. Растворимость
наиболее употребительных твердых веществ при разных
температурах определена опытным путем (рис. 26).
На горизонтальной оси показаны температуры в граду-
сах Цельсия, на вертикальной — соответствующая рас-
творимость в граммах в 100 г воды.
Пример 1. Сколько селитры (KNO3) потребуется для
насыщения 150 г воды при 30° С?
20°С 60°С 20°С
Рис. 25. Зависимость растворимости от температуры:
а — раствор, насыщенный при 20° С; б — тот же раствор
при 60° С; в — тот же раствор, охлажденный до 20° С.
Решение. Из точки «30°» ведем линию до пересече-
ния с кривой селитры; эта точка соответствует 45 г.
Следовательно, для насыщения 100 г воды при 30° С по-
требуется 45 г селитры, а для насыщения 150 г — в
полтора раза больше, т. е. 67,5 г.
Кристаллизация из растворов. Кристаллогидраты
Кристаллизацией называется выделение вещества
из растворов (или расплавов) в виде кристаллов.
Кристаллизация начинается при уменьшении количе-
ства растворителя в насыщенном растворе или при по-
нижении температуры раствора, если растворимость ве-
125
шества уменьшается с ее понижением. Чем медленнее
происходит испарение растворителя, тем крупнее обра-
зующиеся кристаллы.
Кристаллизацией и перекристаллизацией пользуют-
ся для очистки твердых растворимых веществ и отделе-
ния от нерастворимых примесей. Для этого вещество
сначала растворяют в горячей воде (до насыщения),
Рис. 26. Кривые растворимости веществ в зависимос-
ти от температуры.
126
фильтруют, фильтрат охлаждают, а затем тем или иным
способом растворитель испаряют. Процесс этот повторя-
ют несколько раз. При этом возможно разделение двух
веществ, растворимость которых заметно различается.
Многие соли при кристаллизации из растворов вы-
деляются в виде кристаллогидратов: CaSO4-2H2O—
гипс; CuSO4-5H2O—медный купорос; FeSO4‘7H2O—
железный купорос и др. Некоторые из кристаллогидра-
тов при обыкновенной температуре, другие при нагре-
вании теряют воду полностью или частично; при этом
происходит разрушение кристаллов.
Так, полупрозрачные бесцветные кристаллы соды
Na2CO3-10H2O на воздухе теряют воду и рассыпаются
в белый мучнистый порошок L Кристаллы медного купо-
роса теряют воду при нагревании, при этом голубовато-
синие кристаллы обесцвечиваются и тоже рассыпаются
в порошок безводной сернокислой меди CuSCU.
При нагревании до температуры не выше 170° С гипс
теряет часть воды, образуя кристаллогидрат состава
2CaSO4 Н2О— строительный гипс (алебастр).
Обезвоженные кристаллогидраты могут вновь при-
соединять воду. На этом основано применение гипса в
строительном деле, медицине.
Вода, входящая в состав кристаллогидратов и уча-
ствующая в образовании кристаллов, называется кри-
сталлизационной водой. Ее нельзя смешивать с
гигроскопической водой, которая пропитывает
пористые материалы или притягивается гигроскопиче-
скими (отсыревающими) веществами, например пова-
ренной солью. При удалении гигроскопической воды
путем высушивания ни состав, ни форма кристаллов не
изменяются.
Наконец, отметим химически связанную воду, кото-
рая входит в состав веществ не в виде молекул, а в
виде элементов1 2 и с удалением которой вещества пре-
вращаются из одних в другие. Так, при гашении жженой
извести молекулы ее превращаются в молекулы
Са(ОН)2, а при сильном нагревании гашеная известь
превращается в окись кальция СаО.
1 Потеря воды кристаллогидратами при атмосферных условиях
называется выветриванием.
2 Элементы воды — это водород и кислород в отношении 2 : 1
(весовое отношение 1:8).
127
Растворимость жидкостей в воде также различна.
Серная, азотная кислоты, этиловый, метиловый спирты
неограниченно растворяются в воде, этиловый эфир ма-
лорастворим, а многие углеводороды, в частности со-
ставляющие бензин и керосин, практически в воде не
растворяются. Повышение температуры мало сказывает-
ся на растворимости жидкостей. Жидкости, малораст-
воримые или практически нерастворимые в воде, могут
хорошо растворяться в других жидкостях: в бензоле, серо-
углероде, дихлорэтане, четыреххлористом углероде и др.
Растворимость газов колеблется в широких преде-
лах. Так, в одном объеме воды при обычных условиях
растворяется: аммиака — 700 объемов, хлористого во-
дорода— 500, сернистого газа — 40, сероводорода — 3,
хлора — 2,5. Такие же газы, как водород, азот, кисло-
род, сравнительно мало растворимы при обычной темпе-
ратуре: их растворимость равна соответственно 2,2 и 3
объемам в 100 объемах воды.
Растворимость газов при повышении температуры
понижается, так как при этом настолько усиливается
движение растворенных молекул, что они преодолевают
притяжение молекул растворителя и выделяются из не-
го. Растворимость газов зависит и от давления: с повы-
шением давления растворимость их повышается.
Концентрация растворов и некоторые способы
ее выражения
Концентрацией раствора называется отношение ко-
личества растворенного вещества к количеству всего ра-
створа (иногда растворителя).
Если вещество обладает малой растворимостью (на-
пример, гипс), то в его насыщенном растворе вещества
содержится очень мало; такой раствор нельзя назвать
концентрированным. Однако и концентрированный ра-
створ может быть ненасыщенным. Так, если в 100 г во-
ды растворить 100 г сахара, то раствор будет концен-
трированным, но ненасыщенным. Кроме того, для многих
жидкостей, растворимость которых в воде неогра-
ниченна (серная кислота, некоторые спирты), вообще
нельзя получить насыщенных растворов. Концентрацию
растворов выражают несколькими способами: процент-
ная, молярная, нормальная и другие способы выраже-
ния концентрации.
128
Процентную концентрацию выражают числом ве-
совых частей растворенного вещества, содержащегося
в 100 вес. ч. раствора. Следовательно, чтобы вычислить
процентную концентрацию раствора (С), надо знать
вес растворенного вещества (Л) и вес раство-
ра (В); умножив отношение А'. В на 100, получим кон-
центрацию: С= —• ЮО. (Отношение А : В показывает,
В
сколько весовых частей растворенного вещества содер-
жится в 1 вес. ч. раствора.)
Разберем решение некоторых задач на процентную
концентрацию растворов.
Пример 1. Какова процентная концентрация раст-
вора, в 80 г которого содержится 4 г растворенного ве-
щества? Из условия известны вес раствора и вес раст-
воренного вещества, поэтому сразу находим концентра-
цию: С= -±-.юо=5(%).
oil
Пример 2. Какова процентная концентрация раст-
вора, полученного растворением 25 г медного купороса
CuSO4-5H2O в 175 г воды?
Решение. В данном количестве кристаллогидрата
содержится вода, и, следовательно, неизвестно, сколько
безводной соли было растворено. Пользуясь данными
задачи, можно найти вес раствора, а пользуясь форму-
лой кристаллогидрата и растворенным количеством
его—вес безводной соли. Задача содержит вычисление
процентной концентрации раствора и расчет по формуле.
1) Находим вес полученного раствора.
25 г + 175 г = 200 г.
2) Вычислим вес безводной сернокислой меди в 25 г
CuSO4-5H2O.
CuSO4 • 5Н2О - CuSO4,
в 250 г содержится 160 г,
в 25 » 16 г.
3) Какова концентрация раствора?
™“8«
Пример 3. К 80 г 10-процентного раствора селитры
добавлено 40 г воды. Какова процентная концентрация
полученного раствора?
9 А. Я. Веденяпим 129
1) Сколько селитры в 80 г 10-процентного раствора?
80- —^— = 8 (г).
100 v '
2) Сколько весит разбавленный раствор?
80 г + 40 г = 120 г.
3) Какова концентрация получающегося раствора?
с = 100 = 6,7 (%).
Молярную концентрацию выражают числом
грамм-молекул вещества, содержащихся в 1 л раствора.
Если в 1 л раствора содержится 1 г-люль вещества, ра-
створ называется одномолярным и обозначается так:
«1 М раствор»; если в 1 л раствора 2 г-моль вещества,
раствор двумолярный (2 М) и т. д. Чтобы вычислить
молярность раствора, надо знать объем раствора и ко-
личество растворенного в нем вещества.
Пример 1. Какова молярность раствора, в 100 мл
которого содержится 2 г едкого натра?
Решение. 1) Сколько граммов NaOH содержится в
1 л такого раствора? Так как в литре 1000 мл, то в них
будет содержаться 2 г - 10 = 20 г.
2) Какова молярность этого раствора?
1 г-моль NaOH весит 40 г, 20 г щелочи составляют
0,5 г-моль.
Следовательно, раствор 0,5 М.
Нетрудно понять, что в равных объемах равномоляр-
ных растворов различных веществ содержится одинако-
вое число молекул.
Пользуясь растворами известной молярности, можно
вычислять, в каких объемных отношениях надо взять
растворы реагирующих веществ, чтобы не было избыт-
ка ни одного из них.
Пример 2. В каких объемных отношениях надо слить
одномолярные растворы едкого кали и ортофосфорной
кислоты для полной нейтрализации?
Решение. Для ответа на вопрос надо написать урав-
нение реакции:
Н3РО4 + ЗКОН = К3РО4 + ЗН2О.
130
Из уравнения следует, что на 1 г-моль фосфорной кис-
лоты требуется 3 г-моль едкого кали, поэтому на один
объем молярного раствора фосфорной кислоты надо
взять три объема одномолярного раствора едкого
кали.
Вообще при реакции растворов одинаковой моляр-
ности их объемы относятся между собой, как коэффи-
циенты в уравнениях соответствующих реакций. Если
молярность реагирующих растворов неодинакова, то
раствора с меньшей концентрацией надо взять во столь-
ко раз больше (против вычисленного для растворов
одинаковой молярности), во сколько раз его моляр-
ность меньше молярности другого раствора.
Если М] и М2—молярность взятых растворов, а
Vi и V2 соответственно их объемы, содержащие равные чис-
ла молекул растворенного вещества, то М\ : М2= V2: Vj,
или • Vj = М2 • У2’.
Пример 3. Сколько миллилитров 0,5 М раствора ед-
кого натра надо прилить к 50 мл 1 М раствора хло-
ристого алюминия для полного осаждения гидрата оки-
си алюминия.
Решение. Уравнение реакции:
А1С13 + 3NaOH = А1(ОН)3 + 3NaCl.
Если бы раствор NaOH был также одномолярным,
его потребовалось 50 мл- 3=150 мл, но так как его
молярность вдвое меньше молярности раствора А1С13,
то его надо прилить 150 мл- 2 = 300 мл.
Применение растворов определенной молярности об-
легчает расчет по уравнениям реакций, происходящих
между веществами в растворах. Выше приведены лишь
некоторые примеры расчетов, связанных с растворимо-
стью веществ, с процентной и молярной концентрацией
растворов.
Выражая концентрацию растворов количеством
грамм-молекул растворенного вещества в 1 л раствора,
мы, как это было показано, облегчаем расчеты необхо-
димых объемов растворов реагирующих веществ. Одна-
ко можно еще более упростить эти вычисления, введя
понятие о нормальных растворах.
1 В таком виде это выражение справедливо для взаимодействия
равномолекулярных количеств веществ.
9* 131
Нормальным раствором называется такой раствор,
в 1 л которого содержится 1 г-экв растворенного ве-
щества.
Чтобы приготовить такой раствор, по формуле ве-
щества вычисляют его грамм-эквивалент, возможно точ-
нее отвешивают соответствующее количество на весах и
в мерном литровом сосуде растворяют навеску этого
вещества сначала в небольшом количестве дистиллиро-
ванной воды, а затем доливают воды до метки соответ-
ствующего объема. В одинаковых объемах равнонор-
мальных растворов различных веществ содержатся рав-
ные количества грамм-эквивалентов или их долей.
Так как вещества реагируют между собой в весовых
количествах, пропорциональных их эквивалентам, то
растворы различных веществ одинаковой нормальности
надо сливать в равных объемах. Так, для нейтрализации
10 мл нормального раствора едкого натра надо взять
10 мл нормального раствора соляной, серной или фос-
форной кислоты (проверьте это расчетом).
Растворы, в 1 л которых содержится 2, 3 и т. д.
грамм-эквивалента, называются соответственно двунор-
мальными, трехнормальными и т. д. Готовят растворы
0,1 и., 0,01 н., т. е. растворы, в литре которых содержит-
ся соответственно 0,1, 0,01 грамм-эквивалента. Кратко
такие растворы соответственно обозначаются 0,1 н.,
0,01 н. Вместо «одна десятая нормального раствора» го-
ворят «децинормальный раствор», а вместо «одна сотая
нормального»—«сантинормальный» раствор.
Пример 1. Сколько граммов едкого кали потребует-
ся для приготовления 200 мл 0,1 н. раствора?
Решение. Во-первых, требуется приготовить раствор,
в 1 л которого содержалась бы 0,1 г-экв, а, во-вторых,
такого раствора должно быть только 200 мл, т. е. 0,2 л.
Следовательно, сначала надо вычислить 0,1 г-экв КОН,
а затем рассчитать, сколько граммов КОН необходимо
для приготовления 200 мл 0,1 н. раствора.
1 г-моль КОН 56 г.
1 г-экв » 56 г.
В 1 л 0,1 н. раствора КОН — 5,6 г КОН.
В 0,2 л » » » — х » »
х= 1,12 г.
132
Пример 2. Нейтральную, кислую или щелочную ре-
акцию на индикаторы будет иметь раствор, если сме-
шать 50 мл 0,2 н. раствора HNO3 и 10 мл 1 и. раствора
КОН?
Решение. Та или иная реакция среды на индикатор
зависит от избытка кислоты или щелочи (т. е. ионов
Н+ или ОН“) в растворе. Необходимо установить, оди-
наковые ли доли грамм-эквивалентов содержатся во
взятых объемах растворов. Сравнивая объемы и нор-
мальность взятых растворов, видим, что объем раство-
ра HNO3 в 5 раз больше, а нормальность — в 5 раз
меньше нормальности раствора КОН. Во взятых объе-
мах растворов HNO3 и КОН содержатся одинаковые
доли их грамм-эквивалентов. Следовательно, реакция
раствора нейтральная.
Переход от одного способа выражения концентрации
к другому. Иногда надо от процентной концентра-
ции раствора перейти к молярной, от молярной —
к нормальной и наоборот: от нормальной — к молярной
или процентной. Для решения подобных задач, помимо
знания исходной концентрации, необходимо знать
удельный вес раствора.
Порядок пересчета разберем на примере.
Пример 1. Какова молярность 70-процентного ра-
створа H2SO4 удельного веса 1,615?
Решение. При решении задачи необходимо вычислить
вес растворенного вещества (в нашем примере H2SO4)
в 1 л данного раствора, определить число грамм-моле-
кул в найденном его количестве.
1) Какой объем занимают 100 г данного раствора?
100 г
----------=62 мл.
1,615 г1мл
Следовательно, в 62 мл 70-процентного раствора содер-
жится 70 г H2SO4.
2) Сколько граммов H2SO4 содержится в 1 л такого
раствора?
1000 мл = ИЗО г.
62 мл
3) Сколько грамм-молекул H2SO4 заключается
в 1130 г ее?
ИЗО : 98 = 11,53 (г-моль).
133
Следовательно, концентрация 70-процентного раст-
вора — 11,53 М.
Решение этой задачи можно представить в общем ви-
де. Обозначим процентную концентрацию раствора че-
рез С; удельный вес его—через d\ молекулярный вес
вещества—через М\ число грамм-молекул — через пг\
число эквивалентов — через п. Тогда ответ на первый во-
100
прос задачи выразится через ----; на второй вопрос —
d
через С • 1000 :---= 10 С • d\ на третий вопрос — через
d
10 С -d
т =--------.
м
Таким образом, формула для перехода от процент-
ной концентрации:
а) к молярной имеет вид:
б) к нормальной:
10 С • d
fl =---------;
г-экв
от молярной — к процентной:
__ т • М .
~ 10 d ’
от нормальной к процентной:
_ п - г-экв
~ 10 d ’
Вопросы и задачи к главе 8
1. С какой целью производят растворение веществ?
2. Перечислите характерные признаки истинных растворов, сус-
пензий, эмульсий и коллоидных растворов.
3. Какие растворы называются насыщенными? Какие процессы
непрерывно происходят с осадком в насыщенном растворе?
4. Как можно восстановить форму кристалла, если она нару-
шена?
5. Чем могут отличаться растворы: а) насыщенный от концент-
рированного, б) ненасыщенный от разбавленного? '
6. Что представляет собой вода озер Эльтон и Баскунчак?
7. Почему для охлаждения моторов автомашин и самолетов
в зимних условиях применяют не обычную воду, а раствор глице-
рина или этиленгликоля?
134
8. Как из загрязненной сахарной пудры получить чистый круп-
нокристаллический сахар?
9. Что такое кристаллогидраты?
10. Какая вода называется: а) кристаллизационной, б) гигро-
скопической?
11. Что будет происходить с влажными кристаллами хлори-
стого натрия и медного купороса при их нагревании?
12. Можно ли назвать растворы: а) механическими смесями,
б) определенными химическими соединениями? Дайте обоснованный
ответ.
Решите задачи: 2-1; 2-7; 2-8; 2-10; 2-11; 2-21; 2-26; 2-29; 2-35;
2-37; 2-41; 3-49.
ГЛАВА 9
ПОНЯТИЕ О ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ
ДИССОЦИАЦИИ
Особенности кислот, оснований и солей в растворах.
Электролиты и неэлектролиты
Основания, кислоты и соли в растворах обладают
рядом особенностей, не свойственных сложным вещест-
вам других классов.
1. Реакции между кислотами, основаниями и солями
в растворах практически происходят мгновенно: быстро
изменяется окраска, или выделяется осадок, или бурно
вскипает жидкость, если в результате реакции образует-
ся газ.
Если же перемешать, например, сухие едкий натр и
медный купорос (в порошках), то реакция между ними
практически не происходит. Реакции между вещества-
ми, не относящимися к основаниям, кислотам и солям,
даже в растворах, как правило, происходят очень мед-
ленно.
2. При реакциях обмена между основаниями, кисло-
тами и солями в растворах части молекул — гидроксиль-
ные группы, кислотные остатки или группы NH^ —
из одних молекул переходят в другие, не разру-
шаясь:
Ba(NO3)2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaNO3;
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 Ф + Na2SO4.
3. Кислоты, основания и соли в растворах и распла-
вах проводят электрический ток, тогда как в безводном
135
состоянии при обычных условиях они электрического
тока не проводят (рис. 27). Сложные вещества, которые
в растворах или в расплавах проводят электрический
ток, называются электролитами; сложные же ве-
щества, не проводящие электрического тока ни в раст-
ворах, ни в расплавленном состоянии, называются н е-
электролитами. Следовательно, соли, кислоты и ос-
нования являются электролитами независимо от того,
Рис. 27. Кристаллический хлористый натрий тока не проводит (а),
раствор соли проводит электрический ток (б).
в каком состоянии — в безводном или в растворе, в
твердом или расплавленном — они находятся. У раст-
воров и расплавов кислот, солей и оснований есть и дру-
гие особенности, имеющие большое практическое зна-
чение.
Теория электролитической диссоциации
Свойства электролитов в растворах и расплавах бы-
ли объяснены шведским ученым Сванте Аррениусом,
который в 1887 г. разработал теорию электролитической
диссоциации кислот, оснований и солей в растворах.
В развитие этой теории впоследствии внесли большой
вклад и русские ученые (И. А. Каблуков, Д. П. Коно-
валов и др.).
Сущность теории электролитической диссоциации
состоит в следующем:
136
1. При растворении кислот, солей и оснований в виде
(или в других растворителях, молекулы которых явля-
ются полярными), а также при расплавлении молекулы
их распадаются на положительно заряженные ионы ка-
тионы и отрицательно заряженные ионы — анионы:
K+-I-A-.
М — молекула электролита, К +—катион, А- — анион.
2. Количество положительных зарядов катионов рав-
но количеству отрицательных зарядов анионов, вследст-
вие чего в целом раствор электронейтрален:
М-> К2+ + 2А-;
М, ->2К+ + А2-;
М2 -> ЗК2 + + 2А3".
3. Процесс диссоциации обратим: образовавшиеся
разноименно заряженные ионы, двигаясь в растворе или
в расплаве, сталкиваются между собой и вновь образу-
ют электронейтральные молекулы:
М К+ 4- А".
4. В растворе электролита устанавливается подвиж-
ное равновесие между процессом диссоциации и процес-
сом молизации 4 т. е. в единицу времени столько же
молекул распадается на ионы, сколько их вновь обра-
зуется из ионов, уже имеющихся в растворе.
При одних и тех же условиях в растворе данного
электролита отношение числа молекул, распавшихся на
ионы, к общему числу молекул электролита в растворе
постоянно и называется степенью электролитической
диссоциации. Степень диссоциации увеличивается
с уменьшением концентрации раствора.
Диссоциация оснований, кислот и солей в растворах
При растворении оснований в воде или в других по-
лярных растворителях их молекулы распадаются на по-
ложительно заряженные ионы металлов и отрицательно
заряженные ионы гидроксила:
1 Образование молекул из ионов называется молизацией.
137
NaOH^Na+ + OH-;
Ca(OH)2^Ca2+ -|- 20H~.
Из схем диссоциации оснований видно, что число гид-
роксильных анионов равно числу положительных заря-
дов катиона, или валентности данного металла в мо-
лекуле основания.
Гидроксильный ион ОН~ является сложным ионом
(группа атомов), знак и численная величина его заряда
вытекают из того, что при отщеплении, например, иона
Na + от электронейтральной молекулы NaOH в водном
-2 +
остатке ОН число отрицательных валентностей на еди-
ницу больше числа положительных, поэтому в целом
гидроксил имеет заряд —1 (ОН-). Если при диссоциации
молекулы электролита образуются два, три или более
одноименно заряженных ионов, то соответствующее чис-
ло пишется перед обозначением иона (коэффициент).
Например, два гидроксильных иона надо изобразить
так: 2ОН~ , а не (ОН) 7 , в последнем случае запись
обозначала бы, что два гидроксильных иона соеди-
нены между собой в одну частицу, чего не может
быть вследствие отталкивания одноименно заряженных
ионов.
Молекулы кислот в растворах диссоциируют с об-
разованием положительно заряженных ионов водо-
рода и отрицательно заряженных кислотных остат-
ков:
НС1^Н+ + С1-;
HNO3 Н+ + NO3-;
СН3СООН Н+ + СН3СОО-;
H.SO, ^2H+ + SO42-.
(Последовательность диссоциации многоосновных кис-
лот рассматривается ниже.)
Так как заряд иона водорода равен +1, то отрица-
тельный заряд иона кислотного остатка численно равен
количеству отделившихся ионов водорода.
Средние соли диссоциируют с образованием катио-
нов металлов и анионов кислотных остатков:
138
NaCl ^Na+ -b Cl~;
Ca(NO3)2 Ca2+ + 2N0:r ;
K3PO4 3K- + PO]- ;
(NH4)2SO4 <-2NH+ SO2r .
Во всех случаях диссоциации электролитов в каче-
стве положительных ионов образуются ионы водорода
и металлов, в качестве отрицательных — ионы кислотных
остатков и гидроксила.
Особенности кислот, оснований и солей в растворах
в свете теории электролитической диссоциации
Теория диссоциации электролитов объясняет особен-
ности их поведения в растворах.
1. Переход кислотных остатков и гидроксильных
групп из одних молекул в другие без изменения их со-
става объясняется тем, что кислоты и соли в растворах
дают ионы кислотных остатков, а основания — ионы
гидроксила. Реакция обмена в растворах происхо-
дит не между целыми молекулами, а между их раз-
ноименно заряженными ионами, вследствие чего слож-
ные ионы (группы атомов) и сохраняют свой со-
став.
2. Большая скорость реакций обмена между электро-
литами в растворах обусловлена силами электростати-
ческого притяжения между разноименно заряженными
ионами.
3. Электрический ток — это упорядоченное движение
электрических зарядов.
В металлах переносчиками электрических зарядов
являются электроны, в растворах электролитов — ионы.
Таким образом, электропроводность растворов кислот,
оснований и солей объясняется наличием в них свобод-
ных ионов. При отсутствии электрического поля эти
ионы движутся беспорядочно. При погружении в раствор
электролита электродов, соединенных с полюсами источ-
ника постоянного тока, движение ионов становится на-
правленным: положительно заряженные ионы движут-
ся к отрицательному полюсу — к катоду (отсюда их
название «катионы»), отрицательно заряженные ионы—
139
к положительному полюсу — аноду (поэтому эти ионы
называются анионами) Слог' блзняи^»^’ -иду-
щий», «странствующий».
Электролиты и неэлектролиты в свете теории
связи атомов в молекулах. Механизм электролитической
диссоциации
Ответ на вопрос, почему одни вещества (основания,
кислоты и соли) являются электролитами, а другие ими
не являются, дает теория связи атомов в молекулах
(стр. 62).
Молекулы солей состоят из ионов металла и ионов
кислотных остатков; оснований — из ионов металла и
ионов гидроксильных групп. Внутри ионов кислотных
остатков и гидроксильных групп связь между атомами
является атомной, слабо полярной. Связь между водо-
родом и кислотным остатком в кислотах полярная, тог-
да как между атомами, образующими кислотный оста-
ток, полярность проявляется недостаточно ярко.
Молекулы же неэлектролитов неполярны. Таким об-
разом, принадлежность веществ к электролитам или не-
электролитам определяется видом связи между атомами
в их молекулах и степенью полярности молекул: элек-
тролитами являются вещества с ионной или резко выра-
женной полярной связью.
Однако отмеченные выше особенности электролитов
проявляются только в растворах и расплавах, в твердом
же состоянии они тока не проводят. Объясняется это
тем, что в электролите, находящемся в твердом состоя-
нии, ионы не могут свободно перемещаться в массе ве-
щества: этому препятствует притяжение со стороны про-
тивоположно заряженных ионов; этим исключается и
возможность мгновенного взаимодействия твердых элек-
тролитов.
Рассмотрим, что происходит при растворении элек-
тролита в воде (в упрощенном виде).
Молекулы воды образованы по типу полярной связи,
они диполи, т. е. имеют положительный и отрицатель-
ный полюс. Если изобразить молекулу электролита в
общем виде—КТА~, то в водной среде вокруг частиц
140
электролита молекулы воды ориентируются так, как
показано на схеме:
т. е. одна группа молекул воды притягивает к себе ка-
тион, другая — анион. Вследствие этого ионная связь
ослабевает настолько (в 81 раз), что ионы отрываются
один от другого и передвигаются в растворе. Таков ме-
ханизм процесса электролитической диссоциации ион-
ных соединений.
Молекулы кислот образованы по типу полярной свя-
зи; общие электронные пары в них сильно смещены от
атомов водорода в сторону простого или сложного ки-
слотного остатка. Однако механизм их диссоциации в
растворах тот же:
Одни молекулы воды ориентируются отрицательными
полюсами возле положительного полюса молекулы кис-
лоты (например, НС1), другие соответствующим обра-
зом повертываются к отрицательному полюсу моле-
кулы кислоты. В результате молекулы кислоты рас-
падаются на две части так, что электронные па-
ры принадлежат теперь только кислотным остаткам,
которые становятся отрицательно заряженными ионами,
а атомы водорода, лишившись электрона (в общей
электронной паре), превращаются в положительно за-
ряженные ионы водорода. Следовательно, при электро-
литической диссоциации ионных соединений молекулы
их распадаются на уже имеющиеся ионы, из полярных
же водородных соединений образуются свободные ионы.
Из схем электролитической диссоциации следует, что
ионы в водном растворе окружены определенным обра-
141
зом ориентированными молекулами воды. Так образуют-
ся гидраты ионов.
Тем не менее, изображая уравнения реакций между
электролитами в растворах или схему диссоциации, при-
нято обозначать только «чистые» ионы, например
HCI Н+ +С1“. Таков же механизм диссоциации
электролитов и в других полярных растворителях, на-
пример в этиловом спирте.
Из сказанного яспо, почему электролиты не распа-
даются на ионы в неполярных растворителях, а соеди-
нения с неполярной атомной связью не образуют ионов
ни в каких растворителях.
Свойства ионов
По свойствам ионы резко отличаются от атомов, из
которых они образовались. Многие ионы характеризу-
ются определенным цветом. Так, гидратированные ионы
меди Си2 + -пН2О имеют синий цвет, поэтому растворы
солей меди различных кислот с бесцветными анионами
имеют синий цвет. Ионы Мп04~ фиолетового цвета, и
соли, содержащие эти анионы и бесцветные катионы,
имеют фиолетовый цвет.
Цвет того или иного вещества не всегда зависит от
цвета образующих его ионов. Так, ионы РЬ2+ и 1~ бес-
цветны, а иодистый свинец РЫ2 имеет желтый цвет.
Часто ионы оказывают на организм иное действие,
чем соответствующие атомы. Хлор, например, ядовит,
а ионы хлора необходимы для организма; то же следует
сказать о действии на организм атомов и ионов натрия.
Разное действие на организм оказывают атомы и ионы
водорода.
На свойствах ионов давать характерные реакции с
другими ионами противоположного заряда основан ка-
чественный и количественный анализ электролитов:
так, ион SOj- с ионами Ва2* всегда дает белый оса-
док BaSO4, ионы серебра Ag ’’ с ионами хлора О "
образуют белый творожистый осадок AgCl и др.
Электролиз
В растворе или в расплаве электролита ионы дви-
жутся беспорядочно. Если же в сосуд, содержащий сво-
бодные ионы, поместить электроды, соединенные с ис-
142
точником постоянного тока, движение их становится
направленным: положительные ионы перемещаются к
катоду, отрицательные — к аноду. На поверхности
электродов ионы превращаются в электронейтральные
атомы или молекулы. Рассмотрим процесс электролиза
расплавленного хлористого натрия. В расплаве хлори-
стый натрий диссоциирован на ионы натрия и хлора:
NaCl ^Na+ + С1-.
При пропускании постоянного тока через расплав ионы
натрия движутся к катоду, от которого получают недо-
стающие ионам натрия электроны, превращаясь в ато-
мы натрия:
_ о
Na+ 4- е -> Na.
Натрий собирается в катодном пространстве на поверх-
ности расплава.
Ионы хлора движутся к аноду и на его поверхности
теряют избыточный электрон, превращаясь в атомы
хлора:
о _
Cl- -> Cl + е\ Cl + С1 = С12|.
Атомы хлора, соединяясь попарно, образуют молекулы
хлора, которые затем выделяются в виде газообразного
хлора.
Электроны, потерянные ионами хлора, по проводни-
ку перемещаются к аноду источника тока. За это же
время от катода источника тока по проводнику к като-
ду, погруженному в расплав, перемещается такое же ко-
личество электронов. Таким образом, в единицу време-
ни количество электронов, приобретенных положитель-
ными ионами на катоде, равно количеству электронов,
потерянных отрицательными ионами на аноде.
Этот процесс можно представить схематически
(рис. 28):
NaCl ^Na+ + Cl-
Катод <------1 ।------>Анод
_ _o о __
Na4' 4- е -> Na Cl~ -> Cl 4- £
ci + Cl = Cl2
143
Потеря электро-
нов атомами или
ионами называется
окислением, приоб-
ретение электронов
атомами или иона-
ми называется вос-
становлением. При
электролизе на ка-
тоде происходит
восстановление, на
аноле — окисление.
Электролизом на-
зывается окисли-
тел ьно-восста новп-
тельный процесс,
происходящий на
электродах при про-
пускании постоян-
ного тока через
электролит.
Если в растворе
или в расплаве
Рис. 28. Схема установки для полу-
чения натрия из расплава хлористого
натрия:
/ — железный кожух; 2—анол: 3—катод;
4 — колокол; 5 — сетчатая перегородка, от-
деляющая катодное пространство от анод-
ного; 6 — труба для отвода полученного
натрия; 7 — сборник натрия.
электролита одновременно присутствуют несколько одно-
именно заряженных ионов, то при пропускании тока раз-
рядка таких ионов происходит в определенной последо-
вательности Катионы, например, образованные менее ак-
тивными элементами, восстанавливаются в первую оче-
Рис 29 Электролиз раство-
ра хлористого натрия,.
редь: в определенной последо-
вательности разряжаются н
анионы. Последовательность,
в которой ионы разряжаются
на электродах, зависит также
от напряжения в цепи и от
концентрации ионов в раство-
ре или расплаве электролита.
Так, при электролизе водного
раствора хлористого натрия на
катоде выделяется водород,
на аноде — хлор, а в растворе
остается едкий натр. Образо-
вание водорода и едкого чэ-
тра в этом процессе обьяс-
144
пяется следующим образом (рис. 29). Вода, являясь
очень слабым электролитом, все же частично диссоци-
ирует на катионы водорода и анионы гидроксила, так
ито в водном растворе хлористого натрия имеются од-
новременно две равновесные системы:
NaCl Na+ ! +
Н2О^ Н+ | +
..........।
Кат од <------1
н+ + н
н + Н = Но t
С1-
он-
1------------>Анод
С1- ->С1 +~е
С1 -I- С1 = Cl2 f
2NaCl + 2Н20-п0СТ0Я11НЫЙ-> 2NaOH + H2f+Cl2t
ток в растворе
При прохождении постоянного тока катионы натрия
и водорода движутся к катоду; но так как ионы водоро-
да приобретают электроны легче, чем ионы натрия (смо-
три ряд активности металлов), то на катоде восстанав-
ливаются именно они, а ионы натрия остаются в раст-
воре. Из двух анионов (С1~ и ОН-) легче теряют
электроны ионы хлора: они превращаются в атомы, а
затем в молекулы хлора, ионы же гидроксила остаются
в растворе. В результате на катоде выделяется водо-
род, на аноде хлор, а в растворе остаются ионы натрия
и гидроксила, из которых при выпаривании образуются
кристаллы едкого натра.
Электролиз широко применяется в химической про-
мышленности для получения различных химических
продуктов, для электролитического покрытия одних ме-
таллов другими (никелирование, хромирование), полу-
чения чистых металлов и др.
Вопросы, и задачи к главе 9
1. Что такое электролиты?
2. Является ли электролитом: а) кристаллический хлористый
натрий, б) раствор этилового спирта, в) бензол, н безводная фос-
форная кислота?
3. Всякое ли вещество, проводящее электрический ток; явля-
ется электролитом?
,1U А, Я. Веденяпия
.145
4. Чем отличается прохождение постоянного тока через ме-
талл от прохождения его через электролит?
5. Почему основания, кислоты и соли являются электролитами?
6. При каких условиях электролиты проводят электрический
ток?
7. Почему сухой хлористый водород не обладает свойствами
кислоты, а его водный раствор — сильная кислота?
8. Что такое кислота, основание, соль в свете теории элект-
ролитической диссоциации?
9. Какова роль постоянного тока в процессе электролиза?
10. Для чего применяется электролиз? Можно ли его осущест-
вить, пользуясь переменным током?
11. Почему степень электролитической диссоциации увеличива-
ется с уменьшением концентрации раствора?
Решите задачи: 8-1—8-4; 8-6; 8-10; 8-12; 8-13; 8-15; 8-17; 8-18.
ГЛАВА 10
ОКИСЛЫ, ОСНОВАНИЯ, кислоты, соли
Классификация простых веществ была рассмотрена
(гл. 2). В этой главе мы излагаем некоторые сведения
об окислах, основаниях, кислотах и солях — важнейших
классах неорганических соединений.
Окислы
Окислами называются сложные вещества, состоящие
из двух элементов, одним из которых является кисло-
род.
В молекулах окислов отрицательную валентность
проявляет только кислород (за исключением окислов
фтора). Молекулярный состав окислов подчиняется пра-
вилу: в молекуле окисла число единиц положительной
валентности равно числу единиц отрицательной валент-
ности. Составление формул окислов по валентности и
определение валентности элемента по формуле окисла
уже рассматривалось (стр. 73—75).
Получение окислов. Окислы могут быть получены
прямым и косвенным путем. Прямой путь состоит в
том, что то или иное простое вещество (при определен-
ных условиях) соединяется с кислородом:
2Са Р О, = 2СаО; S + О, = SO,;
4А1 4- 30, = 2А1,О3; 4Р 4- 50, - 2Р2О5.
146
Косвенный способ получения окислов заключается в
разложении при нагревании кислородсодержащих ве-
ществ. Некоторые окислы могут быть получены обжи-
гом сернистых металлов, а также при горении органиче-
ских веществ:
СаСОз = СаО + СО2;
СиСОз • Си(ОН)2 = 2СиО Ч- Н2О + СО2;
2Fe(OH)3 = Fe263 F ЗН2О;
H2SO3 = H,O + SO,;
2ZnS F 3O2 = 2ZnO -h 2SO2;
CH4 + 2O2 = C02 F 2H2O.
Окислы тех элементов, которые непосредственно с
кислородом не соединяются, получаются косвенным пу-
тем (Ag, Au, Pt, галогены).
Многие окислы могут быть получены и прямым и кос-
венным способом. Так, окись меди получается и путем
разложения малахита и окислением чистой меди.
Классификация окислов. По составу молекул окис-
лы делятся на окислы металлов и окислы неметаллов.
Однако такое подразделение большого практического
значения не имеет. Гораздо важнее подразделение их
по химическим свойствам.
По химическим свойствам окислы делятся на соле-
образующие и несолеобразующие. Солеобразующими
называются такие окислы, которые, взаимодействуя с
некоторыми веществами, образуют соли. К солеобра-
зующим относится большинство окислов.
Несолеобразующими называются окислы, которые
при химических реакциях солей не образуют, например
окись азота; им не соответствуют ни кислоты, ни осно-
вания.
Солеобразующие окислы делятся на основные, кис-
лотные и амфотерные.
Основными окислами называются окислы, кото-
рые образуют соли при взаимодействии с кислотами, а
гидраты окислов являются основаниями. Все основные
окислы являются окислами металлов, однако не все
окислы металлов обладают свойствами основных окис-
лов. Основные окислы взаимодействуют с кислотами,
с ангидридами кислот:
10*
147
MgO + H2SO4 = MgSO4 4- H2O;
CaO + SiO2 = CaSiO.3.
Окислы щелочных и щелочноземельных металлов сое-
диняются с водой, образуя едкие щелочи:
ВаО 4- Н2О = Ва(ОН)2;
К2О + Н2О = 2КОН.
Кислотными окислами, или ангидридами кис-
лот, называются окислы, которые образуют соли при
взаимодействии со щелочами, а гидраты окислов обла-
дают свойствами кислот. Кислотные окислы взаимодей-
ствуют со щелочами, с основными окислами, многие из
них соединяются с водой, образуя кислородные кислоты:
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + Н2О;
SO2 + NaOH - NaHSO3;
SO3 + Na2O = Na2SO4;
N2O5 + H2O = 2HNO3.
При взаимодействии кислотных окислов со щелоча-
ми и основными окислами получаются соли тех кислот,
ангидриды которых вступили во взаимодействие; поэто-
му, составляя формулы этих солей, надо сначала мы-
сленно представить себе формулу кислоты, соответст-
вующей данному ангидриду. При взаимодействии ан-
гидридов многоосновных кислот с основанием может
образоваться кислая соль.
Большинство кислотных окислов являются окислами
неметаллов, но среди них есть и окислы металлов, в ко-
торых валентность металла больше трех, например:
МП2О7, СгО3, V2O5 — кислотные окислы.
Амфотерными называются окислы, которые образуют
соли и при взаимодействии с кислотами и при взаимо-
действии со щелочами, а их гидраты обладают некото-
рыми свойствами и кислот и оснований. Примером ам-
фотерных окислов являются окись цинка ZnO, окись
алюминия А12О3 и некоторые другие. Они взаимодей-
ствуют с кислотами как основные окислы:
ZnO 4- 2НС1 = ZnCl2 4- Н2О,
а с основаниями — как кислотные-
ZnO 2NaOH = Na2ZnO2 4“ Н2О.
148
Образовавшееся вещество Na2ZnO2 является солью
цинковой кислоты.
Названия окислов. Основные окислы называются
окисями или закисями. Если металл имеет постоянную
валентность, его единственный окисел называется оки-
сью, например СаО — окись кальция, А12О3— окись
алюминия Если же металл образует два основных окис-
ла, то окисел, в котором металл проявляет большую
валентность, называется также окисью, а окисел с низ-
шей валентностью металла — закисью.
Так, FeO — закись железа, Fe2O3 — окись железа.
Кислотные окислы обычно называются ангидридами
тех кислот, которым они соответствуют, например:
SO3 — серный ангидрид, ему соответствует серная
кислота H2SO4; SO2 — сернистый ангидрид, ему соот-
ветствует сернистая кислота H2SO3. Есть и другие на-
звания- SO2 — двуокись серы, SO3 — трехокись серы,
NO — окись азота, NO2 — двуокись азота. Существуют
еще перекиси, которые относятся к группе веществ,
иногда называемых «окислы-соли»— окислы по составу,
соли по свойствам (соли перекиси водорода).
Основания
Основаниями называются вещества, которые в ра-
створах или в расплавах образуют отрицательные ионы
гидроксила, а других отрицательных ионов не образуют.
Это определение лучше других характеризует класс
оснований. Но в литературе встречаются и другие оп-
ределения, основанные на составе или свойствах осно-
ваний.
Состав и свойства оснований. Молекула основания
состоит из одного атома металла и одной или несколь-
ких гидроксильных групп (число которых зависит от ва-
лентности металла).
Все основания — твердые вещества, за исключением
гидрата окиси аммония NH4OH, который представляет
собой раствор аммиака в воде. По растворимости в во-
де основания делятся на растворимые и нерастворимые.
Растворимые основания называются едкими щелочами
за их способность разрушать органические вещества.
К ним относятся гидраты окислов щелочных и щелочно-
земельных металлов: LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH;
149
Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)2, а также NH4OH. Боль-
шинство оснований в воде не растворяются; к ним от-
носятся, например, Cu(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3,
РЬ(ОН)2 и др. Растворимые основания (кроме
NH4OH) — белые кристаллические вещества, плавящие-
ся без разложения; нерастворимые основания — некри-
сталлические, во влажном состоянии студнеобразные
вещества, некоторые из них окрашены: Си(ОН)2 голубо-
го, Fe(OH)3 бурого, Ni(OH)2 зеленоватого, Сг(ОН)3
темно-зеленого цвета.
В растворах едких щелочей лакмус становится си-
ним, фенолфталеин — малиновым, метилоранж — жел-
тым; нерастворимые основания на индикаторы не дей-
ствуют.
Щелочи придают воде мылкость, разъедают кожу,
шерсть, бумагу; с жирными кислотами и жирами обра-
зуют мыла — соли некоторых карбоновых кислот:
NaOH+C17H35COOH C17H35COONa4-H2O.
Так как все растворимые основания при диссоциа-
ции отщепляют анион ОН~, но различные катионы, то их
общие химические свойства, следовательно, обусловле-
ны наличием иона гидроксила.
Нерастворимые в воде основания не диссоциируют
в сколько-нибудь значительной степени. Это отличает
их свойства от свойств щелочей.
Растворы щелочи такие, как NaOH, КОН, концентра-
ции 0,1 н. диссоциированы на 92%. Слабее диссоцииру-
ет гидрат окиси аммония.
Если к осадку гидрата окиси кальция прилить раствор
соляной кислоты, осадок растворяется. При выпа-
ривании растворителя выделяются кристаллы хлористо-
го кальция СаС12. Вместо гидрата окиси кальция мож-
но взять другие основания и другие кислоты; во всех слу-
чаях образуется соль и вода. Так как электролиты в
растворах находятся в виде ионов (что в известной сте-
пени относится и к практически нерастворимым в во-
де), то новые вещества при взаимодействии между ними
образуются из ионов. Реакции между электролитами
изображаются ионными уравнениями. Различают пол-
ные и сокращенные ионные уравнения. В полном ионном
уравнении обозначены все свободные ионы, на которые
распадаются молекулы исходных и образующихся ве-
150
ществ, а также недиссоциировавшие молекулы. В сокра-
щенном ионном уравнении обозначаются только те ионы
и молекулы, которые удаляются из раствора вследствие
образования нерастворимого, летучего или мало диссоци-
ируемого вещества.
При составлении ионных уравнений рекомендуется
сначала составлять молекулярные уравнения. Просле-
дим процесс составления этих уравнений на примере
взаимодействия едкого кальция с соляной кислотой:
Са(ОН)2+2НС1 = СаС12+2Н2О;
Са2++2ОН-+2Н++2С1- = Са2++2С1-+2Н2О;
2Н++2ОН-=2Н2О, или ОН- + Н+ = Н2О.
Составляя полное ионное уравнение, следует учиты-
вать коэффициенты молекулярного уравнения.
Таким образом, реакция между гидратом окиси каль-
ция и соляной кислотой свелась к удалению из раство-
ра ионов Н+ и ОН-, что и показано в сокращенном
ионном уравнении. К этому же сокращенному ионному
уравнению можно прийти чисто «математическим» пу-
тем, исключив из левой и правой частей полного ионно-
го уравнения равные количества одинаковых свободных
ионов.
Если бы основание и кислота были взяты в таких от-
носительных количествах, что на один гидроксильный
ион (носитель основных свойств) приходился один ион
водорода (носитель кислотных свойств), то в растворе
были бы только ионы металла (Са2+) и кислотного ос-
татка (О-); при выпаривании такого раствора ионы
металла и кислотного остатка соединятся и выделится
чистая соль.
Раствор, в котором нет избытка ни водородных, ни
гидроксильных ионов, не действует на индикаторы и на-
зывается нейтральным. Реакция, при которой из ионов
водорода кислоты и ионов гидроксила основания обра-
зуется вода, называется реакцией нейтрализации.
Осуществить полную нейтрализацию нераствори-
мого основания кислотой очень трудно, так как труд-
но создать среду, в которой не было бы избытка во-
дородных или гидроксильных ионов. Это легко уда-
ется, если вместо нерастворимого основания взять ра-
створ едкой щелочи и раствор сильной кислоты.
151
К раствору щелочи или кислоты добавляют раствор
индикатора и осторожно приливают соответственно ра-
створ кислоты или щелочи до нейтральной реакции.
(Простая установка для нейтрализации показана на
рис. 30.)
Определив необходимые для нейтрализации объемы
взятых растворов кислоты и щелочи в присутствии ин-
Рис. 30. Прибор для реакции
нейтрализации:
а — бюретка с кислотой; б — стакан
со щелочью.
Си(ОН),=
дикатора, их смешивают за-
тем без индикатора — в ра-
створе получается чистая
соль.
Установлено, что при ре-
акции нейтрализации меж-
ду любыми сильными кис-
лотами и едкими щелоча-
ми на каждую грамм-моле-
кулу образующейся воды
выделяется 13,6 ккал теп-
лоты.
Реакция нейтрализации
применяется для получения
солей в количественном
анализе. Взаимодействие с
кислотами является наибо-
лее важным свойством всех
оснований.
Как указывалось (стр.
148), едкие щелочи взаимо-
действуют с ангидридами
кислот с образованием сред-
них и кислых солей. Нера-
створимые основания при
нагревании разлагаются на
окисел металла и воду:
СиО + Н,О;
2Сг(ОН)3 = Сг2О3+ЗН2О.
При взаимодействии растворов щелочи и соли про-
исходит реакция двойного обмена, в результате которой
получается новое основание и новая соль:
3KOH+FeCl3=3KCl+Fe(OH)3
3K++3OH-+Fe3++3Cl--3K++3Cl-+Fe(OH)3;;
3OH~+Fe3+=Fe(OH)3;.
152
В приведённом примере получается нерастворимое
основание, соль же находится в растворе. Из раствора
удаляются ионы Fe3+ и ОН“—следствие образования
нерастворимого основания Fe(OH)3.
Можно так подобрать исходные вещества, что в оса-
док выпадет соль:
Na2SO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaSO3|;
2Na++SO3-+Ca2++2OH- = 2Na++2OH-+CaSO3;;
Ca2++SO3- = CaSO3;.
Нерастворимые основания с растворами солей прак-
тически не взаимодействуют.
Реакция обмена между растворами щелочи и соли
чаще всего применяется для получения нерастворимых
оснований. Для этого раствором едкой щелочи действу-
ют на раствор соли того металла, гидрат окиси кото-
рого надо получить.
Здесь необходимо рассмотреть вопрос о необрати-
мых и обратимых реакциях Необратимыми реак-
циями обмена называются такие реакции, продукты
которых при данных условиях между собой не взаимо-
действуют и исходных веществ не образуют.
Обратимыми реакциями обмена называются та-
кие реакции, продукты которых в момент своего образо-
вания вступают между собой во взаимодействие, образуя
исходные вещества; обратимые реакции — это реакции,
идущие одновременно в двух противоположных направ-
лениях.
Из рассмотренных выше примерами необратимых ре-
акций были реакции нейтрализации, взаимодействие
едкого кали с хлорным железом, а также едкого каль-
ция с сернистокислым натрием. Ни в одной из них об-
разовавшиеся вещества в условиях данных реакций
между собой не взаимодействуют и исходных веществ
не образуют; реакции прекращаются как только хотя
бы одно из исходных веществ полностью прореагирует.
В свете теории электролитической диссоциации не-
обратимость реакций обмена между электролитами в ра-
створах объясняется тем, что из раствора удаляются два
разноименно заряженных иона, в наших примерах вслед-
ствие образования мало диссоциирующего или нераство-
римого вещества. Такие реакции не могут идти в обратном
153
направлении и прекращаются, как только иссякнут уда-
ляющиеся ионы и молекулы, из которых они образу-
ются. Тот же результат получается, если два разноимен-
но заряженных иона образуют летучее вещество. Исхо-
дя из этого, можно сказать, что необратимые реакции
обмена — это такие реакции, при которых из сферы
взаимодействия удаляются те или иные ионы.
В качестве обратимой реакции обмена рассмотрим
взаимодействие растворов едкого натра и азотнокислого
калия. При взаимодействии растворов этих вешеств ни-
каких видимых изменений не происходит, однако если
выпарить этот раствор, то в осадке обнаруживаются че-
тыре вещества вместо двух взятых: NaOH, KNO3,
NaNO3, КОН. Рассмотрим уравнения этой реакции:
NaOH-FKNO3^KOH+NaNO3,
или
Na++OH-+K++NOr ^K++OH-+Na++NO3-.
Образовавшиеся вещества (КОН и NaNO3) — хорошо
растворимые электролиты, поэтому они полностью дис-
социируют на те же ионы, из которых образовались. Но
ионы Na+ и ОН- снова образуют молекулы NaOH,
а ионы К+ и NO3_ —молекулы KNO3. NaOH и
KNO3 в свою очередь диссоциируют и т. д. Из раствора
не удаляется ни одна пара разноименно заряженных
ионов; в нем непрерывно происходят две противопо-
ложно направленные реакции. В уравнениях таких реак-
ций вместо знака равенства ставят две встречные стрел-
ки: одна, направленная слева направо, обозначает пря-
мую, а другая, направленная справа налево, обратную
реакцию. Из сказанного следует сделать вывод:
чтобы реакция обмена стала возможной и могла
служить для получения кислот, солей и оснований, не-
обходимо, чтобы исходные вещества были растворимы
(в воде или одно в другом), а одно из получающихся
веществ выделялось в виде нерастворимого, летучего
или мало диссоциирующего вещества.
Некоторые нерастворимые гидраты окислов металлов
с кислотами реагируют как основания, а с едкими ще-
лочами— как кислоты, т. е. обладают и свойствами ос-
нований и свойствами кислот. Так, если к осадку гидра-
та окиси цинка в одном опыте прилить раствор кислоты,
154
а в другом — раствор едкой щелочи, осадки в обоих слу-
чаях растворяются. Эти реакции изображаются следую-
щими уравнениями:
Zn(OH),+2HCl =ZnCl2+2H2O;
H2ZnO2+2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O.
В первом случае Zn(OH)2 — основание, во втором —
цинковая кислота H2ZnO2; Na2ZnO2 — соль этой кисло-
ты — цинкат натрия.
Подобными свойствами обладают и некоторые дру-
гие гидраты окислов металлов А1(ОН)3, Сг(ОН)3. Это
явление, называемое амфотерностью, получило следую-
щее объяснение (дается не для обязательного запоми-
нания). В молекуле гидрата окиси цинка, формула ко-
торой изображена здесь графически
1 U
| О-Й
\/ I
Zn\j
Ко--н
полярность связи по линиям I и II почти одинакова. По-
этому в водной среде часть молекул гидрата окиси цин-
ка диссоциирует по линии I (по типу основания):
Zn(OH)4Zn2++2OH-,
другая же их часть диссоциирует по линии II (по типу
кислоты):
/О-Н
Zn< ^2H++ZnOl“
ХО-Н
Таким образом, в воде с осадком Zn(OH)2 одновремен-
но находятся молекулы Zn(OH)2 в растворе и ионы
Zn2 + , ОН~, Н+, ZnO2~. Эту систему можно обозначить
такой записью:
/Zn2++2OH~ (I)
Zn(OH),^Zn(OH)Z
осадок Раствор ^2H+ + ZnOi" (Ю-
155
Если в этот сосуд прилить кислоты (т. е. ввести избыток
ионов водорода), то произойдет реакция между основа-
нием и кислотой, которую можно выразить сокращенным
ионным уравнением:
2ОН-+ 2Н+ = 2Н2О,
из Zn(OH)9 из кислоты
т. е. ионы Н+ кислоты связывают ионы ОН’ гидрата
окиси цинка, вследствие чего понижается концентрация
последних. Это нарушает равновесие в части системы I:
новые молекулы будут диссоциировать по типу основа-
ния (I). Но диссоциация «растворенных» молекул по-
низит их концентрацию в растворе, раствор перестанет
быть насыщенным, и новая часть молекул из осадка
перейдет в раствор, осадок начнет растворяться. Од-
новременно в части II системы будет происходить толь-
ко молизация. Если было прилито достаточное количе-
ство кислоты (т. е. ионов Н+), то весь гидрат окиси
цинка прореагирует как основание.
Если же в сосуд с осадком Zn(OH)2 прилить раст-
вор щелочи, т. е. ввести избыток ионов ОН-, то в час-
ти II системы произойдет следующая реакция:
2Н++2ОН- = 2Н2О
из Zn (ОН)а из щелочи
Нарушается равновесие в этой части системы. Это так-
же повлечет диссоциацию молекул Zn(OH)2 раствора по
типу II, что вызовет растворение осадка и молизацию
в части I. При достаточном количестве ионов ОН- ще-
лочи весь гидрат окиси цинка прореагирует как кислота
(изобразите ионными уравнениями «растворение»
Zn(OH)2 в кислоте и в щелочи).
Явление амфотерности указывает на некоторую от-
носительность деления элементов на металлы и неме-
таллы, а гидратов окислов — на основания и кислоты.
Но, несомненно, есть типичные металлы и неметаллы,
есть типичные основания и типичные кислоты.
Получение нерастворимых оснований было рассмот-
рено (стр. 152—153). Что касается едких щелочей, то наи-
более употребительные из них NaOH и КОН получают-
ся электролизом растворов солей NaCl и КС1. До раз-
работки этого способа их получали реакцией обмена
между их углекислыми солями и гашеной известью:
156
Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3|-|-2NaOH;
К2СО3+Са(ОН)2=СаСО3Ц-2КОН.
Раствор отфильтровывали и выпаривали. (Напишите
ионные уравнения этих реакций.)
Чисто теоретический интерес представляет взаимо-
действие щелочных и щелочноземельных металлов с
водой, при котором получаются едкие щелочи и водо-
род. В качестве примера рассмотрим реакцию взаимо-
действия натрия с водой:
2Na + 2H,O = 2NaOH + H2f;
2Na+2H++2OH- = 2Na++2OH- + H2f;
2Na+2H+ = 2Na+ + H2t
Вода, являясь мало диссоциирующим веществом, все
же дает незначительное количество ионов Н+ и ОН-:
Н2О^Н++ОН-.
Атомы натрия легко теряют электроны, превращаясь
в одновалентные положительные ионы, а ионы водорода
эти электроны получают, превращаясь в электронейт-
ральные атомы водорода, которые затем образуют мо-
лекулы водорода. Сокращенное ионное уравнение выра-
жает сущность этой окислительно-восстановительной
реакции. Переход ионов водорода в газообразный водо-
род вызывает диссоциацию все новых и новых молекул
воды; процесс идет очень бурно с выделением большо-
го количества теплоты. В растворе накапливаются ионы
натрия и гидроксила, которые при кристаллизации да-
ют тверд.ый едкий натр.
Едкие щелочи могут быть получены соединением
окислов щелочных и щелочноземельных металлов с во-
дой. Практически так получают едкий кальций:
СаО+Н2О=Са(ОН)3.
Для этого негашеную известь в ящиках или в ямах
поливают водой. Процесс происходит с выделением
большого количества теплоты.
В виду того что едкие щелочи могут быть получены
соединением окисла металла с водой, а нерастворимые
основания разлагаются на окисел металла и воду, лю-
бое основание может быть названо гидратом окисла
157
металла. Однако в молекулах оснований нет молекул
воды и формулу едкого натра, например, нельзя изо-
бразить так: Na2O • Н2О, хотя такая запись соответст-
вует количественному составу.
Если металл с переменной валентностью образует
несколько основных окислов, то он образует столько же
оснований. Основание, в котором металл проявляет
меньшую валентность, называется гидратом закиси дан-
ного металла; если же металл проявляет большую ва-
лентность— гидратом окиси металла: Fe(OH)2 — гидрат
закиси железа, Fe(OH)3—гидрат окиси железа.
Некоторые из едких щелочей имеют еще и другие
названия, например NaOH — каустическая (жгучая)
сода, Са(ОН)2 — гашеная известь, пушонка и др.
Из едких щелочей наибольшее применение имеют
едкий натр, едкое кали и гашеная известь. Первые две
щелочи применяются в мыловарении, для очистки бен-
зина и керосина, в производстве искусственного шелка,
в текстильной промышленности и ряде химических про-
изводств; гашеная известь Са(ОН)2 применяется в
строительном деле, в производстве сахара, в металлур-
гии и других отраслях промышленности.
Кислоты
Кислотами называются вещества, которые в ра-
створах или в расплавах дают положительные ионы во-
дорода и других положительных ионов не образуют.
Иногда определения кислот дают на основе других их
свойств.
Во всех определениях в прямой или скрытой форме
указывается на атомы водорода, как неотъемлемую
часть молекул кислоты, которые в растворах или в рас-
плавах превращаются в положительные ионы водорода,
а при химических реакциях могут замещаться атома-
ми металла или обмениваться на них с образованием
соли.
В зависимости от состава и свойств кислоты можно
разделить на более мелкие группы: а) неорганические и
органические; б) кислородные и бескислородные; в) од-
ноосновные и многоосновные. Кроме того, различают
кислоты сильные и слабые; прочные и непрочные;
летучие и нелетучие,
158
Органические кислоты (муравьиная НСООН, уксус-
ная СН3СООН, стеариновая Ci7H35COOH и другие), об-
ладая некоторыми особенностями, проявляют и наиболее
характерные общие свойства кислот.
На кислородные и бескислородные подразделяются
только неорганические кислоты:
кислородные
HNO3 —азотная,
H2SO4 —серная,
H2SO3 —сернистая,
Н2СО3 —угольная,
H2SiO3 — кремниевая,
Н3РО4 —фосфорная,
бескислородные
НС1 —соляная,
HF —плавиковая,
НВг —бромистоводородная,
HI — иодистоводородная,
H2S —сероводородная,
H2Se—селеноводородная.
Основность кислоты равна числу атомов водорода в
ее молекуле, способных замещаться атомами металла
или обмениваться на них. В неорганических кислотах все
атомы водорода обладают этим свойством, в органиче-
ских же способны замещаться атомами металла только
те атомы водорода, которые входят в состав карбок-
сильных групп —СООН; поэтому основность карбоновых
кислот равна количеству карбоксильных групп, содер-
жащихся в молекуле кислоты.
Наиболее сильными кислотами являются азотная и
галогеноводородные кислоты; к сильным кислотам от-
носится также серная кислота Сероводородная, уголь-
ная— слабые кислоты. Большинство органических кис-
лот являются слабыми.
Примером прочных кислот являются серная, фос-
форная, соляная; непрочных — угольная, сернистая,
кремниевая.
Летучими называются кислоты, которые более или
менее легко испаряются (кипят при невысоких темпе-
ратурах). К ним относятся азотная, соляная и другие
галогеноводородные кислоты. Летучие кислоты при на-
гревании часто разлагаются.
Растворимые в воде кислоты имеют кислый вкус,
определенным образом изменяют цвет индикатора, с
помощью чего и могут быть обнаружены; нераствори-
' Подобно едким щелочам, эти кислоты в децинормальных рас-
творах диссоциированы почти полностью.
159
мне кислоты (H2SiO3, С17Н35СООН и др.) этими свой-
ствами не обладают. Наиболее употребительные н ла-
бораториях индикаторы, их окраска в различных сре-
дах показаны в таблице 6.
Таблица 6
Название индикатора Цвет
в нейтраль- ной среде в кислой среде в щелочной среде
Лакмус Фенолфта- леин Метил- оранж фиолетовый бесцветен оранжевый красный бесцветен розовый синий малиновый желтый
Общие химические свойства кислот обусловлены на-
личием ионов водорода, образующихся в процессе
электролитической диссоииапии Рассмотрим несколько
подробнее процесс диссоциации многоосновных кислот.
Многоосновные кислоты диссоциируют последова-
тельно: сначала отщепляется один ион водорода, вслед-
ствие чего образуется одновалентный анион (кислотный
остаток), способный к дальнейшей диссоциации — к от-
щеплению второго иона водорода с одновременным об-
разованием двухвалентного кислотного остатка и т. д.
Так. фосфорная кислота диссоциирует следующим
образом:
Н:<РО4^Н++ Н2РОг;
Н2РО; Н+4 ПРО*-;
НРО*- Н++ РО3".
Легче всего отщепляется первый ион водорода,
труднее — второй и еще труднее — третий Поэтому
в растворе многоосновной кислоты больше содержится
одновалентных анионов, чем двухвалентных, двухва-
лентных больше, чем трех<.алентных По< летовательно-
стью диссоциации многоосновных кислот объясняется
образование кислых солей при реакциях обмена при не-
высоких температурах.
160
Учитывая только конечные ионы, диссоциацию мно-
гоосновных кислот изображают без промежуточных
стадий L
Наиболее важное общее химическое свойство кис-
лот - взаимодействие с основаниями — было рассмот-
рено выше.
Кислоты взаимодействуют с основными окислами:
2НС1 4- СиО = СиС12 4- Н2О;
2СН3СООН 4- СаО = (СН3СОО)2Са 4- Н2О.
При этом получается, как и при взаимодействии с
основаниями, соль и вода.
Кислоты взаимодействуют с солями, в результате
образуется другая кислота и другая соль:
H2SO4 + 2КС1 = K2SO4 4- 2НС1 t ;
2Н+ 4- SO;2' +2К+ 4- 2С1- = 2К4 4- SO*" 4- 2НС1 t;
2Н+ 4- 2С1- =2НС1 f , или Н+ 4- Cl" = НС1 t .
Непременными условиями этого взаимодействия яв-
ляются: I) растворимость исходных вешеств (если соль
нерастворима в воде, она должна быть растворима в
кислоте), 2) один из продуктов реакции должен выде-
литься в виде газа или пара или выпасть в осадок. Так
как соли при обычной температуре нелетучи, то летучим
веществом при этой реакции может быть только кисло-
та Если ь приведенной реакции участвует концентриро-
ванная серная кислота и кристаллический хлористый
калий, то хлористый водород выделится в виде газа —
реакция будет необратимой.
Растворимые кислоты взаимодействуют с металлами
при обычной температуре или при нагревании. Одним
из продуктов взаимодействия является соль; что же ка-
сается состава и свойств второго вещества реакции, то
это зависит от того, какая кислота действует на ме-
талл, какова концентрация кислоты, при какой темпе-
ратуре происходит реакция и на какой металл действу-
ет данная кислота. Обычное представление о том, что
при взаимодействии кислоты с металлом получается
• H2SO4 2Н+ 4- SO42-; Н3РО4 ЗН+ 4- РО43- Таки-
ми упрощенными схемами мы и будем пользоваться.
161
V А. Я. 8ед«н«пик
соль и водород, выражает один из случаев этого взаи-
модействия и выявляет свойство атомов водорода кис-
лоты замещаться атомами металла. Разные кислоты в
растворах одинаковой концентрации неодинаково ак-
тивно реагируют с одним и тем же металлом, о чем
можно судить по количеству выделяющегося водорода
(если он, конечно, выделяется). Здесь проявляется раз-
ная сила кислот, зависящая от степени их диссоциации.
С другой стороны, одна и та же кислота в растворе
постоянной концентрации с разными металлами реаги-
рует также неодинаково активно. Это зависит от хими-
ческой активности металлов.
Таким образом, реакция, выраженная молекуляр-
ным уравнением
Mg 4- H2SO4 = MgSO4 + Н2,
характеризует общее свойство многих растворимых
кислот по отношению к некоторым металлам; в ионном
виде реакцию записывают так:
Mg + 2H++so*-= Mg2++ so2-+H2f,
I—2 6?—।
Mg + 2H+=Mg2++H2f.
Сущность реакции между кислотой и металлом, при
которой получается соль и водород, состоит в том, что
атомы металла передают валентные электроны ионам
водорода кислоты. Это окислительно-восстановительная
реакция: атомы металла окисляются, являясь восстано-
вителями.
Как на пример особого действия кислоты на металл,
при котором не выделяется водород, можно указать на
взаимодействие азотной кислоты с металлами:
О +5 4-2 4-5 4-4
Cu+ 4HNO3= Cu(NO3)2 + 2Н2О + 2NO2.
Как видим, водород при этой реакции не выделяется,
следовательно, ионы водорода не восстанавливаются.
Однако это тоже окислительно-восстановительная реак-
ция: медь (или другой металл) окисляется, а окисли-
телем здесь служит пятивалентный азот, часть кислот-
ного остатка азотной кислоты; валентность азота
изменяется от 4-5 до4-4.
162
Схематически этот процесс можно представить так:
+ 5 +2 +4
Си + 2N -> Си + 2N.
Концентрированная серная кислота действует на
медь подобным же образом при нагревании:
t°
Си + 2H2SO4 = CuSO4 + 2Н2О + SO2.
(Составьте окислительно-восстановительную схему
этой реакции. Что здесь окисляется? Что восстанавли-
вается?)
Таким образом, у кислот наряду с общими свойства-
ми есть и существенные различия.
Можно сделать вывод, что вещества, содержащие
один и тот же ион, обладают сходными химическими
свойствами. Например, как в азотной кислоте, так и в
ее солях содержится кислотный остаток NO.7 и как азот-
ная кислота, так и ее соли могут быть хорошими окис-
лителями. Однако катионы и анионы в электролитах
взаимно влияют друг на друга. Так, в азотной кислоте
анион NO.7 обладает большими окислительными свой-
ствами, чем, например, в селитрах (KNO3, NaNO3).
Дегидратация кислородных кислот. Некоторые кис-
лородные кислоты разлагаются на соответствующий
ангидрид и воду уже при обычной температуре или при
незначительном нагревании. Например, угольная, крем-
ниевая, сернистая кислоты разлагаются:
Н2СОз = СО2 + Н2О;
H2SO3 = SO2 + Н2О;
H2SiO3 = SiO2+ Н2О.
Это непрочные кислоты. Другие же частично разла-
гаются лишь при температуре их кипения. Так, серная
кислота начинает разлагаться при 340°С:
H2SO4 = Н2О + SO3.
Каждой кислородной кислоте соответствует ангидрид,
формулу которого можно вывести путем отнятия эле-
ментов воды из формулы кислоты (само слово «ангид-
рид» обозначает «безводный»):
11*
163
2НС1О4
хлорная
кислота
2H3AsO4
ортомышьяковая
кислота
= С12О7 + Н2О;
хлорный
ангидрид
= As2O5 +ЗН2О
мышьяковый
ангидрид
Формулу ангидрида кислоты можно составить и дру-
гим способом; для этого надо определить валентность
элемента, образующего кислоту, и по валентности со-
ставить формулу ангидрида.
Получение кислот. Общим способом получения кис-
лородных и бескислородных кислот является реакция
обмена между кислотой и солью (стр 161). Чтобы мож-
но было отделить полученную кислоту от образовав-
шейся соли и избытка одного из исходных веществ, не-
обходимо, чтобы кислота, при помощи которой
получают другую кислоту, была нелетучей, а та. кото-
рую получают,— более летучей, это дает возможность
отделить вторую от первой (например, путем нагрева-
ния). Иногда можно при помощи летучей и слабой кис-
лоты получить кислоту менее летучую и более сильную.
Это происходит тогда, когда образуется соль, нераст-
воримая в образовавшейся кислоте. В этом случае до-
статочно, проверив полноту реакции, произвести фильт-
рование, например:
CuSO4 +- H2S = CuS| + H2SO4.
Кислородные кислоты иногда получают путем сое-
динения ангидрида кислоты с водой. Так получают
важнейшую из кислот — серную:
SO3 + Н2О = H2SO4.
Кислородные кислоты, следовательно, тоже являются
гидратами окислов, но эти гидраты обладают свойства-
ми кислот. Таким образом, выражение «гидрат окисла»
еще не характеризует химических свойств и принад-
лежности вещества к тому или иному классу неоргани-
ческих соединений, однако в практике часто под гид-
ратом окисла подразумевают основание.
Бескислородные кислоты, помимо реакции обмена,
можно получать синтетически, так получают соляную
кислоту:
164
Н2 + Cl2 = 2HCif;
HCIJI2O HCI.
газ кислота
Применение кислот определяется не только их об-
щими, но и специфическими свойствами. Помимо кислот,
образованных неметаллами, существуют кислород-
ные кислоты, образованные металлами. Таковы хромо-
вая кислота НгСгО4 и марганцовая НМпО4, существую-
щие в виде разбавленных растворов.
Соли
Солями называются вещества, которые в растворах
или в расплавах диссоциируют на положительные ионы
металлов и отрицательные ионы кислотных остатков.
Это определение относится к средним солям.
Кислотным остатком называется та часть молекулы
кислоты, которая остается от нее после замещения ато-
мов водорода атомами металлов или в результате от-
щепления ионов водорода при электролитической дис-
социации.
Число кислотных остатков, соответствующих кисло-
те, равно ее основности (табл. 7).
Таблица 7
Состав кислот Кислотные остатки Состав кислот Кислотные остатки
НС1 HNO3 CH3COOH —CI -NO3 -СН3СОО H2SO4 Н3РО4 HI II I II 1 "О zn п; ел I О *и^_.О ел ‘ Ро* р
Отрицательная валентность кислотных остатков рав-
на числу замещенных . атомов водорода, а в растворах
кислот — числу отделившихся ионов водорода. Это вы-
текает из величины и знака валентности элементов, об-
разующих молекулу кислоты.
Нетрудно составить формулу кислоты по составу ее
кислотного остатка, если известна валентность элемен-
+ 5-2
та, образующего кислоту. Например, остаток Р2О7 че-
165
тырехвалентен и соответствует кислоте состава Н4Р2О7
(пирофосфорная кислота).
Классификация солей. В курсе средней школы встре-
чаются следующие группы солей: 1) нормальные, или
средние; 2) кислые, или гидросоли; 3) двойные, 4) ос-
новные, 5) смешанные.
Средними солями называются такие соли, которые при
диссоциации образуют катионы одного металла и анионы
кислотного остатка одной кислоты, например: NaCl,
K2SO4, A12(SO4)3. Они диссоциируют по схеме:
NaCl ^Na++С1-;
K2SO4 2К++ SO4~;
A12(SO4)3-2A13++3SO’-.
Кислыми солями называются соли, которые при
диссоциации образуют катионы металла, катионы во-
дорода и анионы кислотного остатка. Кислые соли об-
разуются многоосновными кислотами. Примерами та-
ких солей являются NaHSO4, NaHCO3 и др.
В растворах они диссоциируют последовательно:
NaHSO4^Na+ + HSO4- ;
HSO4"^H++ SO;-.
Двойными солями называются соли, которые при диссо-
циации образуют катионы двух металлов и анионы кис-
лотного остатка одной кислоты. Примерами двойных солей
могут служить квасцы KA1(SO4)2* 12Н2О. Их можно рас-
сматривать как продукт соединения двух средних солей
одной кислоты: K2SO4* A12(SO4)3-> 2KA1(SO4)2. Их дис-
социацию можно представить следующим уравнением:
KA1(SO4)2 К++ Al3++ 2SO4“.
Смешанными солями называют соли, в молекулах кото-
рых атомы одного металла соединены с кислотными
остатками разных кислот, примером такой соли яв-
ляется белильная известь СаОСЬ, являющаяся кальцие-
вой солью соляной и хлорноватистой кислот.
Основные соли — это соли, в молекулах которых,
кроме металла и кислотного остатка, содержится одна
166
или несколько гидроксильных групп. Такой солью яв-
ляется основная углекислая медь С112СН2О5, или
СиСОз-Си(ОН)2.
Названия солей. Название средней соли кислород-
ной кислоты и металла с постоянной валентностью сла-
гается из названия кислоты, взятого в форме прилага-
тельного, и названия соответствующего металла. Так,
соли серной кислоты называются сернокислыми, серни-
стой— сернистокислыми, угольной — углекислыми и т. д.
Для кислых солей перед названием соли вставляют
слово «кислый» («кислая», «кислое»): NaHSO3— кис-
лый сернистокислый натрий.
В названия основных солей вставляют слово «основ-
ной» или «основная»: Mg2CO3(OH)2— основной угле-
кислый магний, Си2СО3(ОН)2 — основная углекислая
медь.
При назывании двойных солей перечисляются оба
металла: KA1(SO4)2— сернокислый калий-алюминий
(иногда эту соль называют калиево-алюминиевыми
квасцами).
Общих принципов для названия смешанных солей
нет. Если металл проявляет переменную валентность,
то соль кислородной кислоты, в которой он обладает
меньшей валентностью, называется закисной, а боль-
шей — окисной: FeSO4 — закисное, Fe2(SO4)3 — окисное
сернокислое железо.
Названия солей бескислородных кислот образуются
из названия соответствующего неметалла, взятого в ви-
де прилагательного, и названия металла: ZnS — сер-
нистый цинк, MgCl2 — хлористый магний. Названия со-
лей металлов с переменной валентностью различаются
суффиксами в прилагательных: «ист»—в случае мень-
шей валентности и «н»— в случае большей валентности.
Так, FeCb — хлористое железо, FeCl3 — хлорное же-
лезо. Кроме указанных, применяются латинские назва-
ния, примеры их приведены в таблице 8.
Составление формул солей. Так как молекулы солей
состоят из положительно заряженных ионов металлов
и отрицательно заряженных ионов кислотных остатков
(а в случае основных солей — еще и гидроксилов) и в
то же время являются электронейтральными, то это
указывает, что количество положительных зарядов ка-
тионов в молекулах солей равно количеству отрицатель-
167
ных зарядов анионов. Поэтому при составлении формул
солей надо писать столько атомов металла и кислотных
остатков, чтобы произведения их количеств на соответ-
ствующую им валентность были равны. Если в состав
молекулы соли входит несколько кислотных остатков,
последние заключают в скобки, после которых внизу
пишут ту или иную цифру (индекс). Для составления
формул солей надо знать валентность металла и кис-
лотного остатка.
Таблица 8
Кислоты Названия солей
средних кислых
H2SO4 H2SO3 H2S HNO3 HCI H2CO3 H3PO4 сульфаты сульфиты сульфиды нитраты хлориды карбонаты фосфаты бисульфаты бисульфиты бисульфиды бикарбонаты первичные фосфаты, вторичные фосфаты
Пример 1. Составить формулу фосфорнокислого
кальция.
Сначала пишем химический знак кальция, а над
ним — величину заряда иона, рядом изображаем кис-
лотный остаток фосфорной кислоты с обозначением его
зарядности Ca2+POJ_. В таком виде формула не
верна, так как количество положительных зарядов не
равно количеству отрицательных; для их уравнивания
надо найти наименьшее общее кратное для 2 и 3, а
затем дополнительные множители для этих чисел. Пер-
вое равно 6, а вторые соответственно 3 и 2, и формула
соли принимает вид Ca2j (РО4“)2.
Подобным же образом составляются формулы кис-
лых солей.
При составлении формул двойных солей учитыва-
ется сумма зарядов обоих металлов; так, серно-
кислый натрий-хром имеет следующую формулу:
Na+ Cr3+(SO24“)2. В формулах основных, а также сме-
шанных солей учитывается суммарный отрицательный
заряд, в первом случае кислотного остатка и гидрокси-
168
лов, во втором — всех кислотных остатков. Например,
основной уксуснокислый алюминий имеет следующий
состав: Al3 f (ОН)_(СН3СОО) 7 ; состав апатита (сме-
шанная соль) упрощенно может быть выражен форму-
лой Са2+ (РО4) tCl-
Свойства солей. Все соли — твердые вещества. Мно-
гие соли бесцветны, многие окрашены в различные цве-
та; например, соли меди имеют синий или близкий к
нему цвет, соли никеля — зеленый и т. д. Соли бывают
солеными, сладкими, горькими и др. Так как многие
соли ядовиты (соли ртути, свинца, меди и пр.), их
нельзя пробовать на вкус. Как правило, соли нелетучи;
исключением являются соли аммония.
Растворимость солей в воде показана в таблице
(см. приложение). В верхней горизонтальной строке
обозначены катионы металлов, в левой вертикальной
графе — гидроксил и кислотные остатки. На пересече-
нии графы катиона и строки кислотного остатка (анио-
на) написаны буквы: «р» (соль растворима), «н» (соль
нерастворима) или «м» (малорастворима); черта в
клетке означает, что данная соль не существует или
разлагается водой.
Большинство солей, нерастворимых в воде, «раст-
воряется» в кислотах. Однако «растворение» солей в
кислотах — химический процесс, в результате которого
образуются новые вещества. Так, нерастворимый в во-
де углекислый кальций «растворяется» в соляной, азот-
ной, уксусной и некоторых других кислотах:
СаСО3+2НС1=СаС12+Н2О+СО2.
Более детально этот процесс можно выразить такой
схемой:
СаСО3^СаСОз-Са2++СОГ+2Н++2С1- =
осадок насыщенный
раствор
= Са2+ + 2С1 - +H2O+CO2f;
2Н++СОз_=НгО+СО3.
Взаимодействие растворов солей с растворами ос-
нований (стр. 152), а также с кислотами (стр. 161)
было рассмотрено. Кроме того, соли при определенных
условиях взаимодействуют с металлами и растворами
169
других солей. Во второй половине XIX в. русский химик
Н. Н. Бекетов изучал свойства одних металлов вытес-
нять другие из их соединений, главным образом из
растворов солей, а также взаимодействие металлов с
кислотами. В результате своих исследований он распо-
ложил металлы (и водород) в определенной последова-
тельности:
К, Са, Mg, Al, Мп, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu,
Hg, Ag, Au.
В этом ряду каждый предыдущий металл способен
вытеснять все последующие металлы из растворов их
солей. Так, при погружении в раствор соли меди желез-
ного или цинкового стержней последние покрываются
слоем меди, а соответствующее весовое количество же-
леза или цинка переходит в раствор в виде соли:
CuSO4+Fe=FeSO4+Cu;
Cu(NO3)2+Zn = Zn(NO3)2-|-Cu.
В реакции атомы железа или цинка заместили ато-
мы меди в соли меди.
Если же в растворы солей железа или цинка опус-
тить медный стержень, то никакой реакции не произой-
дет.
Свойство одних металлов вытеснять другие из рас-
творов их солей объясняется неодинаковой прочностью
связи валентных электронов с ядром в атомах раз-
личных металлов, что, в свою очередь, зависит от ра-
диусов атомов и величины зарядов ядер (стр. 62).
В ряду активности атомы предыдущего металла лег-
че теряют валентные электроны, т. е. легче окисляются,
чем атомы последующего; наоборот, ионы предыдущего
металла труднее приобретают электроны, труднее вос-
станавливаются, чем ионы последующего. Вытеснение
одного металла другим из раствора его соли есть окис-
лительно-восстановительный процесс: атомы металлов
окисляются, а ионы восстанавливаются.
Приведенное выше молекулярное уравнение реак-
ции взаимодействия железа с раствором сернокислой
меди в ионном виде следует представить так:
Cu2++SO4~+Fe = Fe2++SO24-Cu;
Cu2++Fe=Fe2++Cu?
170
(Изобразите подобным образом взаимодействие цинка
с азотнокислой медью.)
Вытеснение одного металла другим происходит тем
энергичнее, чем дальше они отстоят один от другого в
ряду активности. В практике при этом необходимо учи-
тывать также следующие условия: взятая соль должна
быть в растворе; металл не должен взаимодействовать
с водой при обычных условиях (или вообще при уело'
виях опыта), так как в противном случае чистый ме-
талл не выделится. Так, например, если в раствор соли
меди погрузить кусочек металлического натрия, то
вместо меди выделится в осадок гидрат окиси меди,
так как произойдут следующие реакции:
2Na+2H2O=2NaOH+H2t
2NaOH+CuCl2 = Cu(OH)2 ! +2NaCl_______
2Na+2H2O+CuCl2=2NaCl+Cu(OH)2+H2t.
(Изобразите итоговое уравнение в развернутом и сок-
ращенном, ионном виде.)
В ряду активности металлов помещен и водород.
Металлы, расположенные до водорода, вытесняют его
из растворов кислот и воды (в последнем случае часто
при высокой температуре), водород же под давлением
вытесняет из растворов солей металлы, стоящие за ним
(Си, Hg, Ag, Au).
Соли взаимодействуют друг с другом. Эта реакция
возможна тогда, когда соли находятся в растворах, а
одна из получающихся нерастворима в воде, например:
Na2SO4-j-BaCl2=BaSO41 + 2NaCl,
ИЛИ о
Ва2+4- SO4~=BaSO4|.
Если ни одна из образующихся солей не выпадает в
осадок, то реакция не идет до конца, она обратима.
Строго говоря, все реакции обмена, сопровождаю-
щиеся образованием осадка, обратимы, так как абсо-
лютно нерастворимых веществ нет и какая-то часть
осадка находится в растворе и диссоциирует на ионы;
если же в растворе сталкиваются ионы различных со-
лей, то между ними неизбежно произойдет взаимодей-
ствие с образованием исходных веществ. Вследствие
очень малой растворимости таких солей, как BaSO4,
PbSO4, AgCl, AgBr, СаСОз, и других, реакции, сопро-
171
вождающиеся их образованием, практически необра-
тимы
Рассматривая химические свойства окислов, осно-
ваний, кислот и солей, мы видели, что вещества этих
классов при взаимодействии между собой могут обра-
зовать соли В приведенной ниже схеме показано, в
каких случаях взаимодействия простых веществ, окис-
лов, оснований, кислот и солей образуются соли (ве-
щества, взаимодействующие между собой с образова-
нием соли, соединены линией).
Металл
Неметалл
Соль
Оснобной окисел
Оснобание
Кислотный окисел
Кислота
Соль
Не следует думать, что соли могут образовываться
только в результате указанных реакций. Последние яв-
ляются более или менее общими способами получения
солей; кроме того, соли могут быть получены и при
других
ZC1
реакциях. Так, соль Са^
ХО-С1
(входит в со-
став хлорной извести) получают взаимодействием хлора
(металлоид) с едким кальцием (основание):
ХС1
Са(ОН)2 +С12 = Са( +Н2О.
ХОС1
Бертолетову соль- КС1О3 (соль хлорноватой кисло-
ты НСЮз) получают взаимодействием хлора и горяче-
го раствора едкого кали:
ЗС124-6КОН=КС1Оз+5КС1+ЗН,О,
при этом образуется и хлористый калий При охлаж-
дении раствора КСЮз ввиду незначительной раство-
римости выпадает в осадок.
172
И все же взаимодействие между неметаллом и ще-
лочью не является общим способом получения солей.
Например, нельзя получить соли серной или фосфор-
ной кислоты действием едких щелочей на серу или фос-
фор.
Связь между классами неорганических соединений
Атомы и их группы, образуя молекулы, взаимно
влияют друг на друга. Поэтому получающиеся вещест-
ва и имеют иные химические свойства, чем исходные.
Заменяя в молекулах одни атомы или группы атомов
другими, мы будем изменять характер взаимного влия-
ния составных частей молекул, будем получать новые
вещества Знание того, как именно влияет одна группа
атомов или атом на другие атомы или их группы, дает
возможность получать вещества с нужными свойствами.
Несмотря на то что образовавшиеся вещества могут
резко отличаться от тех веществ, из которых они полу-
чились, между ними существует взаимная связь Связь
между окислами. основаниями, кислотами и солями
проявляется в том что из веществ одного класса можно
получать вещества другого класса.
Так. при взаимодействии гидрата окиси меди с азот-
ной кислотой получается азотнокислая медь и вода; но
из этой соли легко получить оба исходных вещества:
Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O;
Cu(NO3),+2NaON = Cu(OH)24-2NaNO3;
Cu(NO3)2+H2SO4=CuSO44-2HNO3.
Приведенный пример выявляет взаимную связь между
основаниями и солями, а также между солями и кис-
лотами. Взаимная связь между простыми веществами,
окислами, гидратами окислов и солями показана сле-
дующими уравнениями реакций:
2Zn+O2 = 2ZnO;
ZnO-h2HCl = ZnCl2+H2O:
ZnCl2 + 2KOH = 2KCl -FZn(OH)21.
Zn(OH)2 = ZnO + H2O;
ZnO + H2 = H2O+Zn.
173
Схематически связь между простыми и сложными
веществами можно выразить в таком виде:
a) Zn->ZnO-ZnCl2-*Zn(OH)2-ZnO-Zn;
б) S -> SO, -> H,SO3 -> Na2SO3 - H2SO3 - SO2 - S.
В этих схемах взаимных переходов стрелка указы-
вает, что из предыдущего вещества можно получить по-
следующее.
Вопросы и задачи к главе 10
1. Приведите примеры получения одного и того же окисла
прямым и косвенным способом.
2. Как узнать, является ли окисел основным или кислотным,
если он нерастворим в воде?
3. Почему сухая синяя лакмусовая бумажка краснеет над
пламенем горящего сероводорода?
4. На какие три группы делятся гидраты окислов? Приведите
примеры.
5. В каком случае окисел металла является: а) основным,
б) кислотным? Приведите примеры.
6. Приведите примеры окислов, имеющих применение в строи-
тельном деле, в металлургии, в производстве минеральных красок.
7. Чему равна: а) основность кислоты, б) валентность кислот-
ного остатка?
8. Напишите схему ступенчатой диссоциации пирофосфорной
кислоты. Каких анионов в растворе будет: а) больше всего,
б) меньше всего?
9. От чего зависят: а) общие свойства кислот, б) особые свой-
ства? Приведите доказательства.
10. Перечислите реакции, в которых кислоты, взаимодействуя
с разными веществами, образуют соли.
Решите задачи. 4-10; 4-11; 4-14; 4-16; 4-18; 4-22—4-24. 4-27;
4-32; 4-39—4-41; 4-56; 4-57; 4-60; 4-63; 4-79; 4-82; 4-85; 4-87; 4-94;
4-103; 4-105; 4-117; 4-128; 4-133; 4-136; 4-139; 8-23; 8-26.
ГЛАВА 11
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ
СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА
Периодический закон
Человеческие знания о природе приобретают харак-
тер науки тогда, когда они приведены в систему, когда
между отдельными фактами, объектами изучения уста-
новлена причинная связь и зависимость. Последнее ве-
174
дет к открытию законов, к созданию научных теорий.
Большое значение в познании имеет классификация, т. е.
распределение изучаемого по группам (классам) на ос-
новании общих существенных признаков.
Химия — наука о химических элементах, познавае-
мых путем изучения соответствующих им простых ве-
ществ, а также их химических соединений; поэтому важ-
нейшей естественной классификацией в химии является
классификация химических элементов.
Первой классификацией элементов является деление
их на металлы и неметаллы.
Впоследствии, при сравнении свойств отдельных ме-
таллов, оказалось возможно выявить среди них более
мелкие группы, в которых элементы обладают наиболее
сходными свойствами; так, очень много общего в свойст-
вах лития, натрия, калия; кальция, стронция, бария.
Среди неметаллов особенно ярким сходством обладают
галогены — фтор, хлор, бром, иод; много общего имеют
кислород, сера, селен. Было установлено также, что
многие элементы (Zn, Al, Сг, Мп и др.) проявляют в
соединениях как металлические, так и неметаллические
свойства и что, следовательно, деление элементов на
металлы и неметаллы относительно.
Со временем возникает стремление найти причину
сходства и различия между отдельными элементами,
между их группами и установить закономерность в из-
менении свойств химических элементов.
Химики первой половины XIX в. пытались класси-
фицировать химические элементы, но дальше попыток
дело не пошло. Причиной неудач являлись или недо-
статочно существенные признаки, положенные в основу
классификации, или слишком упрощенный подход к вы-
явлению зависимости между признаками и свойствами
элементов.
Задачу создания всеобъемлющей естественной клас-
сификации химических элементов блестяще разрешил
Д. И. Менделеев в 1869 г. В основу классификации эле-
ментов он положил массу атомов, рассматривая ее как
признак, присущий всем элементам, практически не из-
меняющийся при химических реакциях.
Сравнивая свойства элементов, расположенных в по-
рядке увеличения атомного веса, Д. И. Менделеев при-
шел к убеждению, что они (свойства) у некоторых эле-
175
ментов повторяются: свойства лития, например, в из-
вестной степени повторяются у натрия, а затем у калия;
свойства фтора повторяются у хлора, брома и иода.
Периодический закон Д. И Менделеев сформулировал
так: свойства простых гел. также формы и свойства
соединений элементов находятся в периодической зави-
симости от величины атомных весов элементов (текст
дан в сокращенном виде). Изменение свойств элемен-
тов и некоторых их соединений описано в таблице
(в таблице даны первые двадцать элементов системы
Д И Менделеева, см приложение, стр 240 242)
I Начиная с лития до а юта высшая положительная
валентность по кислороду возрастает от единицы до
пяти (кислород и фтор окислов с вьишей валентностью
не образуют), после чего следует элемент с нулевой ва-
лентностью— инертный газ От натрия до хлора ва-
лентность по кислороду возрастает от единицы до
семи.
В соответствии с этим периодически повторяется со-
став формул высших солеобрап;юп1их окислов (строка 4
таблицы на стр 240— 242). а также их химические . вой-
ства, последние изменяются от ярко выраженных основ-
ных (Li2O, Na2O, К2О) к амфотерным (ВеО, А120з),
а затем к кислотным (N2O5, Р2О5).
2. Периодически повторяется состав и химические
свойства гидратов окислов от етких щелочей (I iOH,
NaOH, КОН), амфотерных (AI(ОН)3) к таким сильным
кислотам, как HNO3, НС1О4.
3. Элемент, непосредственно предшествующий инерт-
ному газу (F, С1), взаимодействует с водой с образова-
нием бескислородной кислоты (HF, НО1) и кислорота;
элемент же, непосредственно следующий за инертным
газом (Li, Na, К), взаимодействует с водой с образова-
нием едкой щелочи и водорода.
4. Валентность по водороду периодически убывает
от 4 до 1 и периодически изменяется состав газообраз-
ных водородных соединений элементов (строка 7 и 8).
Закономерно изменяются свойства химических эле-
ментов, а также и их соединений, если проследить из-
менения от элемента к элементу.
1 При действии хлора на воду в качестве промежуточного ве-
щества образуется хлорноватистая кислота НС1О.
176
Свойство образовывать основные окислы и основа-
ния присуще металлам, а кислотные окислы и типичные
кислоты — неметаллам.
Из сказанного (пункты 1 и 2) следует, что в ряду
элементов, расположенных в порядке увеличения атом-
ного веса, металлические свойства периодически убы-
вают, а неметаллические периодически нарастают. Пе-
риодический закон Д. И. Менделеева наряду с законом
сохранения массы и энергии М В. Ломоносова явля-
ется основным законом естествознания.
Периодическая система элементов Д. И. Менделеева
На основе периодического закона Д. И. Менделеев
создал периодическую систему элементов. Периодиче-
ская система состоит из периодов, рядов, групп и под-
групп.
Периодом называется ряд элементов, располо-
женных в порядке увеличения атомных весов, в преде-
лах которого свойства элементов последовательно из-
меняются от ярко выраженных металлических (у ще-
лочного металла) к ярко выраженным неметаллическим
(у галогена). Заканчивается период инертным газом.
Таким образом, каждый период, кроме первого
(Н — Не), начинается щелочным одновалентным метал-
лом и заканчивается инертным газом (кроме седьмого),
которому предшествует галоген.
Периоды подразделяются на малые и большие Пер-
вые три периода малые, IV—VI большие, VII незакон-
ченный В I периоде — 2 элемента, во II и III — по 8,
в IV и V — по 18, в VI — 32, в VII — 17 элементов.
В больших периодах есть некоторые особенности по
сравнению с малыми.
1. В малых периодах большинство элементов явля-
ются неметаллами, вследствие чего металлические свой-
ства убывают скачкообразно, а неметаллические усили-
ваются плавно, без резких скачков.
Так, во втором периоде после щелочного металла
лития срап следует амфотерный элемент бериллий, а
затем неметалл бор, и далее неметаллические свойства
постепенно усиливаются, достигая максимума v фтора.
В больших же периодах большинство элементов
металлы, неметаллы появляются только в самом конце.
12 А, Я, ввдвнялии
177
В связи с этим металлические свойства ослабевают
медленно, неметаллические же усиливаются скачкооб-
разно. Например, в пятом периоде неметаллами явля-
ются теллур и иод.
2. В малых периодах—II и III — высшая валент-
ность по кислороду один раз возрастает от единицы
соответственно до 5 и до 7, после чего резко падает до
нуля. В больших же периодах (IV, V, VI) она почти всег-
да возрастает от единицы до 7, затем, после трех переход-
ных элементов, из которых некоторые проявляют валент-
ность, равную 8, падает до единицы, далее последователь-
но снова возрастает до 7 и падает до нуля. Таким об-
разом, в указанных периодах высшая валентность по
кислороду дважды возрастает от единицы до семи.
В VI периоде есть еще одна особенность: из 32 эле-
ментов 15 имеют много общего в химических свойствах.
Их высшая валентность по кислороду, как правило,
равна трем. Они называются редкоземельными элемен-
тами, а также лантанидами, по названию наиболее лег-
кого из них—лантана.
Особенность седьмого периода, помимо того, что он
является незавершенным, состоит в том, что все 6 есте-
ственных элементов, его составляющих, радиоактивны,
кроме того, в настоящее время в нем насчитывается
И искусственно созданных, так называемых трансура-
новых (заурановых) элементов.
Ряды. Исходя из повторяемости валентности в боль-
ших периодах, Д. И. Менделеев разделил их на две
части, в первую часть периода вошли элементы от ще-
лочного металла до переходных элементов (в 4-м перио-
де— Fe, Со, Ni) включительно, а во вторую — осталь-
ные элементы периода.
Малые периоды и ряды больших периодов он рас-
положил один под другим так, что одновалентные эле-
менты составили один вертикальный столбец; в резуль-
тате образовалось 10 рядов, из которых 4 ряда — 1, 2,
3 и 10-й одновременно являются периодами, а 4—9 —
частями больших периодов. Ряды 4—9 включительно
подразделяются на четные (4, 6, 8-й) и нечетные (5, 7,
9-й). Начинаются большие периоды четным рядом, а
заканчиваются нечетным. В рядах, как и в периодах,
с увеличением атомного веса металлические свойства
ослабевают, а неметаллические усиливаются. Металли-
178
ческие свойства элементов четного ряда выражены яр-
че, чем у элементов нечетного ряда (из чего это сле-
дует?).
Группы. Так как в малых периодах и в четных и
нечетных рядах больших периодов высшая валентность
по кислороду последовательно возрастает, то в резуль-
тате помещения одновалентных элементов в один вер-
тикальный столбец (см. выше) все остальные элементы,
обладающие одинаковой высшей валентностью по кис-
лороду, оказались подписанными один под другим: об-
разовалось 9 вертикальных столбцов — девять групп.
Группы пронумерованы римскими цифрами I—VIII и 0.
Номера групп с первой по седьмую включительно равны
высшей валентности элементов данной группы по кис-
лороду. Для некоторых элементов VIII группы (Os, Ru)
получены соединения, в которых эти элементы восьми-
валентны; девятая по счету группа — группа инертных
газов — обозначена как нулевая, так как инертные газы
при обычных условиях не взаимодействуют с другими
элементами.
Элементы I, II, III и VIII групп являются либо ти-
пичными металлами (щелочные, щелочноземельные ме-
таллы), либо элементами, у которых преобладают метал-
лические свойства; среди элементов IV—VII групп
находятся и металлы и типичные неметаллы. Таким об-
разом, общим признаком для элементов любой группы
в системе Менделеева является одинаковая высшая ва-
лентность по кислороду.
Группой в системе Д. И. Менделеева называется
совокупность элементов, обладающих одинаковой выс-
шей валентностью по кислороду. Об исключениях гово-
рилось выше (стр. 71—72).
Подгруппы. Осуществляя идею такой классифи-
кации элементов, которая полнее выражала бы сход-
ство и различие между ними, Менделеев разделил эле-
менты I—VII групп на подгруппы. Руководящим прин-
ципом здесь является наибольшее сходство химических
свойств элементов внутри группы. Сравнивая свойства
элементов, например, I группы, легко заметить, что Li,
Na, К, Rb, Cs, Fr— это весьма сходные между собой
щелочные одновалентные металлы, которыми начинают-
ся периоды, тогда как Си, Ag, Аи представляют собой
элементы, металлические свойства которых сильно ос-
12*
179
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА
ПЕРИОДЫ РЯДЫ г РУППЫ
1 II III IV V
1 1 1 Н водо^
II 2 3 Li ЛИТИЙ 6,940 4 Be БЕРИЛЛИЙ 9.013 5 в БОР 10.82 8 С УГЛЕРОД 12,011 7 N АЗОТ 14.008
III 3 ” Na НАТРИЙ 22.991 “ Мд МАГНИИ 24.32 13 А1 АЛЮМИНИЙ 26.98 14 Si КРЕМНИЙ 28.09 15 p ФОСФОР 30,975
IV 4 м к КАЛИЙ 39.100 10 Са КАЛЬЦИЙ 40.08 Sc 21 СКАНДИЙ 44.96 Ti 22 ТИТАН 47,90 V 23 ВАНАДИЙ 50.95
5 Си и медь 63.54 Zn 30 ЦИНК 65,38 31 Ga ГАЛЛИЙ 69,72 32 Ge ГЕРМАНИЙ 72,60 33 As МЫШЬЯК 7431
V 6 37 Rb РУБИДИЙ 85.48 38 Sr Стронций 87.63 у 39 ИТТРИЙ 88,92 Zr 40 ЦИРКОНИЙ 91,22 Nb 41 НИОБИЙ 92,91
7 Ад « СЕРЕБРО 107.860 Cd 48 КАДМИЙ 112,41 48 In ИНДИЙ 114,82 50 Sn олово 118.70 51 Sb СУРЬМА 121.76
VI 8 •» Cs ЦЕЗИЙ 132.91 58 Ва БАРИЙ 137,3b La* 87 ЛАНТАН 138.92 Hi 72 ГАФНИЙ 178.50 Та 73 ТАНТАЛ 180.95
9 Au 78 золото 197.0 Нд 88 РТУТЬ 200.61 81 TI ТАЛЛИЙ 204,39 82 РЬ СВИНЕЦ 207,21 83 Bi ВИСМУТ 209.00
VII 10 87 Fr ФРАНЦИЙ (223] 88 Ra РАДИЙ [226] Ас**88 АКТИНИЙ [227] (Th) (Ра)
высшие СОЛ'ОЬРАЗУЮЩИЕ ОкиСЛЫ r2o RO R2O3 ro2 R2O5
высшие газообразные водородные соединения rh4 RH3
ж ЛАНТАНОИДЫ Се 88 це ₽ий 140.13 Рг » ПРАЗЕОДИМ 140.92 Nd 60 неодим 144.27 Pm61 п₽оме тий (М7) Sm 62 САМАРИЙ I50.35 Eu 631 Е6₽0ПИЙ 152.0 I
ЖЖ АКТИНОИДЫ Th90 ТОРиЙ 232.05 Ра 91 ПРОТАКТИНИЙ [231] V 92 УРАН 238.07 Np 93 нептуний (237) Pu 94 ПЛУТОНИЙ [24 2] Am 95 АМЕРИЦИЙ [243]
ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
1 Э Л F, ME НТ О D
VI VII VIII 0
(Н) 2 Не ГЕЛИЙ 4.003
8 О КИСЛОРОД 16 9 F ФТОР 19,00 ,0 Ne НЕОН 20.183
г16 S СЕРА 32,066 17 С1 хлор 35.457 18 Аг АРГОН 39.944
Сг 24 хром 52,01 Мп 25 МАРГАНЕЦ 54.94 Fe 28 ЖЕЛЕЗО 55Л5 Со 27 кобальт • 58.94 Ni 28 НИКЕЛЬ 58.71
34 Se СЕЛЕН 78,96 39 Вг БРОМ 79,916 38 Кг КРИПТОН 83,80
Мо 42 МОЛИБДЕН 95.95 Тс 43 ТЕХНЕЦИЙ [97] Rh 44 РУТЕНИЙ 101,1 Rh 49 РОДИЙ 102,91 Pd 48 ПАЛЛАДИЙ 10 6.4
52 Те ТЕЛЛУР 127,61 53 I иод 126,91 84 Хе КСЕНОН 131,30
W 74 ВОЛЬФРАМ 183,86 Re 75 РЕНИЙ 186,22 Os 76 ОСМИЙ 190.2 1г 77 ИРИДИЙ 192,2 Pt 78 ПЛАТИНА 195.09
84 Ро полоний [210] 85 At АСТАТ [210] 88 Rn РАДОН [222]
(II)
RO3 R2O7 ro4
rh2 RH
Gd м ГАДОЛИНИЙ 157,26 Tb 65 ТЕРБИЙ 158,93 Dy 66 ДИСПРОЗИИ 162.51 Но 67 голылий 164.94 Ег 68 ЭРБИЙ 1Ь7.27 Ти 89 тулий 1Ь8.94 Yb 70 ИТТЕРБИЙ 173,04 Lu 71 ЛЮТЕЦИЙ 174,99
Cm 86 ОРИЙ [247] Вк 97 БЕРКЛИЙ [247] Ci 88 КАЛИФОРНИИ [249] Es 89 1 ЭЙНШТЕЙНИЙ [254] Fin 00 ФЕРМИЙ [253] Md 101 МЕНДЕЛЕЕВИЙ [256] No ’« НОБЕЛИЙ [255] Lw 103 ЛОУРЕНСИЙ [»7]
лаблены, что сказывается на их химической активно-
сти. Среди элементов VII группы выделяются в подгруп-
пу галогены F, Cl, Вг, I — типичные неметаллы, метал-
лы Мп, Те, Re составляют вторую (побочную) подгруп-
пу. Подобное естественное подразделение элементов на
подгруппы имеют место и в других группах периодиче-
ской системы, кроме VIII и нулевой.
Подгруппы, в которые входят элементы малых и боль-
ших периодов, называются главными; подгруппы же,
состоящие из элементов только больших периодов,— по-
бочными. Главные подгруппы I, II групп состоят из эле-
ментов малых периодов и элементов четных рядов боль-
ших периодов. Главные подгруппы IV, V, VI и VII групп
состоят из элементов малых периодов и элементов не-
четных рядов больших периодов, т. е. обладающих ме-
таллоидными свойствами (последние элементы в пе-
риодах)1. По мере возрастания атомного веса элементов
в подгруппах усиливаются металлические и ослабевают
неметаллические свойства, что особенно характерно для
элементов главных подгрупп.
Наиболее ярко выражены металлические свойства у
франция. В главной подгруппе седьмой группы неметал-
лические свойства наиболее характерны для фтора.
У иода наряду с неметаллическими свойствами есть и
некоторые металлические, например он имеет металли-
ческий блеск.
В таблице Д. И. Менделеева под VII периодом пока-
заны формулы высших солеобразующих окислов, газо-
образных водородных соединений, а также лантаноиды
и трансурановые элементы.
Водород помещен и в главную подгруппу первой
группы и в главную подгруппу седьмой группы, что ука-
зывает на его сходство и со щелочными металлами и с
галогенами.
Со щелочными металлами водород сходен в том, что
он образует одновалентные положительные ионы, явля-
ясь восстановителем. С галогенами водород сходен по
физическим свойствам (низкие температуры плавле-
ния и кипения), а также в том, что, соединяясь при опре-
деленных условиях с наиболее активными металлами,
1 О составе главной и побочной подгрупп III группы единого
Мнения нет.
182
он образует отрицательные одновалентные ионы; полу-
чающиеся при этом гидриды (NaH, КН, СаН2 и др.)
являются твердыми веществами, кристаллическая струк-
тура которых похожа на структуру галоидных соеди-
нений щелочных металлов NaCl, КС1.
Таким образом, в водороде сочетаются и свойства
щелочных металлов и свойства наиболее активных ме-
таллоидов, а вместе с гелием — инертным газом — он
образует своеобразный период.
Связь между положением элемента в периодической
системе и его свойствами
Закономерности в изменениях свойств элементов в
периодической системе дают возможность предсказать
свойства элемента, если известны свойства окружающих
его элементов.
Сопоставим для примера некоторые физические свой-
ства ванадия (порядковый номер 23) и свойства окру-
жающих его элементов.
1) атомный вес ванадия очень близок к среднему
арифметическому атомных весов указанных элементов:
48 + 52 + 31 + 75 с
--------------=о 1, о;
4
2) удельный вес его — к среднему арифметическому
4,5 +7,1 со
из величин удельных весов титана и хрома:—-— = 5,8.
Примерно такую же зависимость можно наблюдать
и для температурных констант.
Еще более подробно можно дать характеристику хи-
мических свойств элемента и его соединений:
1) так как ванадий находится в V группе, то его
высший солеобразующий окисел имеет формулу V2Os;
2) этот окисел должен быть кислотным по аналогии
с азотным ангидридом N2Os, а также потому, что окис-
лы металлов, в которых валентность металла больше
трех, являются или амфотерными или кислотными;
3) ванадиевому ангидриду должна соответствовать
ванадиевая кислота HVO3, подобно тому как азотному
ангидриду соответствует азотная кислота HNO3;
4) можно, однако, сомневаться в том, что ванадие-
вую кислоту можно выделить в безводном состоянии;
183
£то следует из того, что уже азотная кислота — вещество
непрочное, еще меньшей прочности надо ожидать от
кислоты, образованной элементом с преобладающими
металлическими свойствами;
5) ванадиевой кислоте должны соответствовать со-
ли, по составу подобные солям азотной кислоты NaVO3,
Ca(VO3)2 и т. д.;
6) так как ванадий находится в побочной подгруппе,
то он не должен давать соединений с водородом;
7) металлические свойства у ванадия выражены сла-
бее, чем у титана, но несколько ярче, чем у хрома,
что вытекает из его положения в периоде: можно
ожидать, например, что ванадий легче реагирует
с разбавленными кислотами по сравнению с хромом;
8) из всех элементов побочной подгруппы пятой
группы у ванадия слабее всех выражены металличе-
ские свойства.
Все сказанное, вытекающее из положения в перио-
дической системе, в основном подтверждается изуче-
нием химических свойств ванадия и его соединений.
Было бы, однако, ошибочно считать, что для харак-
теристики элемента и его соединений достаточно знать
положение его в таблице и свойства окружающих эле-
ментов, что нет надобности в тщательном изучении всех
вопросов, связанных с выявлением его свойств. Одно
не должно и не может подменять другое, ибо в перио-
дической системе элементов наряду с постепенным имеет
место и скачкообразный характер изменения свойств,
примером чего может служить переход в ряду F->Ne-^ Na
и др. Таким образом, расположение элемента в периоди-
ческой системе и свойства окружающих элементов яв-
ляются очень важными направляющими вспомогатель-
ными принципами в изучении общих и специфических
свойств элементов, свойств их соединений.
Исправление атомных весов и предсказание элементов
Д. И. Менделеевым
Когда Д. И Менделеев составлял периодическую си-
стему, было известно только 63 элемента, причем для
некоторых из них были неправильно вычислены атом-
184
ные веса, что Д. И. Менделеев обнаружил в процессе
работы. Каждый вновь открываемый после составления
таблицы элемент находил соответствующее место, остав-
ленное ему Д. И. Менделеевым.
Гений Д. И. Менделеева проявился не в том, что за
основу классификации элементов он взял величину атом-
ного веса. В этом отношении он был не одинок: Ло-
тар Мейер, Шанкуртуа тоже пытались классифици-
ровать элементы, располагая их по величине атом-
ного веса, но не достигали того, чего достиг русский
ученый.
Открыв периодический закон, он воспринял его как
основной закон естествознания и применил в составле-
нии периодической системы. Периодический закон по-
зволил распутать клубок сведений, известных в то время
науке об отдельных элементах, и привести их в стройную
систему.
Периодичность свойств Д. И. Менделеев ясно увидел
уже у элементов малых периодов, которые он назвал
типическими.
Но и здесь не обошлось без осложнений: атомный
вес Be в то время принимался равным 13,5, следова-
тельно, его место должно быть между С и N. Однако
по химическим свойствам Be там стоять не мог, так как
нарушалась последовательность изменения свойств эле-
ментов, отчетливо проявляющаяся в дальнейшем. Это
навело Д. И. Менделеева на мысль, что атомный вес Be
определен неверно.
В литературе о бериллии Д. И. Менделеев обнаружил
подтверждение своему предположению и, исходя из не-
которых закономерностей, вычислил атомный вес берил-
лия: он оказался равным 9. Позже вычисления были
подтверждены опытным путем. Бериллий был помещен
между литием и бором — все пришло в соответствие с
законом. Д. И. Менделеев изменил атомные веса еще
8 элементов.
Сравнивая разности между атомными весами сосед-
них элементов, Д. И. Менделеев заметил, что они не
превышают 3—4 к. е. Однако в некоторых местах эта
разность была большей. Так, после Са (ат. вес 40) сле-
довал Ti (ат. вес 48); после Zn (ат. вес 65,4) следовал
As (ат. вес 75); в первом случае разность равна 8 к. е.,
во втором — 10 к. е. Кроме того, если титан располо-
185
жить непосредственно после кальция, то он окажется в
одной группе с алюминием, что не соответствует ни
валентности, ни другим свойствам титана и его соеди-
нений. Однако все приходит в соответствие с периодиче-
ским законом, если после кальция оставить одну клетку
свободной, пометив ее № 21, а титан под № 22 подпи-
сать под кремнием, в IV группе.
Из этого Д. И. Менделеев сделал вывод, что дол-
жен существовать еще неизвестный науке элемент, свой-
ства которого сходны со свойствами бора и алюминия,
оставил для него место. Так, Д. И. Менделеев устано-
вил, что должны существовать еще 23 элемента; для
них он оставил свободные клетки. Периодическую систе-
му того времени можно сравнить с большим жилым
домом, рассчитанным на определенное число жиль-
цов, из которых многих еще нет, но которых уже ожида-
ют квартиры со всеми удобствами, соответствующими
индивидуальным вкусам и привычкам каждого
жильца.
Поразительно, что ни один новый «жилец», появ-
лявшийся время от времени, не предъявил претензий
на выселение своих предшественников. Каждый вновь
открываемый элемент занимал свободную клетку в
системе соответственно своим свойствам.
Желая дать неопровержимое доказательство спра-
ведливости периодического закона, Д. И. Менделеев
в 1871 г. описал свойства трех еще неизвестных элемен-
тов IV периода (№ 21, 31, 32); он назвал их соответ-
ственно экабор, экаалюминий, экасилиций (эка значит
«под»). Это было беспримерным дерзновением в науке
и выражало не только непоколебимую уверенность в
истинности периодического закона, но и гениальное
применение его к решению практических задач. Блестя-
ща судьба этого предвидения; в 1875 г. французский
химик Лекок де-Буабодран открыл элемент, который
оказался экаалюминием, он был назван галлием (Гал-
лия— древнее название Франции); в 1886 г. в Швеции
Нильсоном был открыт экабор, названный скандием, а
в 1889 г. немецкий химик Винклер открыл экасилиций,
названный германием.
Точность предсказаний Д. И. Менделеева в отноше-
нии этих трех элементов видна из приведенного в таб-
лице 9 сопоставления.
186
Таблица 9
Свойства экасилиция, по Д. И. Менделееву Свойства германия
1. Атомный вес 72 2. Серый тугоплавкий металл 3. Удельный вес 5,5 4. Должен восстанавливать- ся водородом из окиси 5. Формула окисла ЭО2 6. Удельный вес окисла 4,7 7. Хлорид ЭС14 должен быть жидкостью удельного веса 1,9 с точкой кипения 90°С 1. Атомный вес 72,6 2. Серый тугоплавкий ме- талл 3. Удельный вес 5,469 при 20°С 4. Восстанавливается водо- родом из окиси 5. Формула окисла ОеО2 6. Удельный вес окисла 4,7 7. Хлорид ОеС14 —жид- кость удельного веса 1,887 с точкой кипения 86°С
И если в первые годы после опубликования перио-
дического закона и периодической системы к ним от-
неслись недоверчиво не только за пределами России,
но и на родине Д. И. Менделеева, то начиная с 1875 г.
они признаются всеми, а имя автора закона знают
во всех странах.
Что в основу последовательности расположения эле-
ментов в периодической системе был положен периоди-
ческий закон, видно и из того, что в некоторых местах
таблицы Д. И. Менделеев отступил от принципа раз-
мещения их в порядке увеличения атомного веса. Так,
аргон (ат. вес 40) предшествует калию (ат. вес 39);
кобальт (ат. вес 59) предшествует никелю (ат. вес 58),
теллур (ат. вес 127,6) предшествует иоду (ат. вес 126,9).
Д. И. Менделеев не мог поменять их местами, чтобы
сохранить принцип увеличения атомного веса, так как
тогда инертный газ аргон оказался бы в группе ще-
лочных металлов, а щелочной металл калий — в груп-
пе инертных газов; шестивалентный теллур попал бы
в семейство семивалентных, а семивалентный иод — в
группу шестивалентных элементов. Д. И. Менделеев не
мог и исправить атомного веса этих элементов, так как
для этого не было оснований.
Допустив эти отступления от общего правила,
Д. И. Менделеев показал, что свойства элемента опре-
деляются не только величиной атомного веса (исход-
187
ный принцип), но и порядковым номером его в системе.
Вместе с этим он выразил твердое убеждение в том,
что наука будущего, сохранив сущность периодического
закона, объяснит причину указанных отступлений.
Периодический закон и периодическая система
элементов в свете теории строения атомов
При рассмотрении теории строения атомов (гла-
ва 1) указывалось на связь некоторых ее основных по-
ложений с периодическим законом и его графическим
выражением — периодической системой. Здесь этот во-
прос освещается подробнее.
1. Опытным путем было установлено, что порядко-
вый номер элемента в периодической системе выража-
ет величину положительного заряда ядра его атомов.
2. Открытие и изучение изотопов (стр. 23) показало,
что свойства элементов в большей степени зависят от
заряда ядра его атома, чем от атомного веса, в связи
с чем в настоящее время периодический закон форму-
лируется так: свойства простых тел, а также формы и
свойства соединений элементов находятся в периодиче-
ской зависимости от заряда ядер их атомов.
3. Периодичность изменения свойств элементов, рас-
положенных по мере возрастания порядкового номера,
зависит от периодического изменения строения внеш-
него электронного слоя1 (стр. 22).
4. Период в системе Д. И. Менделеева — это ряд
элементов, расположенных в порядке возрастания за-
ряда ядер атомов, в пределах которого количество
электронов во внешнем слое атомов возрастает от 1
до 8; номер периода равен числу электронных слоев
в атомах.
5. Периодическое ослабление металлических и уси-
ление неметаллических свойств элементов является
следствием периодического уменьшения радиусов их
атомов и периодического увеличения числа электронов
во внешнем слое (стр. 63).
1 Периодически увеличивается число электронов во внешнем
электронном слое, периодически ослабевают металлические и уси-
ливаются неметаллические свойства.
108
6. Периодическое увеличение высшей положитель-
ной валентности элементов зависит от периодического
увеличения (до некоторого предела) наибольшего числа
валентных электронов, т. е. электронов, способных от-
рываться от атома или образовывать общие электрон-
ные пары.
7. Появление у элементов наряду с положитель-
ной также и отрицательной валентности и ее периоди-
ческое уменьшение от 4 до 1 объясняется тем, что ато-
мы элементов, содержащие во внешнем слое 4, 5,
6 или 7 электронов, способны приобретать соответ-
ственно 4, 3, 2 или 1 электрон, образуя отрицательные
ионы.
8. Группа в системе Менделеева — это совокупность
элементов, в атомах которых содержится одинаковое
число валентных электронов (за небольшим исключе-
нием, стр. 70—72). Номер группы равен числу валентных
электронов в атомах элементов данной группы.
9. Главная подгруппа — это часть группы элементов,
в атомах которых все валентные электроны находятся
во внешнем слое.
10. Сходство свойств элементов, принадлежащих к
одной подгруппе, объясняется тем, что во внешнем
электронном слое их атомов содержится одинаковое
число электронов.
11. Усиление металлических и ослабление неметал-
лических свойств элементов в подгруппах с увеличени-
ем порядкового номера зависит от увеличения числа
электронных слоев, а следовательно, и радиусов их ато-
мов; с увеличением же радиусов атомов внешние элект-
роны легче отрываются от атомов (признак металличе-
ских свойств).
12. По мере увеличения положительного заряда ядер
атомов возрастает и их атомный вес; отмеченные выше
отступления для Аг и К, Со и Ni, Те и I объясняются
тем, что каждый из этих элементов представляет собой
смесь изотопов, причем у аргона при меньшем заряде
ядер атомов преобладает тяжелый изотоп, тогда как у
калия преобладает легкий изотоп; в результате средний
атомный вес (см. стр. 24) аргона больше среднего атом-
ного веса калия.
Так же можно объяснить отступления в возрастании
атомного веса и для пар элементов Со—Ni и Те—I.
189
Несмотря на то что атомный вес элементов, как ос-
нова классификации, заменен величиной заряда ядра,
сущность периодического закона и периодическая си-
стема элементов полностью сохранились.
Открытие периодического закона способствовало
развитию учения о строении вещества.
Строение атомов из протонов, нейтронов и электро-
нов и закономерность изменения свойств элементов в
связи с изменением количества и расположения эле-
ментарных частиц в атомах доказывают, что материя
едина, а каждый химический элемент представляет со-
бой отдельную стадию развития материи.
Вопросы и задачи к главе 11
1. Дайте первоначальную и современную формулировку перио-
дического закона Д. И. Менделеева.
2. Почему в основу классификации элементов Д. И. Менде-
леев положил их атомный вес?
3. Почему в настоящее время в основу классификации элемен-
тов берется заряд ядра атома?
4. Укажите, какое значение имеет периодический закон в раз-
витии химии.
5. Приведите примеры периодического изменения химических
свойств элементов.
6. Приведите доказательства того, что:
а) металлические свойства натрия ярче выражены, чем у маг-
ния, и слабее, чем у калия;
б) неметаллические свойства кислорода слабее выражены, чем
у фтора, и сильнее, чем у серы.
Решите задачи- 7-1; 7-5; 7-11; 7-13; 7-19; 7-21; 7-25; 7-26; 7-29;
7-32; 7-34; 7-35; 7-36; 7-37; 7-40; 7-45.
ГЛАВА 12
РАДИОАКТИВНОСТЬ
Явление радиоактивности было открыто в 1896 г.
французским ученым А. Беккерелем. Первыми подробно
изучили это явление Мария Склодовская и Пьер Кюри.
В изучении радиоактивности принимали участие ученые
разных стран. Различают радиоактивность естественную
и искусственную.
Радиоактивность — самопроизвольный или искусст-
венно вызванный распад ядер химических элементов,
190
сопровождающийся излучением а-, 0- и у-лучей (иногда
при распаде излучаются нейтроны и другие элементар-
ные частицы). Естественная радиоактивность есть
свойство атомов данного элемента, и она не зависит от
того находятся ли атомы в свободном состоянии или
в соединении с атомами других элементов. Естествен-
ной радиоактивностью обладают все элементы системы
Менделеева с порядковым номером 84—92; из них наи-
более активен радий.
Радиоактивные элементы испускают лучи, которые
можно обнаружить различными способами.
Ниже описаны некоторые свойства радиоактивных
лучей.
1. Они проникают сквозь черную светонепроницае-
мую бумагу и действуют на эмульсию фотопластинки,
вызывая разложение бромистого серебра:
2AgBr=2Ag+Br2,
на пластинке получается изображение излучающего
препарата (так впервые они и были обнаружены).
2. Радиоактивные лучи проходят сквозь нетолстые
металлические пластинки.
3. Они ионизируют воздух, делая его проводником
электричества.
4. Падая на экран, покрытый слоем сульфида цинка
или некоторых других веществ, они вызывают свече-
ние экрана.
5. Лучи, испускаемые радиоактивными элементами,
вызывают химические превращения тех веществ, на ко-
торые они падают: кислород превращается в озон, бе-
лый фосфор — в красный, сложные вещества (Н2О, СО2,
SO2, H2S и др.) распадаются на составляющие их эле-
менты или образуются сложные вещества из соот-
ветствующих элементов.
6. Небольшие дозы радиоактивных излучений стиму-
лируют рост растений, тогда как интенсивное облуче-
ние оказывает вредное действие: семена, например, те-
ряют всхожесть, клетки и ткани человека и животных
разрушаются. Облучение всего организма вызывает лу-
чевую болезнь.
7. В электрическом поле часть радиоактивных лу-
чей незначительно отклоняется в сторону отрицательно-
го электрода, другая часть более сильно отклоняется
191
в сторону положительного электрода и третья часть не
отклоняется от первоначального направления (рис. 31).
Растепление пучка излучения происходит и в магнит-
ном поле. Установлено, что лучи, отклоняющиеся в сто-
рону отрицательного полюса (или северного полюса
магнита), представляют собой поток положительно за-
ряженных частиц, они названы а-лучами. а-частицы,
Рис. 31. Растепление радиоактивных лучей:
в — в электрическом поле; б — в магнитном поле.
излучаемые разными радиоактивными элементами, оди-
наковы: заряд их равен +2, а масса 4 к. е. Таким об-
разом, каждая а-частина представляет собой ядро ато-
ма гелия. Скорость движения а-частиц, излучаемых
одним и тем же радиоактивным элементом, одинакова
и постоянна, скорости же а-частиц разных элементов
различны (11000—20 000 км/сек). Длина пробега а-ча-
стиц в воздухе при обычных условиях равна 2,5—8,5 ои.
Чем плотнее среда, тем меньше длина пробега. Так,
алюминиевая пластинка толщиной 0,1 мм полностью по-
глощает все а-частицы. Присоединяя электроны, они
превращаются в атомы гелия:
2Не+2ё->Не.
а-частица— атом
ядро атома гелия
гелия
Превращение а-частиц в атомы гелия было доказа-
но опытами.
192
Рис. 32. Спинтарископ:
А — корпус; Б — пластинка,
покрытая сульфидом цинка;
В —основание; Г — лупа;
S — радиоактивное вещество.
Свечение экрана, покрытого сернистым цинком,
под действием а-лучей также есть следствие ударов
а-частиц о молекулы ZnS. Это явление можно наблю-
дать с помощью спинтарископа (рис. 32). Для этшо
надо побыть в темноте (для аккомодации глаз), а за-
тем смотреть в спинтарископ: на экране в разных ме-
стах возникают и исчезают зеленоватые вспышки. Кар-
тина напоминает игру бликов на
море в лунную ночь. Каждая
вспышка на экране это удар
а-частицы. При определенных
условиях можно довольно точно
подсчитать число этих соударе-
ний. Вычислено, что 1 г чистого
радия в 1 сек излучает 37 млрд,
а-частиц.
Лучи, отклоняющиеся в элект-
рическом поле в сторону положи-
тельного полюса (или южного
полюса магнита), получили на-
звание 0-лучей. 0-лучи представ-
ляют собой поток электронов.
Скорость 0-частиц приближа-
ется к скорости света
(300 000 км1сек). Их проникаю-
щая способность почти в 100 раз
больше, а ионизирующая — в
100 раз меньше, чем у а-частиц.
Та часть радиоактивных лучей.
которая не отклоняется в магнитном и электрическом
поле, получила название у-лучей. у-лучи — это электро-
магнитные колебания, они подобны лучам Рентгена.
Известно несколько видов естественного радиоактив-
ного превращения; из них наиболее распространены
а-распад и 0-распад.
При а-распаде радиоактивный элемент излучает
а-частицы, иногда и у-лучи, при 0-распаде происходит
излучение электронов, сопровождающееся испусканием
у-лучей
Так как при а-распаде из ядра атома вылетает а-ча-
стица, то заряд ядра уменьшается на 2 единицы, а
1 Есть и другие разновидности 0-распада4
13 А. Я. Веденяпин
193
масса на 4 к. е. Образуется новый химический элемент,
порядковый номер которого на 2 меньше порядкого но-
мера распадающегося элемента.
Так, радий излучает а-лучи, т. е. из ядра каждого
его атома (в разное время) вылетает а-частица, кото-
рая затем превращается в атом гелия; остаток ядра
вместе с вращающимися вокруг него электронами (за
вычетом двух) представляет собой атом нового элемента
радона Rn:
IsRa -> 2ifon +42Не.
Образование гелия и радона при распаде радия бы-
ло доказано опытным путем.
Радон тоже радиоактивен, он излучает а-частицы,
давая два элемента: гелий и радий А:
286Rn^2He+28®RaA.
RaA — это изотоп полония.
Подобным образом из RaA образуется радий В.
^RaA-^He+^RaB.
RaB — изотоп свинца.
Примером p-распада может служить распад RaB. в
результате которого образуется один элемент—RaC
(радий С):
^RaB-^F+wRaC.
Излучение электрона ядром атома радиоактивного
элемента практически не сопровождается уменьшением
массы атома, тогда как заряд ядра увеличивается на
единицу. Возникает вопрос: откуда берутся электроны
при p-распаде, если известно, что ядра всех атомов со-
стоят из протонов и нейтронов?
В настоящее время считают, что эти электроны обра-
зуются в результате внутриядерного превращения:
ога-1Н +7,
т. е. нейтрон превращается в протон и электрон. Элект-
рон излучается, протон же остается в ядре. В резуль-
тате такого превращения масса атома не изменяется,
так как масса нейтрона практически равна массе про-
194
тона. Однако количество нейтронов в ядре радиоактив-
ного элемента на единицу уменьшается» а количество
протонов на единицу увеличивается: порядковый номер
элемента возрастает на единицу. Так, в ядре атома RaB
содержалось 82 протона и 132 нейтрона, а в ядре обра-
зовавшегося атома RaC содержится 83 протона и 131 ней-
трон. Внутриядерные превращения сопровождаются из-
менениями и во внешнем электронном слое. В случае
превращения RaB в RaC ион RaC приобретает один
электрон извне и превращается в электронейтральный
атом: RaC+ + e=RaC. Нетрудно видеть, что вообще при
p-распаде образуется один новый элемент, у которого
порядковый номер на единицу больше исходного.
Изложенным далеко не исчерпывается разнообразие
радиоактивных превращений. Для каждого радиоактив-
ного элемента чрезвычайно характерен свой период по-
лураспада.
Периодом полураспада называется время, в течение
которого наличное количество атомов радиоактивного
элемента уменьшается на половину. Период полурас-
пада для каждого радиоактивного элемента является
строго постоянной величиной. Так, период полураспада
Ra равен 1580 годам, a Rn — всего 3,825 дня. Это значит,
что от 1 г радия 0,5 г останется через 1580 лет, а от
1 г радона 0,5 г останется через 3,825 дня. Период
полураспада U 4,5 млрд, лет!
Из приведенных примеров видно, что из одного ра-
диоактивного элемента образуется другой, тоже радио-
активный элемент, так что эти элементы связаны между
собой узами родства. Однако цепь радиоактивных пре-
вращений в конце концов обрывается образованием
устойчивого элемента.
В качестве примера здесь приводится ряд превра-
щений от Ra до РЬ (рис. 33).
Каждый из членов этого ряда излучает или а- или
р-частицу. Исключение представляет RaC, 0,04% ато-
мов которого излучают а-частицы, а 99,96% — р-части-
цы. Конечный продукт ряда 282RaG, обозначенный на
схеме 282₽Ь (один из изотопов свинца), является устой-
чивым элементом.
Сам радий является одним из промежуточных про-
дуктов распада урана. Поэтому в природных соедине-
13*
195
ниях урана всегда находится радий (где он и был най-
ден М. Склодовской и Пьером Кюри), а также свинец.
Установлено, что из 1 г урана в год образуется
1,33- Ю-10 г свинца. Зная это, вычисляют возраст мине-
рала, содержащего уран и свинец: при помощи химиче-
ского анализа определяют количество свинца, приходя-
щееся на 1 г урана, и делят это число на 1,33 10~10;
частное и есть время, прошедшее с момента образова-
ния минерала. Подобными методами вычислен возраст
Земли; он равняется 3 млрд. лет.
^-^-лучи Числа внизу под эленентами-периоды полураспада
Рис. 33. Схема распада радия.
Между химическими реакциями и естественными
радиоактивными превращениями существуют следующие
различия:
1) при химических реакциях элементы не исчезают
и не возникают, тогда как радиоактивный процесс со-
стоит в превращении одних элементов в другие;
2) химическую реакцию можно ускорить, замедлить
и остановить, на радиоактивный процесс (естественный)
никакие внешние условия не действуют, интенсивность
распада атомов пропорциональна их количеству;
3) при химических реакциях энергия может выде-
ляться и поглощаться (экзо- и эндотермические реак-
ции), при естественных радиоактивных превращениях
происходит только выделение энергии в виде теплоты;
радиоактивное вещество всегда имеет температуру бо-
лее высокую, чем окружающая среда.
Так. 1 г радия в 1 ч выделяет 137 малых калорий
теплоты. Само по себе это количество теплоты кажется
незначительным, но ведь радий излучает эту теплоту в
196
течение тысяч лет. Естественные радиоактивные элемен-
ты весьма рассеяны в земной коре, и они непрерывно
излучают теплоту. Вычислено, что 75% тепловой энер-
гии, излучаемой Землей в мировое пространство, покры-
вается благодаря радиоактивным процессам.
4) Запасы энергии, освобождающиеся при радиоак-
тивных превращениях, во много раз превышают коли-
чество выделяющейся энергии при экзотермических хи-
мических реакциях.
Химические свойства природных радиоактивных эле-
ментов определяются их местом в периодической систе-
ме: свойства радия, например, сходны со свойствами
бария, в частности ионы Ra2 + , подобно ионам Ва + , из
растворов осаждаются ионами SO^- в виде нераствори-
мой соли RaSO4.
В заключение кратко остановимся на искусственном
превращении элементов.
Первое такое превращение осуществил английский
ученый Резерфорд в 1919 г. Он бомбардировал атомы
азота а-частицами в особом приборе — камере Вильсона.
Не останавливаясь на устройстве камеры и подробно-
стях опыта, напомним, что в результате он получил изо-
топ кислорода с массой 17 к. е. и неизвестные до того
частицы — протоны:
“N+^He^’eO+lH.
Сущность явления состояла в том, что при лобовом ударе
а-частицы в ядро атома азота (что происходит крайне
редко) а-частица поглощалась ядром, выбив из него один
протон. Образовавшееся новое ядро имело массу, равную
14 + 4—1 = 17, а заряд 7 + 2—1=8 Заряд ядра определяет
место элемента в системе Менделеева; под № 8 в ней на-
ходится кислород. Следовательно, новый элемент явля-
ется изотопом кислорода.
Вторым примером искусственного превращения эле-
ментов может служить превращение алюминия в изотоп
кремния при бомбардировке его атомов а-частицами:
Это превращение отличается от первого тем, что при
нем происходит выделение большого количества энергии.
До 1930 г. было произведено много опытов по искусст-
венному превращению элементов, но все они не имели
197
практического значения: удачные встречи а-частиц с
ядрами атомов бомбардируемого элемента были крайне
редки, так, при бомбардировке алюминия из 125 тыс.
а-частиц лишь одна вызывала расщепление ядра ато-
ма алюминия.
В 1933 г. были открыты частицы, о которых здесь
еще не упоминалось — это позитроны.
Позитрон — материальная частица, масса которой
равна массе электрона, а заряд +1.
В магнитном и электрическом поле позитроны от-
клоняются в сторону, противоположную отклонению
электрона.
В 1934 г. Ирен Жолио-Кюри (дочь М. Склодовской)
и ее муж Фредерик Жолио-Кюри получили искусствен-
ный радиоактивный элемент, названный радиофосфором:
^Al+^He-?°5P+Jn.
Образовавшийся изотоп фосфора неустойчив: ядро
каждого его атома выбрасывает позитрон, отчего заряд
ядра уменьшается на единицу, а масса остается без
изменения:
позитрон
Излучение позитрона происходит в результате распада
1 1 1 +
протона: 1Н->о^ + ^- Образовавшийся изотоп крем-
ния устойчив. Таким образом, был получен искусствен-
ный радиоактивный элемент — изотоп фосфора — с пе-
риодом полураспада 3,25 мин. Искусственные радиоак-
тивные элементы находят применение в различных от-
раслях науки, техники, медицины, сельского хозяйства.
Превращение одних элементов в другие является неоп-
ровержимым доказательством единства материи.
Вопросы и задачи к главе 12
1. В чем сущность явления радиоактивности?
2. Чем отличаются радиоактивные процессы от химических?
3. Какими способами можно обнаружить радиоактивные ве-
щества?
4. Какой элемент всегда образуется при а-распаде?
5. Каковы атомный вес и порядковый номер элемента, обра-
198
зуюшегося (помимо гелия) в результате излучения а-частипы изо-
топом 292Ь?
6. Дано 0,1 г радия; 0,1 г RaCl2; 0,1 г RaBr2. Какой препарат
излучает в 1 сек: а) наибольшее; б) наименьшее число а-частиц?
Решите задачи: 7-52; 7-53; 7-55, 7-57.
ГЛАВА 13
КРАТКИЙ ОБЗОР НЕКОТОРЫХ ПОНЯТИЙ
ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ В СВЕТЕ ТЕОРИИ
ХИМИЧЕСКОГО СТРОЕНИЯ А. М. БУТЛЕРОВА
Органические вещества
К органическим веществам относят такие природ-
ные или искусственно полученные вещества, обязатель-
ной составной частью которых является углерод, за
исключением окислов углерода, угольной кислоты и ее
солей, карбидов металлов (например, СаС2, РезС) и не-
которых других.
Многие органические вещества содержат водород,
кислород и азот, а некоторые—серу и фосфор (напри-
мер, белки). Название «органические» этим веществам
дали в начале XIX в. потому, что считали, что они могут
образовываться только в живых организмах животных
и растений, при обязательном участии некоей «жизнен-
ной силы», представлявшейся ученым того времени чем-
то нематериальным, божественным. Это идеалистическое
миропонимание называется витализмом, а его привер-
женцы — виталистами.
Первым ударом по витализму в химии было получе-
ние мочевины NH2—СО—NH21 из циановокислого аммо-
ния NH4OCN немецким химиком Вёлером в 1828 г. По-
лучение мочевины вне живого организма, без участия
«жизненной силы», показало принципиальную возмож-
ность искусственного получения органических веществ
и лженаучность витализма.
В 1845 г. Кольбе синтезировал уксусную кислоту
СН3СООН; в 1854 г. Вертело получил жиры и ряд дру-
1 Мочевина — конечный продукт распада белков в организме
человека и животных.
199
гих органических веществ. В 1861 г. А. М. Бутлеров из
неорганических веществ в лаборатории получил сахаро-
подобное органическое вещество. Синтезы органических
веществ, осуществляемые теперь уже целенаправленно,
не оставили места витализму в химии; и если раньше
органические вещества противопоставляли неорганиче-
ским, «минеральным» веществам, то начиная с 60-х го-
дов XIX столетия для такого противопоставления не
стало оснований: превращения органических веществ,
как и их синтез, подчиняются определенным физическим
и химическим законам. Органический синтез стал бурно
развиваться, особенно в связи с разработкой теории хи-
мического строения органических веществ.
Некоторые особенности органических веществ
1. Качественный состав большинства органических
веществ весьма прост: многие из них состоят всего лишь
из двух элементов — из углерода и водорода (углеводо-
роды); не менее многочисленны вещества, состоящие
только из трех элементов — углерода, водорода и ки-
слорода (спирты, карбоновые кислоты, эфиры, углеводы
и др.); более сложным качественным составом обладают
белки, но и они образованы небольшим числом элемен-
тов, из которых обязательными являются углерод, кисло-
лод, водород и азот.
Молекулярный вес, а следовательно, и число атомов
в молекулах органических веществ изменяются в широ-
ких пределах.
2. Органические вещества делятся на классы, пред-
ставленные иногда большими гомологическими рядами.
Гомологическим рядом называется ряд веществ, обла-
дающих одинаковым качественным составом и сходными
химическими свойствами При переходе от предыдуще-
го члена гомологического ряда к последующему моле-
кулярный вес последнего увеличивается на 14 к. е. (на
группу СН2). Знание химических свойств одного пред-
ставителя ряда — одного гомолога — дает представле-
ние о химических свойствах других гомологов.
3. Среди органических веществ встречаются веще-
ства, имеющие одинаковую простейшую, но разные мо-
лекулярные формулы. Молекулярные веса таких ве-
200
шеств относятся между собой, как целые числа. Так,
муравьиный альдегид СН2О, уксусная кислота С2Н4()2,
глюкоза СбН12Об имеют одинаковую простейшую фор-
мулу СН2О. Их молекулярные веса относятся между
собой соответственно, как 30 :60: 180 = 1 : 2: 6, т. е. мо-
лекулярные формулы таких веществ являются увели-
ченными в 2, 6 раз по сравнению с простейшей.
Углеводороды гомологического ряда этилена имеют
простейшую формулу СН2. Молекулярные же формулы
С2Н4, СзНб, С4Н8 и т. д. содержат 2, 3, 4 и больше звень-
ев СН2.
В полиэтилене таких звеньев сотни и даже тысячи.
Явление, при котором несколько веществ имеют оди-
наковую простейшую, но различные молекулярные
формулы, называется полимерией, а сами вещества с
такими формулами — полимерами1.
Так, глюкоза — полимер муравьиного альдегида
(формальдегида), полиэтилен — полимер этилена.
Химические свойства полимеров могут быть в той
или иной степени сходными и резко различными. Глю-
коза и формальдегид, например, сходны в том отноше-
нии, что оба дают реакцию серебряного зеркала, вос-
станавливают гидрат окиси меди в закись меди; свой-
ства же этилена и полиэтилена различны; полиэтилен
не вступает в реакции присоединения, устойчив по отно-
шению к окислителям. Причины этого будут рассмотре-
ны ниже.
Среди неорганических веществ случаи, когда мо-
лекулярная формула отличается от простейшей, срав-
нительно редки. Таким редким примером может слу-
жить перекись водорода Н2О2, простейшая формула ко-
торой НО.
4. Для органических веществ часто характерно яв-
ление изомерии.
Изомерия — это явление, заключающееся в том, что
несколько веществ имеют одинаковый качественный со-
став и молекулярный вес, но обладают разными свой-
1 В настоящее время под полимерами чаще понимают высоко-
молекулярные вещества, молекулы которых состоят из многократно
повторяющихся одинаковых звеньев, их правильнее было бы на-
зывать высокополимерами в отличие от полимеров с небольшим
молекулярным весом.
201
ствами. ЛАочевина и циановокислый аммоний являются
изомерами. Превращение этой соли аммония в мочеви-
ну произошло без участия какого бы то ни было дру-
гого вещества.
Теория химического строения А. М. Бутлерова
К концу первой половины XIX в. в органической хи-
мии накопилось большое количество новых открытий,
требовавших своего объяснения и приведения в систе-
му. Между тем господствовавшие в то время теории
не только не помогали разобраться в новых открытиях
и объяснить их, не только не указывали пути дальней-
шего развития органической химии, в чем нуждалась
развивающаяся промышленность, но даже тормозили
это развитие. Еще господствовала виталистическая
«теория», многие ученые еше отрицали реальное суще-
ствование атомов и молекул или занимали неопреде-
ленную позицию. Если в неорганической химии закон
постоянства состава нашел свое признание, то в орга-
нической его считали неприменимым, в связи с чем для
одного и того же вещества приводились различные фор-
мулы в разных химических превращениях. Господство-
вавшая в 40-х годах теория типов, призванная система-
тизировать органические вещества, принципиально от-
вергала возможность изучения атомного состава и
внутреннего строения молекул, а саму постановку вопро-
са об этом считала’нелепостью. Многие факты и законо-
мерности объяснялись неправильно или никак не объяс-
нялись. Так, в частности, обстояло дело с изомерией, при-
меры которой со временем умножались. Ни о каком пред-
видении в органической химии не могло быть и речи.
Ощущалась настоятельная необходимость в новой
руководящей теории, требовался ученый-революционер,
который решительно порвал бы с идеалистическими
взглядами на природу и органические вещества и про-
тивопоставил бы им прогрессивную, материалистиче-
скую теорию. Такого ученого дала Россия в лице профес-
сора Казанского университеа А. М. Бутлерова, раз-
работавшего теорию химического строения органиче-
ских веществ.
А. М. Бутлеров, исходя из того, что атомы реально
существуют, утверждал, что молекулы, состоящие из
292
этих атомов, должны иметь определенное строение. Под
химическим строением Бутлеров понимал определен-
ную последовательность соединения атомов в молеку-
лах, всегда постоянную для данного вещества. Поэтому
каждое органическое вещество имеет только одну фор-
мулу. Далее он доказал, что если в молекуле изменится
относительный порядок соединения атомов при том же
качественном и количественном составе, то изменятся и
свойства вещества.
Мысль о зависимости свойств вещества от порядка
соединения одних и тех же атомов в молекулах вы-
сказал еще М. В. Ломоносов, но он не мог еще обосно-
вать ее опытом. Бутлеров же сделал эту идею крае-
угольным камнем своей теории, он предсказал возмож-
ность существования неизвестного тогда третичного
изобутилового спирта и синтезировал его.
Обосновывая и развивая теорию химического строе-
ния органических веществ, Бутлеров доказывал, что
молекула — это не просто сумма атомов, атомы, сое-
диненные между собой, как непосредственно, так и че-
рез посредство других атомов, влияют друг на друга,
вследствие чего и изменяются свойства веществ при хи-
мических реакциях. Зная характер влияния тех или
иных атомов или их групп и химические свойства дан-
ного вещества, можно узнать относительный порядок,
или последовательность соединения атомов в молеку-
лах; этот порядок соединения атомов можно изобразить
графически в виде структурных формул. Теория Бут-
лерова не только объясняла явления изомерии, поли-
мерии, существование гомологических рядов, но и
давала возможность заранее предсказывать свойства ве-
ществ, структура которых ясна из способов их полу-
чения. Теория Бутлерова помогала химикам проводить
целенаправленное получение органических веществ.
Органический синтез стал быстро развиваться: если
в середине XIX в. насчитывалось всего несколько сотен
хорошо изученных органических веществ, причем все
это были природные вещества, то к 1903 г. вместе с
синтезированными их насчитывалось 100 000, к 1925 г.—
250 000, а сейчас — более миллиона.
Теория химического строения развивалась ученика-
ми Бутлерова (Марковников и др.), а также зарубеж-
ными учеными.
203
Основные положения теории химического строения
органических соединений:
1. Атомы в молекулах данного вещества соединены
между собой всегда в одной и той же последователь-
ности, что можно изобразить графически.
2. При образовании молекул атомы соединяются
между собой так, что на одну валентность одного атома
приходится одна валентность другого; свободных ва-
лентностей в молекулах нет.
3. Свойства веществ зависят не только от того,
какие и сколько атомов каждого элемента содержатся
в молекулах, но и от последовательности соединения
их (атомов) между собой.
Углеродные цепи
Большое число органических соединений объясня-
ется свойством атомов углерода соединяться между со-
бой. В молекулах синтетических высокополимеров, на-
пример, число атомов углерода достигает десятков ты-
сяч. Это объясняется строением атома углерода: во
внешнем слое атома 4 электрона, которые и обуслов-
ливают его валентность, в обоих случаях равную 4.
Во всех случаях связь атомов углерода с атомами дру-
гих элементов ковалентная, с незначительно выражен-
ной полярностью. Связь между атомами углерода не-
полярная. А гомы углерода между собой могут быть
связаны одной, двумя или тремя общими электронными
парами, причем одинарная связь прочнее двойных и
тройных; вторая и третья электронные пары неустойчи-
вы и легко могут разрушаться. Это происходит под
влиянием атомов других элементов (Н, С1, О и др.), с
которыми атомы углерода соединяются по типу поляр-
ной или одинарной неполярной связи.
Цепи углеродных атомов в молекулах органических
вешеств могут быть: а) прямыми, б) разветвленными,
в) замкнутыми, г) с одинарной связью между атомами
углерода, д) содержащими одну или несколько двойных
или тройных связей, чередующихся с одинарными,
е) представляющими сочетание тех или иных циклов с
открытыми боковыми цепями, ж) цепями, состоящими
только из атомов углерода, з) содержащими атомы
других элементов.
204
Изображая каждую электронную пару чертой, мож-
но наглядно представить перечисленные виды углерод-
ных цепей.
Виды углеродных цепей.
На этих схемах черточки, отходящие в стороны от
знака углерода, обозначают валентность углерода, за-
трачиваемую на присоединение атомов других элемен-
тов или их групп.
Химические свойства органических вешеств,
связанные с характером углеродной цепи
Характер цепи углеродных атомов дает возможность
предсказать некоторые свойства данного соединения.
Действительно, так как углерод в органических веще-
ствах четырехвалентен, а прочными связями являются
только одинарные, то по наличию или отсутствию двой-
ных или тройных связей можно заранее сказать, спо-
205
собно ли данное вещество присоединять те или иные
атомы или группы атомов и сколько именно.
При разрыве одной двойной связи, т. е. при разру-
шении одной обшей электронной пары, у каждого из
двух атомов углерода освобождается по одной валент-
ности—по одному валентному электрону и, следова-
тельно, к молекуле углеводорода присоединятся или
два одновалентных атома или один атом двухвалент-
ного элемента.
Если в углеродной цепи нет двойных или тройных
связей, то молекулы не будут вступать в реакции сое-
динения, так как все валентности атомов углерода на-
сыщены, т. е. все четыре валентных электрона каждого
атома углерода прочно спарены.
Обратимся к примерам. Простейшими по качествен-
ному составу органическими веществами являются уг-
леводороды, молекулы которых состоят только из ато-
мов углерода и водорода. Среци этих соединений есть
вещества почти со всеми видами углеродных цепей,
о которых говорилось выше.
Предельные углеводороды. Рассмотрим углеводоро-
ды, в молекулах которых атомы углерода соединены
одинарной связью и не содержат циклов. Это метан
СН4, этан С2Н0, пропан СзН8, бутан С4Н10 и т. д.
Ни один из этих углеводородов не вступает в реак-
ции соединения, что вполне согласуется со сделанными
ранее выводами. При пропускании любого из них через
раствор брома в воде никаких изменений ни с бромной
водой, ни с углеводородом не происходит.
Марганцовокислый калий является хорошим окис-
лителем, но с предельными углеводородами и он не
взаимодействует: его раствор не обесцвечивается. Пре-
дельные углеводороды при обычных условиях устойчивы
по отношению к окислителям. Но из этого нельзя де-
лать вывод, что они вообще не могут окисляться; в на-
стоящее время действием высокой температуры в при-
сутствии катализаторов их окисляют в высокомолеку-
лярные кислоты и другие соединения.
Так как к этим углеводородам относится и парафин,
они называются также парафиновыми углеводородами.
На предельные углеводороды при обычных условиях не
действуют ни кислоты, ни щелочи. Однако они легко
вступают в реакцию замещения с галогенами. Так,
206
если смешать метан, этан или пропан с хлором и вы-
ставить на рассеянный солнечный свет (под действием
прямых солнечных лучей может произойти взрыв), то
зеленоватый цвет хлора постепенно исчезает, а на стен-
ках сосуда появляются маслянистые капли. В резуль-
тате реакции получаются различные продукты заме-
щения атомов водорода в углеводороде атомами хлора
и хлористый водород. При хлорировании метана про-
исходят следующие реакции:
СН4+С12->СН3С1+НС1;
СН3С1+С12 -> СН2С12+НС1;
СН2С12-ЬС12->СНС13+НС1;
СНС13+С12->СС14+НС1.
Если вместо хлора взять бром, то при определенных
условиях атомы водорода в молекулах насыщенных уг-
леводородов замещаются атомами брома; получаются
соответствующие бромпроизводные и бромистый водо-
род. Хлор-, бром-и иодпроизводные предельных углево-
дородов имеют большое значение в синтезе органических
соединений.
Свойства углеводородов обусловлены химическим
строением углеродной цепи. В предельных углеводоро-
дах (табл. 10) закономерно изменяются и физические
свойства: постепенно возрастают температуры кипения
и плавления, удельный вес и др.
Таблица 10
Название углево- дорода Формула Температура кипения (В °C) Удельный вес (в г/см3)
Метан СН4 -162 0,415
Этан С2Н6 — 89 0,445
Пропан с3н8 - 42 0,535
Бутан с4н10 — 0.5 0,6
Пентан с5н12 + 36 0,627
Гексан С8С]4 + 69 0,66
Гептан C7H1Q —
Пентадекан С15Н32 —
Гексадекан С16Н34 — —
Здесь, как и в других гомологических рядах, прояв-
ляется закон перехода количественных изменений в ка-
чественные.
207
Рассматривая формулы углеводородов ряда метана,
нетрудно видеть, что состав любого из них отвечает фор-
муле СлН2л+2 где «я» — число атомов углерода.
Непредельные углеводороды. Углеводороды, в моле-
кулах которых между атомами углерода имеются двой-
ные или тройные связи, называются непредельными.
Углеводороды с одной двойной связью называются
этиленовыми, по названию первого из них — этилена
Н2С = СН2 (они же олефины), углеводороды с одной
тройной связью между атомами углерода — ацетилено-
выми, простейший из них — ацетилен НС=СН.
Химические свойства непредельных углеводородов:
они легко вступают в реакции соединения с просты-
ми и сложными веществами, например с водородом:
Н Н
Н\ /Н ГН\ /Н
с=с +н2-> с-с +н2
Н/ \Н 1н/| |\н
-♦н-с-с-н.
I I
н н
Эта реакция идет при нагревании в присутствии ка-
тализаторов Ni, Pt, Pd. При пропускании этилена через
бромную воду последняя очень быстро обесцвечивается—
бром из свободного состояния переходит в соединение:
Н Н
I I
^Н-С-С-Н.
I I
Вг Вг
В первом случае получается предельный углеводо-
род этан, во втором — бромистый этилен, который мож-
но рассматривать как продукт замещения двух атомов
водорода в молекуле этана двумя атомами брома.
Этилен и его гомологи могут присоединять молекулы
сложных веществ, а также соединяться между собой:
Н Н
I I
н2с=сн2+нон -> н-с-с-он.
I I
н н
208
Эта реакция идет в присутствии разбавленной серной
кислоты; в результате получается этиловый (винный)
спирт. Она широко используется в получении спирта для
промышленных целей. Источником этилена являются
газы крекинга нефти.
Подвергая этилен высокому (до 2000 атм) или низ-
кому (от 5 до 50 атм) давлению в присутствии катали-
заторов, получают полиэтилен:
н2с=сн2+н2с=сн2н-н2с=сн2н--------Н2С=СН2->
п молекул этилена
->-сн2-сн2-сн2-сн2-сн2-сн2------------сн2-сн2-
1 молекула полиэтилена
При этом в каждой молекуле этилена двойная связь
разрывается, отчего молекула превращается в частицу
—СН2—СН2— с двумя свободными связями, эти части-
цы взаимно соединяются и образуется одна гигантская
молекула полиэтилена.
Реакция, при которой большое количество молекул
одного и того же вещества, соединяясь между собой, об-
разует одну молекулу нового вещества, называется реак-
цией полимеризации.
Молекула полиэтилена состоит из множества (до де-
сятка тысяч) звеньев —СН2—СН2—, число которых в
отдельных молекулах может быть неодинаковым, и ког-
да говорят о молекулярном весе полиэтилена, то имеют
в виду некоторое среднее количество звеньев и некото-
рый средний молекулярный вес.
Более кратко реакцию полимеризации этилена мож-
но выразить таким уравнением:
пСН2=СН2 -> (-СН2-СН2-)Л.
В левой части уравнения п — коэффициент, в
правой — индекс, показывающий, сколько звеньев
—СН2—СН2— содержится в молекуле полиэтилена.
В подобных формулах «п» называется коэффициентом
полимеризации.
Химические свойства ацетиленовых углеводородов
сходны с химическими свойствами этиленовых, с тем
различием, что молекулы ацетилена и его гомологов
присоединяют большее число атомов или групп атомов.
Так, взаимодействуя с водородом при нагревании в при-
14 А. Я, Веденяпин 209
сутствии никеля, молекула ацетилена сначала присоеди-
няет одну молекулу водорода:
НС=СН+Н2->Н2С=СН2.
Молекулы образовавшегося этилена присоединяют еще
по одной молекуле водорода, образуя этан:
Н2С=СН2+Н2 СН3-СН3.
Суммарно эту реакцию можно изобразить одним
уравнением:
НС=СН+2Н2 -> СН3-СН3.
Многие реакции ацетилена имеют большое народно-
хозяйственное значение, отметим две из них.
1. Реакция гидратации (реакция М. Г. Кучерова):
НС Н Н .О
III +\/->сн3- с(
НС о хн.
Реакция идет в присутствии солей двухвалентной рту-
ти при температуре 75—80° С. Уксусный альдегид
/'О // О
СН3С\ окисляют в уксусную кислоту СН3С€
ХН ХОН,
имеющую широкое применение.
2. В присутствии солей меди молекулы ацетилена
превращаются в винилацетилен:
I I I
HCsCH + HC=CH - нс=сн+нс=сн
-Н2С=СН-С=СН.
Полученное вещество легко превратить в хлоропрен:
Н,С=СН-С=СН+НС1 -> Н2С = СН-СС1 = СН2.
хлоропрен
Хлоропрен подвергается полимеризации в хлоропре-
новый каучук, в некоторых свойствах превосходящий на-
туральный:
пН2С=СН-СС1 = СН2 -> (-СН2-СН = СС1-СН2-)Л.
Очень важно, что он синтезируется из непищевого сырья.
210
В молекулах ацетилена атомы водорода способны
замешаться атомами щелочных, щелочноземельных и не-
которых других (Ag, Си) металлов, образуя ацетилени-
ды — карбиды. Этим он существенно отличается от эти-
лена и его гомологов. Один из этих карбидов, а именно
карбид кальция СаС2, служит исходным веществом для
получения ацетилена:
/С НОН СН
Са< |||+ -Са (ОН)2+ ||| .
ХС НОН СН
Этилен и ацетилен являются первыми членами соот-
ветствующих им гомологических рядов (таб. II):
Таблица //
Название Формула
1. Этилен 2. Пропилен 3. Бутилен 4. Амилен Общая формула 1. Ацетилен 2. Метилацетилен 3. Этилацетилен 4. Пропилацетилен Общая формула Н2С=СНо НоС = СН—СН3 Н9С=СН-СН9—СН3 н;с=сн-с+2-СН2—СН3 спн2п нс=сн нс=с-сн3 нс = с—сн2—сн3 НС = С —СН2—СН2—СН3 СдНгл— 2
И в этих гомологических рядах с увеличением моле-
кулярного веса повышаются температуры плавления, ки-
пения и удельный вес углеводородов.
Циклопарафины (нафтеновые или полиметиленовые
углеводороды). Представителями циклопарафинов явля-
ются
СН2
циклопропан
Н2С-------сн2
н2с сн2
циклобутан
сн2
Н.С^^СНг
Н2С СН2
циклопентан
Состав следующих соединений этого ряда последова-
тельно увеличивается на одну группу СН2 в цикле или в
боковой цепи.
14*
211
С предельными углеводородами нафтены сходны в
том, что атомы углерода в их молекулах связаны оди-
нарной связью, но отличаются тем, что цепь замкнутая.
С этиленовыми углеводородами они сходны молекуляр-
ным составом — у них одна и та же общая формула
СлН2л , т. е. нафтены изомерны этиленовым углеводоро-
дам, но отличаются отсутствием двойных связей.
Какие же химические свойства у циклопарафиновых
углеводородов?
Очевидно, что реакции присоединения для них ес-
ли не невозможны, то сильно затруднены. Это вытекает
из отсутствия ненасыщенных связей. Тем не менее при-
соединение возможно вследствие разрыва цикла, угле-
водороды с трех- и четырехчленным циклом способны
к реакциям присоединения; циклопропан, например,
сравнительно легко присоединяет бром:
СН2
/\ +Вг2 -> СН2Вг—СН2—СН2Вг,
Н2С сн2
Что же касается циклопарафинов с шестичленным
и более сложным циклом, то они не вступают в реакцию
соединения и очень сходны с предельными углеводоро-
дами. Строение и свойства нафтеновых углеводородов
убедительно показывают зависимость химических свойств
от химического строения- различие в структуре всегда
влечет различие в свойствах, тогда как тождественность
состава не вызывает сходства в свойствах.
Нафтеновые углеводороды с пятью- и шестичленны-
ми циклами составляют главную массу бакинской
нефти.
Ароматические углеводороды. Рассмотрим в заклю-
чение зависимость между строением и свойствами в ря-
ду ароматических углеводородов.
Ароматическими углеводородами называют углево-
дороды, в молекулах которых содержится так назы-
ваемое бензольное ядро^ шестичленный замкну-
тый цикл с тремя двойными связями. Четвертые ва-
лентности атомов углерода в этом цикле могут быть
насыщены водородом (бензол) или другими атомами
212
(Cl, Вг)
или
их группами(~0Н,— С
в последних
двух случаях мы имеем дело с производными бензола
или его гомологов. Исходя из структуры бензола, мож-
но предполагать, что он должен вступать в реакции
соединения, причем количество присоединяемых одно-
валентных атомов или групп не должно превышать ше-
сти. Это вытекает из наличия в бензольном кольце
трех двойных связей, при разрушении которых у каж-
дого атома углерода возникает по одной ненасыщенной
валентности, а бензольное кольцо преобразуется в
кольцо циклогексана. Последнее же, как известно, при
реакциях в обычных условиях не разрушается.
Опыты подтверждают сказанное: одна молекула бен-
зола присоединяет шесть атомов одновалентного эле-
мента. Так,, в присутствии никеля при 300°С пары
бензола взаимодействуют с водородом, образуя цикло-
гексан:
СН СН2
HCZ\cH НгС^СНг
+зн2-
НС СН Н2С\/СН2
СН сн2
Реакции присоединения к бензолу идут с трудом. Од-
нако бензол отличается от ненасыщенных углеводоро-
дов с открытой цепью: он не обесцвечивает раствора
КМпО4, следовательно, им не окисляется; с бромом
вступает в реакцию замещения:
СН
нс7\сн Fe
+ Вг2-
НС\/СН
СН
С-Вг
нс7\сн
+НВг.
НС \/СН
СН
При этом двойные связи сохраняются. Двойные связи
в бензольном кольце более устойчивы !. Для объясне-
1 Если в пары бензола на солнечном свету пропускать хлор,
то происходит реакция присоединения, получается гексахлоран
CeHe-TBCIg —> С6Н6С16.
213
ния причины большей устойчивости двойных связей
в бензольном кольце предложено несколько теорий, ко-
торые здесь не приводятся, тем более что ни одна из
них не является общепризнанной.
Бензол является первым членом гомологического
ряда ароматических углеводородов, общая формула
которых CrtH2rt-6-
Бензол и его гомологи обладают рядом свойств, не
присущих в полной мере ни одним из органических
веществ (например, взаимодействие их с азотной и
серной кислотами).
Ароматические соединения характеризуются разно-
образными свойствами, связанными с особенностями
бензольного ядра и его сочетаниями с другими атомами
и группами атомов.
Следует предостеречь читателя, что фактические
сведения об углеводородах, изложенные в этом пара-
графе, далеко не исчерпывают программы средней шко-
лы по этому разделу. Здесь были затронуты лишь
некоторые свойства, которые выявляют связь между хи-
мической структурой цепи углеродных атомов и хими-
ческими свойствами соединения.
Химические свойства органических веществ,
обусловленные функциональными группами
Замещая в молекулах углеводородов а гомы водорода
атомами галогенов, мы получаем галогенопроизводное
соответствующего углеводорода. Всякое галогенопроиз-
водное состоит из остатка углеводорода и атомов гало-
гена. Часть молекулы углеводорода, оставшаяся от нее
после замещения атомов водорода другими атомами
или группами атомов, называется углеводородным ра-
дикалом. Углеводородный радикал связан с остальной
частью ее валентными силами. Валентность радикала
равна числу атомов водорода, замещенных в молеку-
ле атомами другого элемента. Так, в молекуле СН3С1
радикалом является одновалентный остаток—СН3 мо-
лекулы метана. В молекуле С2Н5Вг радикал этил
«—С2Н5— остаток молекулы этана С2Н3, его валентность
также равна единице.
В молекулах СН2С12 и С2Н4С12 > СН2 и > С2Н4
также являются радикалами, но уже двухвалентными,
214
так как они образовались соответственно из метана и
этана путем замещения двух атомов водорода.
В дальнейшем мы будем встречаться в основном с
одновалентными радикалами предельных углеводоро-
дов. Названия таких радикалов образуются из назва-
ния соответствующего предельного углеводорода путем
замены окончания «ан» на «ил» (табл. 12).
Таблица 12
Углеводороды
название | формула
Метан Этан Пропан Бутан Пентан Гексан Общая формула СН4 СН3-СН3 СН3-СН2-СН3 сн3-сн2-сн2-сн3 СН3—СН2-СНо-СН2—СН3 сн3—сн2—сн2—сн2—сн2—сн3 СлН2л-|-2
Радикалы
название формула
Метил Этил Пропил Бутил Амил1 Гексил Общая формула - СН3 —С2Н5 или СН3—СН 2— -С3Н7 > СН3-СН2—СН2- —с4н9 » сн3—сн2-сн2—сн2— -С5НП » сн3-сн2-сн2-сн2-сн2- -С6Н13 » сн3-сн2-сн2-сн2-сн2-сн2- —спн2л+1
В состав многих органических соединений, кроме уг-
лерода и водорода, входят еще кислород, азот и другие
элементы. Такие вещества классифицируются уже не
только по виду углеродных цепей, но и по другим при-
знакам. Одним из важных признаков, общим для мно-
гих веществ, являются функциональные группы. Функ-
циональной группой называют такую группу атомов, от
которой зависят характерные общие свойства веществ
данного класса.
1 Исключение из правила.
215
Такими функциональными группами являются
(табл. 13):
Таблица 13
Название функциональ- ной группы Состав Органические вещества
класс общая формула
Гидроксил -ОН Спирты R-OH
Альдегид- ная группа -с<° \н Альдегиды яэ 1 О Л О
Карбоксил -соон Карбоновые кислоты R—СООН
Нитро- группа -no2 Нитросоеди- нения r-no2
Амино- группа -nh2 Амины R—NH2 R\
Карбонил ^>с=о Кетоны \с=о RZ
R— одновалентный радикал предельного (—СлН2п+1)
или ароматического (—СлН2л-7) углеводородов.
Предельные спирты. Спирты, молекулы которых в
простейшем случае состоят из одной гидроксильной
группы, соединенной с углеводородным радикалом пре-
дельного углеводорода, характеризуются рядом общих
химических свойств.
1. Они взаимодействуют со щелочными и щелочно-
земельными металлами, при этом из одной грамм-мо-
лекулы спирта состава R—ОН может быть вытеснен
только один грамм-атом водорода; этим атомом явля-
ется водород гидроксильной группы. Уравнение реак-
ции:
2CH3OH+2Na->2CH3ONa+H2;
2ROH+2Na->2R-ONa+H2.
2. Спирты взаимодействуют с галогеноводородными
кислотами:
С2Н5ОН+НВг -> С2Н5Вг+Н2О;
R—ОН+НВг R—Вг+Н2О.
216
В этой реакции гидроксил спирта замещается кис-
лотным остатком бескислородной кислоты (галогеном),
в результате чего получается галогенопроизводное уг-
леводорода и вода.
3. Водоотнимающие вещества от двух молекул спир-
та (одного и того же или разных спиртов) отнимают
молекулу воды, при этом образуются простые эфиры:
С2Н5 | ОН + Н
ОС2Нб -> С2Н5-О-С2Н5 + Н2О;
R— ОН4-Н OR^R-O-R^H.O.
Простыми эфирами называют органические веще-
ства, молекулы которых состоят из двух одинаковых
или разных углеводородных радикалов, соединенных
атомом кислорода.
4. Спирты способны окисляться. Окисление спиртов
при сохранении цепи углеродных атомов состоит в том,
что от молекулы спирта отнимается два атома водо-
рода, причем один атом водорода — от гидроксильной
группы, второй — от атома углерода, связанного с гид-
роксильной группой:
Н Н Н НН
III II
h-c-c-c-oh-l(O) н-с-с-с=о;н2о.
Ill III
н н н н н н
Спирты способны вступать и в другие химические
реакции, в частности с кислородными кислотами, о чем
говорится ниже.
В приведенных реакциях во взаимодействии участ-
вует (функционирует) только гидроксил спирта, в ра-
дикале почти никаких изменений не происходит: гид-
роксил—функциональная группа спиртов.
Спирты с одной гидроксильной группой в молекуле
называются одноатомными, к ним относятся:
метиловый спирт—СН3ОН; бутиловый спирт—С4Н9ОН;
этиловый » —С2Н5ОН; амиловый » —С5НцОН
пропиловый » —С3Н7ОН; и т. д.
217
Состав каждого последующего спирта отличается
от состава предыдущего На одну группу > СН2 в ра-
дикале, как это видно из приведенных формул. Так как
все они обладают сходными химическими свойствами
(вследствие одинакового строения и наличия одной и
той же функциональной группы), они составляют го-
мологический ряд предельных одноатомных спиртов об-
шей формулы CnH2n+iOH.
Помимо одноатомных, существуют многоатомные спир-
ты, примером которых являются этиленгликоль СН2ОН—
—СН2ОН и глицерин СН2ОН—СНОН-СН2ОН.
Следует иметь в виду, что с одним атомом углерода
не может быть связано больше одной гидроксильной
группы; если такие соединения образуются в процессе
реакции, они тотчас же разлагаются с отщеплением во-
ды. Этим, в частности, объясняется непрочность уголь-
ной кислоты:
Многоатомные спирты, обладая свойствами одно-
атомных спиртов, тем не менее имеют некоторые отли-
чительные свойства, атомы водорода гидроксильных
групп многоатомных спиртов могут замещаться не толь-
ко при действии щелочных металлов, но и при действии
оснований:
СН2-ОН СН2-ОЧ
I I >Си
СН -OH+Cu (ОН)2-> СН -Oz +2Н2О.
I I
сн2-он сн2-он
При приливании раствора глицерина к голубому
осадку гидрата окиси меди последний растворяется с
образованием растворимых в воде глицератов меди тем-
но-синего цвета. Эта реакция может служить для обна-
ружения многоатомных спиртов.
Взаимодействие многоатомных спиртов с основа-
ниями по типу реакции обмена указывает на слабые
кислотные свойства глицерина.
218
Накопление гидроксильных групп в молекуле спир-
та приводит к появлению новых качеств: количествен-
ные изменения приводят к качественным
Альдегиды. Альдегиды характеризуются
у'О
их молекулах альдегидной группы
изменениям,
наличием в
, связанной
с углеводородным радикалом, который, как и для спир-
тов, может быть предельным и непредельным, с откры-
той и замкнутой цепью. Здесь рассматриваются предель-
ные альдегиды. Их общая формула
Z0
R-C<
хн
//°
СпН2п+1С(
хн
Представители:
1. Муравьиный альдегид (формальдегид) /° н-с( Н;
2. Уксусный альдегид /° сн3-с< ХН;
3. Пропионовый альдегид /° с2н5-с< ХН;
4. Масляный альдегид //° С3Н7-С< ХН;
5. Валериановый альдегид //° С4Н9-С( хн и т. д.
Альдегиды вступают в многочисленные реакции сое-
динения с различными сложными веществами, а также
между собой. Во всех реакциях альдегидов функциони-
рует альдегидная группа, она обусловливает их хими-
ческие свойства. Рассмотрим два вида реакций, харак-
терных для альдегидов.
1. Реакция окисления. Альдегиды легко окисляются.
Они окисляются даже кислородом воздуха. Большое
219
практическое значение имеет «реакция серебряного зер.
кала», в которой окислителем является аммиачный ра-
створ окиси серебра:
//0
СН3- С< +Ag2O СН3- С( +2Ag.
ХН ХОН
Атом кислорода окиси серебра или другого окислите-
ля внедряется между атомом углерода и водорода аль-
дегидной группы, вследствие чего альдегидная группа
переходит в карбоксильную, а серебро восстанавлива-
ется; если сосуд, в котором происходит реакция, очень
чистый, серебро оседает на стенках сосуда, образуется
серебряное зеркало. Эта реакция применяется для про-
изводства зеркал и вообще для серебрения стеклянных
изделий.
Альдегиды могут восстанавливать медь при взаимо-
действии их с гидратом окиси меди; голубой осадок по-
следнего при слабом нагревании превращается в жел-
тый осадок закиси меди:
у О
Н-С< +2Cu (ОН)2 -> НС< +Си2О+2Н2О.
ХН Ч)Н
Так как эти реакции дают все альдегиды, их можно
изобразить в общем виде:
У О zzO
R-C( +Ag2O-R-C( +2Ag;
XH XOH
^0
R-C( +2Cu(OH)2 R - С< +Cu2O+2H2O.
ХН ХОН
водорода, превращаясь в
2. Восстановление альдегидов. При нагревании под
давлением в присутствии металлов молекула альдегида
присоединяет два атома
спирт:
н
Z° 1
Н-С( +2(Н) Н-С-ОН,
н
220
или
//°
R-C< +2(Н)-► R—СН2 —ОН (Rt — ОН).
ХН
Карбоновые кислоты. Карбоновыми кислотами на-
зываются органические вещества, молекулы которых со-
стоят из одной или нескольких карбоксильных групп
—СООН, соединенных с углеводородным радикалом.
Карбоновые кислоты в зависимости от строения ради-
кала делятся на предельные и непредельные, на жирные
(с открытой цепью) и ароматические; по количеству
карбоксильных групп — на одноосновные (с одной кар-
боксильной группой) и многоосновные. Формула гомо-
логического ряда предельных одноосновных карбоно-
вых кислот СлН2л+1 СООН, или R—СООН.
Представители:
1. Муравьиная кислота Н—СООН;
2. Уксусная кислота СН3—СООН;
3. Пропионовая кислота C2Hs—СООН;
4. Масляная кислота С3Н7—СООН;
5. Валериановая кислота С4Н9—СООН;
6. Капроновая кислота С5Н11—СООН.
Химические свойства карбоновых кислот сходны с хи-
мическими свойствами неорганических кислот, хотя в
общем они гораздо слабее последних.
1. Растворимые карбоновые кислоты в водном раст-
воре диссоциируют с отщеплением ионов водорода, при-
чем из всех атомов водорода, содержащихся в молеку-
ле карбоновой кислоты, в ионизированное состояние пе-
реходит только атом водорода карбоксильной группы.
Анионом карбоновой кислоты является вся молекула
без водорода карбоксила; заряд аниона карбоновой кис-
лоты равен количеству отщепившихся катионов водо-
рода:
Н—СООН Н—СОО-+Н+;
СН3-СООН СНз—СОО-+Н + .
221
2. В растворах они реагируют с металлами, с основ-
ными окислами, с основаниями и солями, подчиняясь
тем же закономерностям, которым подчиняются и неор-
ганические кислоты (стр. 161):
а) с основаниями:
СН3СООН + NaOH -> CH3COONa 4- Н2О,
или
СН3СОО-4-H + + Na+4-OH~->СН3СОО“ 4-Na+4"Н2О
Н++ОН-=Н2О;
б) с солями:
2СН3СООН + Na2CO3->2CH3COONa + H2O + CO2,
2СН3СОО-+2Н + +2Na + + СОз~-2СН3СОО-+2На+ +
4- Н2О + со2,
2Н+ +СОГ->Н2О + СО2.
Так как в солях металл занимает место замещенных
атомов водорода, го в формулах солей карбоновых кис-
лот знак металла пишется после кислотного остатка;
формулы солей этих кислот составляются по общему
правилу. Так, уксуснокислый калий—СН3СООК, уксус-
нокислый кальций— (СН3СОО)2Са.
3. Большое значение имеют реакции карбоновых кис-
лот со спиртами, в результате которых получаются
сложные эфиры и вода:
।......! H3SO4
сн3со | он + н;о-с2н5—> СН3СООС2Н5+Н2О.
Многие свойства карбоновых кислот обусловлены
карбоксильной группой, которая, в свою очередь, со-
стоит из двух функциональных групп: карбонильной
группы >С = О (функциональная группа кетонов) и гид-
роксильной группы —ОН.
В реакции этерификации (так называется реакция
образования сложного эфира при взаимодействии спир-
та с кислотой) на одну карбоксильную группу кислоты
приходится одна гидроксильная группа спирта Поэтому
если в качестве спирта взять трехатомный спирт глице-
рин, то для получения полного ^фиоа на одну грамм-
молекулу спирта потребуется три грамм-молекулы од-
ноосновной, кислоты;
222
СН2—он НО-С— С3Н7 СН2-О-С-С3Н7
| /° I z°
СН—ОН +НО-С — С3Н7-СН —о—с—с3н7+зн2о.
I z° I /°
СН2—ОН НО-С-С3Н7 СН2—О—С—С3Н7
Кроме сложных эфиров органических кислот, суще-
ствуют сложные эфиры неорганических кислот. Из
них важнейший — нитроглицерин:
сн2—о—no2
I
СН—о—no2
I
сн2—о—no2,
известный своей взрывчатостью. Сложные эфиры гли-
церина и высокомолекулярных жирных карбоновых кис-
лот, стеариновой С17Н35СООН, пальмитиновой
С15Н31СООН и олеиновой С17Н33СООН называются гли-
церидами, они составляют главную массу животных и
растительных жиров.
Приводим состав некоторых глицеридов из наиболее
распространенных: Н2С—О-СО-С17Нзб Н2С-О-СО-С|5Н3)
। нс—о—со—с17н35 1 НС -О-СО—С,5Н3| 1
1 н2с-о-со-с17н35 Н2С—о—со-с15н3|
тристеариновый ТрИПЗЛЬМИ1ИНОВЫЙ
глицерид глицерид
Н2С—О—СО—С17Н33
I
НС—О-СО-С17Н33
I
Н2С—О—СО—С17Н33
триолеиновый
глицерид
Этим мы закончим рассмотрение примеров, доказы-
вающих, что химические свойства органических ве-
ществ зависят не только от строения цепи углеродных
атомов, но и от групп атомов, соединенных с этой цепью;
223
что каждая функциональная группа обнаруживает се-
бя определенными химическими свойствами, химически-
ми реакциями. Это дает возможность предсказать свой-
ства веществ, если известны структура цепи и функцио-
нальная группа, и, наоборот, определить структуру
молекул, если известны свойства.
Взаимное влияние атомов и групп атомов в молекулах
Существование в молекулах органических веществ
функциональных групп является подтверждением того,
что атомы в молекулах данного вещества соединены
между собой в определенном порядке, что одна и та же
последовательность соединения атомов обусловливает
одни и те же химические свойства. Функциональные
группы являются структурными единицами молекул тех
веществ, в состав которых они входят. Другими струк-
турными единицами являются углеводородные радика-
лы. От того или иного сочетания структурных единиц и
зависят свойства веществ. Так, сочетание одного и того
же радикала —СН3 с разными функциональными груп-
пами дает вещества с разными свойствами: СН3ОН —
/°
метиловый спирт, СН3~С\ —уксусный альдегид,
ХН
СН3СООН — уксусная кислота. Но функциональные
группы обусловливают те или иные свойства в сочета-
нии с определенными атомами или их группами. Так,
гидроксильная группа обусловливает свойства спиртов
только в сочетании с углеводородными радикалами; в
молекулах воды или едкого натра и других оснований
тоже есть гидроксильная группа, однако ни вода, ни ос-
нования не обладают свойствами спиртов. С другой сто-
роны, если гидроксильная группа будет соединена с ра-
дикалом фенилом —СбН5 (в молекуле фенола СбН5ОН),
то вещество, проявляя свойства спиртов, в большей сте-
пени является кислотой. Фенол называют также и кар-
боловой кислотой. В феноле атомами металла замеща-
ются только атомы водорода гидроксильной группы, но
замещение легко происходит и при действии щелочей,
что нехарактерно для предельных одноатомных спиртов:
С6Н5ОН 4- NaOH - C6H5ONa 4- Н2О,
224
Здесь сказывается влияние бензольного ядра на гид-
роксильную группу: ее атом водорода замещается легче.
Однако и гидроксильная группа оказывает влияние на
прочность связи водорода с углеродом в бензольном
кольце. В бензоле атомы водорода замещаются атома-
ми галогенов довольно трудно, тогда как в феноле за-
мещение происходит легко, при обычных условиях, при-
чем сразу замещаются три атома водорода и образует-
ся трибромфенол симметричного строения:
с-он с-он
HCZ^CH Brc/^CBr
+ЗВг2-> +ЗНВг.
НС\/СН НСЧ/СН
СН СВг
Из этих примеров видно, что атомы и группы атомов
в молекулах взаимно влияют друг на друга. Каждая
функциональная группа характеризуется определенны-
ми химическими свойствами лишь в сочетании с опре-
деленными группами атомов или отдельными атомами.
Из этого исходит направленный химический синтез, т. е.
синтез веществ с заранее заданными свойствами, даю-
щий народному хозяйству синтетические материалы с
самыми разнообразными свойствами.
Понятие о классификации органических веществ
Органические вещества, как и неорганические, де-
лятся на классы, классы — на более мелкие группы.
Ввиду большого разнообразия органических веществ
классификация их является сложным вопросом и не мо-
жет быть уложена в рамки программы средней школы.
Научную классификацию органических веществ про-
водят, исходя из особенностей углеродной цепи, и делят
их на три главных класса: 1) соединения с открытой
цепью (ациклические), 2) соединения с замкнутой це-
пью, состоящей только из атомов углерода (карбоци-
клические), и 3) циклические соединения, содержащие
в цикле атомы других элементов (гетероциклические).
Производные углеводородов этих главных классов
делятся на функциональные ряды в зависимости от на-
15 А. Я. Веденяпин 225
Органические
беицестоа
состоящие из
углерода и
бооорода
состояище из
состоящие из уеле-
углерода, бодоро- рода,бодорода,кис-
да и кислорода порода и азота
да и кислорода
| Углебодородь\
—------- Предельные
Простые _ спирты
Амины
R-NHt
I Ациклические
эфиры
_ R-Q-R,
ииклическиё\
СпНгпчОН
_\Нитросоеди-
р~~\нения R-NOj,
Предельны^ \Циктпара1рино&ые\ — Как^с°от^\я~С00Н
СпНгп *2
СпНгп
сложные
эсриры
„О
R-O-C
СпНгп -6
I— Углебоды
\Ряд этилена
СпНгп
Ряд
ацетилена
СпНгп-г
[Моносахариды | \Полисахариды[
личия в их составе тех или иных функциональных групп.
Выше дается классификация органических веществ, при-
менительно к программе средней школы. В основу этой
классификации положены: 1) качественный состав,
2) вид углеродной цепи (для углеводородов) и 3) функ-
циональные группы (для производных углеводородов).
Генетическая связь между классами органических
веществ
Несмотря на различия в свойствах между вещества-
ми. принадлежащими к различным классам, существует
родственная, генетическая связь. Вещества одного клас-
са могут быть получены из вешеств другого класса или
непосредственно, или при помощи нескольких промежу.
точных реакций.
Связь между углеводородами. 1) Из непредельных
углеводородов с открытой цепью легко получают пре-
дельные углеводороды с тем же числом агомов углеро-
да путем присоединения водорода при нагревании в
присутствии катализаторов.
2) Из предельного углеводорода при нагревании до
400—425е С под давлением до 20—25 атлг можно полу-
225
tjHTb непредельный углеводород с меньшим числом уг-
леродных атомов:
СН3-СН2-СН2-СН2-СНз-С2Н44-СзН8.
Процесс расщепления углеводородов нефти широко
используют для увеличения выхода бензина.
3) Из предельного углеводорода можно получить
непредельный с большим числом атомов углерода, а из
последнего— циклический углеводород:
а) при нагревании метана в присутствии катализато-
ров получается ацетилен и водород:
2СН4С2Н2 + ЗН2;
б) при пропускании ацетилена через активирован-
ный уголь при температуре около 300еС получается бен-
зол:
ЗС2Н2 - С6Нб.
4) Из циклопарафинов можно получить ароматиче-
ские, а из ароматических — цихлопарафины:
а) при нагревании циклогексана до 450—540е С под
давлением до 70 атм получается бензол:
C6HJ2-*C6H6 + 3H2f.
Отшепление водорода называется дегидрогенизаци-
ей. Дегидрогенизаиией нафтеновых углеводородов полу-
чают ароматические соединения, источником нафтенов
является бакинская нефть.
б) При нагревании бензола и водорода (в присутст-
вии никеля) получается циклогексан:
Ni
CfiH6 + 3H2-C6H12.
Связь между углеводородами и другими классами
органических соединений. Из предельных и непредель-
ных углеводородов могут быть получены вещества всех
рассмотренных нами классов Если исходить из пре-
дельного углеводорода, то теоретически в молекулах по-
следнего атом водорода надо заместить той или иной
функциональной группой. Но здесь возникает два за-
труднения. 1) Атомы водорода в предельных углеводо-
родах могут замещаться только атомами галогенов;
2) функциональные группы не переходят из молекулы
в молекулу без изменения, подобно кислотным остаткам
15*
227
и гидроксилу в реакциях обмена; они преобразуются в
процессе реакций. Следовательно, путь от углеводоро-
да, например, к сложному эфиру лежит через ряд по-
следовательных реакций.
Атомы галогенов в молекулах галогенопроизводных
предельных углеводородов сравнительно легко замеща-
ются другими группами атомов, в частности, гидроксиль-
ными группами. Так, если на хлористый этил действо-
вать водой в присутствии едкой щелочи, то хлор заме-
щается гидроксилом воды, в результате чего получается
этиловый спирт, замещенные атомы хлора соединяются
с атомами водорода воды, образуя хлористый водород:
NaOH
C2H5CI + HOH----> C2H5OH + HCI.
Раствор щелочи вводится для того, чтобы нейтрали-
зовать образующуюся соляную кислоту и предотвра-
тить течение реакции в обратном направлении. Переход
от предельного углеводорода к спирту в общем виде
можно изобразить такими уравнениями:
СлН2л+2+С12 СлН2л+1С1+НС1;
СлН2л+1С1 + НОН - СлН2л+1ОН+НС1.
Сравнивая состав спиртов с составом предельных уг-
леводородов, видим, что предельные спирты являются
гидроксилпроизводными последних; чтобы вывести фор-
мулу спирта, надо в формуле соответствующего (по чис-
лу атомов углерода) углеводорода атом водорода за-
менить гидроксильной группой. Вместе с тем, сравнивая
эмпирические формулы спиртов и углеводородов
(СлН2л+2О и СлН2л+2), видим, что спирты являются продук-
тами окисления предельных углеводородов.
Переход к альдегидам осуществляется окислением
спиртов с гидроксильной группой у крайнего атома уг-
лерода. Окислителем может быть кислород воздуха в
присутствии меди, которая сначала переходит в окись
меди, а окись меди окисляет спирт, сама восстанавли-
ваясь до свободной меди; затем цикл повторяется
снова:
2 Си -4- О2 ~ 2СиО;
Z0
СНз—СН2ОН + СиО-> СНз— С( + Н2О + Си.
ХН
228
В этой реакции группа атомов —СН2ОН превраща-
ется в альдегидную группу. Механизм превращения
спиртовой группы в альдегидную можно представить
следующим образом: сначала атом кислорода внедря-
ется между атомом углерода и одним из атомов водо-
рода группы —СН2ОН и образуется группа атомов, в
которой с одним атомом углерода соединено два гидро-
\ /0Н
ксила /С\ , но такие соединения существовать
HZ ХОН
не могут (стр. 218) и от двух гидроксилов отщепляется
молекула воды, а спиртовая группа переходит в аль-
дегидную:
Н Н
-ОН-СНз-С
I I
н ОН
I I
СНз-С-ОН + (О) СНз-С
( +Н.,О,
хн
или в общем виде:
н н
1 R—С—ОН+(О)- 1 1 Z0 + R-C-OH->R-C< +Н2О. 1 ХН
н он
Окисление спиртов заключается не в присоедине-
нии атомов кислорода, а в отнятии двух атомов водо-
рода при помощи атома кислорода окислителя; присо-
единение атомов водорода — восстановление, а отнятие
их — окисление. Таким образом, альдегиды — первый
продукт окисления спиртов и второй — окисления пре-
дельных углеводородов.
Переход к карбоновым кислотам и от них к слож-
ным эфирам был рассмотрен ранее. Приведенные при-
меры показывают родственную связь между классами
органических соединений, ее можно иллюстрировать та-
кой схемой:
С12 Н2О (О) 7/0 (О)
слн2п+2- С„Н2л+1С1 - с„н2п+1он - сЛ1 н2Л1 с( -
хн
->СЛ1Н2Л1СООН.
п^=п — 1.
229
А можно ли, исходя из сложного эфира, получить
кислоту, затем альдегид, спирт, предельный углеводо-
род?
Да, можно. Покажем это на конкретных примерах.
1. Сложные эфиры взаимодействуют с водой так,
что получаются кислота и спирт (реакция омыления):
Z° Z0
СН3-С< +НОН->СН3-С( +с2н5он.
хо-с2нб хон
2. Если смесь паров уксуснбй и муравьиной кислот
пропускать через трубку, нагретую до 300—350° С. в
присутствии окиси марганца, то уксусная кислота вос-
станавливается в уксусный альдегид:
z.0 z,0 z<0
сн3-с< +H-Cf - сн3-с< +
хо-н t чон L хн
Н-Оч 1 7/о
+ >С = О ->СН3-С< +Н2О+СО2.
H-Oz J хн
Муравьиная кислота обладает двумя функциями: и
кислоты и альдегида. Это видно уже из ее формулы
Z0
Н—Cf . Как альдегид, она способна окисляться,
ХОН
восстанавливая другие вещества (в данном случае уксус-
ную кислоту). Окисляясь, муравьиная кислота превра-
щается в угольную кислоту, распадающуюся на воду
и углекислый газ.
3. Альдегиды способны восстанавливаться, присоеди-
няя водород, при этом они превращаются в спирты:
Z0
СН3-С( +2(Н)
ХН
/О-
СН3-С< +2(Н)
I 4
н
СН3-СН2ОН
230
4. Спирты взаимодействуют с галогеноводородными
кислотами, образуя галогенопроизводные предельных
углеводородов и воду:
СНз—СН2ОН + Н1 -СНз—СН21 + Н2О.
5. Галогенопроизводные предельных углеводородов,
особенно иодпроизводные, легко реагируют с натрием,
образуя иодистый натрий, а два одновалентных радика-
ла соединяются между собой — получается предельный
углеводород более сложного состава:
СН3—CH2I + 2Na + ICH2—СНз - 2NaI +
4- СНз “ СН2-СН2-СНз.
Эта реакция дает возможность из менее сложного
углеводорода получать более сложный, с большим чис-
лом атомов углерода в молекуле. Пользуясь ею, напри-
мер, из метана, через иодпроизводные его и его гомо-
логов можно получить другой углеводород гомологиче-
ского ряда предельных углеводородов.
Изомерия предельных углеводородов и их производных
Вспомним, что изомерия — это явление, при котором
вещества имеют одинаковый качественный и весовой со-
став, одинаковый молекулярный вес, но отличаются
своими свойствами. Было указано, что это явление в
общем объясняется неодинаковым порядком соединения
атомов в молекулах и что впервые оно было объяснено
А. М. Бутлеровым. Остановимся на изомерии несколь*
ко подробнее.
Различают несколько видов изомерии. В курсе хи-
мии средней школы встречаются два из них: изомерия
углеродного «скелета», т. е. цепи углеродных атомов,
и изомерия положения.
Изомерия углеродной цепи. Выше были показаны
виды углеродной цепи. Уточним понятия «прямая» и
«разветвленная» углеродная цепь. Прямой цепью назы-
вают такую, в которой лишь два крайних атома уг-
лерода, причем все атомы углерода соединены между
собой последовательно. Понятие «прямая цепь» не свя-
зано с понятием прямой геометрической линии. Напри-
мер, цепи;
231
считаются прямыми.
Атомы углерода в прямой цепи могут быть связаны
между собой одинарной (предельные углеводороды) и
многократной (этиленовые, ацетиленовые углеводоро-
ды) связью.
Разветвленной цепью называется такая цепь угле-
родных атомов, в которой более двух крайних атомов
углерода и в которой не все атомы углерода связаны
между собой последовательно. Например:
-С-
I I I I I
-С-С-С-С-С-,
1111!
В разветвленной цепи различают главную и боковые
цепи. Главной называется та, в которой больше после-
довательно соединенных атомов углерода. В углерод-
ном скелете может быть несколько боковых цепей.
При одинаковом числе атомов углерода в главной и
боковой цепочках у нескольких веществ свойства ве-
ществ будут отличаться в зависимости от того, с каким
атомом углерода главной цепи будет связана боковая
цепь.
Рассмотрим цепь, пронумеровав в ней атомы угле-
рода:
1 2 3 4 5
с-с=с-с-с.
I
6С
1—5-й — атомы главной цепи, 6-й — боковой. I, 5, 6-й
атомы углерода соединены только с одним атомом угле-
рода (они являются крайними), 2 и 4-й соединены с
двумя, а 3-й—с тремя атомами углерода; 1, 5 и 6-й
называются первичными, 2 и 4-й — вторичными, а 3-й—?
третичным атомом углерода.
232
Атом углерода, начинающий боковую цепь, может
быть связан только с вторичным или с третичным ато-
мом углерода. В зависимости от этого, при одинаковых
других условиях, свойства веществ будут различаться.
Так, два вещества строения
I
—С—
I I I I I I I I I I I I
—С—С—С—С —С—С— и —С—С—С—С—С—С
имеют одинаковые по числу атомов углерода разветв-
ленные скелеты с двумя боковыми цепями, но у пер-
вого боковые цепи соединены с разными (в обоих
случаях вторичными) атомами углерода, а у вто-
рого обе боковые цепи связаны с о д н и м атомом угле-
рода; эти вещества различаются по своим свойствам. Но
вещества обладают разными свойствами и в том слу-
чае, когда боковая цепь, одинакового состава и строения,
отходит от вторичных атомов главной цепи, неодинаково
удаленных от ее концов, например:
С-С-С-С-С С-С-С-С-С.
I I
С с
Первое вещество имеет несимметричное, а второе —
симметричное строение. Вообще же это объясняется
тем, что вторичный атом главной цепи, в свою оче-
редь, связан с разными углеводородными радикалами.
Изомерия непредельных углеводородов обусловлена,
кроме того, положением двойной или тройной связи.
Два вещества строения
Illi I I
С=С-С-С и-С-С-С-С-
I II 1111
различны, это изомеры.
Изомерия предельных углеводородов обусловлена
Изомерией углеродных цепей.
233
Рассмотрим примеры изомерии в ряду метана. У ме-
тана СН4, этана С2Нб и пропана С3Н8 изомеров нет,
ибо порядок связи атомов углерода в них может быть
только один:
I II III
-С-, -С—С— и —С—С—С—.
I II III
Начиная с бутана СцНю, в углеводородах возможны изо-
меры.
Для написания формул изомеров сравнительно с
небольшим числом атомов углерода можно поступать
так: сначала написать цепи всех возможных вариан-
тов, а затем по месту свободных валентностей атомов
углерода написать химический знак водорода. Так, для
бутана возможны два варианта:
Illi III
-С-С-С-С-и-С-С-С-
llll III
-с-
I
я, следовательно, должны существовать два углеводоро-
да, два бутана: СН3—СН2—СН2—СН3 и СН3—СН—СН3.
I
сн3
Эти вещества известны: первый называется нормаль-
ным бутаном (бутан «нормального» строения) или
просто бутаном, а второй — изобутаном (изомер бута-
на). Их химические свойства сходны, физические же
различны (температура кипения, удельный вес и др.).
Углеводород CsH|2 имеет три изомера:
—С—С-С-С-С—, -С-С-С-С—, -С-С-С-.
I
(углеродная цепь —С—С—С—С—тождественна со вто-
1111
234
рой цепью). Иного сочетания 5 атомов углерода быть не
может, и в действительности существует три углеводо-
рода обшей формулы С6Н|2:
СН3-СН2- СН2-СИ2-СН3, СН3—СН—СН2—СН3,
нормальный пентан | изопентан
сн3
СН3
I
Н3С-С-СН8.
I
СНз
тетраметилметан
Последний углеводород можно рассматривать как про-
изводное метана, если в молекулах все четыре (тетра) ато-
ма водорода заместить радикалами — СН3 (метилами).
В гомологических рядах непредельных углеводоро-
дов количество изомеров еще больше, чем в гомологи-
ческом ряду метана, что видно из таблицы 14.
Таблица 14
Число атомов углерода в мо- лекуле Число изомеров
предельные углеводороды непредельные углеводороды ряда этилена
4 2 3
5 3 5
6 5 13
7 9 27
8 18 66
9 35
15 4347
24 14 430 245
Изомерия положения. Условимся производные пре-
дельных углеводородов, полученные путем замещения
одного атома водорода другим атомом или группой ато-
мов, называть монопроизводными. Такими производными,
будут галогенопроизводные с одним атомом галогена,
одноатомные спирты, моноальдегиды, одноосновные
карбоновые кислоты и другие.
Изомерия монопроизводных предельных углеводоро-
дов зависит не только от изомерии цепи, но и от того,
с каким (первичным, вторичным или третичным) ато-
235;
мом углерода будет соединен замещающий атом или
группа атомов. Рассмотрим изомерию галогенопроиз-
водных. У хлористого метила СН3С1 и хлористого этила
C2H5CI изомеров нет, так как все атомы водорода в СН4
и С2Н6 равноценны по своему положению. Что же каса-
ется пропана СН3—СН2—СН3, то в его молекуле атомы
водорода, связанные с вторичным атомом углерода, не
равноценны остальным шести, и, следовательно, за-
мещая атом водорода в группе —СН3 или СН2—,
мы должны получить разные галогенопроизводные:
СН3—СН2—СН2С1 — первичный хлористый пропил
и СН3—СНС1—СН3 — вторичный хлористый пропил.
Замещая же атомы галогена гидроксилом воды в
присутствии щелочи, получаем спирты: из первичного
хлористого пропила — первичный пропиловый спирт
СН3—СН2—СН2ОН (почему группа — СН2ОН и называ-
ется первичноспиртовой группой); из вторичного хло-
ристого пропила — вторичный пропиловый спирт
СН3—СНОН—СН3. Здесь мы можем расширить наши
сведения о классификации предельных спиртов: одно-
атомные спирты могут быть первичными (с группой
—СН2ОН), вторичными (с группой > СНОН — вторич-
носпиртовая группа) и третичными (стретичноспиртовой
I
группой —С—ОН).
Установим строение и число галогенопроизводных и
одноатомных спиртов состава С4Н9О и С4Н9ОН; оче-
видно, числа их будут равными (почему?).
Для этого сначала напишем изомеры бутана:
1) СН3—СН2—СН2—СН3, 2) СН3-СН-СН3.
I
сн3
Из нормального бутана можно получить два хлори-
стых бутила нормального строения:
1) СН3—СН2—СН2—СН2С1 и 2) СНз—СНС1—СН2—
-СН3.
Из изобутана тоже два: 1) СН3—СН—СН2С1 — первич-
СН3
ный хлористый изобутил и 2) СНз—СС1—СН3 — третич-
ный хлористый изобутил. СН3
236
Из этих хлорпроизводных могут быть получены спир-
ты соответственно:
1) СН3—СН2—СН2—СН2ОН 2) СН3-СН2-СНОН-СН3 3) СНз-СН—СН2ОН — первичный спирт, — вторичный спирт, — первичный вый спирт, бутиловый бутиловый изобутило-
1 сн3
4) СНз-СОН-СНз 1 СН, — третичный вый спирт. изобутило-
Последний и был предсказан и синтезирован
А. М. Бутлеровым и сыграл очень важную роль в ут-
верждении теории химического строения органических
веществ.
Приведенных примеров достаточно, чтобы понять,
почему изомерия производных углеводородов представ-
лена шире, чем самих углеводородов; количество изо-
меров их огромно.
То, что вторичные производные предельных углево-
дородов отличаются по свойствам от первичных, можно
видеть на примере окисления первичных и вторичных
спиртов. Если при окислении первичных спиртов, как
мы видели, получаются альдегиды, то продуктами окис-
ления вторичных спиртов являются кетоны:
СНз СНз СН3
I I I
НС-ОН+(О)НО-С-ОНС = О+Н2О.
I I I
СНз сн3 сн3
ацетон, или
диметилкетон
Общая формула кетонов R —С—R. Они являются
II
О
изомерами альдегидов и отличаются от них свойства-
ми. Количество изомеров альдегидов и одноосновных
карбоновых кислот обусловлено теми же причинами, что
и для спиртов.
237
Рассмотренные в этой главе факты, связанные с ве-
ществами различных классов, показывают, как глубоко
научна и плодотворна теория химического строения
А. М. Бутлерова.
Вопросы и задачи к главе 13
1. Какие вещества относятся к органическим?
2. Перечислите особенности органических веществ и укажите,
чем они обусловлены.
3. Перечислите основные положения теории строения органиче-
ских веществ А. М. Бутлерова.
4. Что понимают под выражением «химическое строение»?
5. Что такое изомерия и какими причинами она может быть
обусловлена? Приведите примеры из класса углеводородов, спир-
тов, карбоновых кислот и сложных эфиров.
6. Что такое: а) полимерия, б) полимеризация, в) полимеры,
г) высокополимеры?
7. Какие химические свойства органических веществ обусловле-
ны характером связи между атомами углерода?
8. Как можно: а) обнаружить двойную или тройную связь
в углеродной цепи, б) отличить двойную связь от тройной? При-
ведите примеры.
9. Что такое функциональная группа? Приведите примеры.
10. Приведите примеры, показывающие зависимость свойств
веществ от атомов и групп атомов в молекуле.
11. В чем проявляется родственная (генетическая) связь меж-
ду веществами, принадлежащими к различным классам органиче-
ских соединений? Покажите это на конкретном примере.
Решите задачи: 13-11; 13-14; 13-18; 13 22; 13-33; 13-34; 13-36;
13-38; 13-66; 13-69; 13 75; 13-78; 13-82; 13-84; 13-90, 13-96;
13-111; 13-112; 13-117; 13-119; 13-121.
ПРИЛОЖЕНИЯ
АТОМНЫЕ ВЕСА ВАЖНЕЙШИХ ЭЛЕМЕНТОВ (ОКРУГЛЕННЫЕ)
Название элемента Знак Атом- ный вес Название элемента Знак Атом- ный ве:с
Азот N 14 Медь Си 64
Алюминий AI 27 Мышьяк As 75
Барий Ва 137 Натрий Na 23 •
Бор В 11 Никель Ni 59
Бром Вг 80 Олово Sn 119
Висмут Bi 209 Платина Pt 195
Водород Н 1 Ртуть Hg 201
Железо Fe 56 Свинец Pb 207
Золото Au 197 Сера s 32
Иод 1 127 Серебро Ag 108
Кадмий Cd 112 Стронций Sr 88
Калий К 39 Сурьма Sb 122
Кальций Са 40 Углерод c 12
Кислород О 16 Фосфор p 31
Кобальт Со 59 Фтор F 19
Кремний Si 28 Хлор Cl 35,5
Магний Mg 24 Хром Cr 52
Марганец Мп 55 Цинк Zn 65
РАСТВОРИМОСТЬ ОСНОВАНИИ И СОЛЕЙ В ВОДЕ
4- z Ba2+ +. СЧ о £ + < + о + <D tr. + tl- + c + X Ag+ r Cus + + Q.
он- P p P M M H H H H H H — — H H
cr P p P p p p p p p p p H P p M
S2_ P p P M p — — H — H H H H H H
so2- 3 P p H H H — — H — H H H H H H
so2- P p H M p p p p p p p M p p H
рОэ- P p H H H H H H H H H H H H H>
co2- 3 P p H H H — — H H H H H H H H
SIO2- 3 P p H H H H H H H H H H H H H
NO” 3 P p P p p p p p p p p p p p P
CH3COO~ P p P p p M p p p p p p p p ‘p
' 239
ИЗМЕНЕНИЕ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ И НЕКОТОРЫХИХ СОЕДИНЕНИИ
Характеристика свойств элементов и их соединений
1. Химический знак и Н Не L1 Be В С N
порядковый номер 1 2 3 4 5 6 7
элемента
2. Атомный вес 1 4 7 9 11 12 14
3. Высшая валент- 1 0 1 2 3 4 5
ность по кислороду
4. Формула и неко- торые свойства выс- шего окисла Н2О Li2O основ- ной оки- сел, взаи- модейству- ет с водой ВеО амфотер- ный, в воде растворим В2О3 кис- лотный, сое- диняется с водой СО2 кис- лотный, соединяет- ся с водой N2O5 кис- лотный, соединяет- ся с водой
5. Формула и химиче- ские свойства гид- рата высшего окис- ла — — L1OH едкая щелочь Ве(ОН)2амфо- терен, преоб- ладают основ- ные свойства Н3ВО3 сла- бая кис- лота Н2СО3 сла- бая кис- лота Н NO3 силь- ная кислота
6. Взаимодействие с водой, продукты ре- акции — —— разлагает воду с об- разованием LiOH и Н2 взаимодейст- вует при на- гревании не взаимо- действует взаимодей- ствует при нагревании не взаимо- действует
7. Валентность по во- — — — — — 4 3
дороду 8. Формула водород- — — — — — СН4 NH3
ного соединения
9. Общие химические свойства элемента инерт- ный газ активный металл металл со сла- бо выражен- ными метал- лическими свойствами неметалл неметалл неметалл
Продолжение
1 2 3 4 1 3 | 6 1 7 1 8
1. Химический знак и О F Ne Na Mg А1 Si
порядковый номер элемента 8 9 10 11 12 13 14
2. Атомный вес 16 19 20 23 24 27 28
3. Высшая валент- ность по кислороду — — 0 1 2 3 4
4. Формула и неко- торые свойства выс- шего окисла Na2O ос- новной, сое- диняется с водой MgO ос- новной, с водой прак- тически не соединяется А12О3 амфотер- ный, с водой не соединяется S1O2 кислотный, с водой не соединяется
5. Формула и химиче- ские свойства гид- рата высшего окисла — — NaOH ед- кая щелочь Mg(OH)3 слабое ос- нование А1(ОН)3 амфо- терен H2S1O3 слабая кислота
6. Взаимодействие с водой, продукты ре- акции не взаи- модей- ствует разлагает воду с об- разованием HF и кис- лорода разлагает воду с об- разованием NaOH и водорода взаимодей- ствует при нагревании взаимодейству- ет при удалении окисной пленки с поверхности металла не взаи- модей- ствует
7. Валентность по во- 2 1 — — — — 4
8. дороду Формула водород- ного соединения Н2О HF — — — — SiH4
9. Общие химические свойства элемента актив- ный не- металл самый ак- тивный не- металл инерт- ный газ активный металл металл с яр- ко выражен- ными свой- ствами амфотерный элемент, преоб- ладают метал- лические свой- ства неметалл
Продолжение
1 1 2 1 3 1 4 1 5 1 6 1 7 1
1. Химический знак и порядковый номер элемента 2. Атомный вес 3. Высшая валент- ность по кислороду 4. Формула и неко- торые свойства выс- шего окисла р 15 31 5 Р2О5 кис- лотный, соединяет- ся с водой S 16 32 6 SO3 кис- лотный, соединяет- ся с водой /С1 17 35,5 7 С12О7 кис- лотный, соединяет- ся с водой Аг 18 40 0 к 19 39 1 К2О основ- ной, соеди- няется с водой Са 20 40 2 СаО ос- новной, сое- диняется с водой
5. Формула и химиче- ские свойства гид- рата высшего окис- ла 6. Взаимодействие с водой, продукты ре- акции Н3РО4 кис- лота сред- ней силы не взаимо- действует H2SO4 сильная кислота не взаимо- действует НС1О4 сильная кислота разлагает воду — КОН ед- кая щелочь разлагает воду, обра- зуется ще- лочь и во- дород Са(ОН)2 едкая ще- лочь разлагает воду, но менее ак- тивно, чем калий
7. Валентность по во- дороду 8. Формула водород- ного соединения 3 РН3 2 H2S 1 НС1 — — —
9. Общие химические свойства элемента активный неметалл активный неметалл активный неметалл инертный газ активный металл активный металл
ОГЛАВЛЕНИЕ
Предисловие .......................................... . 3
Глава 1. Строение вещества
Понятие о материи и веществе........................., 5
Физические и химические свойства веществ..........: 6
Предмет химии ..................................... 7
Атомно-молекулярное учение........................ 8
Атом — сложная частица ........................... 13
Ядро атома ...................................... .15
Электронная структура атома . . . ................ 19
Изотопы ...........................................23
Глава 2. Начальные сведения о классификации веществ
Чистые вещества и смеси . .................... . ,26
Смесь и химическое соединение................. ... 28
Простые и сложные вещества....................... 31
Металлы и неметаллы ............................. 33
Химические элементы............................... 35
Глава 3. Установление и изображение состава веществ
Анализ и синтез.................................. 38
Закон постоянства состава веществ ................ 40
Атомный и молекулярный вес....................... 41
Химические знаки ................................ 42
243
Химические формулы .......................... 43
Нахождение простейшей формулы .................... 45
Грамм-атом и грамм-молекула . ................* * . 46
Химический эквивалент. Грамм-эквивалент 50
Глава 4. Закон Авогадро. Объем грамм-молекулы газа.
Молекулярные формулы
Плотность и относительная плотность газов .... 55
Объем грамм-молекулы газа........................... 56
Закон Авогадро..................................... 57
Нахождение молекулярного веса, относительной и абсо-
лютной плотности газа .............................. 58
Нахождение молекулярной формулы газа.............. 60
Глава 5. Валентность
Образование молекул. Типы связи атомов в молекулах . 62
Валентность в свете теории строения атома ........... 70
Химические формулы и валентность . . . '............. 73
Структурные формулы неорганических соединений .,. 76
Глава 6. Закон сохранения массы веществ.
Химические уравнения. Типы химических реакций
Физические и химические явления ..................... 78
Закон сохранения массы веществ ...................... 80
Химические уравнения ................................ 82
Реакция соединения . ................................ 87
Реакция разложения .................................. 88
Реакция замещения .................................. 89
Реакция двойного обмена....................... . —
Условия возникновения и течения химических реакций . 90
Окислительно-восстановительные реакции . . . 93
Глава 7. Расчеты по формулам и уравнениям
Расчеты по формулам ............................... 100
Расчеты по химическим уравнениям.................... 108
Применение закона Авогадро и грамм-молекулярного
объема в расчетах по формулам и уравнениям хими-
ческих реакций ................................... 115
244
Глава 8. Растворы
Истинные растворы, суспензии, эмульсии и коллоидные
растворы ...........................................121
Насыщенные растворы. Растворимость. Кривые раство-
римости . . ...................................... 124
Кристаллизация из растворов. Кристаллогидраты . . < 125
Концентрация растворов и некоторые способы ее выра-
жения . . . . ..................................... 128
Глава 9. Понятие о теории электролитической диссоциации
Особенности кислот, оснований и солей в растворах.
Электролиты и неэлектролиты ..........................135
Теория электролитической диссоциации .................136
Диссоциация оснований, кислот и солей в растворах . . 137
Особенности кислот, оснований и солей в растворах в
свете теории электролитической диссоциации . . ., .j 139
Электролиты и неэлектролиты в свете теории связи ато-
мов в молекулах. Механизм электролитической диссо-
циации . . . :..............................140
Свойства ионов ........................................ 142
Электролиз ........................................ —
Глава 10. Окислы, основания, кислолы, соли
Окислы ...............................................146
Основания .........................................149
Кислоты ...............................................158
Соли ..................................................165
Связь между классами неорганических соединений . .j 173
Глава 11. Периодический закон и периодическая система
элементов Д. И. Менделеева
Периодический закон ..................................: 174
Периодическая система элементов Д. И. Менделеева . . 177
Связь между положением элемента в периодической
системе и его свойствами........................ 183
Исправление атомных весов и предсказание элементов
Д. И. Менделеевым ..................................184
Периодический закон и периодическая система элементов
в свете теории строения атомов ........ 188
245
Глава 12. Радиоактивность .. г , 190
Глава 13. Краткий обзор некоторых понятий
органической химии в свепе теории химическою строения
А. М. Бутлерова
Органические вещества . ......................... . . 199
Некоторые особенности органических веществ . . . . ; 200
Теория химического строения А. М. Бутлерова .... 202
Углеродные цепи .....................................204
Химические свойства органических веществ, связанные с
характером углеродной цепи.......................205
Химические свойства органических веществ, обусловлен-
ные функциональными группами ........................214
Взаимное влияние атомов и групп атомов в молекулах 224
Понятие о классификации органических вешеств .... 225
Генетическая связь между классами органических вешеств 226
Изомерия предельных углеводородов и их производных 231
Приложения *........................................ 239
Александр Яковлевич Веденяпин
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ. ЗАКОНЫ
И ТЕОРИИ ХИМИИ
Редактор В. В. Козлов
Художественный редактор Н А Володина
Технический редактор /. 4 Семейкина
Корректор К. А. Иванова
Сдано в набор 9/11 1965 г. Подписано к печати
23/VIII 1965 г. 84 X Ю81/32. Печ. л. 7,75 (13.02).
Уч.-изд. л. 11,84. Тираж 60 тыс. экз. А 10475.
Т. п. 1965 г. № 460.
Издательство «Просвещение» Государственного
комитета Совета Министров РСФСР по печати.
Москва 3-й проезд Марьиной рощи, 41.
Типография им. Смирнова Смоленского
обл> появления по печати, г Смоленск,
пр. им. Ю. Гагарина, 2. Заказ № 4027,
Цена 30 коп.
В ИЗДАТЕЛЬСТВЕ «ПРОСВЕЩЕНИЕ»
ВЫШЛИ СЛЕДУЮЩИЕ КНИГИ
ДЛЯ УЧАЩИХСЯ:
П. И. Воскресенский, К. Я. Парме-
нов, Л. А. Цветков и Д. А. Эпштейн.
Справочник по химии;
Л. Ф. Попова. Серная кислота;
Н. В. Одноралов. Занимательная гальва-
нотехника;
В. Ф. Егоркин, Д. М. Кирюшкин и
В. С. Полосин. Внеклассные практические
занятия по химии;
В 1965 ГОДУ ВЫХОДЯТ
ИЗ ПЕЧАТИ:
С. А. Б а л е з и н. Отчего и как разрушаются
металлы;
Д. Н. Финкельштейн. Природные и ис-
кусственные минералы.