П. А. ОРЖЕКОВСКИЙ Л. М. МЕЩЕРЯКОВА

Л. С. ПОНТАК

Учебник для общеобразовательных

учреждений

Допущено Министерством образования и науки Российской Федерации

к использованию в образовательном процессе в образовательных учреждениях,

реализующих образовательные программы общего образования

и имеющих государственную аккредитацию

ACT • Астрель ОАО «Московские учебники»

2007 © OCR by Palek, 2011

Предисловие

Глава I Периодический закон Д.И. Менделеева

§ 1. Необходимость систематизации химических элементов

Практическое занятие 1 Амфотерные оксиды и гидроксиды

§ 2. Попытки систематизации химических элементов §3. Открытие Периодического закона §4. Структура Периодической системы химических элементов § 5. Предсказательная функция Периодического закона § 6. Роль Периодического закона в выявлении фактов,

необъяснимых с помощью атомно-молекулярной теории §7. Становление представлений о строении атома § 8. Состав ядра атома. Изотопы § 9. Электронная оболочка атома. Атомные модели Н. Бора

§ 10. Характеристика химического элемента по положению в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева .

Глава II Химическая связь. Электролитическая диссоциация

§ 11. Удивительные свойства обычных растворов . § 12. Ионная связь § 13. Ковалентная связь § 14. Ковалентная полярная связь § 15. Закономерности изменения электроотрицательности

химических элементов § 16. Электролитическая диссоциация § 17. Реакции ионного обмена

Практическое занятие 2 Проведение реакций ионного обмена

§ 18. Физические свойства веществ с различным типом химической связи

Глава III Окислительно-восстановительные реакции

§ 19. Развитие в науке представлений об окислении и восстановлении. . § 20. Окисление и восстановление §21. Степень окисления . § 22. Окислительно-восстановительные реакции

Глава IV Металлы

§ 23. Общие свойства металлов. Металлическая связь § 24. Щелочные металлы .

1*

§25. Элементы ПА-группы 130 §26. Жесткость воды 135 § 27. Алюминий и его свойства 137 § 28. Применение алюминия и его сплавов , 141 § 29. Железо и его свойства 143 § 30. Применение железа и его сплавов 146 §31. Металлургия 149

Практическое занятие 3 Экспериментальные задания по теме «Металлы» 153

Глава V Химия неметаллов 155

§32. Галогены. Галогеноводороды и галогениды металлов 155 §33. Кислородсодержащие соединения хлора 162 §34. Сера. Сероводород и сульфиды 163 §35. Кислородсодержащие соединения серы 166 §36. Азот. Аммиак и соли аммония 169 § 37. Кислородсодержащие соединения азота 174 §38. Фосфор. 177 §39. Углерод и его неорганические соединения 182 §40. Кремний 187 §41. Силикатные материалы 191

Практическое занятие 4 Экспериментальные задания по теме «Неметаллы» 197

Глава VI Органические вещества 199

§42. Углеводороды 199 § 43. Кислородсодержащие органические соединения 203 §44. Жиры и углеводы 207 § 45. Азотсодержащие органические соединения 209

* §46. Аминокислоты. Белки 211 Заключение 213

Ответы. 215 Приложения 1. Ряд напряжений (активности) металлов 216 2. Относительная электроотрицательность (ЭО)

химический элементов (по Л. Полингу) 216 3. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

(длиннопериодный вариант) 217 4. План описания свойств химического элемента на основании его положения

в Периодической системе 218 5. Основные формулы, используемые для расчетов 219 6. Кислотные оксиды, кислоты и названия их солей 220

Предметный указатель 221

4

ПРЕДИСЛОВИЕ

Дорогие ученицы и ученики!.

Наступил новый учебный год, и вы продолжаете изучать химию. Внимательно ознакомьтесь с тем, как пользоваться настоящим учеб­ником.

При изучении химии в прошедшем учебном году мы с вами ис­пользовали атомно-молекулярную теорию. Она позволяет объяснить и предсказать многие химические явления. Например, разнообразие хи­мических веществ и их свойств можно объяснить тем, что химические элементы различаются по таким признакам, как относительная атом­ная масса и способность присоединять к себе другие атомы (валент­ность). В зависимости от состава, вещества относят к классу простых веществ — металлов и неметаллов или классу сложных веществ — основных и кислотных оксидов, кислот, оснований и солей. Вы убеди­лись, что представители одного класса обладают рядом общих свойств. Вместе с тем у них имеются и некоторые различия свойств, которые объясняются различием состава веществ.

Однако в ходе изучения химии у вас нередко возникали вопросы, на которые невозможно было дать ответ с позиции атомно-молекулярной теории. Приведем некоторые из них.

Почему атомы различных химических элементов различаются по массе?

Почему атомы различных химических элементов имеют различные или одинаковые значения валентности?

Почему одни химические элементы образуют простые вещества ме­таллы, а другие — неметаллы?

Почему некоторые металлы способны образовывать не только основные оксиды, но и кислотные, например хром и марганец?

Почему оксиды некоторых металлов, например алюминия и цин­ка, являются амфотерными, т. е. способны реагировать и с кислотой, и со щёлочью?

Почему одни металлы активнее других (что отражает ряд актив­ности металлов)?

1а Химия. 9 класс 5

Почему при взаимодействии азотной кислоты с металлами водород, как правило, не выделяется?

Почему в результате одних реакций теплота выделяется, а в дру­гих — поглощается?

Почему для солей, оснований и кислот характерны реакции об­мена?

Почему водородные соединения одних неметаллов, например НС1, H B r , H 2 S , при растворении в воде образуют кислоты, а другие ве­щества — СН 4 , N H 3 , РН 3 , S i H 4 — кислоты не образуют?

Этот перечень можно продолжить. Для того чтобы ответить на эти и другие вопросы, нужны новые

теории, позволяющие глубже понять внутреннее строение вещества и сущность химических реакций. С такими теориями вы познакомитесь в новом учебном году.

Каждый параграф учебника начинается с пояснения того, что вы узнаете, ознакомившись с его содержанием. Это своеобразное введение выделено шрифтом, отличным от основного.

Наиболее важный материал, который необходимо не только по­нять, но и запомнить близко к тексту, напечатан на голубом фоне и заключен в рамку. Некоторые слова и фразы в тексте выделены кур­сивом. Обращайте на них особое внимание.

Во многих параграфах приводится описание опытов. Некоторые из этих опытов вам продемонстрирует учитель, многие вам предлага­ется выполнить самим. Изучая материал параграфа, вспомните, как выполнялись эти опыты, что вы наблюдали, и сделайте соответству­ющие выводы. Помните: от того, насколько правильно вы научитесь делать выводы по результатам опытов, зависят ваши успехи в изуче­нии химии.

Во многих параграфах приведены исторические сведения и био­графии выдающихся ученых (эти тексты заключены в рамку). Не считайте этот учебный материал второстепенным — он заслуживает пристального внимания. В учебнике имеются тексты, содержащие любопытные, но необязательные для изучения факты. Такие текс­ты отмечены условным знаком, изображающим университетскую ша­почку .

Для освоения химии важны знания не только о различных хими­ческих веществах и реакциях, но и то, каким образом ученым уда­лось понять их сущность. Тексты такого рода обозначены условным

К1

знаком, изображающим сову Ч|. Надеемся, что эта мудрая птица на-

строит вас на соответствующий лад, и при работе с учебником вы бу­дете ощущать себя не только школьниками, но и немного исследова­телями.

Каждый параграф завершается подведением кратких итогов. Вни­мательно прочтите этот текст, вдумайтесь — все ли вам понятно. А проверить и усовершенствовать свои знания вам помогут вопросы и задания, приведенные в конце каждого параграфа, в том числе и тес­товые (они обозначены буквой «Т»). При выполнении некоторых уп­ражнений вам потребуются дополнительные сведения. Они содержат­ся в приложении, помещенном в конце учебника. Усложненные зада­ния отмечены звездочкой (*). Ответы на тестовые задания и расчетные задачи даны в конце учебника. Там же приведены справочные таб­лицы (в приложении). В начале и конце книги имеются два цветных форзаца 1, на которых помещена соответственно Периодическая систе­ма Д. И. Менделеева и таблица растворимости.

Если вы не сможете вспомнить какое-либо определение, формулу вещества или забыли сведения о том или ином ученом, обратитесь к предметному указателю, помещенному в конце учебника.

1 Форзац — двойные листы плотной бумаги, соединяющие блок книги с пе­реплетной крышкой.

1а* 7

h

Глава I

П е р и о д и ч е с к и й

з а к о н Д . И . М е н д е л е е в а

1

H

В о д о р о д

ПЕРИОДЫ РЯДЫ H

В о д о р о д

ПЕРИОДЫ РЯДЫ А I В H

В о д о р о д 1 1 Н 1.0079 ^ 1S 1

1 Водород

H

В о д о р о д

2 2 L I 6,941 ^

2s ' ^ Литий

В© 9.01218^

\ Бериллий

3 3 N H 22,989fP 1 3 s 1

2 Натрий

M g 2 4 . 3 0 5 1 2

2 3 S !

1 Магний

4

4 К 3 9 , 0 9 8 ^ 8 4S 1

6 г Калий

C a « . с е 2 0

8 4 s 2

г Кальций 4

5 2 9 Си 63.546 ^ « 1

S d ' ^ s 1 18 Медь %

3 0 Z n 65,39 2

3 d 1 0 4 s * 18 Цинк \

5

6 oRb В5,46787

18 5S 1

2 РубиДИЙ

§Sr ™ 3 8

IB 5 s 2

2 Стронций 5 7 №.868 A f f i s

4d'°5s' '8 Серебро 1

112,41 V̂ U. , | 4d]05s* 18 Кадмий 1

п

6

8 t !CS 132.9оР

2 Цезий

s R a 1 3 7 , 3 3 ^

18 b S

2 Барий

п

6 9 •196.967 A l l J !

S d ' ^ s 1 i j* Золото 2

80 i s 200.59 " б 32 5 d 1 0 6 s * 1£ PTyTb 2

7 10 j F r 1223) 8 7

4 7s' 1 Франций

j R a [ 2 2 6 i 8 8

| Радий

ФОРМУЛА ВЫСШЕГО ОКСИДА R 2 0 R O

ФОРМУЛА ЛЕТУЧЕГО ВОДОРОДНОГО СОЕДИНЕНИЯ

«Лантаноиды

5 8 С е 2

140.12 9 4 f ' 5 d ' 6 s a i s Церий ! 1

5 9 Р г 2

140,908 в

Празеодим |

6 0 N d 2

144,24 з

Неодим |

6 1 P m [145] |

Afi6s* 2 8 Прометий |

** Актиноиды

9 0 T h , g

232,038 18

Торий | 1

9 1 P a i [231] 20 SfiBd1?*2 18 Протактиний 2

9 2 U I 238,029 21

Уран %

9 3 N p i [237] 22

5 ^ 6 d ' 7 s 2

Нептуний 2

§ 1 . НЕОБХОДИМОСТЬ СИСТЕМАТИЗАЦИИ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

Вы уже знаете , ч т о б ы легче

о р и е н т и р о в а т ь с я в м н о г о о б р а ­

зии химических в е щ е с т в , ученые

с о с т а в и л и их к л а с с и ф и к а ц и ю .

А чем вызвана н е о б х о д и м о с т ь

с и с т е м а т и з а ц и и химических э л е ­

м е н т о в ?

Вспомним, как строилась клас­сификация веществ. Среди всех используемых веществ еще в ка­менном веке были выделены ме­таллы. Люди заметили, что эти вещества имеют металлический блеск, пластичны и теплопро­водны. Благодаря пластичности и твердости металлов и сплавов из них стали изготовлять орудия труда и оружие.

В результате изучения уче­ными свойств веществ было ус­тановлено, что некоторые вещест­ва ни при каких условиях не способны вступать в реакцию разложения. Эти вещества от­несли к классу простых ве-

8

ществ. Вещества, которые подвергаются разложению, стали от­носить к классу сложных веществ. Среди сложных веществ в от­дельный класс были выделены кислоты, потому что они кислые на вкус.

На первых этапах (до X V I I в.) классификация веществ строилась только на основании знаний их свойств (схема 1).

Схема 1

ВЕЩЕСТВО

СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВА

у КЛАСС ВЕЩЕСТВА

ВЕЩЕСТВО

У СОСТАВ ВЕЩЕСТВА

t СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВА

(до XVII в.) (после XVII в.) КЛАСС ВЕЩЕСТВА

Знания о составе веществ, накопленные в период развития атомно-молекулярной теории ( X V I I — X I X вв.), позволили сделать вывод о том, что свойства вещества определяет его состав.

Так, простое вещество невозможно разложить на несколько ве­ществ, потому что в его состав входят атомы одного химического эле­мента. Сложные вещества — кислоты объединяет в один класс нали­чие в составе их молекул атомов водорода, способных замещаться ато­мами металлов. В состав оксидов обязательно входят два элемента, один из которых кислород.

С развитием атомно-молекулярной теории класс вещества стали определять на основании знаний о его составе и свойствах.

Изучение состава и свойств веществ дало возможность определить генетические ряды металлов и неметаллов, отражающие взаимопре­вращения веществ:

ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО — МЕТАЛЛ - ОСНОВНЫЙ ОКСИД -> ОСНОВАНИЕ СОЛЬ ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО-НЕМЕТАЛЛ — КИСЛОТНЫЙ ОКСИД - КИСЛОТА — СОЛЬ

Классификация веществ и выделение генетических рядов метал­лов и неметаллов позволяют лучше ориентироваться в мире веществ и их превращениях. Но, как мы не раз отмечали, мир веществ раз­нообразнее, чем любая классификация, с помощью которой мы хотим в нем разобраться.

Можно ли четко провести границу между металлами и неметалла­ми? Чтобы ответить на это, познакомимся со случаем, который в на­стоящее время воспринимается как легенда.

В давние времена морозной зимой на одном из военных складов обнаружили, что на месте изделий из олова (пуговицы и ложки) ос­тается странный серый порошок, а сами изделия исчезают.

Ученые объяснили этот факт тем, что химический элемент олово образует два простых вещества. При комнатной температуре устой­чиво белое олово — серебристо-белый металл. При охлаждении ни­же -13,2 °С белое олово превращается в другую аллотропную моди­фикацию — серое олово, которое имеет алмазоподобную структуру и относится к неметаллам. Таким образом, один химический элемент образует два простых вещества: одно из них металл, а другое — не¬металл.

Для любознательных Скорость перехода металлического олова в неметаллическое невелика,

поэтому этого превращения мы обычно не замечаем. Оно ускоряется при

наличии примеси цинка и замедляется примесью свинца. Наибольшая ско­

рость достигается при температуре - 3 3 °С.

Превращение металлического олова в неметаллическое ускоряется так­

же при соприкосновении металла с оловом, уже превращенным в неметалл.

Такое явление «заражения» оловянных предметов получило название «оло­

вянная чума».

Вследствие разрушения оловянной пайки сосудов с жидким топливом

в 1912 г. погибла экспедиция к Южному полюсу английского исследовате­

ля Роберта Скотта.

Некоторые химические элементы образуют простые вещества неме­таллы, сочетающие в себе физические свойства металлов и неметал­лов. Например, германий, подобно металлам, — твердое вещество с металлическим блеском, но он хрупок, плохо проводит теплоту и яв­ляется полупроводником.

/: - .• - ш- *

Для любознательных Одно из отличий полупроводников от металлов в том, что у металлов с

повышением температуры электропроводность уменьшается, а у полупро­

водников, наоборот, — увеличивается. Электропроводность полупроводни-

* ков возрастает при освещении их ярким светом. Металлы такими свойс­

твами не обладают.

•: ю , \

L .•

ч_

Аналогичные свойства имеют кремний, селен и некоторые другие простые вещества.

На основании расчетов ученые предположили, что такой, казалось бы, типичный неметалл, как водород, при очень высоком давлении (2 х 10 1 1 Па) должен иметь металлический блеск и проводить электри­ческий ток. Однако такое большое давление пока не удалось создать. Выдвинутую гипотезу можно будет подтвердить, когда будут решены сугубо технические проблемы.

Проведем опыт.

Опыт 1. В две пробирки поместим по грануле алюминия. В одну при­льем около 2 мл разбавленного раствора серной кислоты, в другую — столько же раствора гидроксида натрия. Нагреем растворы в-пламени спиртовки. В каждой пробирке будет выделяться газ (рис. 1).

H 2 S 0 4

7

N a O H

а б

Рис. 1 . Взаимодействие алюминия с растворами: а — кислоты; б — щёлочи

Этот опыт показывает, что алюминии взаимодействует как с кис­лотой, так и со щёлочью. Первая реакция вам хорошо знакома. При взаимодействии кислоты с металлом образуется соль и выделяется во­дород. Запишем уравнение этой реакции:

2А1 + 3 H 2 S 0 4 - A 1 2 ( S 0 4 ) 3 + 3 H 2 t Что происходит при взаимодействии алюминия с раствором гид­

роксида натрия? Как и в реакции с кислотой, в этом случае образу­ются соль и водород:

2А1 + 2NaOH + 6 Н 2 0 = 2Na[Al (OH)J + ЗН 2 |

h 1

к'

Для любознательных Алюминий входит в состав сложного кислотного остатка. Кислотный

остаток [А1(ОН) 4] отличается от уже знакомых вам кислотных остатков ти ­

па S 0 4 , N 0 3 тем, что в нем атом алюминия связан с несколькими гидрок-

сидными группами. Квадратные скобки показывают, что эта группа атомов

выступает как единое целое. Название данной соли можно дать, вспомнив 3 общий принцип построения названия солей 1. Непривычную для вас соль

> N a [ A l ( O H ) 4 ] упрощенно можно называть алюминатом натрия. Более точное

название этой соли — тетрагидроксоалюминат натрия. Из названия сле-

* дует, что с атомом алюминия связаны четыре гидроксидных группы (тет-

!. ра — четыре).

Вы знаете, что металлы реагируют с кислотами. Реакции со щело­чами, приводящие к получению соли, характерны для кислот и кис­лотных оксидов, которые образуются, как правило, из неметаллов. Алюминий не относится ни к кислотам, ни к кислотным оксидам, но он, как показал опыт, тем не менее реагирует с раствором щёлочи с образованием соли и водорода.

На основании этого экспериментального факта попытаемся сделать вывод, к какому генетическому ряду можно отнести алюминий: к ря­ду металлов или к ряду неметаллов. То, что он реагирует с раство­ром гидроксида натрия, говорит о его принадлежности к генетичес­кому ряду неметаллов. Взаимодействие с серной кислотой позволяет отнести алюминий к металлам. Можно сказать, что алюминий имеет двойственные свойства.

. Приведенные примеры позволяют сделать вывод о том, что стро­гой границы между элементами, образующими металлы и неметал­лы не существует.

Рассмотрим, какими свойствами отличаются оксиды и гидроксиды некоторых металлов. Для этого обратимся к опытам.

Опыт 2. В две пробирки с растворами гидроксида натрия и серной кис лоты поместим небольшое количество порошка оксида цинка и осторож но встряхнем пробирки. В обоих случаях заметим растворение оксида.

Составим уравнения реакций: ZnO + H 2 S 0 4 - Z n S 0 4 + Н 2 0

ZnO + 2NaOH + H 2 0 = Na 2 [Zn(OH) 4 ]

1 Например, соль N a 2 S 0 4 — сульфат натрия, N a 3 P 0 4 — фосфат натрия.

12

Опыт 3 . Поместим в две пробирки свежеосажденный гидроксид цин­ка. В одну из них добавим немного серной кислоты, в другую — раствор гидроксида натрия. В обоих случаях наблюдаем растворение осадка.

Удивительно, но факт — гидроксид цинка реагирует и с кислотой, и со щёлочью. Составим уравнения реакций:

Zn(OH) 2 + H 2 S 0 4 = Z n S 0 4 + 2Н 2 0 Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2[Zn(OH) 4]

Анализ опытов 2 и 3 позволяет сделать вывод, что оксид и гид­роксид цинка могут проявлять двойственные свойства. Они взаимо­действуют с кислотой и тем самым проявляют основные свойства. Протекание реакции со щёлочью позволяет сделать вывод о кислот­ности этих веществ.

Вещества, способные проявлять как кислотные, так и основные свойства, называют амфотерными.

Греческий корень «амфо» означает двух­сторонний.

Рассмотрим амфору — сосуд, которым пользовались древние греки. Он имеет сим­метрично с двух сторон по ручке (рис 2).

Итак, оксид цинка ZnO — амфотерный оксид, гидроксид цинка Zn(OH) 2 — амфо-терний гидроксид.

Теперь составим генетический ряд.

Элемент -> Простое

вещество Амфотерный

оксид -» Амфотерный гидроксид - •

Соль

Zn Металл Zn

ZnO Zn(OH) 2 ZnS0 4 , Na2[Zn(OH)4]

A l Металл А1

А 1 2 0 3 А1(ОН)3 A1 2(S0 4) 3 , Na[Al(OH) 4]

На примере амфотерных веществ мы убедились, что классифика­ция веществ на металлы и неметаллы, а также выделение генетичес-

13 ) ч

кого ряда металлов и генетического ряда неметаллов достаточно ус­ловны.

К середине X I X в. ученым было известно уже более 60 химичес­ких элементов. Вещества одного класса, образованные каждым из этих элементов, порой сильно отличались по свойствам.

Большое разнообразие свойств веществ, образуемых различными химическими элементами, поставило ученых перед необходимостью систематизировать не только химические вещества, но и химические элементы.

Краткие итоги параграфа • Установлены факты, которые выходят за рамки классифика­ции веществ и выделения генетических рядов металлов и неме­таллов:

некоторые металлы (алюминий, цинк и др.) способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами;

оксиды и гидроксиды ряда металлов обладают амфотерными свойствами, они способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами. • Строгой границы между металлами и неметаллами не существует. Некоторые химические элементы, например олово, способны обра­зовывать несколько аллотропных модификаций, среди которых есть как простые вещества металлы, так и неметаллы. Простые вещест­ва, образуемые некоторыми элементами, к металлам не относятся, но проводят электрический ток и обладают металлическим блеском (например, графит).

1. Составьте генетические ряды для кальция и углерода. 2 . Гидроксид хрома(Ш) является амфотерным. Как можно доказать амфотер­

ный характер данного гидроксида при помощи характерных реакций? (Кис­лотный остаток, содержащий хром, имеет валентность III. Его состав — [Сг(ОН)6)]).

3 . Составьте генетический ряд хрома. Используйте данные задания 2. Кроме того, примите во внимание, что оксид хрома(И) и гидроксид хрома(И) обла­дают основными свойствами. Оксид хрома(\/1) является кислотным оксидом, и ему соответствует кислота Н 2 Сг0 4 .

Т. Гидроксид цинка не может; 1) разлагаться при нагревании; 2) изменять окраску фенолфталеина; 3) взаимодействовать с раствором серной кислоты; 4) вза­имодействовать с раствором гидроксида натрия.

1 4 )

" " Ч Л - V W U ^ ^ J T " - N > - * - Г-'- - * . . - т - Л Л А 1 " " Д ' 7"-:---Ж-Г---' - t w - Д — 1 " tf- . х ' " Ч II . ^ Т . - ^ т и ^ 1 И , 1 | Д 1 и м ™ л ; 41 1 * - 1 ^ > д н т а В - I I I I I - . ш . « H - r f r - < f -

Практическое занятие 1

5И 4! 1 у 17 Ь

Цель работы: изучить свойства амфотерных соединений на примере гидроксида алюминия.

Прежде чем приступить к выполнению эксперимента, повторите прави ­ла безопасной работы в химической лаборатории .

Проделайте опыты по предлагаемой методике и заполните таблицу.

№ и название опыта

Порядок действий

Рисунки, наблюдения

Уравнения реакций

Ответы на контрольные

вопросы

•

•

Опыт 1. Получение гидроксида алюминия В пробирку налейте 1—1,5 мл раствора гидроксида натрия или ка­

лия и прибавьте раствор любой соли алюминия до образования осад­ка гидроксида алюминия.

Контрольные вопросы 1. К какому типу относится реакция получения гидроксида алю­

миния?

Опыт 2. Проверка амфотерного характера гидроксида алюминия Осадок, полученный в первом опыте, разделите на две части и пе­

ренесите их в две пробирки. В одну пробирку прилейте раствор кис­лоты до растворения осадка, в другую — раствор щёлочи до раство­рения осадка.

Составьте уравнения реакций для каждого из проведенных опытов и сделайте вывод о свойствах гидроксида алюминия.

Контрольные вопросы 1. Свойства какого класса соединений проявляет гидроксид алю­

миния при взаимодействии со щёлочью? 2. Свойства какого класса соединений проявляет гидроксид алю­

миния при взаимодействии с кислотой? 3. Что означает фраза: «Гидроксид алюминия обладает амфотер-

ными свойствами»?

( 1 5 . )

§ 2. ПОПЫТКИ СИСТЕМАТИЗАЦИИ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

С и с т е м а т и з и р о в а т ь х и м и ч е с к и е э л е м е н т ы о к а з а л о с ь не п р о с т о .

В ы у з н а е т е о п е р в ы х п о п ы т к а х п о с т р о е н и я с и с т е м ы х и м и ч е с к и х э л е ­

м е н т о в .

Щ При построении любой системы необходимо выделить наиболее существенный признак, обусловливающий свойства ее элементов.

л <

Чтобы определить такой признак, нужно знать причины проявле­ния свойств. Не является исключением и история создания систе-

v мы химических элементов, которую можно представить как исто-|1 рию поиска наиболее существенного признака, определяющего

различия и сходства химических элементов и соответственно свойств образованных ими веществ. В середине X I X в. о таком

ii признаке можно было только строить предположения. В соответс-1 л

твии с этими предположениями и осуществлялись различные по¬пытки систематизации химических элементов.

in ч I ' I

к •

ДЕБЕРЕИНЕР Иоганн Вольфганг (1780—1849 гг.)

Немецкий химик. Образование получил путем самостоятельных занятий. С 1810 г. — профессор Йенского университета.

Свои научные исследования посвятил классифи­кации химических элементов, изучению платиновых металлов, а также катализу.

Обнаружил, что порошок платины (платиновая чернь) способен, не расходуясь, вызывать окисление оксида серы(1У) до оксида cepbi(VI) и поджигать во­дород («огниво Дёберейнера» — первая в мире за­жигалка).

Пытался систематизировать химические элементы. Выявил правило триад.

Был другом поэта Гёте.

i ii

_ -L I "I

В начале X I X в. ученые заметили, что вещества, образуемые неко­торыми химическими элементами, имеют аналогичный состав и близ­кие свойства. Такие сходные элементы стали объединять в небольшие группы.

ч.

16 /

Одним из первых объединил химические элементы в такие груп­пы немецкий химик Иоганн Вольфганг Дёберейнер. Из известных к 1817 г. сорока элементов он выделил пять триад:

Li Na К Са Sr Ва Р As Sb S Se Те CI Br I

В первую триаду вошли щелочные металлы:

L i Na К литий натрий калий

Простые вещества, образованные этими элементами, имеют метал­лический блеск, тепло- и электропроводны, натрий и калий отлича­ются мягкостью (легко режутся ножом), им свойственна высокая хи­мическая активность. Эти металлы легко окисляются кислородом воз­духа и энергично взаимодействуют с водой с выделением водорода в соответствии с уравнениями реакций:

2 L i + 2Н 2 0 = 2 L i O H + H 2 f 2Na + 2Н 2 0 = 2NaOH + H 2 t

2 K + 2 H 2 0 = 2КОН + Н 2 |

Элементы первой триады образуют вещества со сходным составом и •

свойствами. Например, образуемые ими хлориды хорошо растворяют­ся в воде, их состав выражается однотипными формулами: L i C l , NaCl , КС1. Гидроксиды лития, натрия и калия — L i O H , NaOH, КОН — обла­дают сходными свойствами: растворяются в воде и представляют со­бой щёлочи. В связи с этим их свойством металлы получили назва­ние щелочные.

Во вторую триаду Дёберейнер объединил такие элементы:

Са Sr Ва кальций стронций барий

Эта группа элементов по свойствам похожа на группу щелоч­ных металлов. Простые вещества, образованные этими элементами,

представляют сооои металлы, легко окисляющиеся кислородом воз­духа:

2Са + 0 2 = 2СаО 2Sr + 0 2 = 2SrO 2Ва + 0 2 = 2ВаО

Все три металла реагируют с водой:

Са + 2Н 2 0 = Са(ОН)2 + Н 2 | Sr + 2Н 2 0 = Sr(OH) 2 + H 2 t Ва + 2Н 2 0 = Ва(ОН)2 + Н 2 |

Состав хлоридов этих элементов выражается формулами: СаС12, S r C l 2 , ВаС12, а состав гидроксидов — Са(ОН)2, Sr(OH) 2 , Ва(ОН) 2. Гид-роксиды бария, стронция и кальция являются щелочами. Эта группа элементов была названа щелочноземельными металлами. В природе эти элементы встречаются в составе минералов, представляющих со­бой карбонаты (CaC0 3 , S r C 0 3 , ВаС0 3). Прокаливание этих минералов, а затем растворение полученных продуктов (оксидов CaO, SrO, ВаО) в воде приводит к образованию щелочного раствора. В связи с этим ок­сиды данных элементов, полученные из минералов, долгое время на­зывали щелочными землями.

Элементы следующей триады:

р A s Sb фосфор мышьяк сурьма

Простые вещества, образуемые этими элементами, различаются по свойствам. Общая формула высших оксидов Э 2 0 5 (Р20 5 , A s 2 0 5 , Sb 2 0 5 ) . Эти вещества относят к классу кислотных оксидов, и им соответству­ют кислоты.

В еще одну триаду вошли элементы:

S Se Те сера селен теллур

Простые вещества, образуемые этими элементами неметаллов, по физическим свойствам достаточно сильно отличаются одно от

( 18 i ч у

вещество желтого цвета, селен темно-серое ве серебристо-серый. Все

другого. Сера — щество с коричневым оттенком, теллур три вещества хрупкие. Сера не проводит электрический ток, а се­лен и теллур являются полупроводниками. Объединить их в одну триаду позволило сходство образуемых веществ. Формулы высших оксидов элементов — S 0 3 , S e 0 3 , Те0 3 . Эти оксиды обладают кис­лотным характером, и им соответствуют кислоты. Все три элемен­та образуют с водородом очень ядовитые, сильно пахнущие газо­образные (летучие) соединения: H 2 S , H 2 S e , Н 2 Те. Элементы дан­ной триады получили название халъкогены, что означает «рож­дающие руды». Вспомните, что многие руды представляют собой сульфиды металлов. Встречаются в прцроде и селениды, и теллу-риды металлов.

Последняя из триад Дёберейнера:

С1 Вг I хлор бром иод1

Эти элементы получили название галогены, что в переводе с гре­ческого означает «рождающие соли». Простые вещества галогены, как и халькогены, по физическим свойствам сильно отличаются одно от другого. Хлор — ядовитый газ зеленоватого цвета, с резким запа­хом, бром — ядовитая летучая красно-оранжевая жидкость, иод — серое кристаллическое вещество с металлическим блеском. Но, не­смотря на различия физических свойств, галогены образуют схо­жие соединения. Молекулы простых веществ состоят из двух атомов: С12, Вг 2 , 1 2. Простые вещества галогены химически очень активны. Для них характерны химические реакции с металлами и водоро­дом. Галогеноводороды НС1, H B r , H I — газообразные вещества, ко­торые при растворении в воде образуют кислоты. Соли галогеново-дородных кислот — галогениды N a C l , NaBr , N a l имеют сходные со­став и свойства.

Объединив элементы в триады, И, Дёберейнер обнаружил одно интересное свойство, которое имеет каждая триада. Если в каждой «тройке» элементы расположить в порядке возрастания относитель­ных атомных масс, то относительная атомная масса среднего элемен­та окажется примерно равной половине суммы двух других (т. е. их

В химических текстах принято писать «иод», а не «йод».

среднему арифметическому). Это правило ученый назвал правилом триад. Так, для триады щелочных металлов:

Из сорока известных во времена Дёберейнера химических элемен­тов в системе, построенной им, нашлось место только пятнадцати эле­ментам, что составляет 37%. Позднее в работах других ученых чис­ло элементов, включаемых в каждую группу, было увеличено до че­тырех, иногда до пяти. Таким группам сходных элементов было дано название естественные семейства. В пределах этих семейств обна­руживались те же закономерности, что и, в триадах Дёберейнера.

Итак, в начале X I X в. при создании системы элементов учиты­вали общность химических свойств и схожесть состава образуемых элементами веществ. Такой подход позволял составлять из откры­тых элементов новые естественные семейства и искать закономернос­ти, связывающие элементы внутри них. Эти открытия сыграли важ­ную роль в последующем поиске путей систематизации химических элементов.

К началу 60-х годов X I X в. практически все известные элементы были объединены в естественные семейства. И тогда перед учеными возникли вопросы. Сколько элементов должно входить в каждое естес­твенное семейство? Сколько должно быть естественных семейств? Су­ществует ли взаимосвязь между, казалось бы, несвязанными группа­ми элементов? Можно ли создать систему, которая объединяла бы все элементы? Ответить на эти вопросы было невозможно. Таким образом, идея построения системы химических элементов на основе учета со­става и свойств образуемых ими веществ к середине X I X в. себя ис­черпала. Состав и свойства веществ могли быть следствием какого-то главного признака элемента, служащего причиной разнообразия хи­мических элементов, а также образованных ими веществ.

Новый подход к систематизации химических элементов одним из первых предложил французский ученый Александр Эмиль Бегье де Шанкуртуа. В 1862 г. он расположил химические элементы в поряд­ке возрастания атомной массы в форме объемной спирали. В результа­те ему удалось выявить, что многие элементы, расположенные по вер­тикали образованного цилиндра, имеют аналогичные свойства. Ины­ми словами, естественные семейства элементов располагаются по вертикали. Однако ученый так и не смог объяснить многочисленные нарушения выявленной закономерности.

В 1863 г. английский химик Джон Александер Ньюлендс снова обратился к подходу, использованному Э. Шанкуртуа. Он располо­жил все известные элементы по возрастанию атомных масс. Полу­чился ряд элементов, в котором можно было заметить, что элемен­ты со сходными свойствами повторяются, причем с элемента № 1 по № 17 повторяемость наблюдается на каждом восьмом элементе. Поэто­му Дж. Ньюлендс по аналогии с музыкальной октавой назвал эту за­кономерность правилом октав. (В семье Ньюлендса любили музыку.) «Октавы» в построенной таблице располагались вертикально, а естес­твенные семейства — горизонтально (табл. 1). Однако после элемен­та № 17 эта закономерность нарушалась. Среди естественного семейс­тва оказывались элементы с совершенно разными свойствами, напри­мер фосфор и марганец, высшая валентность которых соответственно равна V и V I I ,

Таблица 1 Элементы, расположенные Дж. Ньюлендсо

Р По н 1 F 8 CI 15 Co, N i 22 Br 29 Pd 36 I 43 Pt , Ir 50

L i 2 Na 9 К 16 Cu 23 Rb 30 A g 37 Cs 44 Os 51

Ми Be 3 M g 10 Са 17 Zn 24 Sr 31 Cd 38 Ва, V 45 H g 52

Фп В 4 A l 11 Cr 18 Y 25 Ce, L a 32 U 39 Та 46 T l 53

С 5 Si 12 T i 19 In 26 Zr 33 Sn 40 W 47 Pb 54

Ли *

N 6 P 13 M n 20 A s 27 Mo 34 Sb 41 Nb 48 B i 55

On О 7 S 14 Fe 21 Se 28 Rh, Ru 35 Те 42 A u 49 T h 56

НЬЮЛЕНДС Джон Александер Рейна ( 1 8 3 7 — 1 8 9 8 гг.)

Английский химик. Родился в Лондоне. В 1856— 1857 гг. учился в Королевском химическом коллед­же (г. Лондон). В 1860 г. сражался в отрядах Гари­бальди.

Занимался аналитической химией. Пытался сис­тематизировать химические элементы, располагая их в порядке возрастания атомных масс. Выявил пра­вило октав.

.11 | пну I T и jp I I жi_t\m J I w I iH i\\ i • ' L L I .пришли II 'мин 'nun ini * i i ii nT i n — i . и i • 1 " i i i m^m w r i i i i i m w i М Т Щ И Т Т Й щ.лщим i i ч i ш i mщ '^л^^ляиш'л&мш^^^

21

Дж. Ньюлендс доложил о своей работе на заседании Лондонского химического общества. Но выявленная им закономерность не была воспринята как открытие. Один из членов общества даже спросил, не пытался ли автор располагать элементы в алфавитном порядке и по­искать при этом какую-либо закономерность. Таким образом, идею вы­деления атомной массы в качестве основного признака систематизации элементов химики того времени не поддержали. Высмеянный ученый прекратил свои исследования в этом направлении.

•Г, ! --1 ^

'А :

Г,

История негативного восприятия результатов исследования Дж. Ньюлендса показывает, насколько непросто ученым было пре­одолеть уже сложившиеся подходы к- построению системы хими­ческих элементов. Такое неприятие нового и неожиданного законо­мерно. Оно связано с особенностями человеческого мышления, ко­торое отличается стереотипностью. Мы зачастую не задумываемся о сути того, к чему привыкли. Представьте, как бы мы уставали, если бы обдумывали каждое свое действие. Однако стереотипы ме­шают восприятию нового. Творчество ученого нередко проявляется в способности к преодолению стереотипов.

,,

г л

i • • • Г:

, 1 V

: ;

re :

I I <

h >

к <

МЕЙЕР Лотар Юлиус (1830—1895 гг.)

Немецкий химик. Учился в университетах Геи-дельберга, Кёнигсберга (ныне Калининград), Бре-слау. С 1866 г. — профессор в некоторых универси­тетах Германии.

Его научные работы относятся к неорганической, органической и физической химии. Исследовал газы, выделяющиеся из крови (1854 г.), физические свойс­тва некоторых веществ, извлекаемых из нефти.

В 1864 г. опубликовал статью о построении систе­мы химических элементов на основе их атомной массы.

Однако он не смог включить в систему все открытые к тому времени хими­ческие элементы. Свою полную таблицу элементов он опубликовал только в 1870 г., уже после открытия Д.И. Менделеевым Периодического закона.

Иностранный член-корреспондент Петербургской академии наук (с 1890 г.).

1 1 \ L

I Li

if" L -

1 *

r -

IF

h

]

\

Тем не менее попытки систематизировать химические элементы с использованием в качестве системообразующего признака атомной массы были продолжены. В 1864 г. немецкий ученый Лотар Мейер

22 ) /

составил таблицу, в которой снова попытался расположить химичес­кие элементы по мере возрастания их атомных масс. Элементы, име­ющие аналогичные свойства, он расположил в вертикальные столбцы. При такой систематизации в его таблицу вошло только 27 элементов. Более половины из известных к тому времени химических элементов в построенной им системе не нашла своего места.

Краткие итоги параграфа • При первых попытках построения системы химических элемен­тов возникли сложности, связанные с тем, что причина разнообра­зия и сходства свойств элементов и образуемых ими веществ была неизвестна в начале X I X в.. • Попытки систематизации химических элементов по признакам со­става и свойств образуемых ими веществ привели к выявлению сре­ди всех элементов естественных групп (семейств). Однако на основе такой классификации элементов невозможно было предсказать чис­ло элементов, составляющих каждое семейство, и сколько всего се­мейств могут образовать химические элементы. • Выделение атомной массы в качестве признака систематизации хи­мических элементов позволило установить, что свойства химических элементов повторяются, и сформулировать правило октав. Однако пра­вило октав выполнялось только в начале ряда, а далее имелось так мно­го нарушений, что о систематизации элементов не могло быть и речи.

1. Пользуясь текстом параграфа, заполните таблицу «Естественные семейс­тва элементов»:

Название семейства

Элементы (в порядке возрастания Аг)

Относительная атомная масса

Высшая валентность

Формула высшего оксида

Формула высшего гидроксида

Летучее водородное соединение

Физические свойства простого вещества I .

-» 2. Пользуясь правилом триад, рассчитайте относительные атомные массы каж­дого среднего элемента в триадах щелочноземельных металлов, галогенов, халькогенов и сравните их с современными значениями.

23

3 . К середине XIX в. ученым было известно около 6 0 элементов. Триады Дё­берейнера стали расширяться до четырех, пяти элементов, так как откры¬ваемые элементы обладали сходными свойствами с уже известными эле­ментами триад. Исходя из описанных ниже свойств веществ, образуемых

:) определенными элементами, дополните триады Дёберейнера или создайте новое естественное семейство элементов из следующих: магний — твердое вещество с металлическим блеском, проводит электри­ческий ток, характерные соединения: M g O , Mg" (OH) 2 ; рубидий — легкоплавкое, пластичное вещество с металлическим блеском,

? энергично реагирует с кислородом и водой. Характерные соединения: R b 2 0 , R b O H . Гидроксид рубидия — хорошо растворимое едкое вещество;

• азот — газообразное вещество при обычных условиях. Его высший оксид — N 2 0 5 , а высший гидроксид — азотная кислота H N 0 3 . Образует летучее во­дородное соединение состава N H 3 ; иод — твердое кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета, обла­дает металлическим блеском. Высший оксид — 1 2 0 7 ; высший гидроксид яв­ляется кислотой и имеет формулу Н Ю 4 . Летучее водородное соединение иода — H I ; мышьяк — хрупкое вещество серого цвета, с металлическим блеском. Вы­сший оксид и гидроксид мышьяка имеют формулы A s 2 0 5 , H 3 A s 0 4 . Мышьяк образует летучее водородное соединение состава A s H 3 ; цезий — легкоплавкое, пластичное вещество с металлическим блеском. Окисляется кислородом воздуха и растворяется в воде с выделением боль­шого количества теплоты. Характерные соединения: C s 2 0 , C s O H . Гидроксид цезия — едкое вещество, хорошо растворимое в воде; фосфор образует три аллотропные модификации — черный, белый и крас­ный фосфор, отличающиеся по строению и свойствам. Характерные соеди­нения фосфора Р 2 0 5 , Н 3 Р 0 4 имеют кислотные свойства. Фосфор образует летучее водородное соединение РН 3 ; фтор — очень ядовитый газ. Формула простого вещества — F 2 . Реагирует с большинством металлов с образованием солей, в которых проявляет ва­лентность I. Образует летучее водородное соединение H F , водный раствор фтороводорода представляет собой кислоту.

§ 3 . ОТКРЫТИЕ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА

Вы узнаете о принципах построения системы химических эле­ментов, используемых Д.И. Менделеевым, и о том, каким образом ему удалось включить в созданную им Периодическую систему все известные химические элементы.

Проблема систематизации химических элементов заинтересовала мо­лодого 35-летнего профессора Петербургского университета Д.И. Мен­делеева. В 1869 г. он продолжил работу над созданием учебника для

2 4 ; S

студентов «Основы химии». Ученый хорошо понимал, что, для того чтобы студенты лучше разобрались в разнообразии свойств химичес­ких элементов, их нужно систематизировать.

Как вы уже знаете, до Д. И. Менделеева сложилось два подхода к систематизации элементов. В соответствии с первым подходом рассмат­ривались исключительно состав и свойства веществ, которые образуют элементы. В результате были выявлены естественные группы элементов. Однако не было ясно, сколько должно быть естественных групп, а так­же сколько элементов должно входить в состав той или иной группы.

МЕНДЕЛЕЕВ Дмитрий Иванович (1834—1907 гг.)

Русский ученый. Родился в г. Тобольске в семье директора гимназии. В 1855 г. окончил Главный пе­дагогический институт в Петербурге. В 1855—1856 гг. работал учителем гимназии в Одессе. В 1857—1890 г. преподавал в Петербургском университете (с 1865 го­да профессор). В 1890 г. покинул университет из-за конфликта с министром просвещения, который отка­зался принять от него петицию студентов.

С 1893 г. возглавлял Главную палату мер и ве­сов.

Научные интересы Д.И. Менделеева очень разнообразны. Он автор перво­го в России учебника «Органическая химия» (1861 г.). В 1869 г., работая над учебником «Основы химии», открыл Периодический закон. На основе это­го закона исправил значения атомных масс многих элементов (бериллия, индия, урана и других). Предсказал существование и описал свойства гал­лия, скандия, германия, полония, астата, технеция и других элементов, которые еще не были открыты. Разработал теорию растворов. Вывел общее уравнение состояния идеального газа. Выдвинул гипотезу происхождения нефти. Предложил технологическую схему перегонки нефти и реализовал ее на Кусковском заводе под Москвой (в настоящее время этот завод нахо­дится в черте Москвы). Выдвинул идею подземной газификации угля. За­нимался проблемой использования минеральных удобрений в сельском хо­зяйстве. Принимал участие в разработке состава бездымного пороха.

В соответствии со вторым подходом элементы располагали в поряд­ке увеличения их атомной массы. В результате было выявлено пра­вило октав. Повторяемость элементов, принадлежащих к одной естес­твенной группе, распространялась не на все элементы. Многочислен­ные нарушения правила объяснить было невозможно.

25

Д.И. Менделеев решил объединить эти два подхода. Он был убеж­ден в том, что атомная масса предопределяет все остальные свойства элементов. Это свойство атомов элементов ученый даже назвал корен­ным. Кроме того, Д.И. Менделеев принимал во внимание, что место элемента в системе должно определяться с учетом валентности, а так­же состава и свойств образуемых им веществ.

К этому времени было известно уже 63 химических элемента. При­чем если относительные атомные массы при переходе от одного эле­мента к другому возрастают до больших значений (от 1 у водорода до 210 у висмута), то значения валентностей приходятся на интервал от I до VII . Д.И. Менделеев отметил еще один интересный факт. Прак­тически все элементы, имеющие постоянную валентность I, •— актив¬ные металлы, а высшую валентность VII — активные неметаллы, эле­менты с промежуточной валентностью часто сочетают в себе и те, и другие свойства.

В своих поисках построения системы химических элементов Мен­делеев использовал следующий прием. Он приготовил набор карто­чек, на каждой записал знак химического элемента, его относитель­ную атомную массу 1, высшую валентность, а также характеристи­ку свойств веществ, образованных элементом. Расположив карточки с элементами по возрастанию их атомных масс, он получил ряд, раз­бил его на части, каждая из которых начиналась с щелочного метал­ла, далее следуют неметаллы, которые кончаются галогеном. Приве­дем пример двух частей ряда:

7 11 12 14 i И Д ; 16 19 23 24 27 28 31 32 35,5 L i В С N Be 0 F Na Mg A l Si p s CI I III IV V III

i"

II I I II III IV V VI VII

ч й к

мет

а.

- J гало

!

-

гало

т

• * - f • t f

i

Неметаллы Неметаллы Металлы Неметаллы

Элемент, образующий оксид и гидроксид

с -амфотерными свойствами

Элемент, образующий оксид и гидроксид

с амфотерными свойствами *

1 Во времена Д. И. Менделеева — атомный вес

26

Во второй части ряда, начинающейся с натрия, явно прослеживается закономерность: при возрастании относительной атомной массы валент­ность элементов плавно увеличивается от I до VII, при этом элементы начала части ряда образуют простые вещества со свойствами, характер­ными для металлов, затем располагается элемент, образующий оксид и гидроксид с амфотерными свойствами, далее следуют элементы, обра­зующие простые вещества с типичными неметаллическими свойствами. Эта часть ряда позволила Менделееву предположить, что подобная зако­номерность может соблюдаться и между остальными элементами. Обра­тите внимание, в первой части ряда элемент бериллий, образующий ок­сид и гидроксид с амфотерными свойствами, оказался между неметалла­ми азотом и кислородом, хотя его свойства соответствуют расположению между литием и бором, т. е. между металлом и неметаллом. Менделеев, проанализировав все сведения о свойствах бериллия, пришел к выводу, что его валентность и, следовательно, относительная атомная масса оп­ределены неверно. Валентность бериллия должна быть равной II, относи­тельная атомная масса — 9,4. На этом основании он изменил положение бериллия в ряду, поместив его между литием и бором. Таким образом, в первой части ряда выявленная закономерность была соблюдена.

7 Li I

8 9,4 | F

I Be I II

11 В III

ч cd Ф

s. !

у .

E

12 14 16 19 23 24 27 28 31 32 35,5 С N 0 F Na Mg A l Si p s CI IV V II I

я О ч cd и

I II III IV V VI VII

EH Ф

О 4 cd

Неметаллы Металлы Неметаллы

Элемент, образующий оксид и гидроксид

амфотерными свойствами

с

Элемент, образующий оксид и гидроксид

с амфотерными свойствами

Новое положение бериллия устранило нарушение естественной пос­ледовательности первой части ряда. Однако, в отличие от второй час­ти ряда, в первой валентность элементов изменялась не от I до VII , а от I до V. У кислорода валентность не V I , а II. Фтор имеет валент­ность не VII , а I. Однако кислород по некоторым своим свойствам очень похож на серу, высшая валентность которой равна V I , а фтор похож на хлор, высшая валентность которого равна VII . Например,

(я) Ч1

сера имеет соединение с водородом H 2 S , похожее соединение Н 2 0 об­разует и кислород. Фтор, как и хлор, относится к естественному се­мейству галогенов и имеет сходные с ними свойства.

Д.И. Менделеев вывел закономерность, которая выражается в пе­риодической повторяемости свойств элементов и образуемых ими ве­ществ. Эту закономерность он назвал Периодическим законом. Этот закон формулируется так:

v; V Р

) «Свойства элементов, а также состав и свойства образуемых !

ими простых и сложных веществ находятся в периодической за- j висимости от величин их относительных атомных масс».

Для любознательных г

ф Приведенная формулировка дана с использованием современной тер -

«. минологии. Во времена Менделеева некоторые термины были иными. Атом¬

* ная масса называлась атомным весом, вещество телом. Закон, сформули-

* рованный Менделеевым, звучал так: «Физические и химические свойства

* элементов, проявляющиеся в свойствах простых и сложных тел, ими обра-

% зуемых, стоят в периодической зависимости от их атомных весов».

ОПЫТЪ СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВЪ. ОСНОВАННОЙ НА ИХЪ АТОМНОМЪ B*Cfc И ХИМИЧЕСКОМЪ СХОДСТВ^

Ti - 50 Zr — 90 9 • 180.

- V = 51 Nb — 94 Та — 182. Cr = 52 Mo 96 W — 186.

Mn = 55 Rh 104,4 Pt 197,4. Fe = 56 Ru — 104,4 Ir 198.

Ni = Co = 59 PI — 106,6 Os — 199. н = 1 Cu = 63,4 A g — 108 H g • 200.

Be = 9,4 Mg 24 Zn = 65,2 Cd = 112 В - 11 A l 27,4 ? = 68 Ur 116 A u — - 197? С = 12 Si — 28 • 70 Sn — 118 N - 14 P — 31 As = 75 Sb 122 Bi 210? О = 16 S — 32 Se = 79,4 Те - — 128? F = 19 CI — 35,5 Br = 80 I 127

L i = 7 Na = 23 к — 39 Rb = 85,4 Cs = 133 Tl = 204. Са — — 40 Sr = 87,6 Ba 137 Pb 207

* - — 45 Ce = 92

?Ег 56 La = 94 ?Yt 60 Di = 95 ?In 75,6 Th = 118

Д. Менделвевь.

Рис. 3. Первый вариант периодической таблицы

28 i

Таким образом, в 1869 г. Д.И. Менделеев, исправив обнаруженные нарушения выведенного закона, систематизировал все известные хи­мические элементы. В первом варианте периодической таблицы естес­твенные семейства располагались горизонтально (рис. 3). Позже естес­твенные семейства стали располагать вертикально.

Краткие итоги параграфа • Открытие Периодического закона не было случайным. Ему пред­шествовала большая работа по систематизации химических эле­ментов. • На первом этапе систематизации элементов ученые учитывали только состав и свойства веществ, образуемых элементами, или зна­чения атомных масс химических элементов. • При построении системы элементов Д.И. Менделеев использовал оба сложившихся в науке подхода. Он расположил химические эле­менты в порядке возрастания атомных масс. Вместе с тем он учиты­вал состав и свойства веществ, образуемых элементами. В результа­те им был открыт Периодический закон и на его основе проведена систематизация химических элементов.

1. Объясните, почему Д. И. Менделеев полагал, что свойства веществ зависят от относительных атомных масс элементов.

2 . Фтор не может проявлять в соединениях валентность VII. Однако Менделе­ев расположил хлор и фтор один под другим. Какие свойства этих элемен­тов позволили объединить их в одну группу?

§ 4 , СТРУКТУРА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

Периодическая система химических элементов обычно представ­ляется в форме таблицы, которая называется периодической табли­цей химических элементов Д. И. Менделеева. Вы узнаете, как она устроена.

Современная Периодическая система включает более 110 химичес­ких элементов и не является законченной, хотя все пустые клетки, оставленные Д.И.Менделеевым, уже заполнены. Новые открываемые элементы имеют большие относительные атомные массы, чем уже из­вестные, и попадают в конец таблицы.

' 29 )

Рассмотрим структуру Периодической системы элементов Д.И. Мен­делеева, используемую чаще всего. Каждый химический элемент за­нимает в таблице строго определенное место — «клетку», где запи­сывается его символ, название и порядковый номер. Его еще нередко называют атомным номером. Порядковый номер химического элемен­та записывается в верхнем левом или правом углу клетки. В клетке приводится также значение относительной атомной массы химическо­го элемента. Например, химический элемент кислород имеет порядко­вый номер 8, относительная атомная масса кислорода 15,9994.

Периодическая таблица содержит 8 вертикальных столбцов, назы­ваемых группами, и 7 горизонтальных рядов, называемых периода­ми (см. I форзац учебника).

Группы нумеруются римскими цифрами. Рассмотрим группу I пе­риодической системы. Она включает элементы: литий L i , натрий N a , калий К, медь Си, рубидий Rb, серебро A g , цезий Cs, золото Аи и франций Fr .

В группе I выделяют щелочные металлы L i , N a , К, Rb , Cs, F r . Образуемые щелочными металлами простые вещества отличаются химической активностью. Они реагируют с водой с образованием во­дорода и щёлочи. Медь, серебро и золото такой активностью не от­личаются. Золото и серебро относят к драгоценным металлам, что во многом связано с их химической пассивностью. От щелочных ме­таллов медь, серебро и золото отличаются тем, что помимо валент­ности I они могут проявлять в соединениях и некоторые другие ее значения: медь и серебро — II , золото — III. В связи с этим эле­менты первой группы подразделяются на две подгруппы. Одна под¬группа называется главной или подгруппой А, она включает щелоч­ные металлы. Другая подгруппа побочная, или подгруппа В, в ко­торую входят оставшиеся элементы первой группы. Каждая из под­групп образует свой вертикальный столбец. Главную подгруппу, как правило, составляет большее число элементов, чем побочную. Глав­ную (А) и побочную (В) подгруппы выделяют в каждой группе эле­ментов.

У элементов одной группы высшая валентность в соединениях, как правило, равна номеру группы.

Рассмотрим группы. Простым веществам, образуемым элемента­ми главных подгрупп I, II и III групп, присущи свойства, характер­ные для металлов, исключение составляют бериллий, бор, алюминий. У бериллия и алюминия оксиды и гидроксиды обладают амфотерны­ми свойствами. Бор вообще является неметаллом. Его оксид В 2 0 3 от-

-к " \

30 )

носится к кислотным, а гидроксид Н3ВО3 представляет собой борную кислоту. Элементы главных подгрупп IV, V , V I и VI I групп образуют простые вещества, характерные для неметаллов. Им свойственны ле­тучие водородные соединения N H 3 , H 2 S , НС1. Исключение составляют олово, свинец, сурьма, висмут, теллур и полоний. Валентность эле­мента в водородном соединении определяется по разности меж­ду числом 8 и номером группы. Например, в водородном соедине­нии серы ее валентность составит (8 - б = 2). Следовательно, форму­ла сероводорода H 2 S .

Главную подгруппу VIII группы составляют инертные газы. Их на­зывают также благородными газами. Они имеют такое название из-за химической пассивности. Например, сложные вещества, в состав кото­рых входил бы гелий или неон, вообще не удалось получить.

Побочные подгруппы любой группы состоят из металлов. Теперь рассмотрим периоды Периодической системы. Они распола­

гаются горизонтально и обозначаются арабскими цифрами. Их в Пе­риодической системе элементов Д.И. Менделеева семь.

Период — это горизонтальный ряд элементов, начинающийся ще­лочным металлом и заканчивающийся инертным газом. Первые три периода называются малыми. Период 1 включает всего два элемен­та — водород и гелий, периоды 2 и 3 содержат по 8 элементов. Пери­оды 4, 5, 6 называются большими. Периоды 4 и 5 состоят из 18 эле­ментов, период 6 — из 32 элементов. Период 7 является незакончен­ным, открываемые элементы помещают именно в него. Каждый боль­шой период состоит из четного и нечетного рядов. В четных рядах больших периодов находятся только металлы. Нечетные ряды содер­жат и металлы, и неметаллы.

Можно определить положение в таблице металлов и неметаллов. Для этого нужно провести диагональ от бериллия к астату. Все эле­менты главных подгрупп, находящиеся под диагональю, образуют ме­таллы, над диагональю — неметаллы. Все элементы побочных под­групп образуют простые вещества металлы.

Для любознательных Интересно, что в нашем организме можно найти все элементы таблицы

• ментам относится углерод, водород, железо, калий, кальций, магний, на¬

* трий, сера, фосфор, хлор. Микроэлементы — это иод, кобальт, медь, хром,

• цинк, молибден, фтор, минеральные вещества являются жизненно важны-

Менделеева, вплоть до золота, которые мы получаем с пищей. К макроэле-

д ми компонентами пищи.

В настоящее время широко используется длинный вариант периоди­ческой таблицы (см. приложение). Он содержит 18 групп, обозначенных арабскими цифрами. Щелочные металлы составляют группу 1, галоге­ны — группу 17, а побочные подгруппы — с 3-й по 12-ю группы.

Краткие итоги параграфа • Каждый химический элемент занимает в периодической таблице строго определенное место, в котором записан его символ (знак), на­звание, порядковый (атомный) номер и значение его относительной атомной массы. • Естественные семейства элементов в периодической таблице Д.И. Менделеева расположены вертикально, образуя группы А (глав­ные подгруппы) и группы В (побочные подгруппы). Группы А могут состоять из химических элементов, образующих простые вещества металлы и неметаллы. Группы В состоят из химических элементов, образующих простые вещества металлы. • Номер группы в периодической таблице, как правило, соответс­твует высшей валентности химических элементов, входящих в состав этой группы. • Химические элементы, расположенные в периодической таблице Д.И. Менделеева горизонтально, образуют большие и малые периоды. • Каждый период элементов начинается со щелочного металла и за­вершается инертным газом. • Седьмой период не завершен.

' - ' . . • о ' 1 : : * - : г. • •„' t - " ' - 2 i ~ " , . - i s . . "

J. Ч - >i -. - ^ 1 . . . . . . , Л ... , . . . . . . . . « ^ ^ „ ^ — „ ~ ^ ..^ И , Л : | . . „ _ _,_. _ . _ ._

1. Что означает фраза: «Периодическая таблица — это графическое отображе­ние Периодического закона»?

i

2 . Рассмотрите пятую и шестую группы Периодической системы. Какие элемен¬ты составляют главную подгруппу (группу А), какие побочную (группу В)?

• 3 . Составьте формулы высших оксидов галлия (№ 31), олова (№ 50) , марган­ца (№ 25) .

4. Среди перечисленных ниже элементов выберите те, которые образуют ле­тучие водородные соединения, и составьте формулы этих соединений: N a , B r , Р, A l , A r , Se .

T 1 - Кислотный оксид образует элемент, расположенный 1) во втором периоде, в I группе 3) во втором периоде, в V группе 2) в третьем периоде, в III группе 4) в третьем периоде, в VIII группе

T 2 . Гидроксиды элементов I группы главной подгруппы проявляют свойства II 1) щелочей 3) кислот

'ч 2) нерастворимых оснований 4) амфотерных гидроксидов ц - 4 ? _ _ _ _ _ _ _ _ ^ _

( 32)

§ 5 . ПРЕДСКАЗАТЕЛЬНАЯ ФУНКЦИЯ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА

Любой закон считается утвердившимся в науке, если с его помо­щью можно объяснять и предсказывать явления. Вы узнаете, как ис­пользовался Периодический закон для предсказания существования неизвестных химических элементов и их свойств.

Вы уже знаете, что Д. И. Менделеев, составляя Периодическую сис­тему химических элементов, исправил значения относительных атом­ных масс некоторых элементов. Это позволило уточнить место элемен­тов в системе, а на основе уточненного положения предсказать воз­можную валентность элемента и свойства его соединений.

Особое значение Периодического закона заключается именно в том, что на его основе не только систематизированы элементы, но и пред­сказано существование не открытых еще элементов. Рассмотрите пер­вый вариант Периодической системы, предложенной Менделеевым (см. § 3). Вы видите, что в ней имеются пустые места (всего около 30), например, между кальцием и титаном, между цинком и мышьяком. Д.И. Менделеев был уверен, что в природе должны существовать эле­менты, которые еще не открыты и которые по мере их открытия бу­дут занимать соответствующие места в Периодической системе.

В каждом периоде располагаются элементы с плавным переходом свойств от металлических до неметаллических (см. § 4). Там, где по­добный плавный переход нарушался или у рядом стоящих элемен­тов наблюдалась большая разница в относительных атомных массах, Д.И. Менделеев оставлял в системе свободное место. Он предполагал, что его должен занять не открытый еще элемент, который ликвиди­рует нарушение естественной последовательности.

Так, Менделеев предположил, что между кальцием (А г = 40) и тита­ном (Aj. = 48) должен находиться элемент с относительной атомной мас­сой, равной примерно 44 (подумайте, почему именно такая масса была предсказана Менделеевым?). Этот элемент должен иметь высшую вален­тность III, так как у кальция высшая валентность II, а у титана IV. По

* химическим свойствам неизвестный элемент должен быть похож на бор и алюминий, поскольку именно с ними он должен быть в одном естест­венном семействе. На основании схожести предполагаемых свойств этот элемент Менделеев назвал «экабором». «Эка» означает один, то есть «бор плюс один». В 1880 г. экабор открыл шведский химик Ларе Нильсон и назвал его скандием (в честь своей страны Скандинавии).

Свойства открытого элемента точно совпали с предсказаниями, сде­ланными на основе Периодического закона. Л. Нильсон писал: «Так

2 Химия. 9 класс

подтверждаются самым наглядным образом мысли русского химика, позволившего не только предвидеть существование названного просто­го тела, но и наперед дать его важнейшие свойства».

Предсказания Д.И. Менделеева сыграли важную роль в открытии и описании свойств и других элементов. В 1875 г. французский химик Ле-кок де Буабодран открыл элемент галлий и описал его свойства. Ученый определил, что плотность галлия 4,7 г/см 3. Вскоре он получил письмо от русского химика Д.И. Менделеева, в котором отмечалось, что плотность галлия определена неточно, она должна быть примерно 5,9 г/см 3.

Таблица 2 Свойства элементов, предсказанные Д.И. Менделеевым

и определенные экспериментально

Свойства

Элемент галлий G a Элемент германий G e

Свойства Менделеев

Лекок де Буабодран

Менделеев Винклер

Относительная атомная масса

6 8 6 9 , 9 7 2 7 2 , 3

Высшая валентность

III III IV IV

Плотность, г /см 3 5 , 9 4 , 7 5 , 5 5 , 4 7

Температура плавления, °С

Достаточно низкая

3 0 , 1 5 Высокая 9 0 0

Французский ученый, желая доказать точность найденного им зна­чения плотности, повторил свои опыты. Результат удивил и восхитил его, плотность действительно оказалась равной 5,96 г/см 3, как и пред­сказал Менделеев. «Я думаю, нет необходимости настаивать на огром­ном значении подтверждения теоретических выводов г. Менделеева», — писал Лекок де Буабодран. Вслед за галлием был сначала предсказан Д. И. Менделеевым, а затем открыт немецким химиком К. Винклером в 1885 г. элемент германий. Сравнение свойств германия, предсказан­ные Менделеевым и описанные Винклером, представлено в табл. 2.

Огромное значение для утверждения Периодического закона име­ло открытие так называемых инертных газов (вспомните, эти газы входят в состав воздуха). В 1870 г. Менделеев писал, что между во­дородом (A r = 1) и литием (А г — 7) должен быть элемент, так как их . \

( 3 4 ;

атомные массы сильно различаются. Кроме того* должен быть элемент с «атомным весом около 20, помещающийся между фтором и натри­ем». Эти элементы должны составить естественный переход от актив­ных неметаллов к активным металлам.

В 1895 г. английский химик, лауреат Нобелевской премии (1904 г.) Уильям Рамзай открывал газообразный гелий (А г = 4), в 1898 г. — неон ( А г = 20). Эти элементы и заняли место между водородом и ли­тием, фтором и натрием соответственно. После открытия неона и ге­лия Рамзай уже целенаправленно искал и открыл еще три инертных газа — аргон, криптон и ксенон, каждый из которых занял свое мес­то в Периодической системе. Таким образом, осуществлялся переход от хлора к калию, о т брома к рубидию, о т иода к цезию.

Для любознательных Немецкий химик Л. Мейер (см. § 2), пытавшийся систематизировать хи­

мические элементы, писал: «Я открыто сознаюсь, что у меня не хватило

смелости для таких дальновидных предположений, какие с уверенностью

высказал Менделеев»,

Краткие итоги параграфа • Открытый Д.И. Менделеевым Периодический закон позволил сис­тематизировать химические элементы и уточнить значения относи­тельных атомных масс некоторых химических элементов. • На основании Периодического закона Д.И. Менделеев предсказал открытие некоторых химических элементов и описал их свойства.

1. Объясните, почему Д.И. Менделеев оставил пустые места в созданной им Периодической системе.

2 . Какие экспериментальные факты подтвердили истинность Периодического закона?

3 . Используя фрагмент Периодической системы, попробуйте предсказать свойства элемента:

70 75 Ga A s III ? V

•

4. У каких химических элементов Д.И. Менделеев исправил значения относитель­ных атомных масс (см. § 3)?

2*

§ 6. РОЛЬ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА В ВЫЯВЛЕНИИ ФАКТОВ. НЕОБЪЯСНИМЫХ С ПОМОЩЬЮ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЙ ТЕОРИИ

• ' ' • . . . . '

Вы узнаете о том, как открытие Периодического закона выявило много фактов, которые невозможно было объяснить с помощью атомно-молекулярной теории.

•i:

ii

L i

w Г

С;

L

* i

Более тысячи лет исследователи объясняли сущность хими­ческих явлений с помощью модели Аристотеля, в которой в ка­честве элементов рассматривались огонь, вода, воздух и земля. Но постепенно накапливались факты, которые нельзя было объ­яснить с помощью этой модели. Например, как объяснить, что одни вещества способны к реакциям разложения (сложные), а другие — не способны (простые)? Как объяснить существование веществ различных классов? Развитие науки привело к становле­нию атомно-молекулярной теории, позволившей ответить на эти вопросы.

Развитие теоретических представлений можно представить так:

ФАКТЫ

. м -

Схема 2

ПРЕДПОЛОЖЕНИЕ (ГИПОТЕЗА)

ПРЕДПОЛОЖЕНИЕ (ГИПОТЕЗА)

f ПРОВЕРКА ГИПОТЕЗЫ

ПРОВЕРКА ГИПОТЕЗЫ (ЭКСПЕРИМЕНТ) (ЭКСПЕРИМЕНТ)

ТЕОРИЯ НОВАЯ ТЕОРИЯ (МОДЕЛЬ) (МОДЕЛЬ)

ИСПОЛЬЗОВАНИЕТЕОРИИ НЕОБЪЯСНИМЫЕ ИСПОЛЬЗОВАНИЕ ФАКТЫ НОВОЙ ТЕОРИИ

ДЛЯ ОБЪЯСНЕНИЯ ДЛЯ ПРЕДСКАЗАНИЯ ЯВЛЕНИЙ (ФАКТОВ) ЯВЛЕНИЙ

В создании атомно-молекулярной теории приняли участие круп­нейшие ученые X V I I — X I X вв.: Р. Бойль, М. В. Ломоносов, А. Лаву­азье, А. Авогадро, Дж. Дальтон и другие. Пользуясь этой теорией, можно было объяснить сущность химических реакций, определить

36 )

состав веществ и их химические формулы, построить классификацию веществ и многое другое.

Однако при изучении химии вы уже встретились с фактами, ко­торые невозможно объяснить с позиции атомно-молекулярной теории. Дополним перечень этих фактов в форме вопросов.

Как объяснить сущность явления периодичности? Почему атомы различных химических элементов отличаются по

массе? Почему атомы различных химических элементов имеют отличаю­

щиеся или одинаковые значения валентности? Почему одни химические элементы образуют простые вещества ме­

таллы, а другие — неметаллы? Почему некоторые металлы образуют оксиды и гидроксиды, обла­

дающие амфотерными свойствами, например хром и марганец? Почему одни металлы активнее других? Что отражает ряд актив­

ности металлов? Почему периоды элементов начинаются металлами, а заканчивают­

ся инертными газами? Почему номер группы в периодической таблице обычно (часто) ра­

вен высшей валентности атомов элемента, которую они проявляют в оксидах?

О невозможности объяснить сущность Периодического закона Д.И. Менделеев в 1898 г. писал: «Что же касается до отсутствия какого-либо объяснения сущности рассматриваемого закона, то при­чину тому должно искать, прежде всего, в отсутствии точного для него выражения. Он рисуется ныне в виде новой, отчасти только от­крытой глубокой тайны природы... Широкая приложимость Периоди­ческого закона при отсутствии понимания его причины есть один из указателей того, что он очень нов и глубоко проникает в природу хи­мических явлений...»

Вопросов, на которые невозможно дать ответ, к концу X I X века накопилось много. В результате появилась необходимость разработки новой теории.

Краткие итоги параграфа • Открытие Периодического закона позволило систематизировать химические элементы и предсказать существование новых, но поро­дило ряд необъяснимых фактов. • Открытие Периодического закона вызвало необходимость разра­ботки новой теории, позволяющей объяснить его сущность.

2а Химия. 9 класс

I 1. Приведите два примера явлений, которые могут быть объяснимы с позиций ц атомно-молекулярной теории.

J 1 - Ч

;- 2 . Приведите два примера явлений, которые невозможно объяснить с позиций атомно-молекулярной теории.

3 - Чем вызван поиск новой теоретической модели?

.-- ь*-\'ь I ' Л-' ;: J - J

— ^ -

~ ; _ " и if • • 5,# U'

- - - J > T f r i " L

Катод Анод

4 Рис. 4. Прибор для изучения

электрического тока в вакууме

Ученые сталкивались с различными фактами, которые они не могли объяснить с позиций существующих научных представлений. Поиски путей их объяснения привели" к созданию первой модели строения атома, которая впоследствии была пересмотрена.

Один из фактов, который привел к созданию первой модели строения ато­ма, связан с изучением электрического тока. Экспериментаторы конца X I X — начала X X вв. пытались пропустить ток через безвоздушное пространство, называемое вакуумом. Для этого были созданы специальные трубки (рис. 4), в которые впаяли два электрода. Из тру­

бок с электродами откачали воздух. Казалось бы, в вакууме нет ве­щества, значит, нет и носителя электричества. Однако эксперимент по­казал, что электрический ток протекает между электродами и в ва­кууме.

Выяснилось, что переносчики электрического заряда движутся от катода к аноду, поэтому их назвали катодными лучами.

Катодные лучи обладают кинетичес­кой энергией и способны передавать ме­ханическую энергию (рис. 5). При со­ударении с катодными лучами вертуш­ка начинает крутиться.

Что представляют собой катодные лу­чи, ученые ответить не могли. В 1891 г. ирландский физик Дж. Стоней без объ­яснения, что именно является носите-

Рис. 5. Движение вертушки под лями электричества, предложил назвать действием катодных лучей И х электронами.

38

Рис. 6. Прибор Дж. Томсона: 1 — катод; 2 — батарея высокого на­пряжения; 3 — анод; 4 — электроды, отклоняющие катодные лучи; 5 — светящийся от катодных лучей экран

Понять сущность появления то­ка в вакууме помог опыт, проде­ланный английским физиком Джо­зефом Томсоном в 1897 г. Его при­бор представлял собой прообраз современного телевизора. Ученый поместил в трубку катод (1) и анод (3), имеющий форму кольца (рис. 6). Если между пластинами (4) со­здать электрическое поле, то лучи отклоняются в сторону пластины, заряженной положительно. Из это­го следует, что сами лучи заряже­ны отрицательно.

В результате опытов по изучению угла отклонения лучей в зави­симости от напряжения между пластинами был сделан вывод о том, что катодные лучи состоят из частиц с очень малой массой. Эти час­тицы и есть те электроны, которые являются носителями электричес­тва в вакууме.

Возник вопрос, почему электроны испускаются металлическим ка­тодом. Ответить на этот вопрос помогли новые опыты. Было заме­чено, что если катод нагревать, то точка на экране светится силь­нее, т. е. поток электронов становится интенсивнее. На основании это­го было сделано заключение о том, что электроны входят в состав ато­мов. Поскольку в обычном состо­янии атомы не имеют заряда, то отрицательный заряд электронов должен компенсироваться части­цами с положительным зарядом. Но почему тогда атомы не испус­кают частиц с положительным за­рядом? Пытаясь ответить на этот вопрос, Томсон предложил модель строения атома (рис. 7): атом пред­ставляет собой шар, состоящий из положительно заряженного вещес­тва с вкраплениями отрицательно заряженных электронов (наподобие изюма в бисквите).

Рис. 7. Модель строения атома, пред ложенная Дж. Томсоном

2а* 39

Следующим экспериментальным фактом, свидетельствовавшим в пользу сложного строения атома, было открытие явления радиоактив­ности (А. Беккерель, 1896 г.). Было обнаружено, что атомы некоторых элементов, например урана, самопроизвольно распадаются с образова­нием атомов других элементов, при этом выделяется энергия. Этот факт противоречил атомно-молекулярной теории, поскольку в рамках этой теории атом считается мельчайшей неделимой частицей вещест­ва. В результате распада радиоактивных элементов образуются уже известные элементы и различные частицы — электроны и так назы­ваемые ос-частицы. Специальные опыты показали, что при движении в электрическом поле ос-частицы отклоняются к отрицательно заря­женной пластине. Из этого следовало, что а-частицы заряжены поло­жительно. Было установлено, что заряд одной а-частицы в два раза больше заряда электрона, а масса а-частицы в четыре раза превыша­ет массу самого легкого атома — атома водорода. Таким образом, мож­но сказать, что а-частицы представляют собой не что иное, как ато­мы гелия, из которых удалены электроны.

Проделывая опыты с а-частицами, английский физик Эрнест Резер-форд и его аспиранты получили интересный результат, позволивший переосмыслить модель строения атома, предложенную Томсоном. Быс­трый поток а-частиц направлялся на тонкую золотую фольгу (3). Ока-

ТОМСОН Джозеф Джон (1856—1940 гг.)

Английский физик. Родился в семье книготоргов­ца. В 14 лет поступил в колледж. Во время учебы ин­тересовался астрономией, химией и электростатикой.

Преподавал в Кембриджском университете мате­матику и одновременно работал в знаменитой Ка-вендишской лаборатории. В 1884 г. был назначен на должность профессора экспериментальной физики и директора Кавендишской лаборатории Кембриджско­го университета. В лаборатории занимался изучени­ем электропроводимости газов. Открыл электрон и

определил соотношение заряда и массы электрона. За работы по созданию электронной теории строения атома в 1906 г. получил Нобелевскую премию.

Существует легенда о том, что у выдающегося экспериментатора Дж. Томсона были неуклюжие руки, и мать никогда не разрешала ему забивать гвозди.

15 • - л

i "J

* э

IS - р

\1 t

40 /

залось, что большинство а-частиц проходит через фольгу беспрепятс­твенно (4), небольшая часть отклоняется на различные углы, а пример­но 1 на 10 ООО частиц отскакивает в обратном направлении (рис. 8).

Результаты опыта невозможно было объяснить на основе модели Дж. Томсона. Частица с большой массой и положительным зарядом может отскочить назад, если только встретит в качестве препятствия большой положительный заряд, сконцентрированный в одном месте.

- - г- -

* I

. - L

У h

ь i

' г •

•п. Т

РЕЗЕРФОРД Эрнест (1871—1937 гг.)

Английский физик. Родился в Новой Зеландии в семье мелкого фермера. В годы обучения в школе от­личался большими способностями. В 1890 г. посту­пил в колледж Новозеландского университета. С от­личием окончил Новозеландский университет.

В 1895—1898 гг. работал в Кавендишской лабора­тории в Англии под руководством Дж. Томсона. Свое внимание сосредоточил на изучении явления радио­активности.

Совместно с Ф. Содди в 1903 г предложил теорию радиоактивного рас­пада, объясняющую это явление как превращение химических элементов. Предложил планетарную модель строения атома.

За исследование явления радиоактивного распада Э. Резерфорд полу­чил Нобелевскую премию по химии (1908 г.).

После Дж. Томсона руководил Кавендишской лабораторией.

! ?!

. ' i I г.;

''I •4 •

i : :

\* • г'

13

IS

I Г \

-C -i_ i -

41

Такой сконцентрированный поло­жительный заряд атома Резерфорд назвал ядром. Он предположил, что на разные углы отклоняются только те а-частицы, которые про­ходят близко от ядра. Отскакива­ют же частицы, которые наталки­ваются на ядро непосредственно. Отклонение лишь незначительного числа а-частиц на большие углы (табл. 2) и совсем небольшое чис­

ло отскочивших а-частиц позволяло предполагать, что ядро должно быть очень маленьким, но в нем должен быть сосредоточен весь по­ложительный заряд (рис. 9).

Рис. 9. Отклонение а-частиц ядром атома

Таблица 3 Экспериментальные данные по отклонению а-лучей

Угол отклонения 15° 30° 45° 60° 75° 105° 120° 135° 150°

Число частиц 132 ООО 7800 1435 477 211 70 52 43 33

В 1911 г. Резерфорд предложил свою модель строения атома: в цен­тре атома находится положительно заряженное ядро, в котором сосре­доточена основная масса атома, а вокруг ядра вращаются отрицатель­но заряженные электроны, масса которых очень мала. Сумма заря¬

дов ядра и всех электронов долж­на быть равна нулю, так как атом в целом электронейтрален. Эта мо­дель получила название планетар­ной, так как ее можно было срав­нить с Солнечной системой. По Э. Ре-зерфорду, электроны движутся вок­руг ядра атома по определенным орбитам, как планеты вокруг Сол­нца (рис. 10).

Если представить атом в виде шара диаметром 10 м, то размер яд­ра такого атома можно соотнести с размером булавочной головки.

Рис. 10. Планетарная модель атома, предложенная Э. Резерфордом:

1 — электрон; 2 — ядро

42

q | Обратите внимание, первая модель отроения атома (Дж. Томсо-^ на) была предложена на основании результатов эксперимента. Пос-i i ледующая модель (Э. Резерфорда) была выдвинута на основании г новых экспериментальных фактов и не противоречила эксперимен-V тальным фактам, на которые опирался Дж. Томсон. Вот так, пу­

тем уточнения моделей под влиянием новых фактов, и протекает - процесс познания невидимого объекта.

Краткие итоги параграфа • На основании результатов эксперимента Дж. Томсон предложил первую модель строения атома. • Э. Резерфорд получил новые экспериментальные факты, которые не могли быть объяснены на основании модели Дж. Томсона. В связи с этим Э. Резерфорд предложил планетарную модель строения атома.

Вопросы и задания .

1. Какие факты привели к выводу о сложности строения атома? 2 . Какой факт позволил переосмыслить теоретическое положение о недели­

мости атома? 3 . На основании какого экспериментального факта было сделано предположение

о существовании атомного ядра? i •'

§8. СОСТАВ ЯДРА АТОМА. ИЗОТОПЫ

Узнаем, чем различаются атомы различных химических элемен­тов и почему.

Вы знаете, что для каждого химического элемента характерно свое значение атомной массы. В начале X X в. в этом были убеждены и хи­мики, и физики. Однако при исследовании радиоактивного распада некоторых элементов был обнаружен парадоксальный факт: разно­видности атомов, различающиеся по массе, имеют одинаковые свойс­тва и могут быть отнесены к одному химическому элементу. Приведем пример. Атомы урана самопроизвольно распадаются на атомы тория и атомы гелия:

238TJ 2 3 4 T h + 4 Н е

Но в Периодической системе уже имелся химический элемент то­рий 2 3 2 T h . Таким образом, в результате радиоактивного распада ура-

V

( 43 ; Ч - г

на получаются атомы тория с одной массой атомов, наряду с этим в природе встречается торий с другой атомной массой. Где расположить разновидности атомов одного химического элемента в Периодической системе, было непонятно.

Сотрудник Э. Резерфорда английский химик и физик Фредерик Содди сделал смелое предположение о том, что несколько разновид­ностей атомов одного химического элемента должны занимать одно место в Периодической системе. Например, место № 90 должны зани­мать обе разновидности атомов тория. Содди предложил называть ато­мы одного химического элемента с разной массой изотопами («изото­пы» в переводе с греческого означает «занимающие одно место»).

Возникает вопрос: почему изотопы, обладая разной атомной мае-сой, относятся к одному химическому элементу? Чтобы ответить на этот вопрос, нужно было узнать, как устроено атомное ядро.

Ученик Резерфорда — Г. Мозли установил, что заряд ядра и по­рядковый номер элемента взаимосвязаны. Вместе с тем Э. Резерфорд показал, что заряд ядра каждого элемента примерно равен половине атомной массы каждого элемента, что соответствует его порядковому номеру. Все эти факты вместе дали возможность предположить, что заряд ядра атома химического элемента численно равен порядково­му номеру данного элемента в Периодической системе.

Открытие Г. Мозли позволило ответить на вопрос: сколько элект­ронов в атоме. Поскольку каждый электрон несет единицу заряда, то их число должно быть равно заряду ядра. Например, порядковый но­мер кальция 20, значит, заряд ядра атома кальция Z = +20, а число электронов в атоме кальция тоже 20.

ь* i l i

^ I

Si

ir> Г-

3? • I- -F1 •

Si

МОЗЛИ Генри (1887—1915 гг.)

Английский физик. В 1910 г. окончил Оксфорд­ский университет. Работал в Кавендишской лабора­тории под руководством Э. Резерфорда. Установил взаимосвязь между атомным номером элемента и за­рядом ядра атома. Экспериментально доказал, что в системе элементов предстоит открыть элементы № 43, 61, 72, 75, 85 и 91.

Принимал участие в Первой мировой войне. По­гиб в 1915 г. в возрасте 28 лет.

if

i ;! IS ? я]

I з

*ГЯ6Л J * STJ22£Mte-'KWMX: ^M9t№ ' П 1 " ~l ~ l 1 1 1 . Щ l M i ШШ Ш9 "I Г 1 Щ " Ц I 1Г111 Щ • ~ Г ) Г П Г • • 1 Ш I ГТ" I " IF III •

У

4 4

Таким образом, изотопы одного химического элемента имеют оди­наковый заряд ядер атомов.

В дальнейшем возникли новые вопросы, на которые еще предстоя­ло ответить. Например, почему заряд ядра атома водорода равен +1? Почему относительная атомная масса водорода также равна 1? Поче­му для большинства элементов заряд ядра атомов приблизительно ра­вен половине относительной атомной массы? Невозможно было объяс­нить и существование изотопов химических элементов.

Разгадка последовала после открытия новых элементарных час­тиц — протона и нейтрона. Было установлено, что заряд атомного яд­ра определяют протоны. Протон р — частица, имеющая заряд +1 и относительную массу, равную 1. Кроме протона в ядро атома входят нейтроны. Нейтрон п — частица, не имеющая заряда, с относитель­ной массой 1. Так как только протоны создают положительный за­ряд ядра, то число протонов равно заряду ядра, а значит, поряд­ковому номеру элемента. Масса электрона в 1836 раз меньше мас­сы протона или нейтрона. Из этого следует, что масса атома в ос­новном складывается из суммы масс всех протонов и нейтронов.

Рассмотрим состав ядра атома бериллия 9 Ве (рис. 11). Порядковый номер этого эле­мента 4. Значит, заряд ядра атома бериллия ZBe = +4, число протонов р ~ 4, число ней­тронов /г = 9 - 4 = 5. Вокруг ядра атома на­ходятся 4 электрона.

Теперь попробуем ответить на вопрос, как представленная модель строения атома может объяснить существование изотопов. В нача­ле параграфа было отмечено, что существуют атомы тория с разной массой — 2 3 4 T h и 2 3 2 T h . Несмотря на различие атомных масс, эти атомы похожи один на другой по некоторым свойствам образуемых ими веществ. Чем же отличаются атомы тория друг от друга? Заряд ядра в обоих ато­мах равен +90, число протонов 90, электронов 90, число нейтро­нов в атоме 2 3 4 T h (234 - 90) = 144, в атоме 2 3 2 T h (232 - 90) = 142. Как видим, атомы изотопов отличаются между собой только чис­лом нейтронов в ядре. Можно предположить, что число нейтронов в ядре атома практически не определяет свойства образуемых эле­ментом веществ. Свойства определяются зарядом ядра атома, то есть числом протонов в ядре и числом электронов, которые нахо­дятся в атоме.

Рис 11

4 5

Для любознательных Строго говоря, масса протона и нейтрона зависит от того, в состав яд ­

ра атома какого химического элемента они входят. За единицу была приня­

та масса протона и нейтрона, входящих в состав атома углерода, поэтому

при определении относительной атомной массы проводилось сравнение с

V12 массы атома углерода.

Различают относительную атомную массу и массовое число атома.

Относительная атомная масса определяется экспериментально. Массо ­

вое число атома — это условная величина, определяемая сложением

числа протонов и нейтронов, входящих в состав ядра атома. Так, хи ­

мический элемент кислород в природе состоит из трех изотопов 1 6 0

( 9 9 , 7 6 % ) , 1 7 0 ( 0 , 0 4 % ) , 1 8 0 ( 0 , 2 0 % ) . Цифры слева от знака кислорода (16 ,

17, 18) — это массовые числа. Они не учитывают реальную массу прото ­

нов и нейтронов в ядре атома кислорода. Относительная атомная масса

кислорода ( 1 5 , 9 9 9 4 ) меньше массового числа любого из природных изо­

топов кислорода.

Возникает вопрос: атомная масса какого из изотопов помещена рядом со знаком элемента в периодической системе? Выяснилось, что относительная атомная масса показывает среднее значение атомных масс природных изотопов элемента с учетом их распро­страненности.

Многие химические элементы имеют природные изотопы, которые бывают как радиоактивными, так и не радиоактивными. На рис. 12 изображены модели ядер изотопов водорода и гелия.

Обратите внимание, что для некоторых химических элементов, по­мещенных в Периодическую систему, значения относительных атом-

б

Рис 12. Ядра изотопов: а — водорода, б — гелия; нейтроны — голубые, протоны -— серые

4 6

ных масс взято в квадратные скобки. Эти элементы получены искус­ственным путем. Их ядра существуют зачастую доли секунды, а за­тем распадаются. В скобках приведены значения наиболее стабиль­ных изотопов.

Сделаем некоторые уточнения. Прежде всего уточним понятие «химический элемент». Ранее мы определяли его как разновид­ность атомов. В качестве основных отличий атомов химических элементов рассматривали относительную атомную массу, валент­ность в соединениях и свойства веществ, ими образованных. Те­перь, когда узнали, что основной признак химического элемента — заряд ядра атома, можно дать современное определение химичес­кого элемента.

Химический элемент — разновидность атомов, имеющих оди­наковый заряд ядра.

-. - j L . . .

Используя это определение химического элемента, получим совре­менную формулировку Периодического закона.

Свойства химических элементов и образованных ими соедине­ний (веществ) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.

Краткие итоги параграфа • Атом состоит из ядра и движущихся вокруг него электронов. • В состав ядра атома входят протоны, определяющие его заряд и в конечном итоге свойства веществ, образуемых химическим элемен­том. Порядковый номер элемента равен числу протонов. Относитель­ная масса протона равна 1. • Число электронов в нейтральном атоме равно числу протонов в ядре атома. • В состав атомного ядра входят также нейтроны, которые не име­ют заряда. Относительная масса нейтрона равна 1. • Атомы разных химических элементов имеют различные заряды ядер. • Массу атома в основном определяет число нейтронов и протонов, находящихся в ядре атома. • Изотопы химического элемента имеют одинаковый заряд ядра, но разное число находящихся в нем нейтронов.

у /

\ 47

У 1. Какие факты послужили основанием для выдвижения той или иной модели Ц строения атома? .•; 2 . Определите число протонов, нейтронов и электронов в изотопах: a) 3 2 S ,

б) 1 0 8 A g , в) 8 0 Вг, г) 5 6 F e . ; 3 . Что такое изотопы? Определите, изотоп какого элемента имеет массовое

.? число 37, если в состав его ядра входит 2 0 нейтронов. ^ 4 . Чем отличаются изотопы урана 2 3 8 U , 2 3 5 U , 2 3 4 U ?

5. Почему, определив массу атомов как «коренное» свойство, Д.И. Менделеев ?! смог систематизировать химические элементы? U Т. Изотопы 3 5 С1 и 3 7С1 отличаются один от другого - 1) зарядом ядра 3) числом протонов .I?

2) числом электронов 4) числом нейтронов

§ 9. ЭЛЕКТРОННАЯ ОБОЛОЧКА АТОМА. АТОМНЫЕ МОДЕЛИ Н. БОРА

Вы узнаете, как объясняется явление периодичности свойств хи­мических элементов, а также почему все элементы побочных под­групп образуют простые вещества металлы.

Дальнейшее развитие представлений о строении атома связано с именем выдающегося физика Нильса Бора. Его интересовало, как электроны располагаются вокруг ядра атома. Ученый предположил, что электроны могут двигаться не по любым, а по строго определен­ным орбитам. Понять, на каких именно орбитах и сколько электро­нов находится, можно, исходя из свойств элементов. Рассмотрим мо­дели атомов некоторых элементов.

Первый элемент в периодической системе — водород. Его ядро име­ет заряд +1, вокруг ядра движется всего один электрон. Очевидно, что модель атома водорода может быть такой:

Наличие одного электрона объясняет то, что водород в соединени­ях проявляет валентность I.

БОР Нильс Хендрик Давид (1885—1962 гг.)

Датский физик. Родился в Копенгагене. В 1908 г. окончил Копенгагенский университет. В 1911— 1912 гг. работал под руководством английского фи­зика Дж. Томсона в Кавендишской лаборатории Кембриджского университета, а в 1912—1913 г. — в лаборатории Э. Резерфорда в Манчестерском уни­верситете. В 1916 г. стал профессором Копенгагенс­кого университета и с 1920 г. был бессменным ди­ректором Института теоретической физики в Копен­гагене.

Большинство работ Н. Бора посвящено проблеме разработки модели строения атома. Заложил основы теории Периодической системы хими­ческих элементов, в которой объяснил явление периодичности строени­ем атомов.

Лауреат Нобелевской премии (1922 г.).

i *

j i

l — A . , ^ А. - Ч ^ К У F-

Следующий элемент — гелий. Заряд ядра его атома +2. Вокруг яд­ра движутся два электрона. Для атома гелия можно предложить две модели. В соответствии с первой (а), два электрона движутся на од­ном и том же расстоянии от ядра. Согласно второй модели (б), элект­роны движутся на разных расстояниях от ядра:

а б

Выбор между двумя моделями можно сделать, основываясь на химических свойствах гелия как простого вещества. Гелий — инертный газ. Для него характерна химическая пассивность: он не вступает в какое-либо химическое взаимодействие и не образу­ет каких-либо сложных веществ. Если верна модель «б» (по одно­му электрону на орбите), то свойства гелия должны не столь зна­чительно отличаться от свойств водорода. Инертность гелия дает возможность предположить, что электронная оболочка, соответству­ющая модели «а», весьма устойчива. А значит, предпочтительнее модель «а».

( 49

Следующий элемент — литий. Заряд ядра атома лития +3. В со­став атома входят три электрона. Для атома лития можно представить четыре разные модели расположения электронов:

а б в г

Литий, как и водород, проявляет валентность I. На основании это­го можно предположить, что внешний электронный слой его атома должен быть похож на оболочку водорода, т. е. на нем должен нахо­диться один электрон. Этому условию соответствуют модели «б» и «в». Выше, при рассмотрении модели атома гелия, мы пришли к выводу, что его двухэлектронная оболочка очень устойчива. Это позволяет сде­лать выбор в пользу модели «е», согласно которой в атоме лития име­ется два электронных слоя: на первом слое находится два электрона, на втором — один.

Четвертый элемент — бериллий. Вокруг ядра атома бериллия дви­жется четыре электрона. Вам хорошо известно, что бериллий в соеди­нениях проявляет валентность П. Это позволяет предположить, что во внешнем электронном слое бериллия находятся два электрона. На внутреннем слое атома бериллия должно быть тоже два электрона. Так как бериллий не относится к инертным газам, то можно сделать вывод о том, что на втором электронном слое второй электрон не обес­печивает устойчивость электронной оболочки, как у гелия. Этот вы­вод подтверждает факт существования следующих элементов перио­да. Их высшая валентность (до кислорода) монотонно возрастает. Рас­смотрим это подробнее.

Элемент № 5 — бор. Его валентность в соединениях III. Модель атома этого элемента можно представить так: два электрона находят­ся на первом слое, три электрона :— на втором слое: В +5 " ) )

Элемент № 6 — углерод. Высшая валентность углерода IV: С +6 2 3

2 4

I 5 0

Элемент № 7 — азот. Высшая валентность азота V: N +7 )) 2 5

Элемент № 8 — кислород. Он проявляет валентность II. Выявлен­ная нами выше закономерность нарушилась. Валентность кислорода не равна числу электронов на внешнем слое атома. Однако по анало­гии с уже рассмотренными элементами электронное строение атома кислорода можно представить так: О +8 0 ) )

2 6 Элемент № 9 — фтор. Он проявляет постоянную валентность I. Как

и в случае с кислородом, мы наблюдаем нарушение закономерности. Число внешних электронов не равно валентности элемента: F +9 0 ) )

2 7 Подведем некоторые итоги. Для пяти химических элементов вто­

рого периода наблюдается закономерность, в соответствии с которой высшая валентность их в соединениях равна числу внешних электро­нов атома. Эта закономерность нарушается у кислорода и фтора. На­рушение этой закономерности объяснил американский химик Гилберт Льюис. Он выдвинул так называемое правило октета. В соответс­твии с этим правилом, устойчивым является восъмиэлектронный слой (за исключением первого слоя).

Начиная с элементов V группы, наблюдается различие валентнос­ти атомов элемента в соединениях с кислородом и водородом. Обрати­те внимание, у азота (V группа) высшая валентность, проявляющаяся в соединении с кислородом, V. Это соответствует числу электронов на внешнем электронном слое. В соединении с водородом N H 3 азот про­являет валентность III. Именно трех электронов недостает у атома азо­та до завершения электронного слоя (5 + 3 = 8).

У атома кислорода (VI группа) до завершения электронного слоя недостает двух электронов (6 + 2 = 8). В соединении с водородом Н 2 0 , да и в других соединениях, кислород проявляет валентность II.

У атома фтора (VII группа) до октета недостает одного электрона (7 + 1 — 8). В соединении с водородом H F фтор проявляет валентность I. Это значение валентности присуще фтору и в других соединениях.

Таким образом, начиная с V группы, для элементов характер­на валентность, равная не только числу электронов на внешнем электронном слое, но и числу электронов, недостающих до обра­зования устойчивого октета.

Элемент № 10 — неон. Простое вещество неон — инертный газ. Это можно объяснить строением его атома: Ne +10 ° ) )

2 8

51

На внешнем электронном слое атома неона находится восемь элек­тронов. Такое состояние атома весьма устойчиво, поэтому неон и от­носится к инертным газам.

Следующий за неоном химический элемент № 11 — натрий. Свойс­тва его существенно отличаются от свойств инертных газов. Натрий, как и литий, относится к щелочным металлам. Как и литий, в со­единениях натрий проявляет валентность I. В соответствии с выявлен­ной закономерностью, у атома натрия на внешнем электронном слое должен быть один электрон: N a +11 ° ) ) )

2 8 1 Обратите внимание, что число электронных слоев в атоме эле­

мента, заполняемых электронами, равно номеру периода, в ко­тором находится данный элемент. У первого элемента третьего пе­риода (Na) начинает заполняться третий электронный слой. Такое за¬полнение электронных слоев объясняет суть явления периодичности свойств. Свойства элементов периодически повторяются потому, что у атомов элементов периодически повторяется число электронов на внешнем электронном слое.

У атомов элементов третьего периода состав внешних электронных слоев изменяется по аналогии с атомами элементов второго периода. Атом последнего элемента периода — аргон будет иметь такое строе­ние: Аг +18 0 ) ) )

288 Как атом гелия, атом аргона на внешнем электронном слое имеет

восемь электронов. Четвертый период начинается с элемента калия. Калий — щелоч¬

ной металл, проявляющий в соединениях валентность I, что вполне согласуется со следующим строением его атома: К +19 ° ) ) ) )

288 1 Как элемент четвертого периода, атом калия имеет четыре элект­

ронных слоя. Как у всех атомов щелочных металлов, у атома калия на внешнем электронном слое находится один электрон.

За калием следует кальций. У атома кальция на внешнем элект­ронном слое будут располагаться два электрона. Как мы выяснили, два электрона на внешнем электронном слое находятся у элементов второй группы: у бериллия и магния.

Обратите внимание, четвертый период включает 18 элементов. Это на 10 элементов больше, чем содержится соответственно во втором и третьем периодах. И если мы будем продолжать в ходе моделирова­ния от одного элемента к другому помещать по одному электрону на

j л — - к 1

5 2

внешний электронный слои, то придем к тому, что полученные моде­ли не будут соответствовать свойствам элементов. Например, марганец не может быть отнесен к галогенам, среди элементов четвертого пери­ода к галогенам относится бром.

не может быть отнесен к инертным газам. Как можно объяснить та­кое нарушение закономерности? Получается, что у элементов, начи­ная со скандия, число внешних электронов не равно номеру группы. Куда же помещаются электроны у атомов этих элементов? Единствен­ное, что можно предложить, — продолжить заполнение предпоследне­го электронного слоя. Так, для скандия можно представить такую мо­дель строения атома: Sc +21 ф ) ) ) )

Обратите внимание, что все элементы побочных подгрупп (у них заполняются предпоследние электронные слои) относятся к метал­лам. Элементы главных подгрупп I и II группы также металлы. У атомов всех этих элементов на внешнем электронном слое распола­гаются не более двух электронов. Таким образом, выявляется сле­дующая закономерность: если у атома элемента на внешнем элек­тронном слое находится один или два электрона, то этот элемент образует простое вещество, обладающее металлическими свойст­вами.

Внешний электронный слой снова заполняется у атомов элементов, начиная с галлия: Ga +31 *) ) I )

Вы, наверное, догадались, что для следующих элементов, вплоть до инертного газа криптона, модель строится в соответствии с ранее вы­явленной закономерностью. Число внешних электронов равно высшей валентности элемента.

Краткие итоги параграфа • Периодическая повторяемость свойств элементов связана с тем, что в атомах при переходе от одного периода к другому начинает заполняться новый электронный слой. Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится данный элемент. • У элементов главных подгрупп номер группы, к которой относит­ся элемент, равен числу внешних электронов атома.

Следующий за марганцем элемент железо. Этот элемент также

2 8 18 3

5 3 у

• Высшая валентность элементов главных подгрупп равна числу электронов на внешнем слое атома. Исключение составляют кисло­род, фтор и инертные газы. • У элементов главных подгрупп IV, V, VI, VII групп валентность атомов, образующих летучие водородные соединения, равна числу электронов, недостающих на внешнем электронном слое до 8 (пра­вило октета). • Все элементы побочных подгрупп образуют простые вещества, обладающие металлическими свойствами, так как на внешнем электронном слое у них, как правило, находится не более двух электронов. Это связано с заполнением предпоследнего электронно­го слоя.

1. Какие дополнения внес Н. Бор в планетарную модель строения атома, пред­ложенную Э. Резерфордом?

2 . Рассмотрите фрагмент Периодической системы, охватывающий первые три периода. Для нескольких элементов показаны схемы распределения элект­ронов в атоме. Постройте подобные схемы для всех оставшихся элементов фрагмента.

Период Группы

Период I II III IV V VI VII VIII

1 Н +1 >) H e +2 - ) 2

2 L i + 3 0 ) 2 1

B e + 4 ° ) ) 2 2

в с N 0 F N e + 1 0 э ) ) 2 8

3 N a M g A l S i P s C I A r

3 . После выполнения задания 2 ответьте на вопросы. - Что общего в электронном строении атомов элементов одной группы? ц Что общего в электронном строении атомов элементов одного пери-J и

ода? ^ _

Какой электронный слой (внутренний или внешний) постепенно заполняется $ от элемента к элементу во втором и третьем периодах? § 4. Сколько электронных слоев в атомах: а) кальция, б) мышьяка, в) иода?

5 . Сколько электронов на внешнем электронном слое в атомах: а) калия, б) се-% лена, в) криптона? -\ 6. Чему равна валентность селена и мышьяка в образованных ими водород-$ ных соединениях? •у T 1 . Число внешних электронов в атоме азота

1) 7 2) 14 3) 5 4) 2

/ \

( 5 4 ')

t T 2 . Число электронных слоев в атоме элемента можно определить 1) по номеру периода 3) по порядковому номеру 2) по номеру группы 4) по номеру ряда

ТЗ. Элемент со строением электронной оболочки ) ) ) образует высший оксид 2 8 6

состава

1) Э 2 0 3 2) Э0 2 3) ЭО 4) Э0 3

Т4. Летучее водородное соединение состава ЭН 3 образует элемент 1) второго периода, II группы, главной подгруппы 2) третьего периода, V группы, главной подгруппы 3) четвертого периода, V группы, побочной подгруппы 4) четвертого периода, 111 группы, побочной подгруппы

§ 10. ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА ПО ПОЛОЖЕНИЮ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

Вы узнаете, как на основании положения элемента в Периоди­ческой системе предсказывать его свойства и свойства образуемых им веществ.

Как вы уже знаете, каждый химический элемент занимает опре­деленное место в Периодической системе. По положению в Периоди­ческой системе можно дать обоснованную характеристику любому хи­мическому элементу. В этой характеристике можно показать строение его атома, указать валентность в соединениях, а также составить фор­мулы веществ, которые он образует, и даже описать их свойства. Это можно сделать, исходя из закономерностей, которые следуют из Пе­риодического закона.

Мы уже не раз рассматривали строение атома химического элемен­та в связи с положением его в Периодической системе. Вспомним ос­новные закономерности, раскрывающие связь электронного строения атома с положением элемента в периодической системе.

1. Число электронных слоев, на которых размещаются электроны в атоме, равно номеру периода, в котором находится данный хими­ческий элемент.

2. На первом электронном слое может максимально находиться не более двух электронов, на втором — 8, на третьем — 18. Максималь­ное число электронов можно рассчитать по формуле 2п 2 , где п — но­мер электронного слоя.

5 5

3. Общее число электронов равно заряду ядра атома и равно поряд­ковому номеру химического элемента.

4. Для химических элементов главных подгрупп (групп А) число внешних электронов равно номеру группы.

5. Высшая валентность химического элемента, как правило, рав­на номеру группы, в которой он находится (исключение — кислород, фтор и инертные газы).

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств веществ, образованных химическими элементами.

Схема 3

Для химических элементов главных подгрупп одного периода . - т

Усиление свойств веществ, характерных для генетического ряда-металлов

Усиление свойств веществ, характерных для генетического ряда неметаллов

Для химических элементов главной подгруппы

Усиление свойств веществ, характерных для генетического ряда металлов

I^-J—

Усиление свойств веществ, характерных для генетического ряда неметаллов

Чем левее в периоде расположен химический элемент, тем в боль шей мере для его веществ присущи свойства, характерные для гене тического ряда металлов (см. схему 3):

ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО (МЕТАЛЛ) - ОСНОВНЫЙ ОКСИД -— ОСНОВАНИЕ (ИЛИ ДАЖЕ ЩЁЛОЧЬ)

Чем правее в периоде расположен химический элемент, тем в боль шей мере для его веществ присущи свойства, характерные для гене тического ряда неметаллов (см. схему 3).

ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО (НЕМЕТАЛЛ) - КИСЛОТНЫЙ ОКСИД — КИСЛОТА

5 6

Между химическими элементами, образующими типичные метал­лы, и химическими элементами, образующими типичные неметаллы, находятся элементы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды. Для их веществ характерен генетический ряд:

ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО (МЕТАЛЛ) — АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД — АМФОТЕРНЫЙ ГИДРОКСИД

Чем ниже в подгруппе расположен химический элемент, тем в большей мере для его веществ присущи свойства, характерные для генетического ряда металлов (см. схему 3).

Чем выше в подгруппе расположен химический элемент, тем в большей мере для его веществ присущи свойства, характерные для генетического ряда неметаллов (см. схему 3).

Приведем пример характеристики химического элемента калия. 1. Химический знак калия — К. 2. Порядковый номер № 19. Он находится в четвертом большом пе­

риоде, в первой группе, в главной подгруппе. 3. Строение атома калия: число протонов в ядре р = 19 (опреде­

ляется по порядковому номеру), заряд ядра атома +19, число элект­ронов е~ = 19.

Электроны распределены в атоме следующим образом: ) ) ) ) , т. е. 2 88 1

в атоме калия четыре электронных слоя, так как это элемент четвертого периода. На внешнем слое находится один электрон, что для элемента глав­ной подгруппы соответствует номеру группы. На первом слое максималь­ное число электронов — 2, на втором — 8, на третьем — 8 электронов.

4. Калий — щелочной металл. Валентность в соединениях равна I, в соответствии с номером группы. Формула оксида — К 2 0 , гидрокси­да — КОН. Оксид и гидроксид калия проявляют основные свойства, что подтверждают реакции с кислотой:

К 2 0 + H 2 S 0 4 = K 2 S 0 4 + Н 2 0 2К0Н + H 2 S 0 4 = K 2 S 0 4 + 2Н 2 0

5. Как типичный металл калий не образует летучих водородных соединений.

Целесообразно сравнить свойства химического элемента калия с «соседями» по периоду и подгруппе.

Вы уже знаете о закономерности: в периоде с возрастанием за­ряда ядра атома свойства веществ, характерные для генетическо-

5 7

го ряда металлов, ослабевают. В соответствии с этой закономер­ностью, мы можем сделать предположение о меньшей растворимос­ти в воде гидроксида кальция Са(ОН) 2 по сравнению с гидрокси-дом калия.

Как и у калия, у его соседей по подгруппе на внешнем электрон­ном слое находится по одному электрону. У атома натрия на один электронный слой меньше, чем у атома калия, а у атома рубидия — на один электронный слой больше. Валентность в соединениях — L Формула оксидов N a 2 0 , R b 2 0 . Гидроксиды этих элементов имеют фор­мулы N a O H и R b O H .

В подгруппе с возрастанием заряда ядра свойства веществ, харак­терные для генетического ряда металлов, становятся все более яр­ко выраженными. В связи с этим можно предположить, что раство­римость в воде гидроксида натрия меньше, чем гидроксида калия, а растворимость в воде гидроксида рубидия — больше, чем гидрокси­да калия.

Краткие итоги параграфа • Рассмотрены закономерности изменения свойств химических эле­ментов и образованных ими веществ в периоде и в главной подгруп­пе (группе А). • Дан пример характеристики химического элемента и образуе­мых им веществ, которая по своей сути является прогнозом свойств элементов и веществ с использованием Периодического за­кона.

1. Составьте план характеристики химического элемента по положению в Пе­риодической системе.

2 . По положению в периодической системе дайте характеристику элементам магнию, алюминию, сере.

3 . Высший оксид некоторого элемента имеет формулу Э0 2 . Как вы считаете, можно ли на основании этой формулы сделать следующие выводы: элемент находится в IV группе Периодической системы, элемент образует простое вещество, являющееся неметаллом, оксид проявляет кислотные свойства.

4 . Определите, в атомах каких элементов электроны распределены по слоям следующим образом: ) ) ) > ) ) ) » ) ) ) ) > ) ) ) ) > ) ) ) ) • Какие из этих

2 8 2 2 8 4 2 8 14 2 2 8 18 2 2 8 10 2

элементов относятся к главным подгруппам, какие — к побочным? 5 . Формула летучего водородного соединения некоторого элемента ЭН3. В какой

группе Периодической системы находится данный элемент? Ответ поясните.

5 8

6- С какими из перечисленных веществ будет реагировать высший гидроксид элемента № 56 : Н О , КОН, C a O , M g , N a 2 S 0 4 , С0 2 . Ответ обоснуйте и приве­дите уравнения возможных реакций.

Т1. Распределение электронов в атоме магния

D ) ) ) 2 ) ) ) 3 ) ) ) ) 4 ) ) ) 2 8 2 2 2 2 8 4 2 8

Т2. Гидроксид элемента № 11 вступает в реакцию с 1) гидроксидом кальция 3) оксидом магния 2) соляной кислотой 4) барием

Т3. Наиболее ярко выражены неметаллические свойства у простого вещества 1) кремния 2) серы 3) хлора 4) магния

Т4. Заряд ядра атома натрия 1) +11 2) +3 3) +23 4) +1

Т5. Число нейтронов в атоме изотопа фосфора 3 1 Р 1) 16 2) 15 3) 31 4) 5

Глава II - _ ч - • н

Химическая связь. Электролитическая диссоциация

§ 1 1 . УДИВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ОБЫЧНЫХ РАСТВОРОВ

Рассмотрим факты, которые вы пока не сможете объяснить. Они послужили основанием для пред­ложения новых теоретических мо­делей.

Свойства водных растворов неор­ганических веществ во многом уди­вительны. Начнем их рассмотрение с опытов. Проведем реакции обмена с использованием растворов различ­ных солей, кислот и щелочей.

Опыт 1. Прильем раствор карбо­ната натрия в пробирку с раство­ром хлорида кальция и в пробир­ку с раствором нитрата кальция (рис. 13, а и б). Затем вместо рас­твора карбоната натрия возьмем раствор карбоната калия. Прильем этот раствор в пробирку с раство­ром хлорида кальция и в пробир­ку с раствором нитрата кальция (рис. 13, в и г).

60

N a 2 C 0 3 (p-p) N a 2 C 0 3 (p-p) K 2 COg (p-p) K 2 C 0 3 (p-p)

a * .rf| 'i

б в

CaCl 2 (p-p) Ca(N0 3 ) 2 (p-p) CaCl 2 (p-p) Ca(N0 3 ) 2 (p-p)

Рис. 13. Получение карбоната кальция (условно обозначен серыми точками)

Проведенные в опыте реакции соответствуют уравнениям:

СаС12 + N a 2 C 0 3 = CaCOol + 2NaCl C a ( N 0 3 ) 2 + N a 2 C 0 3 = C a C 0 3 J + 2 N a N 0 3

= C a C 0 3 | + 2KC1 C a C l 2 + K 2 C 0 3

C a ( N 0 3 ) 2 + K 2 C 0 3 = C a C 0 3 j + 2 K N 0 3

(a)

(6) (e)

00

Обратите внимание, что во всех реакциях результат получился одинаковый — выпал осадок карбоната кальция. Для образования это­го осадка достаточно, чтобы в состав одной растворенной соли входил кальций, а в состав другой — кислотный остаток угольной кислоты.

Опыт 2. В стаканы с раствором хлорида бария (рис. 14) прильем рас­творы сульфата калия (а), сульфата натрия (б) и серной кислоты (в). Во всех случаях выпадает белый осадок.

Реакции протекают согласно уравнениям:

ВаС12 + K 2 S 0 4 = B a S 0 4 j + 2КС1 ВаС12 + N a 2 S 0 4 = B a S 0 4 j + 2NaCl

= B a S 0 4 | + 2HC1 B a C l 2 + H 2 S 0 4

(a) (6)

(в)

Этот опыт интересен тем, что если реакции обмена (а) и (б) протека­ют с участием солей, то в реакции обмена (в) с солью взаимодействует кислота. Обратите внимание, что для этих реакций, как и в опыте 1, не имеет большого значения, какие исходные вещества мы использо-

61

K 2 S 0 4 (p-p) N a 2 S 0 4 (P-P) H 2 S 0 4 (p-p)

BaCl 2 (p-p) BaCl 2 (p-p) BaCl 2 (p-p)

Рис. 14. Получение сульфата бария (условно обозначен серыми точками) •

вали. В опыте 2 главное, чтобы они были растворимы в воде и что­бы в состав одного вещества входил барий, а в состав другого — кис­лотный остаток серной кислоты.

@ Опыт 3. В стакан с раствором хлорида меди (рис. 15) прильем раствор гидроксида калия (а), а в стакан с раствором сульфата меди — раствор гидроксида натрия (б). В обоих случаях выпадает голубой осадок.

Запишем уравнения реакций: C u C l 2 + 2КОН = Cu(OH) 2 j + 2КС1 (а)

C u C l 2 + 2NaOH - Cu(OH) 2 J, + 2NaCl (б)

КОН (p-p) NaOH (p-p)

CuCl 2 (p-p) CuCl 2 (p-p)

Рис. 15. Получение гидроксида меди (условно обозначен серыми точками)

62

Результат реакции (образование осадка гидроксида меди) не зави­сит от того, какую щёлочь мы использовали. Результат получается аналогичным, если вместо раствора хлорида меди взять раствор суль­фата меди. Для того чтобы выпал осадок гидроксида меди(И), доста­точно ввести в реакцию любую растворимую в воде соль двухвалент­ной меди и любую щёлочь.

Из проведенных опытов можно сделать следующий вывод: для про­текания реакции обмена необходимо, чтобы в состав реагирующих ве­ществ входили две части, образующие нерастворимый в воде продукт.

Продолжим рассмотрение свойств растворов солей, кислот и ще­лочей.

Вы хорошо знаете, что при нормальном давлении вода закипает • г

при 100 °С, а замерзает при 0 °С. Водные растворы твердых веществ замерзают при температуре ниже 0 °С, а кипят при температуре вы­ше 100 °С.

Существует закономерность. Если в 1 л воды растворить 1 моль глюкозы или сахара, то температура замерзания воды из раствора во всех случаях будет не 0 °С, а -1,86 °С, а температура кипения этих растворов составит 100,53 °С (рис. 16).

Если же в 1 л воды растворить 1 моль хлорида натрия, то темпе­ратура замерзания раствора будет не -1,86 °С, а -3 ,36 °С. Температу­ра кипения этого раствора уже будет не 100,53 °С, а 100,95 °С (рис. 16). Температура замерзания и температура кипения раствора хлори­да натрия изменяются на большую величину, чем в случае растворов

t, °С 0 п

-0,5

-1

-1,5

-2¬

-2,5¬

-3¬

-3,5¬

-4 -

-1,86

-3,36

t,°C 101,1 100,9

100,7¬

100,5

100,3 -

100,1 -

99,9¬

99,7¬

99,5-

100,95

100,53

100

• Вода

Раствор глюкозы или

сахара

• Раствор соли

а

Рис. 16. Температуры замерзания и кипения воды и растворов: а — замерзания; б — кипения

63 V

глюкозы и сахара. И, что самое интересное, если понижение темпера­туры замерзания раствора хлорида натрия в 1,8 раза больше, чем ожидалось, то и повышение температуры кипения этого же раствора также в 1,8 раз больше, чем ожидалось:

3,36 0 /1,86 0 = 0,95°/0,53° = 1,8.

Растворы солей, кислот и щело­чей имеют еще одно отличие от рас­творов органических веществ, на­пример спирта, сахара и глюкозы. Проведем опыт.

Рис. 17. Прибор, для определения электропроводности растворов:

t — источник тока; 2 — лампочка; 3 — электропровод;

4 — устройство с электродами; 5 — испытуемый раствор

У Опыт 4. Соберем электрическую цепь, состоящую из источника питания, лампочки и электродов (рис. 17). По­местим электроды в растворы сахара, глюкозы, спирта. Лампочка не заго­рается. Если же электроды погрузить в растворы кислот, солей или щело­чей, то во всех случаях лампочка за­горается.

Опыт показывает, что растворы сахара, глюкозы и спирта электри­ческий ток не проводят, а растворы кислот, солей и щелочей его про­водят.

Кислоты, щёлочи и соли относят к электролитам. Их раство­ры проводят электрический ток. Сахар, глюкоза и спирт к элек­тролитам не относят. Их водные растворы электрический ток не проводят.

Краткие итоги параграфа • Для кислот, щелочей и солей характерны реакции обмена. Для протекания этих реакций не важно, какие вещества (классы ве­ществ) вступают в эту реакцию. Главное, чтобы в состав исход­ных веществ входили части, которые в результате обмена образу­ют осадок. • Кислоты, щёлочи и соли относятся к электролитам. Их растворы проводят электрический ток.

6 4

• Если в 1 л воды растворить 1 моль твердого вещества, то темпе­ратура кипения раствора будет выше температуры кипения чистой воды. При этом температура кипения раствора вещества — электро­лита увеличится на большую величину, чем у раствора вещества — неэлектролита. • Температура замерзания водного раствора вещества ниже темпе­ратуры замерзания чистой воды. При этом температура замерзания раствора электролита понижается на большее значение, чем у рас­твора вещества — неэлектролита.

Вопросы ы задания

1. Чем отличаются свойства растворов электролитов от свойств растворов не­электролитов?

2 . Приведите примеры образования нерастворимой в воде соли по реакции обмена с участием различных пар веществ. Запишите уравнения реакций.

Т. Лампочка прибора для изучения электропроводности загорится, если элек­троды поместить в

1) NaOH (раствор) 3) сахар (раствор) 2) КС1 (твердый) 4) H 2 S (безводный)

й II Is - 1 A

§ 12 . ИОННАЯ СВЯЗЬ

Объясним некоторые свойства растворов, с которыми вы позна­комились в предыдущем параграфе.

Попробуем выяснить, почему растворы солей, щелочей и кислот проводят электрический ток, т. е. почему эти вещества являются элек­тролитами.

Из курса физики известно, что электрический ток — это упорядо­ченное движение заряженных частиц. Если растворы электролитов проводят электрический ток, то, значит, в них содержатся перенос­чики электричества — заряженные частицы. Эти заряженные части­цы получили название ионов. «Ион» в переводе с греческого означает «идущий, странствующий». Благодаря наличию заряда ионы передви­гаются к электродам и таким образом переносят электричество. Такое объяснение электропроводности растворов электролитов в 1884 г. дал выдающийся шведский химик Сванте Август Аррениус.

Следующий вопрос, который заинтересовал С. Аррениуса: откуда в растворах электролитов появляются ионы, если атомы и молекулы электронейтральны?

Обратимся к опытам.

3 Химия. 9 класс г*

^ 6 5

я i

5! 1

АРРЕНИУС Сванте Август (1859—1927 гг.)

Шведский химик. В 1878 г. окончил Упсальский университет. Совершенствовал свои знания в различ­ных лабораториях Западной Европы. С 1891 г. рабо­тал в Стокгольмском университете (с 1895 г. — про­фессор, с 1897 г. — ректор университета). С 1905 по 1927 гг. — директор Нобелевского института в Сток­гольме.

Основные научные труды посвящены учению о растворах и о скорости химических реакций. В 1884 г.

сформулировал вывод о распаде солей на заряженные частицы — ионы — при их растворении. Обосновал теорию электролитической диссоциации (1897 г.). Провел цикл работ по изучению химических свойств растворов. В 1903 г. удостоен Нобелевской премии.

1 v > -

: в

!1

I i-

! t 1

: i

И:

Опыт 1. В три стакана нальем концентрированные растворы уксус­ной кислоты, щёлочи, соли (хлорида натрия). Сравним электропровод­ность этих растворов, используя прибор, изображенный на рис. 17. Выясняется следующее. Раствор концентрированной уксусной кисло­ты электрический ток практически не проводит — лампочка не горит. Электропроводность концентрированных растворов соли и щёлочи ве­лика. В обоих случаях лампочка горит ярко.

Проверим, как влияет на электропроводность разбавление раствора уксусной кислоты. По мере разбавления лампочка загорается, и яр¬кость ее увеличивается.

Обсудим результаты опыта. Поскольку уксусная кислота начи­нает проводить электрический ток по мере разбавления, можно сде­лать вывод о том, что переносчики электрического заряда — ио­ны — образуются в результате взаимодействия молекул кислоты с водой.

Электропроводность концентрированных растворов соли и щёло­чи высока. Можно предположить, что ионы уже входили в состав со­ли и щёлочи до их растворения в воде. Если это так, то электричес­кий ток должны проводить не только растворы, но и расплавы солей и щелочей.

р Опыт 2. Расплавим в фарфоровом стаканчике небольшое количес­тво нитрата калия. В другом стаканчике расплавим гидроксид на-

; 66

трия. Убедимся, что расплавы и соли, и щёлочи проводят электри­ческий ток.

Аналогичные результаты получаются, если испытать расплавы дру­гих солей и щелочей.

Таким образом, можно сделать вывод о том, что соли и щёлочи имеют в своем составе заряженные частицы — ионы. Обратите вни­мание, этот вывод не согласуется с атомно-молекулярной теорией.

Существуют вещества, состоящие из ионов, а не из молекул. Соли и щёлочи относятся к ионным веществам, а кислоты — к

молекулярным. Теперь ответим на вопрос: каким образом из атомов образуются

ионы? В качестве примера обсудим строение хлорида натрия. Атомы на­

трия и хлора не имеют заряда. Значит, образование ионов происходит при связывании атома натрия с атомом хлора.

Объяснить образование ионов нам поможет правило октета, сфор­мулированное американским ученым Гилбертом Льюисом. Напомним, что, в соответствии с этим правилом, устойчивой является восьми-электронная оболочка атома.

Изобразим строение электронных оболочек атомов натрия и хлора: N a +11- ) ) ) С1 +17*)))

2 8 1 2 8 7 Г. Льюис предложил обозначать электроны внешнего электронного

слоя точками, размещенными вокруг знака химического элемента. Запись Na* означает, что у атома натрия на внешнем электронном

слое находится один электрон. Запись #С1* показывает, что на внешнем электронном слое атома хлора находится семь электронов.

Для того чтобы электронная оболочка хлора стала устойчивой, ато­му хлора необходимо либо принять один электрон, либо отдать семь электронов. Атому натрия для достижения устойчивости электронной оболочки необходимо либо отдать один электрон, либо принять семь. Что выгоднее каждому из атомов? Вероятно, атому натрия выгоднее отдать один электрон, а атому хлора — принять этот электрон. Тог­да атом натрия превратится в положительно заряженный ион, а атом хлора — в отрицательно заряженный ион:

ё

N a - + -СИ — N a + [:Ci:]

Данная схема показывает, как образуется ионная связь между ато­мом натрия и атомом хлора.

__ I- -

к

3* 67 :

Ионная связь — это химическая связь, образованная за счет Ii притяжения разноименно заряженных ионов.

•u mh _ j >

К - h

В кристалле поваренной соли (хлорида натрия) ионы соединяются не попарно, а образуют как бы решетку, состоящую из положительно заряженных ионов натрия и отрицательно заряженных ионов хлора, которые притягиваются друг к другу (рис. 18). В такой решетке каж­дый ион натрия окружен шестью ионами хлора, а каждый ион хло­ра, в свою очередь, окружен шестью ионами натрия (рис. 18, в). Пос­кольку такой кристалл образован расположенными в определенном по­рядке ионами, то говорят, что вещество имеет ионную кристалличес­кую решетку. Ионы в кристалле прочно удерживаются друг около друга и не могут свободно двигаться. Поэтому твердая поваренная соль не проводит электрический ток. При растворении хлорида натрия ионы получают возможность двигаться. Если в такой раствор помес­тить электроды, подключив их к источнику тока и лампочке, то лам­почка загорается (см. рис. 17). В растворе между электродами ионы натрия и хлора приобретают направленное движение. Вы знаете из курса физики, что катод заряжен отрицательно, а анод — положи­тельно. Экспериментально установлено, что ионы натрия движутся к катоду, а ионы хлора — к аноду. Поэтому положительно заряженные ионы назваются катионами, а отрицательно заряженные ионы — анионами. Кристаллическая решетка хлорида натрия образована ка­тионами натрия и хлорид-анионами.

Рассмотрим образование ионной связи на примере фторида маг­ния M g F 2 .

Na + CI

а б в

а Рис. 18. Модели кристалла хлорида натрия:

плоскостная; б — объемная; в — расположение ионов натрия относительно иона хлора

68

На внешнем электронном слое атома магния находятся два элек­трона, а на внешнем электронном слое атома фтора — семь электро­нов. Для того чтобы электронная оболочка стала завершенной, атому фтора необходимо принять один электрон, а атому магния необходи­мо отдать два электрона:

е~ е~~

: F Г^-Мв-Ч^ F : - [: F : ] " M g 2 + [: F : ] "

Заряд катиона магния равен 2+, так как атом магния отдал два электрона. Заряд каждого фторид-аниона равен 1-, так как каждый атом фтора принимает один электрон. Фторид магния — ионное со­единение, состоит из разноименно заряженных ионов, которые обра­зуют кристаллы.

В настоящем параграфе мы не смогли объяснить появление ионов при растворении кислот. Это нам еще предстоит сделать.

Краткие итоги параграфа • Заряженная частица — ион может образоваться из атома, если к нему добавить один или несколько электронов или отнять один или несколько электронов. • Если атом присоединяет электроны, то получается отрицательно заряженный ион (анион), так как суммарный заряд электронов пре­высит заряд ядра атома. • При отдаче атомом электронов получается положительно заря­женный ион (катион), так как суммарный заряд электронов будет меньше заряда ядра атома. • Ионные связи образуют атомы типичных металлов и типичных неметаллов.

Вопросы и задания

1. Что такое ион, катион, анион? Как образуются из атомов катионы и анионы? 2 . Что такое ионная связь? Почему растворы многих ионных соединений прово­

дят электрический ток? 3 . Покажите схематически образование ионной связи в следующих соедине­

ниях: а) иодиде калия, б) сульфиде магния, в) фториде алюминия. 4 . Сравните схемы строения электронных оболочек:

а) атома кальция и катиона кальция (Са 2 +); б) атома серы и сульфид-аниона (S 2~). Что необходимо каждому атому для превращения в соответствующий ион?

5 . Сравните схемы строения электронных оболочек хлорид-аниона СГ~ и кати­она калия К + со строением электронной оболочки атома аргона.

За Химия. 9 класс 69

6. Может ли образоваться ионная связь между следующими ионами: a) N a + и S 2 - ; б) О 2 - и СГ; в) А 1 3 + и F~; г) С а 2 + и К + . Напишите формулы возможных со­единений.

7. Среди веществ, формулы которых перечислены, выберите те, которые об­разованы ионной связью: L i C l , H 2 S , N 2 , Н 2 0 , K F .

Т1. Катион M g 2 + отличается от атома M g 1) числом протонов 3) числом электронов 2) зарядом ядра 4) числом нейтронов

Т2. Ион, в котором распределение электронов по слоям такое же, как и в ато­ме аргона

1) N a + 2) Р" 3) Р 3 + 4) S 2 -

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

Объясним, как из атомов образуются молекулы простых веществ. Как вы уже знаете, атомы стремятся завершить свои внешние элек­

тронные слои до устойчивого состояния (правило октета). При этом ато­мы металлов отдают свои внешние электроны атомам неметаллов. В ре­зультате образуются разноименно заряженные ионы, притягивающиеся друг к другу. Однако вам известны вещества, в состав которых входят атомы одного химического элемента. Вспомните, молекулы водорода, хлора, кислорода, азота и многие другие состоят из двух одинаковых атомов. Очевидно, что образование молекул простых веществ не связано с притяжением ионов. Тогда почему же такие молекулы существуют?

Рассмотрим современную модель молекулы водорода Н 2 . Но сначала обратимся к известной вам модели Н. Бо­ра. В соответствии с этой моделью в атоме водорода вок­руг ядра по строго определенной круговой орбите дви­жется один электрон.

Немецкий физик Вернер Карл Гейзенберг внес в мо­дель атома Н. Бора существенное уточнение. Он выдви­

нул так называемый принцип неопределенности. В соответствии с этим принципом можно говорить только о вероятности нахождения электрона возле ядра атома. Для микросистем понятие «орбита» не имеет смысла. Вместо этого понятия в квантовой1 физике и химии стали использовать понятие «электронное облако» и «атомная орби­та ль».

1 Квантовая физика и химия имеет дело с элементарными частицами (элек­тронами, протонами, нейтронами и другими).

i 70 ;

Согласно современным представлениям, электрон не вращается вок­руг ядра атома, а находится возле него с определенной вероятностью.

ч 1 »• I — -_- ЦТ"

Область пространства возле ядра атома, в которой нахождение электрона наиболее вероятно, называется электронным облаком или атомной орбиталъю.

V 4 * ' ' . *

Рыс. IP. Атомная орби-таль (электронное облако)

Посмотрите на рис. 19. Частота малень­ких темных точек показывает вероятность нахождения электрона в той или иной облас­ти пространства возле ядра. Там, где эти точ­ки расположены чаще, вероятность нахожде­ния электрона наибольшая.

При образовании химической связи атом­ные орбитали (электронные облака) пере­крываются (рис. 20). В результате в облас­ти пространства между двумя положитель­но заряженными ядрами нахождение элект­ронов становится наиболее вероятно. Такое состояние энергетически выгодно. Образует­ся молекула.

Перекрывание орбиталей приводит к тому, что вероятность нахож­дения обоих электронов как у одного, так и у другого атомного яд­ра оказывается одинаковой. Электроны становятся общими для обо­их атомов водорода.

С использованием формул Льюиса процесс образования молекулы водорода можно представить следующим образом:

н . + ' Н = н : н

Как показывает схема, в молекуле водорода оба электрона в оди­наковой мере принадлежат обоим атомам. Вспомним, первый элект­ронный слой завершается, если на нем находятся два электрона. Та-

Рис. 20. Образование молекулы водорода

За*

ким образом, в нашем случае для обоих атомов водорода электронный слой становится завершенным. 1г il Химическую связь, образующуюся в результате перекрывания j

атомных орбиталей, при котором пара электронов становится об- | j щей для двух атомов, называют ковалентпой.

Т Г Г - . - :*Г^™> J E ^ ^ 4 J ^ B ^ d * p * ^ f c > * : №5ВИ8Г.ЕТ ЧИНШ Д И Р р т - ВД£?£^кДО^?!4рЗД^деЗв№^ i i II i < i i t < 1 Г р Г П Т Ы Ш 1 t i l l N i l I l II • I i 1 I 1 I i l I i И И 1 И I i I " " I 1 h i ' il 4 , 1 l

Рассмотрим схему образования молекулы хлора С12:

:ci. + 'ci: = :ci:ci:

В результате перекрывания атомных орбиталей два электрона бу­дут принадлежать обоим атомам. Для завершения внешнего электрон­ного слоя до устойчивого октета каждому атому хлора не хватает од­ного электрона. При образовании химической связи каждому атому хлора будет принадлежать уже восемь электронов (7 + 1 = 8). Если в электронной формуле молекулы хлора С12 общую электронную пару заменить черточкой, а электроны, не участвующие в образовании свя­зи, не показывать, то получим графическую формулу

С1—С1 — • j - i п ' Л Г _ -н- 1 «-ir-« - V y ^ ^ i

. 1

•il - I

Химическую связь между атомами элементов, в которых элект­роны, участвующие в образовании связи, в одинаковой мере надлежат обоим атомам, называют ковалентпой неполярной.

: ' 3

Рассмотрим схему образования молекулы азота. Атом азота на вне­шнем электронном слое имеет пять электронов. До завершения элек­тронного слоя у атома недостает трех электронов. Если каждый атом предоставит для образования связи по три электрона, то сформиру­ются три общие электронные пары. В результате каждый атом будет иметь по 5 + 3 = 8 электронов:

: n - + • № = : n : - n :

Химическую связь, образованную за счет трех общих электронных пар, называют тройной.

'Графическая формула простого вещества азота:

N = N

Тройная связь обусловливает стабильность молекулы азота. Про­стое вещество азот вступает в химические реакции, как правило, при

72 \

1

создании жестких условий (высокая температура и давление). Пассив­ность азота часто сравнивают с пассивностью инертных газов.

Атому кислорода до завершения внешнего электронного слоя недо­стает двух электронов. Поэтому схему образования ковалентной связи в молекуле кислорода можно представить так:

• #

: о + - о : = : о : : о :

Замечено, что если электронную структуру молекулы составляют только пары электронов (спаренные электроны), то вещество вытал­кивается из магнитного поля. При наличии в молекуле неспаренных электронов вещество втягивается в магнитное поле. Изучение свойств жидкого и твердого кислорода позволило, установить удивительный факт — кислород притягивается магнитом. Значит, в его молекуле должны быть неспаренные электроны. Этому выводу соответствует следующая схема образования молекулы:

• • • • •••• •о- + -о - = - о : о

В этом случае каждому атому кислорода будет принадлежать 6 + 1 = 7 электронов.

Как вы видите, правило октета выполняется не всегда. Это го­ворит о несовершенстве модели. Однако, как вы уже знаете, лю­бая модель дает нам представление о природном явлении с той или иной степенью приближения. Поэтому рано или поздно обнаружи­ваются факты, которые трудно объяснить.

Краткие итоги параграфа • Современная модель строения атома отражает вероятностный ха­рактер нахождения электрона возле ядра атома. • Область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона возле ядра атома, называется атомной орбиталью или электронным облаком. • При образовании ковалентной связи происходит перекрывание двух атомных орбиталей, на которых в сумме находятся два электро­на. В результате оба электрона становятся общими для двух атомов.

Вопросы и задания

1. Что такое ковалентная связь? 2 . Предложите схемы образования молекул Br 2 , F 2 . 3 . Что общего и в чем различие ковалентной и ионной связей?

/

73

§ 14. КОВАЛЕНТНАЯ ПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ

Вам уже знакома модель химической связи, в соответствии с ко­торой образуются молекулы простых веществ. Обсудим модель об­разования молекул сложных веществ.

Рассмотрим модель молекулы хлороводорода:

н - + *ci: -> H:CI: • • • *

Можно предположить, что эта молекула образуется, как и в слу­чае простых веществ, за счет ковалентной связи. Для атома хлора ус­тойчивой будет восьмиэлектронная оболочка (характерная для атома аргона), для атома водорода — двухэлектронная оболочка (характер­ная для гелия). Однако химическая связь в молекуле хлороводоро­да отличается от химической связи, имеющейся в молекулах водорода, кислорода, азота и других простых веществах. Этому свидетельству­ют следующие факты. Водный раствор хлороводорода представляет собой кислоту, известную под названием соляной кислоты. Она про­водит электрический ток. Для соляной кислоты, как и для многих других кислот, характерны реакции обмена и замещения атома водо­рода металлами.

В чем же может быть различие химической связи между двумя атомами хлора и атомами хлора и водорода?

При рассмотрении ионной связи мы пришли к выводу, что атомы металлов легко отдают внешние электроны на образование химичес­кой связи. В результате формируется устойчивый октет электронов. Атомы неметаллов, наоборот, присоединяют к себе электроны до об-

я

разования устойчивого октета. В результате возникают разноименные ионы, притягивающиеся друг к другу.

Можно предположить, что в молекуле хлороводорода атомы со­единены химической связью, занимающей промежуточное положение между ионной связью и ковалентной связью (какая имеется в про­стых веществах).

Способность к отдаче и присоединению электронов у атомов раз­личных химических элементов выражена по-разному.

Способность атома химического элемента притягивать к себе электроны, участвующие в образовании связи, называют электро­отрицательностью.

74

Американский химик Лайнус Полинг предложил метод сравне­ния электроотрицательности химических элементов. За единицу он принял электроотрицательность лития. Чем сильнее атом химичес­кого элемента присоединяет к себе «лишний» электрон, тем выше его относительная элекроотрицательность. У фтора способность к присоединению электрона самая большая. Относительная электро­отрицательность этого элемента принята равной четырем. И наобо­рот, чем легче атом отдает свои внешние электроны, тем ниже от­носительная электроотрицательность химического элемента. Приве­дем значения относительной электроотрицательности ряда химичес­ких элементов:

F О N С1 Вг I S С Se Р Н В Si A l M g Са L i Na

4 3,5 3 3 2,8 2,5 2,5 2,5 2,4 2,1 2,1 2 1,8 1,5 1,2 1 1 0,9

Обратите внимание, относительная электроотрицательность водоро­да меньше относительной электроотрицательности хлора. Поэтому об­щие электроны в большей мере будут принадлежать атому хлора, чем атому водорода. На схеме образования связи это показано тем, что об­щая пара электронов смещена в сторону атома хлора:

н - + -ci: — н :ci:

• г; 1 -'- 1

L -

" i i

- \

' . 1

Г! гЗ I

ПОЛИНГ Лайнус (1901—1994 гг.)

Выдающийся американский физик и химик. Ро­дился в пригороде Портленда. В 16 лет поступил в сельскохозяйственный колледж. Продолжил образо­вание в Калифорнийском технологическом институ­те. Совершенствовал образование в Мюнхенском, Ко­пенгагенском, Цюрихском университетах. Профессор Станфордского университета.

Основные научные работы посвящены изучению строения молекул, природы химической связи. В пос­

ледние годы жизни работал над проблемами химии живых организмов. В 1954 г. ему была присуждена Нобелевская премия по химии.

Активно выступал против гонки вооружений. Лауреат Нобелевской премии мира (1962 г.).

Е

75

Смещение общей электронной пары приводит к тому, что химичес­кая связь становится полярной. В случае молекулы НС1 нет полного перехода электрона от атома водорода к атому хлора. Частичное сме­щение общей электронной пары к атому хлора приводит к возникно­вению не целочисленных, а частичных зарядов, которые обозначают греческой буквой 5 (дельта). На атоме хлора возникает частичный от­рицательный заряд 5-, на атоме водорода - частичный положитель­ный заряд 5+:

н- + -ci: — H 5 + : C I : 5 "

Смещение электронной пары удобно показывать в графической фор­муле с помощью стрелки, направленной к знаку элемента с большей электроотрицательностью:

Н 5 + ^ С 1 5 -

Химическую связь, образованную между атомами химичес-W <Ж Т Т Л П Т Т Т Л П И Ф й ттт** j ких элементов — неметаллов, различающихся по относитель¬

ной электроотрицательности, называют ковалентпой полярной \ ^ связью. - __ г _

Теперь попробуем объяснить электрическую проводимость раство­ров веществ с ковалентной полярной связью, например кислот. Под действием молекул воды полярность ковалентной связи для некото­рых веществ увеличивается вплоть до образования ионов. Так, моле­кулы хлороводорода в растворе распадаются на катионы водорода и хлорид-анионы:

НС1 = Н + + С1-

Появление в растворе заряженных частиц делает его электропро­водным.

Итак, обобщим. Сделаем выводы о природе химической связи.

Краткие итоги параграфа • Атомы неметаллов в молекулах простых и сложных веществ со­единены между собой ковалентной связью. • Если взаимодействуют между собой атомы одного химического элемента, то образуется ковалентная неполярная связь. Например, ковалентная неполярная связь имеется между атомами в молекуле хлора С12.

76

• В молекуле хлора пара электронов, участвующая в образовании химической связи, в одинаковой мере принадлежит обоим атомам, поэтому она показана равноудаленной от обоих атомов. Это ковален­тная неполярная связь.

:ci:ci:

• Чем больше разность электроотрицательностей атомов, образую­щих связь, тем больше полярность химической связи. В молеку­ле хлороводорода общая электронная пара смещена к атому хлора. Между этими атомами образуется ковалентная полярная связь.

•5+ н* rci:5"

• Электроотрицательность натрия и хлора существенно отличается, поэтому при образовании химической связи внешние электроны от атома натрия почти полностью переходят к атому хлора. Такая хи­мическая связь называется ионной.

N a + :ci: • Вещества с ионной связью в растворе и в расплаве проводят элек трический ток, потому что в их состав уже входят переносчики элек трического заряда — ионы. • В молекулах кислот химическая связь ковалентная полярная Электропроводность растворов кислот объясняется образованием ио нов при растворении в воде.

—-г : '

•

:• •

-г i

• i

г ^ 'С

- I

ц к ц 'Л

Si

1. Что такое ковалентная полярная связь? 2. Нарисуйте схемы образования ковалентной полярной связи в молекулах ме¬

тана СН 4 , аммиака N H 3 , сероводорода H 2 S . Запишите графические форму­лы этих веществ. Покажите, к какому атому смещаются общие электронные пары.

3 . Почему бромоводородная кислота проводит электрический ток? 4. Сравните полярность связей в молекулах Н 2 0, H 2 S , H 2 S e . 5 . Выберите из записанных формул: H 2 S , K F , C 0 2 , B r 2 , N a 2 S , С — вещест­

ва со связью: а) ионной, б) ковалентной неполярной, в) ковалентной по­лярной.

Т1. Ряд веществ, образованных ковалентной связью 1) N H 3 , 0 2 , K F 3) Р 2 0 5 , Н 3 Р 0 4 , С12

2) СаС2, С0 2 , СаС0 3 4) N a 2 S 0 4 > СО, V 2 0 5

T 2 . Общие электронные пары смещены к атому серы в веществе 1) S 0 2 2) H 2 S 3) S 0 3 4) S 8

\ 77

b. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИЗМЕНЕНИЙ ЗЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТ©

Покажем закономерности изменения электроотрицательности хи­мических элементов в главных подгруппах и в периодах.

Причину того, почему атомы разных элементов обладают различной относительной электроотрицательностью, можно выяснить, исходя из стро­ения их электронных оболочек. Рассмотрим элементы второго периода.

Группы 1 II III IV V VI VII VIII

Элементы L i B e В С N 0 F N e

Строение электронных оболочек

+ 3 0 ) 2 1

+4 0 ) 2 2

+ 5 ° ) ) 2 3

+ 6 " ) ) 2 4

+ 7 ° ) ) 2 5

+ 8 0 ) 2 6

+9 0 ) 2 7

+ i o O ) 2 8

Радиус (нм 1) 0 , 1 5 2 0 ,113 0 , 0 8 8 0 , 0 7 7 0 , 0 7 0 0 , 0 6 6 0 , 0 6 4 0,112

Относитель­ная электро­отрицатель­ность

1,0 1,5 2 , 0 2 , 5 3 , 0 3 , 5

. -h

4 , 0

_ J - - ? > ^

Атомы элементов одного периода имеют одинаковое число элект­ронных слоев, поэтому притяжение электронов к ядру атома тем силь­нее, чем больше заряд ядра и соответственно суммарный заряд всех электронов. В связи с этим в периоде при переходе от элемента к эле­менту радиус атома уменьшается. Эта закономерность соблюдается для всех элементов периода, за исключением инертных газов. Дости­жение устойчивой электронной оболочки инертного газа сопровожда­ется некоторым увеличением радиуса атома.

Чем меньше радиус атома и чем сильнее ядро удерживает внешние электроны, тем труднее эти электроны удалить из атома. Такой атом, наоборот, способен притягивать к себе электроны, участвующие в об­разовании связи. Атомы таких элементов образуют простые вещест­ва — неметаллы.

1 Нм — нанометр; равен 0 , 0 0 0 0 0 0 0 0 1 метра (1 • 10 9 м)

78

Во втором периоде самым электроотрицательным элементом является фтор. Среди элементов этого периода атом фтора имеет самый малень­кий радиус — 0,064 нм. У этого элемента наибольший заряд ядра ато­ма. Число внешних электронов у атомов фтора равно семи, то есть для завершения внешней электронной оболочки у атома фтора недостает од­ного электрона. Наименьшей электроотрицательностью обладает литий, его радиус, равный 0,152 нм. Заряд ядра лития существенно меньше за­ряда ядра фтора, а радиус атома больше.

Относительная электроотрицательность элементов одного перио­да с возрастанием заряда атомного ядра увеличивается. Электроны сильнее притягиваются к ядру, поэтому уменьшаются радиусы ато­мов, а число внешних электронов приближается к устойчивой вось-миэлектронной оболочке инертного газа.

Теперь рассмотрим элементы главной подгруппы, например под­группы галогенов.

Период Элементы Строение

электронных оболочек

Радиус (нм) Относительная электроотри­цательность

2 F +9 ' ) ) 2 7

0,064 А 4

3 С1 +17 о) ) ) 2 8 7

0,181 3

4 Вг +35 < ) ) ) ) 2 8 18 7

j j

1 <ъ1

ш* 1 -

0,196 2 ' 8

5 I +53") ) ) ) ) 2 8 18 18 7

J - , - ь -

Г- ' I ' 1 ' г

1' ' - L

1Г L 0.220 2,5 1 •

На внешнем электронном слое атомов галогенов находится одинако­вое число электронов — семь. С возрастанием заряда атомного ядра при переходе от периода к периоду увеличивается число электронных сло­ев, соответственно увеличивается радиус атомов. Как мы уже выясни­ли, чем больше радиус атома, тем слабее внешние электроны связаны с ядром. Из элементов главной подгруппы седьмой группы меньшей от¬

/ \ ( 79 ;

носительной электроотрицательностью (2,5) обладает иод, так как у не­го наибольший радиус (0,220 нм). Наибольшая электроотрицательность (4,0) у фтора, так как радиус его атома наименьший (0,064 нм).

Электроотрицательность элементов одной подгруппы с возраста­нием заряда атомного ядра атомов уменьшается, так как увеличи­ваются радиусы атомов.

Выявленные закономерности изменения радиуса атома и относи­тельной электроотрицательности химических элементов представлены на рис. 21, 22.

0,25

н 0,2 as S о <Я О >> Н s£ cd

0*

0,15

ОД

0,05

т 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 г 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

Заряд ядра атома

Рис. 21. Периодическая зависимость радиуса атома от заряда ядра

И л ф н а ф о и н О

о о и Ч Ф

£Г К

о о

м ф со

i 1 1 1 г 12 13 14 15 16

т 17

т г 18 19

Заряд ядра атома

Рис. 22. Периодическая зависимость электроотрицательности атомов химических элементов от заряда ядра

80

Из графика (рис. 21) видно, что, начиная от щелочного металла (заряды ядер +3, +11, +19), у элементов каждого периода постепенно уменьшается радиус атома. Каждый последующий «зигзаг» графика находится выше предыдущего, что отражает закономерное увеличение радиусов атомов элементов каждой подгруппы.

Из графика (рис. 22) видно, как по мере увеличения заряда яд­ра в пределах периода относительная электроотрицательность хими­ческих элементов повышается. Прерывание графика обусловлено тем, что определить значение электроотрицательности инертных газов (не­она и гелия) не представляется возможным.

Закономерности изменения относительной электроотрицательности хи­мических элементов в периоде и в подгруппе представлены на схеме 4.

Схема 4

В периоде

Заряд ядра

• 1 ^ - : . - г - . - - ' ' \ у . i - ^ g

В подгруппе

Радиус атомов

Электроотрицательность химических элементов

СО О .

и к а со со

са О

О СО о > с* со 0_

о о о ^

X о ф т

а 5

CQ о к X ф CD с; со

Г

Краткие итоги параграфа • Изменение относительной электроотрицательности химических элементов происходит в направлении, обратном изменению радиуса атомов. • В периоде с ростом заряда ядра радиус атомов химических эле­ментов уменьшается, это приводит к постепенному увеличению их относительной электроотрицательности (схема 4). • В подгруппе с ростом заряда ядра радиус атомов химических эле­ментов увеличивается, это приводит к постепенному уменьшению их относительной электроотрицательности (схема 4).

опросы и задания

Р

1. Какие свойства атома оказывают влияние на электроотрицательность эле­мента?

2 . Атомы какого из элементов будут притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химической связи: а) Р или О , б) N или Н, в) Ва или S ?

( \

81

fj 3 . Будет ли один из атомов в указанных соединениях притягивать к себе элек-| троны, участвующие в образовании связи: 0 2 , С0 2 , M g O , F 2 , СН 4 N 2 ? Ответ j ; обоснуйте. | 4 . Составьте электронные формулы соединений, образуемых элементами № 5 3 А и № 20, № 14 и № 8, № 13 и № 3 5 . ^ 5. Проанализируйте графики, представленные на рис, 21 и 22 . Сделайте прогноз

значений радиуса атома и относительной электроотрицательности рубидия. < I

Щ Т1. Наибольший радиус у атома элемента со строением электронной обо-Ц лочки

S D ) ) ) 2) ) ) ) 3) ) ) ) 4) ) ) ) И 2 8 1 2 8 4 2 8 3 2 8 7

| Т2. Радиус атома азота меньше радиуса атома лития, так как у азота й 1) выше электроотрицательность

2) больше значение высшей валентности 3) сильнее притяжение электронов атома к ядру

J Ix

4) больше относительная атомная масса ТЗ. Ряд элементов, расположенных в порядке уменьшения относительной элек­

троотрицательности 1) CI, Р, A l , N a 3) Р, CI, N a , A l 2) N a 3 CI , A l , P 4) A l , P, N a , CI

T4. Электроотрицательность кислорода выше, чем бора, так как у атома кис­лорода 1) больше относительная атомная масса 2) меньше радиус и больше заряд ядра атома 3) больше электронов и протонов в атоме

II 4) меньше максимальная валентность " " i

• •.

§ 16. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ "i' _ 1

Продолжим объяснение свойств электролитов. Вспомните о следующих удивительных фактах. 1. Водные растворы кислот, щелочей и солей проводят электричес­

кий ток. 2. Если в 1 л воды растворить 1 моль твердого вещества, то темпера­

тура кипения раствора будет выше температуры кипения чистой воды. При этом температура кипения раствора вещества электролита повысит­ся на большую величину, чем у раствора вещества неэлектролита.

Температура замерзания водного раствора вещества ниже темпера­туры замерзания чистой воды. При этом температура замерзания рас­твора электролита понижается на большую величину, чем у раствора вещества неэлектролита.

( 8 2 ;

Вы уже знаете, что электропроводность растворов и расплавов солей и щелочей объясняется тем, что эти вещества состоят не из молекул, а из удерживаемых за счет сил притяжения разноименных ионов. При расплавлении (или растворении) ионы становятся свободными, они и переносят электрический заряд при пропускании через раствор или расплав электрического тока.

Процесс распада веществ в растворах и расплавах на свобод­ные ионы называют электролитической диссоциацией.

Термин «диссоциация» означает распад. Таким образом, электро­литическая диссоциация обусловливает электропроводность расплава и раствора вещества.

Электролитическая диссоциация солей. Сущность электролитической диссоциации показывается с помощью уравнения. Например, уравнение электролитической диссоциации хлорида натрия записывается так:

N a C l = N a + + СГ Уравнение показывает, что при диссоциации хлорида натрия об­

разуются однозарядные катионы натрия N a + и хлорид-анионы С1~.

Для любознательных Имейте в виду, что в растворе противоположно заряженные ионы могут

" соединяться, а образовавшееся соединение снова диссоциировать.

Запишем уравнение диссоциации хлорида кальция:

СаС12 = С а 2 + + 2СГ

В данном процессе диссоциации образуются двухзарядные катио­ны кальция С а 2 + и однозарядные хлорид-анионы С1".

Обратите внимание на то, что в левой части уравнения записана фор­мула электронейтральной частицы, поэтому в правой части уравнения суммарный заряд ионов должен быть равен нулю. Хлорид кальция — электронейтральное вещество. В записанном уравнении двухзарядный ка­тион Са 2 + нейтрализуется двумя однозарядными хлорид-анионами 2С1~.

При электролитической диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка.

Электролитическая диссоциация щелочей. Запишем уравнение электролитической диссоциации гидроксида натрия:

N a O H = N a + + ОН"

83 ^

Обратите внимание, гидроксид-анионы имеют заряд 1-. Это и объ ясняет их валентность, равную I.

Аналогичным образом диссоциирует гидроксид калия:

КОН = к + + он Теперь запишем уравнение электролитической диссоциации гид­

роксида кальция:

Ca(OH) 2 = Са 2 + + 2 0 H " г

Как показывает уравнение, на один двухзарядный катион кальция Са 2 + приходится два однозарядных гидроксид-аниона 20Н".

Щёлочь диссоциирует на катионы металла и на гидроксид-анионы.

А диссоциируют ли нерастворимые в воде основания? Здесь сле­дует учитывать две существенные особенности нерастворимых в воде оснований. Во-первых, нерастворимые в воде основания, как правило, при нагревании разлагаются, так что получить их расплав не удает­ся. Поэтому говорить о диссоциации оснований в расплаве не прихо­дится. Во-вторых, основания практически нерастворимы в воде. Но то количество вещества, даже самая малая его доля, которая раствори­лась, находится в растворе в виде ионов.

Электролитическая диссоциация кислот. Почему соли и щёлочи хорошо диссоциируют в водном растворе и расплаве, вам понятно. Эти вещества образованы за счет притяжения разноименных ионов. При расплавлении и растворении ионы получают возможность сво­бодно двигаться. А как диссоциируют кислоты? Молекулы кислот об-jp

разуются из атомов с помощью ковалентной полярной связи, то есть кислоты состоят из молекул, а не из ионов. Но, как вы уже убеди­лись на опыте, ионы образуются при растворении кислот. Вспомните, электропроводность уксусной кислоты увеличивается по мере разбав­ления ее водой. Из Этого факта мы сделали вывод об образовании ио­нов при растворении кислоты в воде.

Рассмотрим диссоциацию хлороводорода при его растворении в во­де как пример диссоциации кислот. Молекула хлороводорода имеет ковалентную полярную связь Н5 +—^Cl5 -.

Молекула воды полярная. Атом кислорода оттягивает электроны у двух атомов водорода:

О 8-5+тт тт5

84

В результате атом кислорода приобретает довольно большой частич­ный отрицательный заряд.

Молекула воды отрывает от молекулы хлороводорода ион водорода. В результате образуется необычный ион, формула которого Н 3 0 + . Он называется катионом гидроксония.

Н ^ С 1

О н н

н I о

н н

+

+ С1

Кислоты диссоциируют на катионы гидроксония и на анионы кислотного остатка.

Мы рассмотрели модель, объясняющую диссоциацию хлороводоро­да. Уравнение диссоциации этого вещества можно записать проще:

НС1 = Н + + СГ

В уравнении диссоциации образование катиона гидроксония учи­тывают не всегда. Упрощенно показывают образование катиона водо­рода как Н + .

Приведем уравнения диссоциации кислот. Азотная кислота диссоциирует на катионы водорода и нитрат-

анионы:

HNOg = Н + + NOg

Серная кислота диссоциирует в две стадии. На первой стадии про­исходит образование катионов водорода и гидросульфат-анионов:

H 2 S 0 4 = Н + + H S O 4

На второй стадии в сильно разбавленных растворах происходит дальнейшая диссоциация гидросульфат-анионов:

H S O н + + s o 2

Вторая стадия протекает обратимо. Т. е. сульфат-анионы способны присоединять к себе катионы и превращаться в гидросульфат-анионы. Это показано знаком обратимости

Среди кислот есть такие, которые даже на первой стадии диссоци­ируют не полностью. Эти кислоты называют слабыми. К слабым от­носят угольную, сероводородную, уксусную и некоторые другие кис­лоты.

"X.

/ Г 8 5 \

Запишем уравнение диссоциации угольной кислоты:

н 2 с о 3 *± н + + н с о 3

Образующий анион НСО3 называют гидрокарбонат-анионом. В су­щественно меньшей мере угольная кислота может диссоциировать и по второй ступени:

НСО3 Н + + СО|~

Мы еще не выяснили, почему температура кипения раствора элек­тролита выше, чем температура кипения раствора неэлектролита, а температура замерзания раствора электролита ниже, чем температура замерзания раствора неэлектролита, хотя и в том, и другом случае в 1 л воды растворен 1 моль вещества.

Имея теперь представления о процессе электролитической диссоциа­ции, мы сможем объяснить эти экспериментальные факты.

Прежде всего выясним, почему температура кипения многих рас­творов выше, чем растворителя, а температура замерзания раство­ра ниже, чем растворителя. Этот вопрос заинтересовал Д.И. Менде­леева еще в молодости. Проведя ряд экспериментов, он сделал вы­вод о том, что молекулы растворенного вещества не просто распре­деляются между молекулами воды, Они с ней взаимодействуют. При этом молекулы воды притягиваются к молекулам растворенного ве­щества сильнее, чем одна к другой. Для разрушения этого притя­жения нужна дополнительная энергия. Поэтому температура кипе­ния раствора твердого вещества в воде при нормальном давлении выше 100 °С.

Из-за взаимодействия молекул воды с молекулами растворенно­го вещества требуется сильнее охладить раствор, чем чистую во­ду, чтобы из него стали образовываться кристаллы воды. Поэтому кристаллизация воды из раствора протекает при температуре ни­же 0 °С.

Если в 1 л воды растворен ОД моль неэлектролита, например са­хара, то в растворе будет содержаться число молекул сахара, равное ОД постоянной Авогадро. Если в 1 л воды растворить ОД моль элек­тролита, например хлорида натрия, то в результате электролитичес­кой диссоциации:

NaCl = N a + + СГ

количество химических частиц (ионов) в растворе будет 0,2 моль, т. е. в два раза больше, чем в растворе неэлектролита. Таким образом, в

{ 86 ^

растворе электролита больше химических частиц, связывающих мо­лекулы воды, чем в растворе неэлектролита. Поэтому, для того что­бы раствор электролита закипел, требуется большая энергия, чем для раствора неэлектролита. По этой же причине вода из раствора элек­тролита замерзает при более низкой температуре, чем из раствора не­электролита.

Краткие итоги параграфа • Растворы кислот, солей и щелочей проводят электрический ток вследствие того, что эти соединения в растворе распадаются на ионы. Уравнения электролитической диссоциации представляют собой модели реальных процессов, приводящих к образованию ионов. • Соли диссоциируют с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков. • Щелочи диссоциируют с образованием катионов металлов и гидроксид-анионов. • Кислоты диссоциируют с образованием катионов водорода и ани­онов кислотного остатка. • Реальный процесс диссоциации кислот существенно сложнее, чем описывающие их модели. При диссоциации кислот образуются кати­оны гидроксония Н 3 0 + . Уравнение диссоциации кислот этого не от­ражает.

1. Запишите уравнения электролитической диссоциации: а) сульфата калия,

б) нитрата магния, в) гидроксида калия. 2 . Напишите уравнение диссоциации бромоводорода при растворении в

воде. 3 . Напишите уравнения диссоциации фосфорной кислоты. Примите во внима­

ние, что эта кислота обратимо диссоциирует по трем ступеням. 4*. Какая вода — пресная или соленая — входит в состав арктического льда?

Дайте аргументированный ответ. T 1 . Больше всего гидроксид-ионов образуется, если в воду ввести 0,1 моль

1) N a O H 2) А1(ОН) 3 3) Ва(ОН) 2 4) H O N 0 2

T 2 . Катионы водорода и анионы кислотного остатка образуются при диссо­циации 1) щелочей 2) кислот 3) солей 4) оксидов

87

§ 17. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА

При рассмотрении свойств растворов (§ 11) мы столкнулись с интересным фактом: для кислот, щелочей и солей характерны реак­ции обмена. Для протекания этих реакций необходимо, чтобы в с о ­став исходных веществ входили части, образующие нерастворимый в воде продукт реакции. Объясним это явление.

Как было продемонстрировано в § 11, карбонат натрия вступает в реакцию обмена с хлоридом кальция. В результате реакции образует­ся осадок карбоната кальция:

N a 2 C 0 3 + СаС12 = C a C 0 3 J + 2NaCl

Рассмотрим сущность этой реакции обмена. Карбонат натрия при растворении в воде диссоциирует на ионы:

N a 2 C 0 3 = 2 N a + + СО 2"

Хлорид кальция в растворе тоже диссоциирует:

СаС12 - Са 2 + + 2СГ

В ходе реакции осуществляется обмен ионов:

2 N a + + COt + Са 2 + + 2СГ = СаСОЛ + 2 N a + + 2СГ (1)

м , I т т w H I W ^ I . H I L i I P i l l > и ц | _ . •• i • • > и IJ - п н и n m H I nnf i m и ни и i " г щ т т

ji Химические реакции, протекающие в растворе с участием сво- \\ II бодных ионов, называют ионными. Запись уравнения химичес- и || кой реакции через ионы называют уравнением в ионной форме jjj

(упрощенно его часто называют ионным уравнением). ;| л -

St 1_L_T ,

Рассмотрим сущность реакции между карбонатом натрия и нитра­том кальция:

N a 2 C 0 3 + Ca (N0 3 ) 2 = C a C 0 3 | + 2 N a N 0 3 (2)

Запишем уравнение в ионной форме:

2 N a + + СО|" + Са 2 + + 2 N 0 3 = СаС0 3| + 2 N a + + 2 N 0 3 (3)

Обратите внимание, что суть обеих реакций сводится к тому, что в процессе ионного обмена ион кальция и карбонат-ион образуют вы­падающий в осадок карбонат кальция:

Са 2 + + СО§" = СаС0 3|

Поэтому не имеет значения, в состав какого исходного вещества входили катионы кальция и карбонат-анионы.

Уравнение, отражающее сущность реакции ионного обмена, на-\\ зывают сокращенным уравнением в ионной форме.

Обмен ионами будет протекать, если слить любые два раствора электролита. Проведем опыт.

Опыт 1. К раствору гидроксида калия прильем раствор хлорида на­трия. Никаких изменений не наблюдается.

Вам известно, что щёлочь не реагирует с хлоридом натрия. Вмес­те с тем в образующемся растворе возможен ионный обмен. Катионы натрия могут приблизиться к гидроксид-анионам. Однако вследствие диссоциации образования нового вещества не происходит. Следова­тельно, взаимодействие между хлоридом натрия и тидроксидом ка­лия возможно, но из-за диссоциации окончания реакции не наступа­ет. Продукт реакции ионного обмена не образуется.

Теперь мы можем сделать вывод относительно условия протекания реакции ионного обмена до конца.

1! jj Реакция ионного обмена протекает до конца, если в результа­те образуется осадок.

] * 3 т

Вы хорошо знакомы с реакциями нейтрализации. Например, соля­ная кислота нейтрализует гидроксид натрия:

НС1 + NaOH = Н 2 0 + NaCl Запишем уравнение этой реакции в ионной форме:

Н + + СГ + N a + + ОН" = Н 2 0 + N a + + СГ Рассмотрим еще одну реакцию нейтрализации, а именно реакцию

между серной кислотой и гидроксидом калия: H 2 S 0 4 + 2КОН = 2Н 2 0 + K 2 S 0 4

Запишем уравнение этой реакции в ионной форме: 2Н + + S O 2 " + 2К + + 20ЕГ = 2Н 2 0 + 2К + + S 0 2 "

Сущность реакций нейтрализации можно выразить следующим уравнением в сокращенной ионной форме:

Н + + ОН" = НоО 2

89 !

Эта реакция ионного обмена протекает до конца потому, что обра­зуется малодиссоциируемое вещество — вода. Экспериментально до­казано, что лишь одна молекула воды на миллион диссоциирует на ионы:

Н 2 0 = Н + + ОН"

Сделаем еще один важный вывод.

Реакция ионного обмена протекает до конца, если образуется малодиссоциируемое вещество, например вода.

Вы хорошо знаете, что карбонат кальция реагирует с кислотой. Проведем опыт.

vj Опыт 2. В стаканы с растворами соляной и азотной кислот поместим по кусочку мела. В обоих случаях наблюдается выделение газа.

Запишем уравнения этих реакций в молекулярной и ионной формах:

СаС0 3 + 2НС1 = СаС12 + С 0 2 | + Н 2 0

СаС0 3 + 2Н + + 2СГ - Са 2 + + 2СГ + С 0 2 | + Н 2 0

СаС0 3 + 2 H N 0 3 = C a ( N 0 3 ) 2 + С 0 2 | + Н 2 0

СаС0 3 + 2Н + + 2 N 0 3 = С а 2 + + 2 N 0 3 + С 0 2 | + Н 2 0

В чем же сущность этих реакции? В результате данной реакции ионного обмена образуется слабая угольная кислота:

СаС0 3 + 2Н + = Н 2 С 0 3

Эта кислота в большой концентрации не существует. Она разлага­ется:

Н 2 С 0 3 = С 0 2 | + Н 2 0

В результате выделения газа реакция ионного обмена становится необратимой. Сделаем вывод.

Реакция ионного обмена протекает до конца, если в результа­те ее выделяется газ.

90

Краткие итоги параграфа • Для кислот, щелочей и солей характерны реакции обмена, пото­му что они протекают с участием ионов. • Химические реакции, протекающие с участием ионов, называют­ся ионными. • Реакции ионного обмена протекают до конца, если в результате ре­акции выпадает осадок или образуется малодиссоциируемое соеди­нение, например вода, или выделяется газ. Вопросы и задания

1- Для реакций, проведенных в опытах 2 и 3 (§ 11), запишите уравнения в пол­ной и сокращенной ионных формах.

2 . Осуществляется ли до конца реакция ионного обмена, если к раствору гидроксида натрия прилить: а) раствор серной кислоты; б) раствор хло­рида железа(Ш); в) раствор нитрата натрия? При положительном ответе запишите уравнения реакций в полной и сокращенной ионных формах. Почему эта реакция идет до конца?

3 . Предложите три реакции ионного обмена. Используйте для этого таблицу растворимости веществ (см. форзац II в конце книги). Запишите уравнения реакций в полной и сокращенной ионных формах.

4*. Объясните, почему при стоянии на воздухе раствора гидроксида кальция из него выпадает осадок. Напишите уравнения реакции в полной и сокращенной ионных формах. Что нужно сделать, чтобы предотвратить выпадение осадка?

5 . Что произойдет, если в раствор серной кислоты, используемый в качест­ве электролита в автомобильных аккумуляторах, попадет кусок мела? Как можно очистить электролит? Напишите уравнение реакции в полной и со­кращенной ионных формах.

6. К 135 г 10%-ного раствора хлорида меди(И) прилили избыток раствора гид­роксида натрия. Чему равна масса выпавшего осадка?

7. Массовая доля серной кислоты в растворе — 2 , 5 % . Какая масса этого раствора потребуется для нейтрализации 22 ,8 г 1,5%-ного раствора гидроксида бария?

8. Какой объем углекислого газа (н. у.) выделится при действии 3 6 , 5 г 20%-но-го раствора соляной кислоты на избыток известняка?

T 1 . Взаимодействию карбоната бария и раствора серной кислоты соответству­ет уравнение реакции в сокращенной ионной форме: 1) ВаС0 3 + 2 Н + + S O f - — B a S 0 4 + Н 2 0 + С 0 2

2) В а 2 + + S O f B a S 0 4

3) СО^- + 2 Н + — Н 2 0 + С 0 2

4) В а 2 + + С Of" — ВаС0 3

T 2 . Реакция между нитратом серебра и соляной кислотой протекает до кон­ца, так как 1) оба вещества являются электролитами 2) нитрат серебра является солью 3) в результате образуется нерастворимый хлорид серебра 4) в результате образуется растворимая азотная кислота

( 91 i

I ТЗ*. К необратимой химической реакции приводит одновременное появление !| в растворе ионов ]| 1) Н + , N 0 3 , К+ CI" 3) SOf - , A l 3 + , NOg, К+ | 2) C u 2 + , CI", Na+ ОН- 4) Cu2+, SOf", Н+ С\~ Jj Т4. Вещества, необходимые для превращения Н + 4- ОН - = Н 2 0 I 1) серная кислота и гидроксид меди(И)

Ij 2) фосфорная кислота и оксид кальция Р 3) соляная кислота и гидроксид бария ц 4) кремниевая кислота и гидроксид натрия ^ — - ~ — - . • г . • L 4 M J ^ ~ ^ , , . г У — ~ Г Л т - г — | ' ' _ I I l . . ^ J » l . | | . . . « M I ^ | | | H I • • • • | | _ . „ 1 — Г . . " Г Ш И .• | Щ | | , | |

|Цй Практическое занятие 2

П Р О В Е Д Е Н И Е Р Е А К Ц И Й И О Н Н О Г О О Б М Е Н А

Цель работы: научиться проводить реакции ионного обмена и объяснять их возможность протекания до конца.

Прежде чем приступить к выполнению эксперимента, повторите прави­ла безопасной работы в химической лаборатории.

Начертите в тетради таблицу для оформления результатов практичес­кой работы.

№ и название опыта

Порядок действий

Рисунки, наблюдения

Уравнения реакций

Ответы на контрольные

вопросы

1

Вариант 1

Даны растворы: гидроксида калия, азотной кислоты, лакмуса, хло­рида меди(П), карбоната кальция, хлорида натрия. Используя эти растворы, проведите химические реакции, которые будут идти до конца. Напишите уравнения реакций в полной и сокращенной ион­ных формах.

Вариант 2

Даны растворы: гидроксида натрия, серной кислоты, лакмуса, хло­рида железа(Ш), сульфата алюминия, нитрата натрия.

Проведите химические реакции, которые будут идти до конца. На­пишите уравнения реакций в полной и сокращенной ионных формах.

Вариант 3

Даны растворы: гидроксида кальция, соляной кислоты, лакмуса, сульфата меди(П), карбоната натрия, хлорида калия. Проведите хими­ческие реакции, которые будут идти до конца. Запишите уравнения реакций в полной и сокращенной ионных формах.

Контрольные вопросы 1. Почему проводимые вами реакции называют реакциями ионно­

го обмена? 2. В каких случаях реакции ионного обмена протекают до конца? 3. Для проведения каких реакций требуется использование инди­

катора? Какую роль он выполняет?

§ 18. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ С РАЗЛИЧНЫМ ТИПОМ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Физические свойства вещества во многом определяются его внутренним строением. Большую роль в этом играет тип химичес­кой связи. От того, какие химические частицы образуют вещество и как, зависит его агрегатное состояние, температуры плавления и кипения, электропроводность и другие физические свойства. Рас­смотрим причины различия физических свойств веществ.

Физические свойства веществ с ковалентной неполярной связью. Как вы знаете, ковалентная неполярная связь характерна для про­стых веществ — неметаллов. Среди них встречаются газообразные, жидкие и твердые (при н. у.) вещества.

Рассмотрим некоторые физические свойства газообразных и жид­ких простых веществ с ковалентной неполярной связью (табл. 4). Мо­лекулы таких веществ слабо взаимодействуют друг с другом, поэто­му температуры кипения и плавления веществ довольно низкие. При этом наблюдается закономерность: чем больше относительная молеку­лярная масса вещества с ковалентной неполярной связью, тем, как правило, более высокую температуру кипения и более высокую тем­пературу плавления имеет данное вещество.

Среди простых веществ, находящихся при н. у. в твердом состо­янии, есть как легкоплавкие вещества, например сера, селен, фос­фор, иод, так и тугоплавкие вещества, например графит, алмаз, крем­ний, бор. Температура плавления перечисленных веществ приведена в табл. 5. Обратите внимание на то, что температура плавления указан­ных веществ не зависит от их относительной атомной массы. Напри-

\ 93

мер, относительная атомная масса иода 127, а бора всего 11, но темпе­ратура плавления бора существенно выше. Значит, температура плав­ления простых веществ, относительная атомная масса которых меньше 30, существенно выше, чем температура плавления веществ с большей относительной атомной массой. Рассмотрим, что может быть причиной проявления столь разных физических свойств простых веществ.

Таблица 4 Температуры кипения и плавления некоторых

газообразных и жидких простых веществ (при н. у.) и их относительные молекулярные массы

Вещество Химическая

формула

Относительная молекулярная

масса t , °с "кип» w

Водород (г) н 2 2 1 -253 I - 2 5 9 j

Азот (г) N 2 28 -196 - 2 1 0

Кислород (г) о 2 32 -183 - 2 1 9 I

Фтор (г) 38 -188 j - 2 2 0

Озон (г) о 3 48 -112 - 1 9 3

• i - . i

• - i t 1

щ Хлор (г) С1 2

• ^

71 1 , - , щ -34 {

^ V j

- 1 0 1 1 • • ' " r ^ ' l t f

Бром (ж) В г 2 160 У +59 f -7 ш

Таблица 5 Температуры плавления некоторых твердых простых

веществ — неметаллов и их относительная атомная масса

Простое вещество Относительная атомная масса * , °С

Бор 11 2 0 7 5

Графит 12 3 7 0 0 (возг.)

Алмаз 12 3 5 0 0

Кремний 2 8 1 4 2 0

Фосфор (белый) 31 4 4

Сера 3 2 113

Селен 7 9 2 1 7

Иод 1 2 7 114 (возг.)

9 4 )

Почему простые вещества графит, алмаз, бор, кремний и дру­гие имеют очень высокие температуры плавления? При образовании кристалла тысячи и даже миллионы атомов связываются между со­бой ковалентными неполярными связями. Образующийся кристалл имеет атомную кристаллическую структуру, т. е. он состоит из ато­мов и не содержит молекул. На рис. 23 показан фрагмент кристал­лической структуры (кристаллической решетки 1) алмаза и графита. В алмазе все атомы связаны между собой равноценными ковалентны­ми неполярными связями. Такой кристалл отличается особой твердо­стью. В графите атомы связаны между собой ковалентными связями с образованием своеобразных слоев. Расстояние между слоями сущест­венно больше, чем между атомами в каждом слое. Поэтому твердость графита низкая. Графитовым стержнем можно писать по бумаге.

Для разрыва ковалентных связей требуется существенно больше энергии, чем для отрыва молекул друг от друга, поэтому вещества с атомной кристаллической структурой имеют значительно более высокую температуру плавления, чем вещества с молекулярной структурой.

Для веществ, состоящих из молекул, мы выявили закономерность, в соответствии с которой чем больше относительная молекулярная масса вещества, тем выше его температура плавления. Почему же тогда не проявляется закономерность в изменении температуры плавления моле-

а б

Рис. 23. Кристаллическая структура: а — алмаза; б — графита

1 Кристаллическую структуру часто называют кристаллической решеткой. Это связано с ее упорядоченным строением.

95

кулярных веществ, помещенных в нижнюю часть табл. 5? Например, белый фосфор имеет более низкую температуру плавления, чем сера, хотя значения относительных атомных масс этих химических элемен­тов не очень различаются? Попытаемся дать ответ на этот вопрос.

Традиционно простое вещество сера обозначается символом S. Одна­ко такое обозначение не отражает действительное строение серы как про­стого вещества. Экспериментально установлено, что относительная моле­кулярная масса кристаллической серы равна 256. На основании этого факта можно сделать вывод, что молекула серы состоит из восьми ато­мов (256 : 32 = 8). Выяснено, что атомы серы соединяются между собой в кольцо (рис, 24, а), образуя своеобразную корону (рис. 24, б):

Таким образом, химическая формула простого вещества серы — S 8 . Аналогичную формулу имеет и селен — Se 8 . Значит, его относитель­ная молекулярная масса равна 632.

Установлено, что относительная молекулярная масса белого фосфо­ра 124. Это означает, что правильнее обозначать это вещество не символом Р, а формулой Р 4 . С химической формулой иода вы хорошо знакомы — 1 2. Относительная молекулярная масса этого вещества 254. В табл. 6 со­отнесены относительные молекулярные массы и температуры плавления простых веществ, имеющих молекулярную кристаллическую решетку.

Из данных табл. 6 видно, что ранее выявленная закономерность сохраняется: чем больше относительная молекулярная масса простого вещества с ковалентной неполярной связью, тем выше его температу­ра плавления. У иода и серы значения относительных молекулярных масс приблизительно равны, и температуры плавления этих веществ приблизительно одинаковы.

Сера, фосфор, селен, иод и другие вещества, имеющие относительно низкую температуру плавления, обладают молекулярной кристалличес­кой структурой. Это означает, что твердое вещество образуется за счет притяжения молекул друг к другу. При нагревании кристаллы этих ве­ществ легко разрушаются, так как связь между молекулами слабая.

а б

Рис. 24. Строение молекулы серы

96

Таблица 6 Температуры плавления некоторых твердых простых веществ

неметаллов и их относительные молекулярные массы

Вещество Химическая формула

Относительная молекулярная

масса

Фосфор 1 2 4 | 4 4 |

Иод 2 5 4 114 (возг.1) ||

Сера 2 5 6 J ^ 113 J I Селен S e 8 6 3 2 \ ^

\ ̂ ^

2 1 7 у

Физические свойства веществ с ковалентной полярной связью. Среди веществ, образованных ковалентной полярной связью, при н. у. встречаются газообразные вещества, например оксид углерода(П), ок­сид углерода(1У), оксид серы(1У), хлороводород, сероводород, аммиак, жидкости, например вода, серная кислота, азотная кислота, и твер­дые вещества, например оксид фосфора(У), фосфорная кислота, оксид кремния. В табл. 7 приведены значения температур плавления и ки­пения этих веществ и их относительные молекулярные массы, причем вещества в ней расположены по мере возраста­ния значений их относительных молекулярных масс.

Среди представленных (табл. 7) веществ вы­сокими значениями температур плавления и ки­пения выделяется оксид кремния. По сравнению с другими веществами его относительная моле­кулярная масса небольшая, однако температура плавления этого вещества очень высокая. Это связано со строением оксида кремния. Оксид кремния имеет атомную кристаллическую ре­шетку, в которой множество атомов кремния и кислорода соединено между собой химически­ми связями (рис. 25). Для того чтобы распла­вить это вещество, нужно разорвать ковален-тные полярные связи. На это требуется боль­шая энергия.

Рис. 25. Фрагмент кристаллической

структуры оксида кремния S i 0 2

1 Возгонка — переход вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое,

4 Химия. 9 класс 97

Таблица 7 Температуры плавления и кипения веществ с ковалентной полярной связью и их относительные молекулярные массы

Вещество Химическая

формула

Относительная молекулярная

масса ' кип ' °С

Аммиак N H 3 - 7 8 - 3 3

Вода Н 2 0 18 0 1 0 0

Фтороводород H F 2 0 - 8 3 1 9 , 5

Оксид углерода(И) СО 2 8 - 2 0 5 - 1 9 1

Сероводород H 2 S 3 4 - 8 6 - 6 0

Хлороводород НС1 3 6 , 5 - 1 1 4 - 8 5

Оксид углерода(1У)

Оксид кремния

со 2

S i 0 2

4 4

6 0

- 5 7

1 6 1 0

- 7 9 (возг.)

2 9 5 0

Азотная кислота H N 0 3 6 3 К'

- 4 2 8 3

Оксид c e p b i ( I V ) so 2 6 4 • - 7 5 - 1 0

Оксид c e p b i ( V I ) so 3 8 0 ? • г

17 4 5

Серная кислота H 2 S 0 4 9 8 з ч

•я- 10 2 8 0 (разл.)

Фосфорная кислота Н 3 РО 4 9 8 J А$

т 4 2 2 0 0 (разл.)

Оксид фосфора(У) Р 2 О 5 1 4 2 V 4 2 0 3 5 9 (возг.)

Для оксида кремния понятие «молекула» не имеет смысла. Фор­мула S i 0 2 отражает только соотношение атомов кремния и кислоро­да в веществе.

Остальные из перечисленных твердых веществ в табл. 7 имеют мо­лекулярную структуру. Прямой зависимости между температурой плав­ления и относительной молекулярной массой для веществ с ковалент­ной полярной связью не наблюдается. Например, см. данные второй строки табл. 7: температура плавления льда 0 °С, температура кипения воды 100 °С, относительная молекулярная масса воды равна всего 18. Сравните: относительная молекулярная масса сероводорода равна 34 — почти в два раза больше, чем у воды, а температура плавления и тем­пература кипения этого вещества существенно ниже. Такое явное нару­шение закономерности, выявленной при рассмотрении свойств простых веществ с ковалентной неполярной связью, объясняется тем, что темпе­ратура плавления вещества во многом определяется полярностью его

молекул. Причем чем полярнее молекулы, тем сильнее они взаимодейс­твуют между собой. Например, атом водорода одной молекулы воды, имеющий частичный положительный заряд, притягивается к атому кис­лорода другой молекулы, имеющему частичный отрицательный заряд:

Для разрыва образовавшихся межмолёкулярных связей требуется значительная энергия. В результате температуры кипения и плавления воды выше, чем у сероводорода и других веществ, хотя их относительные молекулярные массы больше, чем у воды, а молекулы менее полярны.

Взаимодействие между молекулами воды обусловлено образовани­ем водородных связей (выделено голубым цветом).

Для любознательных Именно благодаря водородным связям самое распространенное на

Земле соединение — вода обладает замечательными свойствами, напри­

мер, она может просачиваться в мельчайшие трещины горных пород. За ­

тем при замерзании она расширяется, при этом возникает колоссальное

давление, разрушающее камень.

Физические свойства веществ, образованных химическими эле­ментами металлами и неметаллами. Вспомните, как образуется ион­ная связь. Она образуется за счет притяжения ионов, а ионы образу­ются из-за того, что атомы металлов и неметаллов сильно различа­ются по электроотрицательности. Атомы металлов склонны отдавать электроны, атомы неметаллов — принимать. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем в большей степени реализуется возможность образования ионного соединения.

Если разность значений относительных электроотрицательнос­тей химических элементов составляет более двух, то атомы этих элементов образуют типично ионное вещество. Температуры плав­ления таких веществ, как правило, находятся в пределах 700—1000 °С (табл. 8). Как вы видите, температура плавления типичных солей до­статочно высокая. Для разрушения ионных кристаллов нужно сущест­венно больше энергии, чем для разрушения молекулярных кристаллов.

/ \ Н Н

0°~ 5 + н н 8 +

н

4*

Таблица 8 Разность электроотрицательностей (ЭО) атомов элементов,

образующих вещества, и их температуры плавления

Вещество Химическая

формула Разность ЭО элементов ' п л . °С

Фторид калия K F 4 - 0,8 = 3,2 Д 857

Фторид натрия NaF 4 - 0,9 = 3,1 L ' 992

Хлорид калия КС1 3 - 0,8 = 2,2 - 776

Хлорид натрия NaCl 3 - 0,9 = 2,1 801

Оксид алюминия А 1 2 0 3 3,5 - 1,5 = 2 ; 2050

Оксид железа(Ш) F e 2 0 3 3,5 - 1,8 = 1,7 1565

Хлорид алюминия AlClg 3 - 1,5 = 1,5 193

Хлорид ртути H g C l 2 3 - 1,7 = 1,3 280

Хлорид железа(Ш) FeCl 3 3 - 1,8 = 1,2 j 307

Если разность электроотрицательностей атомов химических эле­ментов, образующих вещество, меньше двух, то это вещество по свойс­твам напоминает вещества с ковалентной полярной связью. В этом случае возможно образование веществ и с молекулярной структурой, и с атомной.

Судя по довольно низкой температуре плавления группы солей — хлорид алюминия, хлорид ртути, хлорид железа(Ш), эти вещества имеют в большей мере молекулярную, чем ионную структуру. Значе­ние их температур плавления расположены в пределах 190—450 °С.

Два вещества (они помещены в середине табл. 8) имеют темпера­туры плавления, характерные для веществ с атомной кристалличес­кой структурой. Обратите внимание на довольно высокие температуры плавления оксида железа и оксида алюминия (выше 1500 °С).

Краткие итоги параграфа • Не все вещества состоят из молекул. Есть вещества с ионной или атомной кристаллической решеткой. • Вещества с ионной и атомной кристаллическими решетками при н. у. находятся в твердом агрегатном состоянии.

[ 100 xi

• Вещества с атомной кристаллической решеткой, как правило, имеют температуру плавления выше 1500 °С. • Вещества с ионной кристаллической решеткой, как правило, име­ют температуру плавления в интервале 700—1000 °С. • Вещества, состоящие из молекул, при н. у. могут находиться в твер­дом, жидком и газообразном агрегатных состояниях. • Для молекулярных веществ с ковалентной неполярной связью (простых веществ) характерна закономерность, в соответствии с ко­торой чем больше относительная молекулярная масса вещества, тем больше его температуры плавления и кипения. • Температуры плавления и кипения молекулярных веществ, обра­зованных ковалентной полярной связью, во многом зависят от по¬лярности молекул.

- и - - > . - ^

ч Н

* ^ il

-1 —

а •

1. Какую структуру могут иметь твердые вещества? 2 . Какие вещества не состоят из молекул? Дайте обоснованный ответ. 3 . Какие вещества состоят из молекул? Дайте обоснованный ответ. 4 . Если вещество имеет низкую температуру плавления, состоит ли оно из мо­

лекул или имеет немолекулярное строение? 5 . Температура плавления сложного вещества 8 7 0 °С. Какую структуру имеет

это вещество? 6. Сахар плавится при 185 °С. Имеет ли он в своем составе молекулы? 7. Почему температура плавления ионных веществ ниже, чем у веществ, име­

ющих атомную кристаллическую структуру? 8 . Почему температура плавления веществ с молекулярной кристаллической

структурой ниже, чем у веществ с ионной связью? T 1 . Карборунд SiC — очень прочное вещество, нерастворимое в воде, плохо

проводит теплоту и электрический ток, имеет очень высокую температуру плавления ( 2 8 3 0 °С), так как его кристаллическая решетка

1) атомная 2) молекулярная 3) ионная 4) металлическая T 2 . Установите соответствие между типом кристаллической решетки и назва­

нием вещества. Название вещества

а) кремнезем (оксид кремния) б) фосфор в) хлорид калия

Тип кристаллической решетки 1) ионная 2) атомная 3) молекулярная

1 2 3

(Вычертите эту таблицу в тетради и в колонку с цифрой запишите соответс твующую букву.)

4а Химия. 9 класс 101 )

ГЛАВА III

19. РАЗВИТИЕ В НАУК

„.••Д*1?. '4 i ^ - ' ^ ^ v - .

t . - 7 '

ОСТАВЛЕНИИ ОКИСЛЕНИИ ОССТАНОВЛЕ!

Рассмотрим эксперименталь­ные факты, противоречащие пред­ставлениям А. Лавуазье об окис­лении. В дальнейшем эти фак­ты используем при рассмотрении современных теоретических поло­жений о процессах окисления и восстановления.

Понимание сущности процессов окисления и восстановления фор­мировалось многими поколениями химиков. Вспомните, французский химик А. Лавуазье впервые пред­ложил научно обоснованное пред­ставление о воздухе. До него воз­дух принимали за простое вещест­во. После открытия англичанином Дж. Пристли кислорода А. Лаву­азье доказал, что кислород — со­ставная часть воздуха. Наряду с этим ученый предложил теорию го­рения, в соответствии с которой го-

102

рение представляет собой взаимодействие вещества с кислородом воздуха. В результате реакции образуются оксиды, а также выделя­ются свет и теплота. Например, известное вам горение природного га­за метана 1 протекает согласно уравнению:

СН 4 + 2 0 2 = С 0 2 + 2 Н 2 0

В дальнейшем горение стали рассматривать как частный случай реакций веществ с кислородом, они получили название реакции окис­ления. К реакциям окисления стали относить, например, и соедине­ние меди с кислородом:

2Cu + 0 2 = 2СиО

Вы уже знаете, что медь не горит в атмосфере кислорода. Обратите внимание — продуктом реакции является оксид. Иными словами, в ре­зультате реакции изменился состав вещества. Произошло как-бы вве­дение атомов кислорода. Поэтому и появился термин «окисление».

До работ Лавуазье восстановлением считался любой процесс обра­зования простого вещества (табл. 9). После того как сложилось пред­ставление об окислении как о процессе с участием кислорода, приво­дящем к образованию оксида, под восстановлением стали понимать процесс, обратный окислению, — «отщепление» кислорода из оксида, приводящее к образованию простого вещества.

Пример восстановления — реакция оксида меди(П) с водородом:

СиО + Н 2 = Си + Н 2 0

В результате этой реакции образуется простое вещество. Водород в реакции играет роль восстановителя, так как он «освободил» атомы меди от атомов кислорода.

Восстановителем может быть не только водород, но и, например, уголь (углерод):

2СиО + С = 2Си + С 0 2

В ходе этой реакции углерод «освобождает» атомы меди от атомов кислорода. В результате образуется простое вещество — медь.

Таким образом, начиная с работ Лавуазье, представления уче­ных о процессе горения изменились, и среди всех реакций стали выделять процесс окисления и обратный ему процесс — восста­новление.

Именно этот газ сгорает в бытовых газовых плитах.

4а*

Таблица 9 Развитие в науке представлений

о горении, окислении и восстановлении

Период Процессы

Период Горение Окисление Восстановление

До работ Лавуазье

Горение — процесс, с о п р о в о ж д а ю щ и й с я выделением теплоты и света

-

Образование прос­того вещества, как правило, металла

В результате исследований Лавуазье

Горение — взаимо­действие вещества с кислородом, сопро­вождающееся в ы де -лением теплоты и света

Окисление — взаи­модействие вещес­тва с кислородом, в результате которо­го получается оксид или несколько окси­дов

«Удаление» кислоро­д а из оксида, при ­водящее к образо­ванию простого ве­щества

В ходе дальнейшего развития химии представления об окислении и восстановлении были расширены. Если ученые X V I I I в. рассматри­вали кислород как особое вещество, то ученые X I X в. пришли к вы­воду, что химические свойства кислорода во многом сходны с хими­ческими свойствами других веществ (сера, хлор, фосфор, уголь и др.). Особенность же кислорода заключается в том, что это вещество под­держивает жизнь. Выяснилось, что вещества могут гореть не только в' атмосфере кислорода. Это демонстрирует опыт 1.

(J!) Опыт 1. В колбу с хлором внесем кусочек горящего натрия. Наблю­даем, что натрий продолжает гореть в атмосфере хлора.

Запишем уравнение реакции:

2Na + С12 = 2NaCl

Течение этой реакции можно рассматривать как факт, который противоречит кислородной теории горения Лавуазье. Вещества могут гореть не только в атмосфере кислорода.

Проведем еще опыт, который вам хорошо известен.

Опыт 2. В раствор хлорида меди(П) опустим железную проволоку. Через некоторое время проволока покрывается слоем меди.

1 0 4

Запишем уравнение реакции:

Fe + C u C l 2 = Си + F e C l 2

Очевидно, произошло восстановление меди. Однако в состав ни од­ного из участников реакции атомы кислорода не входят. Восстановле­ние меди произошло не за счет «отщепления» атомов кислорода. Эту реакцию можно рассматривать как еще один факт, противоречащий ранним представлениям об окислении и восстановлении. Таким обра­зом, восстановление может протекать без «отщепления» атомов кис­лорода.

Проведем еще один опыт.

Л I J Опыт 3. В стакан с раствором хлорида меди (1) поместим графитовый электрод (2), а в другой стакан с раствором хлорида железа(П) (5) — же­лезный электрод (4). Соединим растворы в обоих стаканах трубкой, заполненной раствором хлорида натрия (соляной мостик) (3). Подсо­единим электроды к амперметру (рис. 26). Амперметр показывает, что в цепи есть электрический ток. Через некоторое время можно уви­деть, что графитовый электрод покрылся слоем меди, а часть желез­ного электрода растворилась.

Произошла реакция, уравнение которой мы уже записывали: Fe + C u C l 2 = Си + F e C l 2

bbri + hha++lh44H I НЧ + " Ч ' I " 4 *

Рис. 26. Установка для получения электрического тока с помощью химической реакции:

1 — раствор хлорида меди; 2 — графитовый электрод; 3 — соляной мостик; 4 — железный электрод; 5 — раствор хлорида железа(П).

1 0 5

Удивительно, что в ходе этой реакции железо непосредственно не соприкасалось с раствором хлорида меди. И самое интересное, в ре­зультате восстановления меди и растворения железа появился элект­рический ток.

Таким образом, растворение железа и восстановление меди приве­ло к возникновению электрического тока.

Проведем еще один опыт. А { ) Опыт 4. В стакан с раствором хлорида меди опустим два графито­вых электрода. Через раствор пропустим постоянный электрический ток. Наблюдаем, что на отрицательно заряженном электроде (като­де) осаждается медь, а на положительно заряженном электроде (ано­де) выделяется хлор.

Мы столкнулись с парадоксом. Восстановить медь удалось без учас­тия какого-либо вещества. Роль восстановителя сыграл отрицательно зараженный электрод.

Результаты проведенных опытов представляют собой факты, проти­воречащие представлениям А. Лавуазье об окислении, а также о вос­становлении.

Краткие итоги параграфа • Вещества могут гореть не только в атмосфере кислорода. • Восстановление может протекать без «освобождения» вещества от атомов кислорода. • В процессе восстановления и окисления может быть получен элек¬трический ток. • Восстановление может протекать под действием электрического тока. При этом роль восстановителя играет отрицательно заряжен­ный электрод.

1. Напишите уравнение реакции горения в атмосфере кислорода: а) ацетилена С 2 Н 2 ; б) серы; в) угля.

2 . Напишите уравнение процесса окисления кислородом: а) магния; б) цинка. 3 . Напишите два уравнения процесса восстановления металла из оксида. 4 . Напишите два уравнения процесса восстановления металла из вещества,

в состав которого не входят атомы кислорода.

106 ч

Рассмотрим современную модель процессов окисления и вос­становления, которая позволит нам объяснить экспериментальные факты, приведенные в § 19.

Как следует из опыта (№ 4, § 14), где через раствор хлорида меди, в который опущено два электрода, пропускается электрический ток, в качестве восстановителя выступает отрицательно заряженный элект­род. Изобразим схему протекающего на нем процесса таким образом:

С и 2 + + катод —» Си

В процессе восстановления ионы меди получают от катода элект¬роны и превращаются в нейтральные атомы:

Си 2 + + 2е' = Си ч

Отсюда можно сделать вывод, что восстановление — процесс при­нятия электронов.

Теперь покажем, что происходит на положительно заряженном аноде:

2СГ + анод — С12

Для того чтобы из отрицательно заряженных ионов хлора полу­чить простое вещество хлор, нужно «забрать» у них лишние элект­роны. Эту роль играет положительно заряженный анод, что отража­ет следующее уравнение:

2СГ - 2е~ = С12

В результате этого процесса образуется электронейтральная моле­кула хлора.

Процесс, обратный восстановлению, как вы помните, называется окис­лением. Следовательно, окисление — это процесс отдачи электронов.

Вещество, отдающее электроны, называется восстановителем. Ве­щество, принимающее электроны, называется окислителем.

ОКИСЛИТЕЛЬ с электроны ВОССТАНОВИТЕЛЬ (восстановление) (окисление)

С современных теоретических позиций не может протекать только окисление или только восстановление. Эти процессы не могут проте­кать один без другого.

ii i

Реакции, в ходе которых протекают процессы окисления и вос­становления, называют окислительно-восстановительными.

i г"

_ _ ^ i |

Восстановлению подвергается окислитель, а окислению — восста­новитель.

1 г ! Окислитель — принимает электроны, в результате происходит его восстановление (окислитель восстанавливается).

Восстановитель — отдает электроны, в результате происходит его окисление (восстановитель окисляется).

Hi

Поскольку восстановитель отдает электроны, а окислитель их при­нимает, то в окислительно-восстановительной реакции число приня­тых электронов должно быть равно числу отданных электронов. В рас­сматриваемом процессе электронный баланс можно выразить схемой:

2е l I

C u 2 + + 2СГ = Си + С12

Рассмотрим сущность еще одного процесса. В предыдущем парагра­фе был приведен опыт, демонстрирующий реакцию хлорида меди с же­лезом:

Fe + C u C l 2 = Си + F e C l 2

Ионы меди в этой реакции выполняют функцию окислителя, они принимают электроны. В результате происходит восстановление, и об­разуется медь:

С и 2 + + 2е~ = Си

Роль восстановителя играет простое вещество железо:

Fe - 2е~ = F e 2 +

Атом железа отдает два электрона и окисляется до двухзарядно-го катиона.

В опыте 3 в § 19 происходит образование электрического тока. Электро­ны от восстановителя к окислителю передаются по электрической цепи.

С помощью модели окисления и восстановления мы объяснили, почему восстановление может протекать без участия атомов кислорода. Мы смог­ли разобраться в том, почему в результате окислительно-восстановительной реакции может возникнуть электрический ток и под действием электри­ческого тока протекать окислительно-восстановительная реакция.

108 4}

Теперь остановимся на истории исследования электрохимических ре­акций в связи с их большим прикладным значением. На процессы, при­водящие к возникновению электрического тока, в X V I I I в. впервые об­ратил внимание выдающийся итальянский ученый Луиджи Гальвани. В честь него приборы для электрохимического получения тока стали на­зывать гальваническими элементами. Первую попытку объяснить сущ­ность электрохимических процессов сделал итальянский физик Алессан-дро Вольта. Он выдвинул принципы составления гальванических элемен­тов и предложил из нескольких гальванических элементов составлять целые батареи. Эти батареи получили название «столбы Вольта».

При изучении химии в 8 классе вы познакомились с рядом актив­ности металлов, составленным нашим соотечественником Н. Н. Бекето¬вым. Теперь мы сможем объяснить расположение элементов в этом ряду с точки зрения электрохимии. Если из различных металлов изготавли­вать катоды, а в качестве анода каждый раз использовать платину, на которую направлен ток водорода (рис. 27), то положение того или ино­го металла в ряду активности будет определяться напряжением состав­ляемого из этого металла гальванического элемента. В связи с этим ряд активности металлов стали называть рядом напряжений металлов.

В настоящее время существует множество химических источников тока. К ним относятся аккумуляторные батареи, используемые в авто­мобилях и бытовых приборах, батарейки, без которых не мо­гут работать портативные радиоприемники, плееры и карманные фо­нарики (рис. 28).

3

Рис. 27. Гальванический элемент для определения ряда напряжений металлов: 1 — исследуемый металл; 2 — электрод из платины, продуваемый током

водорода; 3 — солевой мостик

1 0 9 s

/

Рис. 28. Химические источники тока (батарейки)

В изучении окислительно-восста­новительных реакций, протекаю­щих под действием электрического тока, большая роль принадлежит выдающемуся английскому физику и химику Майклу Фарадею. Хими­ческие реакции, протекающие под действием электрического тока, на­зываются электролизом. Фарадей

открыл законы электролиза, на основании которых в дальнейшем был сделан вывод об электронном балансе, соблюдаемом в электро­химических реакциях.

Электролиз широко используется в промышленности. Например, с помощью электролиза на стальные детали наносят защитный слой цинка, никеля или хрома {гальваностегия). С помощью электролиза делают копии различных деталей {гальванопластика).

В химической промышленности электролиз используют для полу­чения многих веществ, например алюминия, хлора, меди и др.

Краткие итоги параграфа • Восстановление — процесс принятия электронов. • Окисление — процесс отдачи электронов. • Окисление не может протекать без восстановления, и, наоборот, восстановление не может протекать без окисления. Реакции, в кото­рых осуществляются процессы окисления и восстановления, называ­ются окислительно-восстановительными. • Окислитель — вещество или атомы химического элемента, входя­щего в состав вещества, способные в окислительно-восстановитель­ной реакции принимать электроны. • Восстановитель — вещество или атомы химического элемента, входящие в состав вещества, способные в окислительно-восстанови­тельной реакции отдавать электроны.

1. Почему окисление возможно без участия кислорода? 2 . В результате реакции из анионов брома получилось простое вещество бром.

Как называется этот процесс — окислением или восстановлением? Ответ поясните.

3 . Могут ли ионы Z n 2 + выступать в качестве восстановителя? Ответ пояс­ните.

1 1 0 ч

4. Напишите уравнение реакции между цинком и соляной кислотой. Определи­те, какое вещество в этой реакции выступает в качестве окислителя, а ка­кое в качестве восстановителя. Что происходит с окислителем и что с вос­становителем?

5*. Предложите способ изготовления значка с помощью электролиза. 6. Вычислите объем хлора (н. у.) и массу меди, которые образуются при элек­

тролизе раствора, содержащего 27 ,0 г хлорида меди(М). Т1. Сера является восстановителем в реакции

1) S + 0 2 = S 0 2 3) S + Н 2 = H 2 S 2) S + 2К = K 2 S 4) S + Са = C a S

T 2 . Процессу окисления соответствует переход 1) S + 6 — S + 4 3) N + 5 — N " 3

2) C u + 2 — Cu° 4) C - 4 ^ C + 4

§21 СТЕПЕНЬ

Относится ли к окислению, например, взаимодействие водорода с кислородом? С позиции Лавуазье, это, безусловно, реакция окисле­ния. Однако ни водород, ни кислород нельзя отнести к веществам с ионным типом связи. В чем же заключается сущность этой реакции?

Вспомним электронную формулу воды: 5+ .57 5+ н : о : н

Электроотрицательность кислорода больше, чем водорода, поэто­му атом кислорода смещает к себе электроны, участвующие в образо­вании химической связи. В результате на атоме кислорода возникает частичный отрицательный заряд 8-. Атомы водорода соответственно приобретают частичный положительный заряд 5 + .

Для удобства составлений уравнений окислительно-восстановитель­ных реакций химики договорились заряд считать не частичным, а целым, при этом, чтобы не путать этот условный заряд с зарядом иона, его назвали степенью окисления.

Степень окисления — это условный заряд, который будет иметь атом, если все электроны, участвующие в образовании связи, от­нести к атому более электроотрицательного элемента.

%

Иными словами, степень окисления — условный заряд, который будут иметь атомы в веществе, если все химические связи считать ионными.

I11

Вернемся к рассмотрению электронной формулы воды:

Как вы знаете, у нейтрального атома кислорода шесть внешних (валентных) электронов. Если все электроны, участвующие в образо­вании связи, отнести к атому кислорода, то этот атом будет иметь уже восемь электронов. В результате атом кислорода приобретает за­ряд - 2 . Нейтральный атом водорода имеет один электрон. После отне­сения электронов к атому кислорода у атомов водорода электронов не остается. Значит, степень окисления атома водорода станет равной +1. Чтобы не путать с реальным зарядом иона, степень окисления приня­то обозначать римскими или арабскими цифрами с указанием знака заряда перед цифрой.

Для электронейтральной частицы (молекулы) алгебраическая сум­ма произведений степени окисления атома каждого элемента на чис­ло таких атомов в молекуле равна нулю. Для молекулы воды имеем:

+1 • 2 + (-2 • 1) = О

Это правило иногда называют правилом электронейтральности молекулы.

В большинстве соединений атом кислорода проявляет степень окис­ления - 2 , атом водорода +1, степень окисления металлов в солях рав­на заряду иона металла. Степень окисления атомов, образующих про­стое вещество, равна нулю. Зная степень окисления некоторых эле­ментов и используя правило электронейтральности, можно определить степень окисления других элементов в соединении без составления электронной формулы.

Обращаем ваше внимание на то, что степень окисления — вели-| чина формальная. Она лишь отражает предельную ситуацию, ко-I торую мы смоделировали, отнеся электроны, участвующие в обра¬!? зовании связи, к более электроотрицательному атому. || Рассмотрение предельных ситуаций помогает лучше понять I сущность тех или иных явлений. Это во многом связано с осо-I бенностями мышления человека. Чтобы понять сложное явление, || человек сначала создает его упрощенную «идеальную» модель и I учится использовать ее, рассматривая предельные случаи.

Например, определим степень окисления серы в серной кислоте. Степень окисления кислорода - 2 , степень окисления водорода +1. Пос-

+1 х-2

тавим степени окисления этих элементов в формулу: H 2 S 0 4 . Пользу­ясь правилом электронейтральности, составим уравнение:

+1 • 2 + х + (-2 • 4) = О.

Из этого уравнения следует, что х = +6, т. е. степень окисления серы в серной кислоте равна +6.

Краткие итоги параграфа • Для того чтобы понять сущность окислительно-восстановитель­ных реакций, введено понятие «степень окисления». • Степень окисления — условный заряд, который будут иметь ато­мы в веществе, если все химические связи считать ионными. • Значение степени окисления обозначается римской или арабской циф­рой со знаком «плюс» или «минус», который ставится перед цифрой. • Атомы кислорода, входящие в состав сложных веществ, как пра­вило, имеют степень окисления —2. Атомы водорода, входящие в со­став воды и кислот, имеют степень окисления +1. • Степень окисления химического элемента можно определить, ис­пользуя правило электронейтральности.

Вопросы т задания .

jj 1. Напишите электронную формулу хлороводорода. Определите степень окис-| ления каждого атома в молекуле. || 2 . Почему степень окисления атомов в составе простых веществ равна нулю? j 3 . Определите степень окисления элементов по формуле веществ: H 2 S , S 0 3 , j H N 0 3 , C a C 0 3 .

«I .Т. Максимальную степень окисления проявляет хлор в соединении | 1) КС1 2) КСЮ 3) КС10 3 4) КС10 4

§ 22. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Рассмотрим сущность окислительно-восстановительных реакций с использованием понятия о степени окисления атомов.

Вернемся к рассмотрению реакции меди с кислородом. Запишем уравнение этой реакции и расставим значения степеней окисления атомов элементов:

О 0 +2-2 2Cu + 0 2 = 2СиО

Как вы видите, атомы меди и кислорода в продукте реакции име­ют иные значения степени окисления, чем в исходных веществах. У атомов меди степень окисления повысилась от 0 до +2, у атомов кислорода она понизилась от 0 до - 2 . Таким образом, в результате ре­акции произошло изменение степеней окисления химических элемен­тов. Рассмотрим это подробнее, отобразив процессы схемами.

До реакции атомы меди имели степень окисления 0 (простое ве­щество). После реакции — +2:

+2 - 2е~ = Си

о Си

В соответствии с этой схемой каждый атом меди отдал два элек­трона. С точки зрения ранее рассмотренных позиций медь является восстановителем, она отдает электроны и сама окисляется.

До реакции степень окисления кислорода была равна нулю, после реакции стала - 2 .

О -2 О + 2е~ = О

Каждый атом кислорода присоединил к себе два электрона. В ре­зультате его степень окисления понизилась с 0 до - 2 . Кислород в этой реакции выступает в роли окислителя, а сам в процессе реакции вос­станавливается.

Запишем общую схему окисления и восстановления:

2е

О +2 Си - 2е~ = Си

О -2 О + 2е = О

восстановитель, окисляется

окислитель, восстанавливается

Баланс электронов соблюден. Число отданных электронов рав­но числу принятых.

Рассмотрим с новых позиций сущность горения метана в атмосфе­ре кислорода:

-4 +1 о +4-2 +1 -2 СН 4 + 2 0 2 = С0 2 + 2Н 2 0

Как видно из уравнения, степень окисления атомов водорода не из­менилась. Атомы углерода повысили свою степень окисления, атомы кислорода — понизили. Отразим переход электронов схемой:

8е

0 -2 О + 2е~ = О окислитель, восстанавливается

-4 +4 С - 8е~ = С восстановитель, окисляется

Обратите внимание, атом углерода отдает восемь электронов. Но атом кислорода может принять только два электрона. Для баланса от­данных и принятых электронов необходимо, чтобы атомов кислорода было четыре. Это отражено на схеме стрелкой. Электронный баланс будет соблюдаться, если в реакции на один атом углерода будет при­ходиться четыре атома кислорода. Именно в таком соотношении ато­мы кислорода и углерода представлены в левой и правой частях урав­нения этой реакции.

Возникает вопрос, как же можно отличить окислительно-восстано­вительную реакцию от прочих реакций? Исходные вещества, учас­твующие в окислительно-восстановительной реакции, содержат атомы эле­ментов, которые изменяют свою степень окисления. Изменения степени окисления элементов являются признаком окислительно-восстановительной реакции.

Реакции, в которых химические элементы изменяют свою сте­пень окисления, называют окислительно-восстановительными.

К этому определению следует добавить, что не обязательно все ато­мы всех элементов, входящих в состав участников реакции, должны изменять свою степень окисления. Например, в реакции горения ме­тана атомы водорода не меняют степень окисления.

Теперь можно дать другое определение окислителю и восстанови­телю.

Атомы элементов, степень окисления которых в реакции пони­жается, определяют свойства вещества как окислителя, а атомы элементов, степень окисления которых повышается, определяют свойства вещества как восстановителя.

Краткие итоги параграфа • Окислительно-восстановительная реакция протекает с изменени­ем степеней окисления атомов элементов. • Один из элементов повышает свою степень окисления и играет роль восстановителя, в ходе реакции он окисляется. • Другой элемент понижает свою степень окисления и играет роль окислителя, в ходе реакции он восстанавливается. • Число электронов, отданных восстановителем, равно числу элек­тронов, принятых окислителем.

115 1 /

h

1. Напишите в тетрадь определение окислителя и восстановителя с позиции атомно-молекулярной теории и с современных позиций. Какое определение является общим, а какое по отношению к нему — частным случаем?

2 . Может ли участвовать в окислительно-восстановительной реакции окисли­тель без восстановителя? Ответ поясните.

3 . Напишите три уравнения окислительно-восстановительных реакций. При­ведите схемы окисления и восстановления, отражающие электронный ба­ланс.

4 . Напишите три уравнения химических реакций, не относящихся к окислитель­но-восстановительным.

Т1. Окислительно-восстановительной является реакция 1) ВаО + С 0 2 = ВаС0 3

2) K 2 S 0 4 + ВаС12 = BaS0 4 + 2КС1 3) N a 2 S 0 3 + 2НС1 = S0 2 + Н 2 0 + 2NaCl 4) Zn + H 2 S 0 4 = ZnS0 4 + H 2

T 2 . В схеме окислительно-восстановительной реакции N H 3 + 0 2 —• N 2 + Н 2 0 коэффициент перед формулой восстановителя 1) 1 2) 2 3) 3 4) 4

\ \ 1 1 6 ,

М Е Т А Л Л О В . ЕТАЛЛИЧЕСКАЯ С В Я ^

О том, какие химические эле­менты образуют простые вещес­тва — металлы, вы узнали в 8 классе. Металлы обладают неко­торыми общими свойствами, кото­рые позволяют выделить их в от­дельный класс веществ.

Для металлов характерны сле­дующие физические свойства: осо­бый металлический блеск; высокая электропроводность; высокая теп­лопроводность; пластичность (ков­кость).

В химических реакциях метал­лы выступают в качестве восста­новителей. Они отдают электроны и повышают свою степень окисле­ния. Принимать электроны от ато­мов металлов могут атомы, состав­ляющие простые вещества неметал­лы, и атомы химических элемен­тов, входящие в состав сложных веществ, которые способны пони­зить свою степень окисления. Рас­смотрим это подробнее.

1. В з а и м о д е й с т в и е с к и с ­л о р о д о м . Многие металлы могут

117Ч

взаимодействовать с кислородом. На воздухе окисляются натрий, каль­ций, алюминий, цинк, железо, медь и др. В качестве примера приве­дем уравнение реакции окисления меди. Вы знаете, что при нагрева­нии на воздухе медь постепенно покрывается слоем черного оксида:

I I О 0 +2-2

2Си т 0 2 = 2СиО

Каждые два атома меди, выступая в качестве восстановителя, от­дают по два электрона (в сумме четыре) двум атомам кислорода. В ре­зультате степень окисления атомов меди повышается с 0 до +2. Ато­мы кислорода, выступая в качестве окислителя, понижают свою сте¬пень окисления с 0 до - 2 .

2. В з а и м о д е й с т в и е с г а л о г е н а м и . Для металлов харак­терна реакция с галогенами. Например, натрий сгорает в хлоре:

I I О 0 +1-1

2Na + С12 = 2NaCl Как показывает уравнение реакции, два атома натрия отдают мо­

лекуле хлора по одному электрону. Натрий играет роль восстановите­ля. Его степень окисления повышается с 0 до +1. Атомы хлора при­нимают электроны и играют роль окислителя. Степень окисления хло­ра понижается с 0 до - 1 .

Аналогично протекают реакции между галогенами и другими ме­таллами.

3. В з а и м о д е й с т в и е с с е р о й . Большинство металлов реаги­руют с серой. В этих реакциях атомы металлов также отдают элект­роны и играют роль восстановителя. Их степень окисления повыша­ется. Атомы серы принимают электроны. Они играют роль окислите­ля. Степень окисления серы понижается с 0 до - 2 :

0 0 + 2 - 2 Са + S = CaS

При определенных условиях металлы могут реагировать с азотом, водородом, углеродом и другими неметаллами. Во всех этих реакци­ях металлы являются восстановителями.

4. В з а и м о д е й с т в и е с в о д о й . С водой без нагревания реаги­руют щелочные и щелочноземельные металлы, при этом окислителем

выступает один из атомов водорода, входящий в состав воды. В ре­зультате реакции, идущей с выделением теплоты, выделяется газооб­разный водород и образуется основание (щёлочь):

2с-I I О +1 +1 +1 -1 О

2 N a + 2НОН = 2 N a O H + Н 2 1 Например, железо, цинк и олово реагируют с водой только при

высоких температурах. В этих условиях нерастворимое в воде ос­нование не образуется. Продуктами реакции являются оксид и во­дород:

2е~

0 + 1 +2 О Z n + Н 2 0 = ZnO + H 2 t

Металлы, стоящие в ряду напряжений (см. приложения, табл. 1) правее водорода, с водой не реагируют.

5. В з а и м о д е й с т в и е с к и с л о т а м и . Вам хорошо известно, что металлы, стоящие в ряду напряжений металлов до водорода, ре­агируют с кислотами. В этой реакции металлы отдают электроны и выступают в качестве восстановителя. Окислителем являются катио­ны водорода. Они принимают электроны и понижают свой заряд с 1+ до 0. Запишем уравнение реакции цинка с соляной кислотой в крат­кой ионной форме:

I I 0 * 0

Z n + 2 Н + - Z n 2 + + Н 2 1 В результате реакции образуются катионы цинка и молекулы во­

дорода. Уравнение этой реакции в молекулярной форме выглядит сле­дующим образом:

+1 +2 0

Z n + 2НС1 = Z n C l 2 + H 2 t При взаимодействии металлов с азотной кислотой и концентриро­

ванной серной кислотой водород практически не выделяется. Подроб­но об этом будет сказано в следующей главе.

6. В з а и м о д е й с т в и е с с о л я м и . Способность того или иного металла взаимодействовать с солями также определяется взаимным расположением металлов — элемента в ряду напряже­ний. Простые вещества — металлы, расположенные в ряду напря­жений левее металла, который входит в состав соли, могут вытес-

\ 1 1 9

нять его из раствора соли. Например, цинк замещает медь из хло рида меди:

Zn + C u C l 2 = Z n C l 2 + Си

Zn + Си^+ = Z n ^ + + Си

Теперь перейдем к объяснению характерных физических и хими­ческих свойств металлов. Для этого рассмотрим модель внутреннего строения металла.

На рис. 29 изображена модель внутреннего строения металла. В соответствии с этой моделью атомы металла отдают электроны и пре­вращаются в положительно заряженные ионы (катионы). Катионы, в свою очередь, долго не существуют. Они принимают электроны и пре­вращаются в нейтральные атомы. В металлах между атомами и ка­тионами постоянно находятся свободно перемещающиеся элект­роны. К этим электронам, называемым электронным газом, при­тягиваются катионы металла.

Химическую связь, которая образуется в результате притяже­ния катионов металла к свободно перемещающимся электронам, называют металлической.

На основе модели внутреннего строения металлов можно объяснить некоторые физические и химические свойства металлов. Электро- и теплопроводность объясняются наличием свободных электронов, кото­рые свободно перемещаются и поэтому могут быть носителями элект­рического тока и переносчиками теплоты. Пластичность металлов объ­ясняется тем, что механическое воздействие на металл не приводит к разрыву химических связей, поскольку химическая связь устанавли-

© 0 Свободные электроны

© © © © Катионы металла

+) © (+ © Атомы металла

© © ©

Рис. 29. Модель внутреннего строения металла

вается не между конкретными атомами и катионами, а между всеми катионами металла со всеми свободными электронами в крис­талле металла. Особенный блеск металлов объясняется высокой от­ражающей способностью поверхности металла, обусловленной наличи­ем свободных электронов 1.

Химические свойства металлов, а именно их способность высту­пать в качестве восстановителей, объясняются легкостью отдачи электронов атомами металлов в химических реакциях.

Кроме общих свойств, металлы имеют много различий. По плот­ности металлы можно разделить на легкие и тяжелые. У легких плот­ность до 5 г/см 3 . К ним относят все щелочные металлы, алюминий, титан, бериллий. Самый легкий металл — литий, он почти в два ра­за легче воды, его плотность 0,53 г/см 3 . К тяжелым металлам отно­сятся свинец и ртуть. Самые тяжелые металлы — осмий и иридий. Их плотность больше 20 г/см 3 .

Металлы имеют разную температуру плавления. Самый легкоплав­кий — ртуть. Вам хорошо известно, что даже при сильных морозах она остается жидкой. К легкоплавким относят щелочные металлы. Самый тугоплавкий металл — вольфрам, его температура плавления 3420 °С. Различие температур плавления и кипения металлов связа­но с различием прочности химической связи между атомами в крис­талле металла.

Краткие итоги параграфа • На основании физических и химических свойств, характерных для металлов, построена модель их внутреннего строения. Эту модель будем в дальнейшем использовать при изучении свойств металлов. • Представленная модель внутреннего строения металлов имеет недостатки. Она, например, не учитывает расположения атомов и ионов в пространстве. Но эта модель позволила объяснить причину физических и химических свойств металлов.

\ ^ - - . - — п - - , I

1. Составьте уравнения реакции магния с раствором соляной кислоты в пол­ной и краткой ионной форме. Укажите переход электронов от восстанови­теля к окислителю.

*• 2 . В результате реакции магния с соляной кислотой выделилось 5,6 л водоро¬да (н. у.). Рассчитайте массу магния, вступившего в реакцию.

, i

Подробно об этом вы узнаете из курса физики.

3*. Составьте возможные уравнения реакций, которые могут произойти, если в раствор медного купороса опустить кусочек металлического натрия.

4 . Вычислите объем водорода, который выделится при взаимодействии 100 г 4,9%-ного раствора серной кислоты с избытком цинка.

5 . Назовите металлы, у которых наиболее ярко проявляются те или иные свойства (см. приложение 4).

6. Объясните, почему в термометрах чаще всего используют ртуть. 7. Нить накаливания в лампах сделана из вольфрама. Объясните — почему. 8 . Из 1 г золота можно вытянуть тонкую нить длиной более 2 км. На каком

свойстве золота это основано?

§ 24. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

Познакомимся со строением атомов и свойствами щелочных ме­таллов.

Свойства химических элементов. Как вы уже знаете, химические элементы IA-группы образуют естественное семейство щелочных ме­таллов. В состав него входят: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Из положения этих элементов в Периодической системе следует, что у атомов каждого из них на внешнем электронном слое находится по одному электрону, В химических реакциях атомы легко отдают эти электроны и превращаются в ионы с зарядом 1-К

По мере возрастания заряда ядер атомов химических элементов за­кономерно увеличивается радиус атомов и, как следствие, уменьшает­ся относительная электроотрицательность.

С электронным строением атомов щелочных металлов связана способ­ность этих металлов и их соединений окрашивать пламя в различный цвет (табл. 10). По цвету пламени можно различить соли этих металлов.

Таблица 10 Цвет пламени щелочных металлов

Металл Цвет пламени

L i Карминово-красный

Na Желтый

К Фиолетовый

R b Розово-фиолетовый

Cs Синий

1

Q Факт испускания атомами химических элементов света разного цвета послужил основанием для создания Н. Бором модели стро­ения атома. Он рассуждал приблизительно так: если энергия из­лучения атомов химических элементов различается, то электро­ны движутся вокруг ядра по строго определенным орбитам. При соприкосновении вещества с пламенем атомы возбуждаются, т. е. электроны атомов переходят на более дальние от ядра орбиты. Когда они возвращаются на орбиты с меньшей энергией, происхо­дит испускание света.

Атомы каждого химического элемента имеют индивидуаль­ные энергетические характеристики орбит, поэтому испускае­мый свет различается по энергии. Это воспринимается глазом

V

человека как свет определенного цвета. Если бы электроны не имели в своем движении строго определенных орбит, то ато­мы излучали бы световую энергию, характерную для всех цве-

j

тов радуги. Напомним, что в современных моделях понятие «орбита» за-

v менено понятием «орбиталь». Каждая орбиталь характеризует­ся определенной энергией. Но это не меняет сути объяснения факта испускания возбужденными атомами света определенно­го цвета.

Нахождение в природе. В виде простых веществ щелочные метал­лы в природе не встречаются. Литий, калий, натрий и цезий входят в состав хлоридов, сульфатов, алюмосиликатов (табл. 11). Практичес­ки все щелочные металлы содержатся в морской воде.

Рубидий своего минерала не образует. Франций представляет со­бой быстро распадающийся радиоактивный элемент. Период полурас­пада 1 наиболее устойчивого изотопа франция 2 2 3 F r составляет 22 мин. Франций содержится в продуктах распада радиоактивного элемента актиния (табл. 11).

Из щелочных металлов самым распространенным в природе явля­ются натрий и калий. На рис. 31 изображен минерал сильвинит, в со­став которого входят соли калия и натрия. Литий, рубидий и цезий распространены в меньшей степени (см. табл. 11).

Физические свойства простых веществ. Натрий и калий в 1808 г. впервые получил эректролизом расплавов гидроксидов этих металлов английский химик и физик Гемфри Дэви.

Время, за которое половина атомов распадается.

Таблица 11 Нахождение щелочных металлов в природе

Хими­ческий

элемент

Содержание в земной коре

(массовая доля, %)

Химическая формула

минералов

Название минералов

L i 6 , 5 • Ю - 3 L i A l ( S i 0 3 ) 2 Сподумен

N a 2 , 6 4 N a C l

N a 2 S 0 4 • Ю Н 2 0 *

N a N 0 3

N a 3 A l F 6

Галит (каменная соль) (рис. 3 0 )

Глауберова соль

Чилийская селитра

Криолит

К 2 , 5 N a C l • K C 1 , K C 1 • M g C l 2 • 6 H 2 0

Сильвинит (рис. 31) , карналлит

R b 1,5 • Ю - 2 Содержится как примесь в апатите, слюде, карнал­лите и природных мине­ральных водах

C s 6 , 5 • 1 0 " 4 C s A l ( S i 0 3 ) 2 • л Н 2 0 Поллуцит

F r В поверхностном слое толщиной 1,6 км содержит­ся 2 4 г

Встречается в природе в продуктах распада акти­ния

Щелочные металлы представляют собой серебристо-белые вещест­ва. Отличаются мягкостью, которая возрастает от лития к цезию. Ес­ли литий можно измельчать с помощью кусачек, то натрий и тем бо­лее калий можно резать ножом.

Температура плавления снижается от лития к цезию (табл. 12).

Таблица 12 Температуры плавления щелочных металлов

Металл L i N a К R b C s

f Of* 4 п л а в ' 1 7 9 9 8 6 3 3 9 2 9

Рис. 30. Галит (каменная соль) Рис. 31. Минерал сильвинит

Химические свойства простых веществ. Щелочные металлы хими¬чески очень активные. Вещества нельзя хранить на воздухе, так как они быстро окисляются. Активность щелочных металлов усиливается от лития к цезию 1. Так, если литий, натрий и калий на воздухе окис­ляются постепенно, то рубидий и цезий на воздухе самовозгорается.

ДЭВИ Гемфри (1778—1829 гг.)

Английский физик и химик. Родился в 1778 г. в Пензансе (Корнуолл). В 1795—1798 гг. был учени­ком аптекаря. С 1798 г. руководитель лаборатории в Пневматическом институте около Бристоля. С 1802 г. профессор Королевского института. Член Лондонско­го королевского общества (с 1803 г. его президент). С 1826 г. иностранный почетный член Петербургской академии наук.

Один из основоположников электрохимии. Изу­чал электролиз воды и подтвердил ее разложение на

кислород и водород. Путем электролиза солей и щелочей впервые получил литий, калий, натрий, барий, кальций, амальгаму стронция и магний. Не­зависимо от Ж. Л. Гей-Люссака открыл бор. Обнаружил каталитическое действие платины и палладия.

Активно участвовал в разработке теоретических представлений химии. Один из авторов водородной теории кислот. • 1'

1 Химические свойства франция не рассматриваются, так как его атомы быс­тро распадаются.

1 2 5 )

Окисление лития на воздухе и в атмосфере кислорода сопровожда­ется выделением теплоты. В результате образуется оксид:

4 L i + 0 2 = 2 L i 2 0 + Q

При окислении на воздухе натрия, калия, рубидия и цезия обра­зуются сложные пероксидные соединения. Например, при горении на­трий образует пероксид:

2Na + 0 2 = N a 2 0 2 + Q

При окислении кислородом калий и другие щелочные металлы об­разуют пероксиды более сложного состава.

Вспомните, в молекуле известного вам пероксида водорода Н 2 0 2

есть «кислородный мостик» —О—О— . В пероксидах щелочных ме­таллов также имеются «кислородные мостики».

Уникальными свойствами обладает литий. Он способен реагировать с азотом при комнатной температуре. В результате образуется нитрид лития L i 3 N . Остальные металлы реагируют с азотом только при вы­сокой температуре.

Щелочные металлы способны реагировать с серой, галогенами, фосфором, водородом и многими другими неметаллами.

Щелочные металлы энергично взаимодействуют с водой. В резуль­тате образуется соответствующая щёлочь и выделяется водород. Реак­ции сопровождаются выделением большого количества теплоты. При­ведем примеры уравнений этих реакций:

2 L i + 2 Н 2 0 = 2 L i O H + Н 2 | + Q

2Na 4- 2Н 2 0 = 2NaOH + H 2 t + Q

Все щелочные металлы энергично реагируют с кислотами. Уравне­ния этих реакций вы можете записать самостоятельно.

Интенсивность взаимодействия щелочных металлов с водой и кис­лотами возрастает от лития к цезию. Например, литий реагирует с водой спокойно, калий — бурно, с самовозгоранием.

Соединения щелочных металлов. Для оксидов щелочных металлов характерны свойства основных оксидов. Все оксиды щелочных метал­лов реагируют с водой с образованием щёлочи, например:

L i 2 0 + Н 2 0 = 2 L i O H

Оксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами и кислотами.

126

Гидроксиды щелочных металлов представляют собой едкие щелочи с характерными для этого класса соединений свойствами.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде. Исключение составляют соли лития (фторид, фосфат, силикат).

Биологическое значение и применение. Калий — элемент, не­обходимый для нормального роста растений. Если с поля постоян­но убирать урожай, то растения могут испытывать дефицит в со­лях калия. Поэтому требуется внесение в почву калийного удоб­рения. Для этой цели обычно используется более дешевый хлорид калия. Карбонат калия К 2 С 0 3 (поташ) содержится в золе, образую­щейся при сжигании древесины, поэтому в почву часто вносят дре­весную золу.

Человек и животные не могут обойтись без поваренной соли — хлорида натрия N a C l . Это связано с тем, что организму животных и человека постоянно требуется поддерживать определенное соотно­шение солей калия и натрия. Соли калия содержатся внутри клеток организма. Соли натрия растворены в крови. Соли калия поступают в организм вместе с растительной и мясной пищей. Для сохранения соотношения ионов натрия и калия человеку необходим хлорид на­трия. За год взрослый человек потребляет примерно 6—8 кг этого вещества.

В настоящее время каменную соль (хлорид натрия) добывают в шахтах и путем выпаривания воды соленого озера (рис. 32).

Хлорид натрия используют в качестве сырья для производства со­ды, едкого натра и других соединений натрия, используемых в хими­ческой промышленности.

Рис. 32. Добыча поваренной соли: а — в соляной шахте; б — упаривание воды соленого озера

( 1 2 7 )

Для любознательных В давние времена, еще до становления Киевской Руси, восточные сла-

* вяне и финно-угорские народы, жившие на берегах озера Ильмень в райо­

не нынешнего г. Старая Русса (Новгородская область), получали поварен¬

ную соль выпариванием из соленых ручьев. Для перевозки соли на прода-е жу снаряжались огромные караваны. Эти караваны по Днепру и Волге от¬

' правлялись в Царьград (Византия). Торговля солью существенным образом

повлияла на становление древнерусского государства. Ученые выдвинули 5 гипотезу, в соответствии с которой слово «Русь» происходит от сокраще­

ния слов «ручей соленый». Русскими называли всех, кто участвовал в про¬

изводстве соли, независимо от их этнической принадлежности: варщиков,

заготовителей дров, наладчиков деревянных водопроводов (по ним соле¬

- ная вода поступала для варки), купцов, а также наемных охранников кара¬

?: ванов — скандинавских князей с их дружинами. Благодаря русскому про-чг

® мыслу (варке соли) создались экономические условия образования Новго-

* родской республики. I*. 42

Сода ( N a 2 C 0 3 — кальцинированная 1, a N a 2 C 0 3 * 10Н 2О — крис­таллическая) нужна для получения различных моющих средств, в частности мыла, а также применяется в текстильной и кожевенной промышленностях, в процессе получения бумаги, для производства стекол, эмалей, применяется в металлургии и для других нужд.

Рубидий и цезий применяются в фотоэлектрической технике.

Краткие итоги параграфа • На внешнем электронном слое атомов щелочных металлов нахо­дится по одному электрону. С возрастанием заряда ядра радиус ато­мов элементов этой подгруппы увеличивается, а относительная элек­троотрицательность уменьшается. • В сложных веществах щелочные металлы имеют степень окисле­ния +1, а заряд ионов 1+. • Щелочные металлы и их соединения окрашивают пламя в раз­ные цвета, что используется для распознания этих элементов. • Щелочные металлы реагируют с простыми веществами — неме­таллами: кислородом, серой, хлором и др. Во всех реакциях они иг­рают роль восстановителей.

1 В химической технологии термин «кальцинация» означает прокаливание, приводящее к разложению.

• Щелочные металлы реагируют с водой и кислотами. В первой ре­акции образуется соответствующая щёлочь и водород, во второй — соль и водород. • Оксиды щелочных металлов обладают свойствами, характерными для основных оксидов. Они реагируют с водой, кислотными оксида­ми и кислотами. • Гидроксиды щелочных металлов обладают типичными свойс­твами щелочей. Они реагируют с кислотными оксидами и кисло­тами. • Ионы калия и натрия в определенном соотношении содержатся в живых организмах. Солей натрия с пищей поступает недостаточно, поэтому человек и животные испытывают 'потребность в солях на­трия. • Соли калия используются как удобрение, необходимое для сель­скохозяйственных культур.

тпюош ш задания п - J 4 ' 1 " ™ - _ , _ J 4 j n — Е . г "~"— — — ~ 1 >~^ -—Fx - - - i *~ ".Л." - ~i ШМТ-ЯГ-— . t - v —— - —

г* Si's

- \ ж* г

< Г" V

1. Составьте уравнения реакций натрия: а) с хлором; б) с серой; в) с водоро­дом. Расставьте значения степеней окисления химических элементов. Ато­мы каких элементов в этих реакциях выступают в качестве восстановителей и окислителей?

2*. При горении натрия в атмосфере кислорода образуется пероксид N a 2 0 2 . Это вещество используется в подводных лодках для получения кислорода из углекислого газа. Составьте уравнение этой реакции.

3 . Напишите уравнения реакций оксида натрия: а) с водой; в) с кислотой. 4 . Оксиды щелочных металлов можно получить путем сплавления металла

с его пероксидом. Напишите уравнение реакции получения оксида на­трия.

5 . Щелочные металлы получают электролизом расплава их солей. Напишите уравнения реакции получения натрия из его хлорида. Какой процесс про­текает на катоде, а какой — на аноде?

6. Напишите уравнения реакций, характерных для оксида и гидроксида на¬?? трия. Для реакций ионного обмена напишите уравнения в краткой ионной

форме. 7. Какая масса 10%-ного раствора серной кислоты потребуется для нейтрали­

зации 2 8 г 5%-ного раствора гидроксида калия? 8*. Натрий массой 0 , 6 9 г полностью растворили в 10 мл воды. Чему равна мас­

совая доля щёлочи в полученном растворе? Т. И натрий, и медь способны вступать в реакцию с

1) соляной кислотой 3) кислородом 2) водой 4) хлоридом магния

ь. J - •

ii —

'? ^

'i

К h аз

- m

-1 '.•

V-

't '

5 Химия, 9 класс

§ 25. ЭЛЕМЕНТЫ НА-ГРУППЫ

Рассмотрим свойства элементов ИА-группы и образуемых ими веществ.

Свойства химических элементов. В состав IIA-группы входят бе­риллий, магний и щелочноземельные элементы — кальций, строн­ций, барий и радий.

У атома каждого элемента ИА-группы на внешнем слое находит­ся по два электрона. Относительная электроотрицательность элемен­тов закономерно уменьшается от бериллия к радию. Выступая в хи­мических реакциях в качестве восстановителя, атомы этих элемен­тов легко отдают внешние электроны и превращаются в ионы с за­рядом 2-К

Щелочноземельные металлы и их соли окрашивают пламя в раз­личный цвет (табл. 13). Соли этих металлов можно различить по цве­ту окрашиваемого ими пламени.

Таблица 13 Цвет пламени щелочноземельных металлов

Металл Цвет пламени

Са Кирпично-красный

S r Красный

Ва Зеленый

Нахождение в природе. В виде простых веществ элементы ИА-группы в природе не встречаются. Их получают электролизом рас­плавов солей 1.

Кальций и магний относятся к наиболее распространенным из эле­ментов ИА-группы (табл. 14).

Минералы, образованные этими элементами, представляют собой, как правило, карбонаты и сульфаты (рис. 36). Соли кальция и магния содержатся в пресной и морской воде.

1 Барий, кальций, магний и амальгаму^ стронция впервые получил Гемфри Дэви (см. § 24).

2 Амальгама — сплав металла со ртутью.

и з о !

Таблица 14 Нахождение металлов ИА-группы в природе

Химический элемент

Содержание в земной коре

(массовая доля, %)

Химическая формула

минералов

Название распространенных

минералов

B e 6 -Ю" 4 ЗВеО • А 1 2 0 3 • 6 S i 0 2 Берилл

M g 2,1 M g C 0 3

C a C 0 3 • M g C 0 3

Магнезит Доломит (рис. 3 6 )

Са 3 , 3 8 C a C 0 3

C a S 0 4 • 2 Н 2 0 C a S 0 4 • 2 Н 2 0

Кальцит (рис. 3 3 ) , мел, мрамор, известняк Гипс (рис. 3 4 ) Селенит (рис. 3 5 )

S r 3 , 4 • Ю - 2 S r C 0 3

S r S 0 4

Стронцианит Целестин

Ва 0 , 0 6 5 % B a C 0 3

B a S 0 4

Витерит Тяжелый шпат, барит

R a w - 1 0 % Встречается в урановых рудах

—

Радий — радиоактивный элемент, В природе встречается очень редко. Как правило, он содержится в минералах урана как продукт радиоактивного распада этого химического элемента.

Химические свойства простых ве­ществ. Бериллий, магний и щелочнозе­мельные металлы химически довольно активные. Щелочноземельные металлы нельзя хранить на воздухе, так как они быстро окисляются. Бериллий и маг­ний к воздействию воздуха более устой­чивы. Окисление металлов ИА-группы на воздухе и в атмосфере кислорода приводит к образованию оксидов и со­провождается выделением теплоты, на­пример:

2Са + 0 2 = 2СаО 4- Q из доломита

2 M g + 0 2 = 2MgO + Q

Как и щелочные металлы, бериллий, магний и щелочноземельные металлы способны реагировать с серой, галогенами, фосфором, водо­родом и многими другими неметаллами.

Металлы ИА-группы взаимодействуют с водой. В результате обра­зуются основание (щёлочь) и водород. Реакции сопровождаются выде­лением большого количества теплоты:

M g + 2 Н 2 0 = M g ( O H ) 2 + H 2 f + Q

Са + 2 Н 2 0 = Са(ОН) 2 + H 2 t + Q

Ва + 2 Н 2 0 = Ва(ОН) 2 + Н 2 | + Q

Все металлы, образованные элементами ИА-группы, стоят в элект­рохимическом ряду напряжений металлов до водорода (см. приложе­ние, табл. 1), поэтому эти металлы замещают водород из кислот.

Свойства сложных веществ. Оксид и гидроксид бериллия облада­ют амфотерными свойствами. Они реагируют не только с кислотами, но и со щелочами:

Ве(ОН) 2 + 2 N a O H = Na 2 [Be (OH) 4 ] 1

1 Квадратные скобки означают, что [Ве(ОН) 4 ] выступает в составе соли как целая химическая частица. Например, соль Na 2[Be(OH) 4] при растворении в воде диссоциирует в соответствии с уравнением:

Na 2[Be(OH) 4] - 2 N a 2 + + Ве(ОН)|~. г " " " V

f

132 г

Рис. 36. Горный массив

Оксиды остальных металлов этой подгруппы представляют собой типичные основные оксиды. Гидроксид магния — нерастворимое в во­де основание. Гидроксиды кальция, стронция, бария, радия являются щелочами, т. е. они растворяются в воде и отличаются едкостью.

Гидроксиды элементов ПА-группы разлагаются при нагревании, например:

Са(ОН) 2 = СаО + Н 2 0

Карбонаты элементов ИА-группы не растворяются в воде и разлага­ются при нагревании. При этом образуются соответствующие оксиды:

M g C 0 3 = M g O + С 0 2

СаС0 3 = СаО + С 0 2

Биологическое значение и применение. Бериллий, стронций, ба­рий и радий и их соли ядовиты. Радий представляет собой радиоак­тивный элемент.

Кальций, образно говоря, является строительным материалом для живых организмов. В состав скорлупы яиц, «домика» улиток и дру­гих моллюсков входит карбонат кальция. В костях животных и чело­века содержится фосфат кальция.

Магний входит в состав хлорофилла — пигмента, содержащегося в зеленых листьях растений, участвующего в фотосинтезе.

Бериллий, магний и щелочноземельные металлы широко применя­ют в промышленности и технике. Об использовании оксида и гидрок­сида кальция — негашеной и гашеной извести — в строительстве вы уже знаете из курса химии 8 класса.

Прокаливание гипса C a S 0 4 - 2 H 2 0 приводит к потере части кристал­лизационной воды. Если в порошок прокаленного гипса добавить во­ду, то в результате ее поглощения он быстро затвердевает. Обожжен­ный гипс входит в состав алебастра — материала, который использу­ется для оштукатуривания стен й потолков.

Сплавы магния благодаря своей прочности и легкости широко при­меняют в авиации и медицине. Силикаты магния используются как огнеупорные материалы.

Сульфат бария применяется как рентгеноконтрастное вещество в медицине. Хлорид бария служит реактивом в аналитической химии для определения серной кислоты и ее солей.

Бериллий входит в состав головок космических ракет. Нитрат стронция используется в пиротехнике для окрашивания

пламени в красный цвет (см. табл. 13).

5а Химия. 9 класс

Краткие итоги параграфа • Относительная электроотрицательность элементов ИА-группы за­кономерно уменьшается от бериллия к радию. • Из элементов ИА-группы наиболее распространены в природе кальций и магний. • В химических реакциях атомы металлов IIA-группы выступают в качестве восстановителей, они отдают по два электрона, превращаясь в двухзарядные ионы М 2 + . • Металлы IIA-группы проявляют все химические свойства, типич­ные для металлов. Они реагируют с неметаллами (кислородом, серой, хлором, водородом, кремнием и др.), с водой и кислотами. • Оксид и гидроксид бериллия обладают амфотерными свойствами. • Для оксидов магния стронция, бария и радия характерны типич­ные свойства основных оксидов. Они реагируют с водой, с кислотны­ми оксидами и кислотами. • Гидроксиды кальция, стронция, бария и радия обладают свойства­ми, характерными для щелочей, однако разлагаются при нагревании. • Среди всех элементов ИА-группы наибольшее применение нашли соединения кальция и магния.

1. Составьте уравнения реакций бария: а) с хлором; б) с серой; в) с соляной кислотой. Расставьте значения степеней окисления химических элементов.

h J

I

Атомы каких элементов в этих реакциях выступают в качестве восстанови­телей и окислителей?

2 . Напишите уравнение реакции, которой соответствует затвердевание извес­ткового строительного раствора.

3*. При горении магния на воздухе выделяется так много теплоты, что поми­мо оксида получается еще одно вещество. Что это за вещество? Напишите уравнение реакции, приводящей к образованию этого вещества.

4 . Магний обладает удивительными свойствами. Он способен гореть в атмос­фере углекислого газа и даже в воде. Составьте уравнения этих реакций. Атомы какого химического элемента выступают в качестве окислителя?

'Л 5 . Напишите уравнения реакций, характерных для гидроксида кальция. 6. В чем проявляется амфотерность оксида и гидроксида бериллия? Напиши¬

те уравнения соответствующих реакций. 7. Выпишите из таблицы растворимости формулы нерастворимых в воде со­

лей, образованных элементами ИА-группы. 8 . Напишите уравнения реакций ионного обмена, приводящих к образованию

нерастворимых в воде солей: а) кальция; в) бария. - 9 . Какая масса 15%-ного раствора соляной кислоты потребуется для полного

растворения 12 г магния?

1 3 4

Т1. При обычных условиях магний может реагировать с 1) Н 2 0 2) N a C l ( p . p ) 3) N a O H 4) НС1

T 2 . Установите соответствие между реагентами и продуктами реакции Реагенты Продукты

1) Са + НС1 А) Са(ОН) 2 + Н 2

2) Са + 0 2 Б) СаС12

3) Са + Н 2 0 В) СаС12 + Н 2 0 4) Са + С1 2 Г) СаС12 + Н 2

Д) СаО Е) СаО + Н 2

1 2 3 4

(Вычертите эту таблицу в тетради и в колонку с цифрой запишите соответст­вующую букву.)

-J . . .> - " - > г .

§ 26, ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ

С термином «жёсткая вода» вы, конечно, встречались. А что он означает с химической точки зрения?

Наверно, вы обращали внимание, что на внутренних стенках чай­ника или кастрюли, в которых часто кипятят воду, отлагается накипь. Почему она образуется? Причина в том, что в природной воде, которую мы употребляем для питья и для бытовых нужд, растворены различ­ные соли кальция и магния. Эти соли и вызывают жёсткость воды.

Вода южных рек богата растворенными солями кальция и магния. В такой воде мыло плохо мылится. В воде северных рек этих солей не так много, поэтому при использовании этой воды мыла расходуется меньше. Чтобы выяснить влияние жёсткой воды на мыло, проведем опыт.

Опыт. В раствор хозяйственного мыла прильем раствор хлорида кальция. В результате выпадает белый осадок. Эта реакция происхо­дит при стирке белья мылом в жёсткой воде.

Для человека то количество ионов кальция и магния, которое со­держится в питьевой воде, безвредно, а иногда даже необходимо. Но в жёсткой воде плохо развариваются пищевые продукты, а сваренные в ней овощи частично теряют вкусовые качества. При нагревании жёс­ткой воды в системах отопления на трубах и стенках котлов образу­ется накипь, представляющая собой смесь карбонатов кальция и маг-

5а* i 1 3 5 I

•. --1 _ • -

ния, наличие накипи приводит к лишним затратам тепловой энергии и к разрушению систем отопления и горячего водоснабжения. В до­машних условиях это может вызвать поломку стиральных машин и водонагревательных приборов.

Различают несколько видов жёсткости. Первый вид — это временная жёсткость, обусловленная содержа­

нием в воде гидрокарбонатов кальция и магния. Гидрокарбонаты — это соли не до конца нейтрализованной угольной кислоты. Например, гидрокарбонат кальция имеет формулу Са(НС0 3 ) 2 . Временная жёст­кость воды легко устраняется кипячением:

Са(НС0 3 ) 2 = СаС0 3 | + С 0 2 | + Н 2 0

M g ( H C 0 3 ) 2 = M g C 0 3 j + c o 2 t + н 2 о

В результате образуются осадки — нерастворимые в воде карбона­ты кальция и магния, которые удаляются отстаиванием или филь­трованием.

Для устранения временной жёсткости в воду можно добавить из­вестковой воды Са(ОН) 2:

Са(НС0 3 ) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаС0 3 | + 2 Н 2 0

Второй вид жёсткости — постоянная, или некарбонатная. Ее вызы­вают растворенные в воде сульфаты, хлориды, нитраты или другие со­ли кальция и магния. Устранить такую жёсткость кипячением невоз­можно. Ее можно устранить, например, добавлением соды N a 2 C 0 3 :

СаС12 + N a 2 C 0 3 = СаС0 3 | + 2NaCl

После удаления осадка вода будет хорошо мылиться, и в ней мож­но будет стирать ткани.

К наиболее современным способам устранения жёсткости воды отно­сится применение ионообменных смол. Их состав можно условно выра­зить формулой N a 2 R , где R — кислотный остаток нерастворимой в воде кислоты, имеющей большую молекулярную массу. Если через ионооб­менную смолу пропустить жёсткую воду, то ионы натрия, входящие в состав смолы, обмениваются на ионы кальция или магния, в результа­те происходит их связывание. Этот процесс соответствует уравнению:

С а 2 + + N a 2 R = 2Na+ + C a R l

Таким образом, с помощью ионообменных смол можно устранить временную и постоянную жесткость воды.

1 3 6

Краткие итоги параграфа • Жёсткая вода, в отличие от мягкой, содержит больше раствори­мых солей кальция и магния. • Жёсткая вода вызывает образование накипи на поверхности водо-нагревательных приборов. В жёсткой воде плохо стирать белье обыч­ным мылом. • Различают временную и постоянную жёсткость. Временная жёс­ткость воды обусловлена наличием гидрокарбонатов кальция и маг­ния. Временная жёсткость воды устраняется кипячением. • Постоянная жёсткость воды устраняется с помощью ионообмен­ных смол.

г 1. Что называется жёсткостью воды? Какие виды жёсткости вам известны? 2. Какие способы устранения жёсткости вам известны? 3 . Почему нет смысла добавлять соду для устранения временной жёсткости? 4 . Составьте в краткой ионной форме уравнения тех реакций, которые приведе­

ны в тексте параграфа. Т1. Временая жёсткость воды обусловлена наличием ионов

1) Са 2 + , M g 2 + , H C O g 3) C a 2 + , M g 2 + , S O f "

2) Са 2 + , Mg2+, СГ 4) Са 2 + , M g 2 + , N O | " T 2 . Постоянную жёсткость воды можно устранить

1) добавлением соды - 2) кипячением

3) добавлением известковой воды : 4) добавлением поваренной соли

§ 27. АЛЮМИНИЙ И ЕГО СВОЙСТВА

Рассмотрим свойства химического элемента алюминия и образу­емых им веществ.

Свойства химического элемента. Алюминий — элемент ША-группы. На внешнем электронном слое атома находятся три электрона. В со­единениях алюминий имеет степень окисления +3, а заряд иона 3+.

Нахождение в природе. Из всех химических элементов по рас­пространенности алюминий занимает третье место после кислорода и кремния. Массовая доля алюминия в земной коре составляет пример­но 8,8% от массы всех атомов. Алюминий сосредоточен в основном в

1 3 7 .!

ны бокситы А 1 2 0 3 тгН 20

алюмосиликатах — соединениях, образуемых оксидом кремния и оксидом алюминия. Так, при разрушении горных пород образуется глина — каолин, основной состав которой А 1 2 0 3 • S i 0 2 • 2 Н 2 0 . Из других минералов, со­держащих алюминий, особенно распростране-

— руда, из которой получают металлический алюминий. Оксид алюминия входит в состав ряда самоцветов (рубин, сапфир, рис. 37). В виде простого ве­щества алюминий в природе практически не встречается.

Физические свойства. Чистый алюминий представляет собой серебристо-белый металл,

отличающийся легкостью. Его плотность 2,7 г/см 3 . Температура плавле­ния 660 °С. Обладает высокой пластичностью и электропроводностью.

Физические свойства алюминия определяют его широкое примене­ние в самолетостроении и электротехнике.

Химические свойства. Алюминий — активный металл. Он реаги-

Рис. 37. Ювелирное изделие из сапфира

рует с кислородом:

4А1 + 3 0 2 = 2А1 2 0 3

В результате на поверхности металла образуется плотная прочная защитная оксидная пленка, которая предохраняет металл от даль­нейшего действия кислорода. Поэтому алюминий не разрушается под действием кислорода. Толщина этой пленки постепенно увеличивает­ся. Вы, конечно, наблюдали, что изделия из алюминия, находящие­ся в длительном использовании, теряют свой красивый металличес­кий блеск.

Алюминий легко вступает в реакции с галогенами и серой. Напри­мер, кусочки алюминия горят в броме с выделением большого коли­чества теплоты:

2А1 + ЗВг2 = 2А1Вг3 + Q

При смешивании порошка алюминия и порошка иода в присутс­твии капель воды (как катализатора) происходит эффектная химичес­кая реакция с образованием иодида алюминия и с выделением тепло­ты, света, а также паров иода:

2А1 + 3 I 2 = 2A1I 3 + Q

1 3 8

Вам хорошо известно, что в алюминиевой посуде можно кипятить воду. Но если химическим путем снять оксидный слой 1 , то алюминий будет взаимодействовать с водой:

2А1 + 6 Н 2 0 - 2А1(ОН) 3| + ЗН 2 |

Алюминий реагирует с растворами кислот. Проведем опыт.

Опыт 1 . Поместим в раствор соляной кислоты кусочек алюминиевой фольги, через некоторое время она растворится:

2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН 2 | 2А1 + 6 Н + = 2 А 1 3 + + 3 H 2 t

С концентрированными серной и азотной кислотами алюминий прак­тически не реагирует. При действии этих кислот толщина защитной пленки оксида алюминия на поверхности металла увеличивается, а оксид алюминия с кислотами практически не реагирует. Реакция алюминия с разбавленной азотной кислотой протекает в соответствии с уравнением:

A l + 4 H N 0 3 = A 1 ( N 0 3 ) 3 + NOT + 2 Н 2 0

Вам известно, что алюминий может реагировать не только с рас­творами кислот, но и с растворами щелочей:

2А1 + 2 N a O H + 6 Н 2 0 = 2Na[Al(OH) 4 ] + ЗН 2 |

Интересное свойство алюминия было обнаружено русским хими­ком Н.Н. Бекетовым. Алюминий способен вытеснять металлы из их оксидов, например:

F e 2 0 3 + 2А1 = А 1 2 0 3 + 2Fe + Q

Процесс получения простых веществ (обычно металлов) с помощью порошка алюминия называется алюминотермией. Этот процесс сопро­вождается выделением большого количества света и теплоты. Алюмино­термией можно получить и некоторые неметаллы, например кремний.

Соединения алюминия. Оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами. Проведем опыт.

Опыт 2. Поместим свежеполученныи осадок гидроксида алюминия в две пробирки. В одну пробирку прильем раствор соляной кислоты, в

1 Это происходит при обработке поверхности алюминия металлической рту­тью. Подробнее об этом процессе вы узнаете в старших классах.

! 139 )

Д Р У Г У Ю — раствор гидроксида натрия. Осадок растворится и под дейс­

твием кислоты

А1(ОН)3 + ЗНС1 = А1С13 + ЗН 2 0, и под действием щёлочи

А1(ОН)3 + N a O H ( p . p ) = Na[Al(OH) 4]

Гидроксид алюминия разлагается при прокаливании, в результате образуется оксид и вода:

ЗА1(ОН)3 = А 1 2 0 3 + ЗН 2 0

Оксид алюминия с водой не взаимодействует.

Краткие итоги параграфа • Химический элемент алюминий находится в ША-группе Перио­дической системы Д. И. Менделеева. На внешнем электронном слое атома алюминия имеется три электрона. В сложных веществах алю­миний имеет степень окисления +3, заряд его иона З-К • Алюминий — самый распространенный металл в природе. Он вхо­дит в состав алюмосиликатов, каолина, бокситов и других минералов. • Металлический алюминий способен реагировать с кислородом, се­рой, галогенами и другими простыми веществами, а также с раство­рами кислот и щелочей. • По реакции алюминия с оксидами металлов и неметаллов (алю­минотермия) можно получить многие простые вещества. • Оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, "причем оксид алюминия с кислотами практически не реагирует.

и Ц 1. Рассмотрите уравнения химических реакций, приведенные в параграфе. Ка-у кие химические элементы изменяют свою степень окисления? Для каждо-|| го уравнения определите, атомы каких химических элементов играют роль Ц восстановителей, а каких — окислителей. р 2 . Почему в быту часто используют алюминиевую посуду? Дайте подробное Ь объяснение. \\ 3 . Как вы думаете, можно ли хранить в алюминиевой посуде: а) квашеную ка-jj пусту; б) раствор соды, имеющий щелочную реакцию среды. Дайте обос-h нованный ответ. || 4 . Составьте уравнения реакций алюминия: а) с хлором; б) с раствором сер¬Н ной кислоты; в) с раствором гидроксида калия; г) с оксидом хрома(Ш). \\ 5 . Вычислите объем водорода, который выделится при взаимодействии 0 ,5 моль й алюминия с соляной кислотой.

! 1 4 0 ,

•

1 j - »

6. Какая масса алюминиевого порошка потребуется для полного восстановле ния марганца из 6 0 0 г оксида марганца(1\/), содержащего 9 % примесей?

7. Какая масса высшего оксида ванадия, содержащего 8 % примесей, потребо валось для реакции с 3 2 4 г алюминиевого порошка?

Т. Установите соответствие между реагентами и продуктами реакции. Реагенты

1) А1 + Н 2 0 2) А1 + К О Н + Н 2 0 3) А 1 2 0 3 + Н 2 0 + К О Н 4) A l + НС1

Продукты реакции A) А 1 2 0 3 + Н 2

Б) К[А1(ОН) 4] B) А1(ОН) 3 + Н 2

Г) А1С13 + Н 2

Д) К[А1(ОН) 4] + Н 2

1 2 3 4

(Вычертите эту таблицу в тетради и в колонку с цифрой запишите соответс твующую букву.)

§28, ПРИМЕНЕНИЕ А Л Ю М И Н И Я И ЕГО СПЛАВОВ

Вы узнаете об основных направлениях применения алюминия и его сплавов, обусловленных их свойствами.

Алюминий и его сплавы находят широкое применение в быту и промышленности. Во многом это связано с его устойчивостью по от­ношению к кислороду и воде. Химическая устойчивость обусловлена образованием на поверхности металла тонкой и плотной пленки окси­да алюминия. Вам хорошо известно о применении алюминия для из­готовления кухонной посуды

Электропроводность алюминия меньше, чем меди, но его широко ис­пользуют для изготовления электропроводов. Это связано с тем, что алюминий дешевле меди.

Дуралюмины — сплавы алюминия с медью, магнием и марганцем. В отличие от чистого алюминия эти сплавы очень прочные и коррози-онностоикие, поэтому широко исполь­зуются в качестве конструкционного материала в авиастроении (рис. 38) и для изготовления электропроводов вы­соковольтных линий электропередач.

При 100—150 °С алюминий на­столько пластичен, что из него мож­но получить тонкую фольгу толщи- самолет Ил-86

141 /

ной менее 0,01 мм. Алюминиевая фольга применяется для изготов­ления электрических конденсаторов и для изготовления изделий, за­щищающих от тепловой радиации.

Чистая алюминиевая поверхность отражает до 90% падающего на нее света (не только видимого, но инфракрасного и ультрафиолетово­го излучения). Напылением на стекло порошка алюминия можно по­лучать высококачественные зеркала.

Порошок алюминия используется для приготовления серебристой краски.

Методом алюминотермии получают в лаборатории многие металлы и некоторые неметаллы.

Смесь алюминиевого порошка с железной окалиной (она называет­ся термитной) использовали при сварке стыков железных рельсов. В основе этого процесса лежит следующая реакция:

3 F e 3 0 4 + 8А1 = 4А1 2 0 3 + 9Fe + Q

В результате реакции выделяется так много теплоты, что поверх­ность рельса на стыке расплавляется, а пространство в стыке рельсов занимает получившееся расплавленное железо.

Краткие итоги параграфа • Поверхность алюминия покрыта тонкой и плотной пленкой его оксида, защищающей металл от разрушения. • Благодаря высокой отражающей способности алюминий применя­ется для изготовления зеркал и серебряной краски. • Алюминий и его сплавы обладают высокой электропроводностью, поэтому их используют для изготовления электропроводов. • Сплавы алюминия легкие, прочные и химически стойкие. Это позволяет использовать их как конструкционный материал для из­готовления авиационной и другой техники. • Порошок алюминия применяется для получения некоторых про­стых веществ методом алюминотермии.

1. Почему алюминий называют «крылатым металлом»? Дайте подробное объ¬яснение.

2 . Хранилища для нефтепродуктов обязательно красят краской, называемой ; «серебрянкой». Зачем? Дайте подробное объяснение.

3 . Нарисуйте в тетради схему, отражающую направления применения алюми-4 ния и его сплавов. Укажите в схеме, какое свойство определяет то или иное 1 использование.

1 4 2 ;

4 . Почему при строительстве высоковольтных линий электропередач использу­ют дюралюминиевые провода, а не медные? Укажите несколько причин.

5 . Какую массу ванадия можно получить из 19 ,158 г оксида ванадия(\/), содер­жащего 5 % примесей, методом алюминотермии? Какая масса алюминиево­го порошка для этого потребуется?

Т. Алюминий не применяют 1) для изготовления электрических проводов 2) для изготовления сосудов, предназначенных для хранения щелочей 3) для получения некоторых металлов из оксидов 4) для изготовления кухонной посуды

Ж Е Л СВОЙСТВА

Рассмотрим свойства железа как химического элемента, а также образуемых им веществ.

Свойства химического элемента. Обратите внимание на положение железа в Периодической системе химических элементов. Железо — элемент VIIIB-группы. Эта группа включает триады металлов. Желе­зо, кобальт и никель составляют первую из этих триад.

Атом железа имеет следующее строение:

+26 • ) ) ) ) 2 8 14 2

Как у всех химических элементов побочных подгрупп, у атома же­леза происходит заполнение предпоследнего электронного слоя. Для полного заполнения этого слоя недостает четырех электронов. На вне¬шнем же электронном слое находится только два электрона.

Характерные степени окисления железа 0; +2 и +3. Самая устой­чивая степень окисления железа +3.

Нахождение в природе. Среди химических элементов железо зани­мает четвертое место по распространенности. Его массовая доля в зем­ной коре составляет 5,1%.

В прошлом учебном году вы узнали, что са­мородное металлическое железо, встречаемое в природе, имеет метеоритное происхождение. Важнейшими природными соединениями желе­за являются минералы — железняки: магнит-ныи железняк, состав которого можно выразить формулой F e 3 0 4 , красный железняк бурый железняк — F e 2 0 3

— F e 2 0 3 и /гН 20. В больших ко- Рис. 39. Минерал пирит

1 4 3

личествах в природе встречается железный колчедан FeS 2 , у этого ми­нерала есть и еще одно название — пирит (рис. 39).

Физические свойства простого вещества. Простое вещество желе­зо — металл серого цвета, с характерным металлическим блеском. Температура плавления железа 1539 °С, плотность 7,87 г/см 3 . Железо притягивается магнитом, а также обладает способностью легко намаг­ничиваться и размагничиваться.

Химические свойства простого вещества. Железо обладает боль­шинством свойств, характерных для металлов. При нагревании реаги­рует с типичными неметаллами: кислородом, серой, галогенами. Прове­дем несколько опытов.

Опыт 1. Поместим раскаленную стальную булавку в атмосферу кис­лорода. Горение булавки сопровождается появлением большого количес­тва искр, представляющих собой раскаленную железную окалину:

3Fe + 2 0 2 = F e 3 0 4 + Q

Железную окалину упрощенно можно рассматривать как соедине­ние двух оксидов FeO - F e 2 0 3 .

Опыт 2 . Сожжем стальную струну в атмосфере хлора. Горение со­провождается выделением бурого дыма.

Так как хлор является сильным окислителем, то в этом опыте об­разуются соль железа со степенью окисления +3:

2Fe + ЗС12 = 2 F e C l 3

Опыт 3. Нагреем смесь железных опилок и порошка серы. Через не­которое время начнется реакция с выделением теплоты. Реакционная масса раскалится докрасна.

Сера, как менее сильный окислитель, чем кислород и галогены, образует с железом соединение, в котором степень окисления желе­за равна +2:

Fe + S - FeS

В разбавленных соляной и серной и других (кроме азотной) кисло­тах железо реагирует с образованием водорода и соли, в которой же­лезо имеет степень окисления +2. Уравнение реакции железа с кис­лотами в краткой ионной форме выглядит так:

Fe + 2Н+ = F e 2 + + Н 2

1 4 4 I /

С холодной концентрированной серной кислотой железо не реаги­рует. Благодаря этому свойству серную кислоту можно перевозить в стальных цистернах.

При температурах 700—900 °С железо реагирует с парами воды. Реакция идет в соответствии с уравнением:

3Fe + 4 Н 2 0 = F e 3 0 4 + 4 Н 2 |

Вам хорошо известно, что на воздухе железо ржавеет — подвергает­ся коррозии. Упрощенно этот процесс можно представить уравнением:

4Fe + 6 Н 2 0 + 3 0 2 = 4Fe(OH) 3

Гидроксид железа(Ш) (ржавчина) не имеет постоянного состава, по­этому его химическую формулу часто записывают так: F e 2 0 3 • дН 2 0 .

Продукты коррозии железа имеют рыхлую структуру, поэтому во¬да и кислород беспрепятственно поступают к поверхности металла. Ес­ли, например, плотная оксидная пленка защищает алюминий и медь от разрушения, то с железом этого не происходит.

Соединения железа. Оксид железа(И) FeO проявляет свойства основного оксида, гидроксид железа(П) Fe(OH) 2 — нерастворимого в воде основания. Оксид и гидроксид F e 2 0 3 и Fe(OH) 3 во многом прояв­ляют основные свойства, но могут реагировать и как слабоамфотер-ные соединения.

Растворимые в воде соли железа (+2) на воздухе постепенно окис­ляются.

Биологическое значение железа. Ионы железа входят в состав ге­моглобина (составная часть крови), поэтому железо необходимо для организма человека и животных. Недостаток этого элемента в крови вызывает серьезные заболевания, приводящие к малокровию. Для ле­чения рекомендуется употреблять не только специальные лекарствен­ные препараты, но и пищевые продукты, содержащие железо. Желе­за много в печени, почках, бобовых, ржаном хлебе, гречневой крупе, картофеле, яблоках, абрикосах и других фруктах.

Краткие итоги параграфа • Железо принадлежит VIIIA-группе Периодической системы Д.И. Менделеева. На внешнем электронном слое атома железа нахо­дятся два электрона, на незаполненном предпоследнем слое — 14. Характерные степени окисления железа 0, +2, Н-З. Наиболее устой­чивая степень окисления железа +3.

\

( 145) /

у

• Железо — распространенный на Земле химический элемент. Большинство железных руд представляют собой оксиды, гидрокси­ды и сульфиды железа. • Простое вещество железо обладает большинством свойств, харак­терных для металлов. Оно реагирует при нагревании со многими не­металлами: кислородом, серой, галогенами. • Как типичный металл, железо реагирует с кислотами и при вы­сокой температуре с водой.

1. Объясните уравнения химических реакций, приведенные в параграфе с по­зиций представлений об окислении и восстановлении.

2 . Составьте уравнения химических реакций, характеризующих свойства оксидов и гидроксидов железа.

3 . В процессе автогенной резки стали железо «выжигается» пламенем, содер­жащим избыток кислорода. Напишите уравнение этой реакции.

4 . Соли железа со степенью окисления +3 являются сильными окислителями. Например, в растворе хлорида железа(Ш) может растворяться медь. Эта ре­акция используется в радиотехнике для травления медных печатных плат. Напишите уравнение этой реакции. Учтите, что железо понижает свою сте­пень окисления с +3 до +2.

5 . Какая масса алюминиевого порошка потребуется для полного восстановле­ния железа из 177,7 кг гематита (основной компонент — оксид железа(Ш)), содержащего 1 0 % примесей.

Т1. Гидроксид железа(Ш) можно получить, если попытаться провести реакцию между

1) F e C l 3 и N a O H 3) F e 2 0 3 и Н 2 0 2) F e и Н 2 0 4) F e 2 0 3 и Н 2

T 2 . Железо не реагирует с водным раствором 1) H 2 S 0 4 2) C u C l 2 3) N a 2 S 0 4 4) НС1

§ г 3 0 . ПРИМЕНЕНИЕ Ж Е Л Е З А И ЕГО СПЛАВОВ

Рассмотрим области применения железа и его сплавов. Железо — один из тех металлов, пользоваться которым люди на­

учились очень давно. Однако чистое железо практически не исполь­зуется. Применяются сплавы железа — чугуны и стали. Вспомним о составе этих сплавов.

Чугуны — сплавы, содержащие около 93% железа, до 4,5% угле­рода и в небольших количествах кремний, марганец, фосфор и серу.

146

а б

Рис. 40. Чугунная горелка — форсунка

Рис. 41. Изделия из чугуна а — цветок; б — решетка.

Из-за содержания сравнительно большого количества углерода в виде графита или соединения с железом F e 3 C — цементита — чугун хру­пок, и его нельзя ковать. Из чугуна отливают тяжелые детали стан­ков, машин, маховики, разнообразные плиты, форсунки (рис. 40), кра­сивые чугунные решетки и другие декоративные изделия (рис. 41). Из чугуна делают посуду, которая не прогорает при нагревании в печах открытым пламенем. Сельские жители часто называют эту посуду чу­гунками или чугунами.

Стали — сплавы железа, в которых содержание всех примесей значительно меньше, чем в чугунах. Например, массовая доля углеро­да в стали составляет от 0,3 до 1,7%. Мягкая сталь (ее называют ков­ким железом) содержит до 0,3% углерода. Она легко обрабатывается, из нее готовят гвозди, болты, кровельное железо, кузова легковых ав­томобилей, некоторые детали машин.

Твердая, закаленная сталь получается, если ее нагреть до темпера­туры 500—700 °С, а затем быстро охладить. При быстром охлаждении кристаллизуются соединения железа с углеродом, которые и придают изделию твердость. Из закаленной стали изготавливают топоры, пи­лы, рубанки, стамески, кухонные и охотни­чьи ножи и другие инструменты (рис. 42).

Для придания стали особых свойств в нее добавляют легирующие добавки, на­зываемые присадками. Добавление крем­ния приводит к увеличению эластичнос­ти, марганца — вязкости, вольфрама — твердости. Комбинируя различные присад­ки, получают специальные легированные Рис. 42. Изделия стали. Сталь, содержащая помимо железа из закаленной стали

1 4 7

18% вольфрама, 4% хрома и 1% ванадия, — «быстрорежущая», со­храняет свою твердость до температуры красного каления. Она при­меняется для изготовления инструментов — резцов и сверл.

Широко распространенные нержавеющие стали — это сплавы железа, содержащие около 18% хрома и 9% никеля. Сталь с со­держанием до 4 6 % никеля (платинит) имеет такой же тепловой ко­эффициент расширения, как и стекло, поэтому может впаиваться в него, что используют при изготовлении электроламп. Сплав фех­раль, содержащий 8 3 % железа, 13% хрома и 4% алюминия, бла­годаря жаропрочности и высокому электрическому сопротивлению, используется для изготовления проволоки для электронагреватель­ных приборов.

Краткие итоги параграфа • Чистое железо практически не используется. Применяют спла­вы железа с углеродом — чугуны и стали. Широко применяют специальные добавки, которые существенно улучшают свойства сплава. • Из чугуна изготавливают тяжелые детали машин. • Сталь наиболее широко используют как конструкционный мате­риал для изготовления машин, инструментов и других изделий. • Большое применение для изготовления специальной техники име­ют нержавеющие стали, а также стали с особыми свойствами.

1. Из какой стали целесообразно изготавливать проволоку для высококачест­венных пружин?

2 . При изготовлении топора может получиться бракованное изделие. Его лез­вие очень твердое, но крошится при попытке разрубить полено. Почему по­лучилась такая хрупкая сталь?

3 . Почему для изготовления кузовов легковых автомобилей не применяют не­ржавеющую сталь? Назовите несколько причин.

4 . Почему можно использовать сталь для изготовления арматуры железобетон­ных конструкций, а, например, медь — нет?

5 . Составьте таблицу, в которой укажите: состав специальной стали, ее назва­ние, свойства и направления использования. Пользуйтесь для этого допол­нительной литературой.

6 . Какой объем оксида углерода(И) потребуется для полного восстановления железа из 200 т железной руды, содержащей оксид железа(Ш) и 20% пус­той породы?

1 4 8

§ 3 1 . МЕТАЛЛУРГИЯ

Познакомимся с общими способами получения металлов в про­мышленности.

Металлургия — это технология производства металлов и их спла­вов. Производство металла осуществляется в два основных этапа: 1) предварительная подготовка сырья; 2) восстановление металла. Рас­смотрим сущность процессов, реализуемых на этих этапах.

Предварительная подготовка сырья. Предварительная подготовка сырья имеет большое значение в металлургии. От нее во многом за­висит качество выплавляемого металла, а также производительность всей технологической цепочки. Важной стадией предварительной под­готовки сырья является его обогащение. Руда содержит примеси пус­той породы (полевого шпата, кварца и др.). На обогатительных ком­бинатах от измельченной руды отделяют пустую породу и тем самым увеличивают содержание полезного компонента.

Вспомните, разделение смеси веществ основывается на различии свойств ее компонентов. В основе обогащения руды лежит тот же принцип. Например, железная руда магнетит F e 3 0 4 притягивается магнитом, поэтому для отделения пустой породы измельченную руду ссыпают тонкой струйкой мимо мощного магнита. Частички руды от­клоняются в сторону магнита, а частички пустой породы — нет. В ре­зультате получают концентрат — продукт с повышенным содержани­ем полезного компонента.

Для обогащения руды используют также различие в смачиваемости полезного компонента руды и породы. Вспомните опыт, который мы про­водили в 8 классе. Если опустить в воду кусок серы — он утонет, но ес­ли серу измельчить, то порошок серы плавает на поверхности воды. Час­тички серы не смачиваются водой и выталкиваются на ее поверхность.

При добавлении в воду специальных веществ удается добиться, чтобы полезный компонент не смачивался водой, а пустая порода смаг чивалась. Способ разделения смеси, основанный на различии смачи­ваемости компонентов водой, называют флотацией. На специальных флотационных машинах отделяют от руды пустую породу.

Многие металлы (железо, медь, никель) в природе встречаются в виде сульфидных руд. Эти руды на предварительном этапе подготов­ки сырья подвергают обжигу. Приведем пример уравнения обжига же­лезного колчедана:

4FeS 2 + 1102 = 2Fe 2 0 3 + 8S0 2 + Q

Получившийся в результате обжига оксид железа поступает на следующий восстановительный этап производства.

Восстановительный этап. На этом этапе проводят окислительно-восстанови­тельную реакцию, в результате которой образуется металл. В качестве восста­новителя используют уголь (кокс), мо­нооксид углерода (СО) и водород. Час-

Рис. 43. Причудливая форма то используют смесь водорода и моноок-никеля, осевшего на катоде с и д а углерода. На некоторых металлур­

гических производствах восстановление металла осуществляют путем электролиза. Восстановленный металл требует очистки. Для этого проводят электролиз, в котором неочищен-

W

ный металл служит анодом. Очищенный металл оседает на катоде. Осевший металл иногда принимает причудливые формы (рис. 43).

Рассмотрим примеры металлургических производств. Все метал­лургические производства подразделяются на черную металлургию и на металлургию цветных металлов. Это связано с тем, что все метал­лы подразделяются на черные и цветные.

К черным металлам относят железо и его сплавы. Остальные ме­таллы относят к цветным металлам.

Черная металлургия. Долгое время черная металлургия содержала в себе два последовательных производства. Из железной руды (после предварительной подготовки) получали чугун, а из чугуна — сталь.

Чугун производят в доменных печах. В качестве топлива исполь­зуется кокс, получаемый в результате прокаливания угля антрацита, а также природный газ.

Восстановление железа осуществляется углеродом и оксидом углерода(П). Эти процессы упрощенно можно выразить следующими уравнениями:

F e 2 0 3 + ЗС = 2Fe + ЗСО F e 2 0 3 + ЗСО = 2Fe + ЗС0 2

Использование кокса приводит к тому, что выплавляемый металл насыщается углеродом. В результате образуется сплав железа с углеро­дом — чугун. Как вы уже знаете, чугун содержит более 2% углерода, а также примеси соединений кремния, марганца, серы, азота и фосфора.

Большая часть произведенного чугуна используется для получения стали. Сталь содержит менее 2% углерода и существенно меньше при-

1 5 0 }

месей серы, азота, фосфора, чем чугун. Суть производства стали сво­дится к окислению (выжиганию) углерода, содержащегося в чугуне, и нежелательных примесей кислородом с последующим восстановле­нием окисленного железа.

Долгое время сталь производили (варили) в мартеновских печах. В 60-е годы прошлого столетия была популярна песня из кинофиль­ма «Весна на Заречной улице»:

Когда на улице Заречной В домах погашены огни, Горят мартеновские печи, И день и ночь горят они.

Мартеновские печи стали нашей историей. В настоящее время они практически не используются из-за низкой производительности. Од­на плавка в мартеновской печи длится около восьми часов. Большую производительность имеют кислородные конвертеры1 и электропечи. Продолжительность плавки в таких печах — менее одного часа.

В настоящее время применяют технологию прямого восстановле­ния железа из руды, минуя стадию получения чугуна. Подготовлен­ное сырье нагревается в атмосфере смеси водорода и монооксида угле­рода. В результате образуется железный порошок, из которого можно получать любой необходимый сплав.

Цветная металлургия. Одно из самых крупнотоннажных произ­водств цветной металлургии — производство алюминия.

На первом этапе путем сложной химической обработки из алюми­ниевой руды получают чистый оксид алюминия (глинозем).

На втором этапе осуществляется восстановление алюминия из оксида алюминия путем электролиза расплава А1 2 0 3 в криолите ( N a 3 A l F 6 ) . Тем­пература, при которой проводят электролиз, составляет около 1000 °С.

В расплаве происходит диссоциация оксида алюминия:

А 1 2 0 3 - 2А1 3 + + ЗО 2 "

Ионы алюминия «подходят» к катоду, на котором и происходит восстановление алюминия

А 1 3 + + Зег = А1

На аноде образуется кислород.

1 Слово «конверсия» означает превращение. В кислородном конвертере че­рез расплавленный чугун продувают кислород, поэтому он получил такое на­звание.

1,151: г"

-1 _ г"

Производство меди, никеля и ряда других цветных металлов во многом сходно. Эти металлы часто входят в состав сульфидных руд. Поэтому предварительная подготовка руды сводится к ее обогащению с последующим обжигом. Из оксида металл восстанавливают углем или смесью водорода и монооксида углерода СО.

Производство металлов вызывает много экологических проблем. Необходимо улавливать выделяющиеся при производстве оксиды се­ры, которые наносят большой вред окружающей природе. Кроме то­го, в атмосферу выделяется пыль из оксидов металлов. Долгое время расширение производства неизбежно влекло за собой обострение эко­логических проблем.

В настоящее время проводится большая работа, направленная на то, чтобы производство не приводило к экологической катастрофе, а становилось неотъемлемой частью устойчивого развития общества. Для этого процессы, происходящие на предприятиях химической и металлургической промышленности, переводят на технологические схемы, сводящие к минимуму отрицательное влияние производства на окружающую среду.

Краткие итоги параграфа • Производство металла включает два основных этапа: 1) предва­рительную подготовку сырья; 2) восстановление металла. • На первом этапе происходит обогащение руды, т. е. увеличение содержания полезного компонента, и обжиг, если в качестве сырья используют сульфидные руды. • В качестве восстановителя используют кокс, монооксид углерода, водород и электрический ток (катод). • Металлургию подразделяют на черную — производство железа и его сплавов — и цветную — производство остальных металлов. • Производство металлов требует решения экологических проблем из-за загрязнения атмосферы оксидами серы (при обжиге сульфид­ных руд) и пылью оксидов металлов.

1- Восстановление железа в доменной печи протекает ступенчато. В качест­ве восстановителя выступает не только кокс, но и образующийся моноок­сид углерода. Напишите уравнения реакции ступенчатого восстановления железа.

2 . Напишите уравнения реакций, приводящих к образованию оксидов серы, кремния, фосфора и углерода в процессе варки стали.

1 5 2

3 . Напишите уравнения реакций, протекающих в восстановительном периоде варки стали. В качестве восстановителя используют так называемые рас-кислители — сплавы марганца, кремния и алюминия.

4 . Напишите уравнения реакций, протекающих при прямом восстановлении железа из руды.

5 . Вычислите массу алюминия, который содержится в 1 т руды, в состав кото­рой входит 6 0 % оксида алюминия.

6. Почему самые крупные заводы по производству алюминия строятся рядом с крупными электростанциями?

Практическое занятие 3 F

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ПО ТЕМЕ «МЕТАЛЛЫ»)

Цель работы: изучить свойства металлов и их соединений. Прежде чем приступить к выполнению эксперимента, повторите прави

ла безопасной работы в химической лаборатории. В тетради начертите таблицу для оформления результатов практичес

кой работы.

№ и название опыта

Порядок действий

Рисунки, наблюдения

Уравнения реакций

Ответы на контрольные

вопросы

Задание 1. Сравнение свойств металлов Проведите реакции металлов с кислотой: а) в пробирку налейте 1—1,5 мл соляной кислоты и поместите

в нее 1—2 гранулы цинка; б) в пробирку налейте 1—1,5 мл соляной кислоты и поместите

в нее 1—2 кусочка железной стружки; в) в пробирку налейте 1—1,5 мл соляной кислоты и поместите

в нее 1—2 кусочка меди. Что вы наблюдаете в каждой пробирке? Объясните причину раз­

личий результатов каждого опыта. Составьте уравнения наблюдаемых реакций. Сделайте вывод о взаимодействии металлов с кислотой. Ука­жите окислитель и восстановитель.

153

Контрольные вопросы 1. Почему отличаются результаты трех экспериментов? Сделайте

вывод о возможности протекания реакций между металлами и кис­лотами.

2. Укажите окислитель и восстановитель в каждой реакции.

Задание 2. Изучение особых свойств алюминия В две пробирки поместите по два кусочка алюминиевой фольги и

прилейте в одну пробирку 0,5—1 мл соляной кислоты, а в другую — 0,5—1 мл раствора щёлочи. Если признаков реакции не наблюдается, то пробирку слегка нагрейте. Что вы наблюдаете? Какой газ выделя­ется? Сделайте вывод о свойствах алюминия. Составьте уравнения на-

•т

блюдаемых реакций в полной и краткой ионной форме, укажите окис­литель и восстановитель.

Контрольные вопросы 1. Почему алюминий способен вступать в реакции как с кислотой,

так и со щёлочью? 2. Укажите окислитель и восстановитель в каждой реакции. Задание 3. Распознавание солей различных металлов В четырех пробирках, отмеченных номерами 1, 2, 3 и 4, находятся

растворы: хлорида кальция, хлорида алюминия, хлорида меди и хлори­да железа(Ш). С помощью характерных на указанные металлы реакций определите, в какой из пробирок находится каждое из этих веществ.

Контрольные вопросы 1. Составьте алгоритм определения солей (во второй колонке таблицы). 2. Запишите уравнения реакций в полном и кратком ионном виде

(в четвертой колонке таблицы). 3. Почему предполагаемые взаимодействия веществ приведут к рас­

познаванию той или иной соли? 4. Можно ли распознать растворы каких-либо из перечисленных со­

лей, не проводя рекций? Если да, то каких и почему? 5. К какому типу относятся реакции, позволяющие распознать со­

ли металлов в растворе?

Задание 4. Получение солей (делается дополнительно) 1. Из меди получите сульфат меди(П). 2. Из железа получите хлорид железа(И) и хлорид железа(Ш). Опишите ход каждого опыта и свои наблюдения. Напишите урав­

нения проведенных реакций.

; 154;

§32 . ГАЛОГЕНЫ. ГАЛОГЕНОВОДОРОДЫ VI ГАЛОГЕНИДЫ МЕТАЛЛОВ

Рассмотрим свойства естест­венного семейства галогенов, а также химические свойства во­дородных соединений галогенов и соединений галогенов с ме­таллами — галогенидов.

Свойства химических элемен­тов. К галогенам относятся фтор, хлор, бром, иод и астат. Они об­разуют главную подгруппу седь­мой группы (VIIA-группу) Пе­риодической системы химических элементов. На внешнем электрон­ном слое атомов галогенов нахо­дится семь электронов.

Наименьший радиус атома сре­ди всех галогенов имеет фтор, поэтому у него самая высокая относительная электроотрица­тельность. Она равна четырем. Не существует веществ, в ко­торых фтор проявлял бы поло­жительную степень окисления. Для фтора возможны степени окисления - I и 0. Фтор не об­разует соединении, в которых имел бы высшую степень окис-

( 1 5 5 )

ления, соответствующую номеру группы. Остальные галогены в со­единении с более электроотрицательным элементом, например кис­лородом могут образовывать соединения, в которых степень окисле­ния их атомов положительна вплоть до +7.

Нахождение в природе. Содержание галогенов в земной коре сни­жается от фтора к астату. Галогены входят в состав многих минера­лов (табл. 15). Исключение составляет астат. Астат обнаружен в про­дуктах радиоактивного распада урана.

Соли галогенов (галогениды) входят в состав морской воды. Таблица 15

Нахождение галогенов в природе

Химический элемент

Содержание в земной коре

(массовая доля, %)

Химическая формула

минералов

Название распространенных

минералов

F 6 , 2 5 • Ю - 2 C a F 2

З С а 3 ( Р 0 4 ) 2 • C a F 2

Плавиковый шпат (флюорит) Фторапатит

С1 1,7 • Ю - 2 N a C l

КС1 N a C l • K C 1

K C 1 * M g C l 2 • 6 H 2 0

Галит (каменная соль) Сильвин Сильвинит Карналлит

Вг 1,6 • ю - 4

н • - 1

K B r • M g B r 2 • 6 H 2 0 Бромкарналлит

I 4 • 1 0 ~ 5 N a I O a Иодат натрия (сопут­ствует чилийской се­литре)

A t В поверхностном слое Земли толщиной 1,6 км содержится 7 0 мг

Встречается в про ­дуктах распада ура­на

• •

Фториды входят в состав березовых листьев, многих трав, а также костей животных и человека. Бромиды и иодиды содержатся в мор­ских водорослях.

Физические свойства простых веществ. Молекулы простых ве­ществ галогенов состоят из двух атомов.

Фтор F 2 при нормальных условиях представляет собой светло-зеле­ный газ с очень резким запахом. Чрезвычайно ядовит.

Хлор С12 — желто-зеленый газ с резким запахом. Ядовит. Во вре­мя Первой мировой войны армия Германии применила хлор как бое-

[ 1 5 6

i T Для любознательных » Слово «фтор» в переводе с греческого означает «разрушающий». Во

многих странах элемент № 9 называют флюором. Это название означает

«текучий». Оно произошло от минерала флюорита C a F 2 (этот минерал еще

называется плавиковым шпатом), используемого в металлургии для пони­

жения температуры плавления руд и металлургических шлаков.

История получения фтора связана со многими трагедиями. Английские

химики братья Томас и Георг Нокс пытались получить фтор, но их работа кон­

чилась трагически. Георг стал инвалидом, а Томас погиб. При попытке полу­

чения фтора погибли ученые Д. Никлес, П. Лайет. Отравились фтором и поте­

ряли здоровье Г. Дэви, А. Лавуазье, М. Фарадей, Ж. Гей-Люссак и Л . Тенар.

В 1 8 8 6 г. французский химик Анри Муассан получил фтор, проводя элек-

* тролиз сжиженного безводного фтороводорода .

вое отравляющее вещество. В результате многие тысячи солдат армий Антанты получили отравление и погибли.

Хлор растворяется в воде. При н. у. в одном объеме воды может раствориться д о двух объемов хлора. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Хлорная вода использовалась для отбеливания тканей. В Средние века ткани отбеливали, вывешивая их на солнце. Процесс проходил очень долго, поэтому одежда из белой ткани была дорогой и ее носила только аристократия. Для отбеливания тканей применя­ли и диоксид серы. Использование для этой цели хлора позволило существенно ускорить и удешевить процесс отбеливания.

Хлор нашел еще одно применение. Им обеззараживают водопровод­ную воду.

е-1 "

Для любознательных В переводе с греческого языка слово «хлор» означает «желто-зеленый».

Есть сведения о том, что впервые столкнулись с хлором алхимики в

IX в. Современное название этому веществу предложил выдающийся хи­

мик Гемфри Дэви.

Немецкий химик Швейгер предложил называть хлор «галогеном» —

* «рождающий соль», но это название стали использовать для обозначения •Л'

9 всего естественного семейства элементов.

* Технологию отбеливания ткани хлором предложил выдающийся фран¬

цузский химик К. Бертолле. Широкое использование этой технологии су­

щественно повлияло на то, что Париж стал центром мировой моды.

: 5 s

- 7 »

1 5 7 }

Бром — красно-бурая жидкость с резким запахом. Пары брома ядовиты.

Для любознательных 4-г

В 1 8 2 5 г. молодой французский ученый Антуан Жером Балар послал в

Парижскую академию наук сообщение о новом простом веществе, выде­

ленном из морской воды. Он предложил назвать новый химический эле¬

* мент муридом. Этим он хотел подчеркнуть, что вещество получено из рас¬

* сола. Авторитетная академическая комиссия подтвердила факт получения

'л нового простого вещества и предложила назвать его бромом, что в пере¬

* воде с греческого означает «зловонный».

*

Иод 1 2 при н. у. представляет собой черно-фиолетовые кристаллы, которые при нагревании легко переходят в газообразное состояние, практически минуя жидкое (возгоняются). Раствор иода (5%-ный) в спирте применяется в медицине для обеззараживания ран. Этот рас­твор получил название йодной настойки. Вероятно, каждый из вас пользовался этой настойкой при порезах.

Недостаток иода в организме приводит к болезни щитовидной же­лезы. Поэтому пищевую поваренную соль часто иодируют, т. е. добав­ляют соединения иода.

Для любознательных Иод открыл в 1811 г. сын французского ремесленника-селитровара

Бернар Куртуа. Работая в лаборатории, молодой ученый заметил, что

медный котел, в котором упаривался раствор золы морских водорослей,

« быстро разрушается. Исследуя это явление, он выделил фиолетовые крис­

таллы. В 1 8 1 3 году появилась первая публикация об этом веществе. Выда-

* ющийся химик и физик Ж. Гей-Люссак предложил назвать это новое про¬

* стое вещество иодом, что в переводе с греческого означает «темно-синий,

фиолетовый».

*4

Астат A t — короткоживущий радиоактивный элемент. Широкого применения не имеет из-за своей нестабильности.

Химические свойства простых веществ. С химическими свойства­ми простых веществ — галогенов вы хорошо знакомы. Это самые яр­кие представители неметаллов. Они реагируют с металлами и водо­родом,

В реакциях с металлами и водородом галогены выступают как окислители, а металлы и водород являются восстановителями. В ре-

1 5 8 )

зультате реакции галогенов с металлами образуются соли — гало-гениды, а именно: фториды, хлориды, бромиды, иодиды. Проведем опыт.

(^) Опыт 1. В банку с хлором внесем нагретую медную проволоку. Она загорается с выделением бурого дыма — хлорида меди(П):

Си + С12 = СиС12+ Q

С металлами реагируют и другие галогены. Например, кристал­лический иод начинает бурно реагировать с алюминиевым порошком при добавлении капли воды:

2А1 + 3 I 2 = 2A1I 3 + Q

Фтор реагирует с водородом со взрывом. В результате образуется фтороводород:

F 2 + Н 2 = 2 H F + Q

Водород может гореть в атмосфере хлора. Эта реакция интересна тем, что при комнатной температуре водород и хлор в темноте не вза­имодействует, но их смесь взрывается от вспышки света:

Н 2 + С12 = 2НС1 + Q

Бром и иод с водородом реагируют не так энергично, как фтор и хлор.

На примере реакции простых веществ галогенов с водородом про­слеживается закономерность, а именно: окислительная способность простого вещества в ряду F 2 — С12 — Вг 2 — 1 2 убывает. Это под­тверждают экспериментальные факты. Так, хлор вытесняет из солей только бром и иод:

С12 + 2 N a B r = 2 N a C l + B r 2

C l 2 + 2NaI = 2 N a C l + I 2

Бром вытесняет из соли только иод:

B r 2 + 2NaI = 2 N a B r + I 2

Проведем опыт.

О п ы т 2 . В пробирку с иодидом калия прильем немного хлор­

ной воды. Раствор приобретает ярко-желтый цвет. Прильем к по¬

: 1 5 9

лучившемуся раствору немного раствора крахмала. Раствор стано­вится синим. Это доказывает наличие в растворе простого вещес­тва иода.

Галогеноводороды и галогениды. Степень окисления атомов гало­генов в галогеноводородах и в галогенидах - 1 .

Галогеноводороды НС1, H B r , H I при н. у. — газообразные вещест­ва. Исключение составляет фтороводород H F . Фтороводород — легко­летучая жидкость, кипящая при Н-19,5 °С.

Галогеноводороды хорошо растворяются в воде. Фтороводород сме­шивается с водой в любых соотношениях. Раствор фтороводорода в воде называется фтороводородной, или плавиковой, кислотой. Фто-роводородная кислота обладает уникальным свойством — она способ­на реагировать со стеклом. Это свойство используется для выполне­ния матовых рисунков на стекле.

В отличие от фтороводорода, растворимость хлороводорода НС1 в воде ограниченна, хотя и очень высокая. В одном объеме воды при комнатной температуре может раствориться до 450 объемов хлорово­дорода. Проведем опыт.

Опыт 2. Наполним круглодонную колбу хлороводородом. С помо­щью пипетки внесем в колбу несколько капель воды и закроем ее

трубкой с пробкой. Нижний конец трубки по­местим в кристаллизатор с водой, подкрашен­ной лакмусом (рис. 44). В результате раство­рения хлороводорода в каплях воды давление в колбе понижается, поэтому вода поступает в колбу, образуя своеобразный фонтан. Фио­летовый цвет лакмуса в колбе изменится на красный.

Раствор хлороводорода в воде называется хлороводородной, или соляной, кислотой.

Большинство галогенидов серебра не рас­творяется в воде. Исключение составляет фторид серебра A g F . Реакцию с нитратом се­ребра используют для определения раствори­мых в воде галогенидов. Образующийся хло­рид серебра A g C l — вещество белого цвета,

Рис. 44. Опыт .фонтан». б Р°мид серебра A g B r имеет светло-желтый Растворение цвет, иодид серебра A g l — вещество желто-

хлороводорода в воде го цвета.

160

Галогениды серебра разлагаются на свету. Это свойство исполь зуется в фотографии. На фотопленке и фотобумаге изображение по является вследствие разложения на свету бромида серебра.

Краткие итоги параграфа • Галогены составляют VIIA-группу Периодической системы эле­ментов Д.И. Менделеева. На внешнем электронном слое у атомов га­логенов находятся по семь электронов. Возможная степень окисления галогенов от —1 до +7. Так как электроотрицательность фтора самая высокая, то соединений с положительной степенью окисления фтор не образует. • Простые вещества — галогены реагируют с водородом и металла­ми. В результате образуются соединения со степенью окисления ато­мов галогенов —1. • Химическая активность простых веществ галогенов от фтора к

тш'

иоду ослабевает. • Галогеноводороды растворяются в воде. Растворы галогеноводоро-дов в воде являются кислотами. • Реактивом на галогеноводородные кислоты и их соли (кроме фто-родоводородной кислоты и фторидов) служит нитрат серебра.

поггрозы и задания ... „.

1 \ В лаборатории хлор получают, воздействуя при нагревании концентриро-п ванной соляной кислотой на диоксид марганца. Напишите уравнение этой

реакции. Атомы каких элементов изменяют степень окисления? Нарисуйте схему прибора, в котором можно осуществить эту реакцию.

2 . Напишите уравнение реакции горения железа в хлоре. 3 . Почему фтороводород — жидкость, а остальные галогеноводороды — газо¬

образные вещества? 4 . Напишите уравнения реакций ионного обмена, приводящих к образованию:

а) хлорида серебра; б) бромида серебра; в) иодида серебра. 5 . Составьте уравнение реакции разложения бромида серебра под действием

света. 6 . Предложите способ нанесения на стекло матового рисунка.

. 7. Нарисуйте схему, иллюстрирующую значение и применение галогенов. T 1 . В ряду F 2 — С1 2 — Вг 2 — 1 2 окислительные свойства

1) уменьшаются 3) не меняются 2) возрастают 4) меняются периодически

\ Т2. Наибольшая полярность связи в молекуле :- 1) НС1 2) НВг 3) H I 4) H F

6 Химия. 9 класс

Узнаем о кислородных соединениях хлора, нашедших широкое применение. Обратите внимание! Этот параграф содержит любо­пытные, но необязательные для изучения сведения.

Хлор, бром и иод образуют ряд соединений, в которых имеют по­ложительную степень окисления от +1 до -1-7. Мы рассмотрим только соединения хлора, которые нашли наиболее широкое применение.

В результате реакции хлора с охлажденным раствором щёлочи об­разуется смесь двух солей:

Соль КС10 — гипохлорит калия. Эта соль применяется для отбели­вания ткани и бумаги. Она входит в состав дезинфицирующих (чис­тящих и моющих) средств. В растворе гипохлорит постепенно разла­гается (особенно на свету). В результате образуются атомы кислорода, которые обладают существенно более сильной активностью, чем моле­кулы кислорода. Атомы кислорода окисляют молекулы органического красителя при отбеливании, а также убивают микроорганизмы.

Отбеливатели, используемые в быту, действуют разрушительно на кожу человека и животных, поэтому их следует применять осторожно.

Хлорная известь CaClOCl , используемая для дезинфекции, пред­ставляет собой соль, содержащую два разных остатка: от соляной кис­лоты НС1 и от хлорноватистой кислоты НОС1.

Для производства спичек, составов для фейерверков, различных пиротехнических средств применяется бертолетова соль — КСЮ 3 .

Краткие итоги параграфа • В качестве отбеливателей и дезинфицирующих средств широко применяют гипохлориты, в частности гипохлорит калия КСЮ. • Для производства спичек и фейерверков используется бертолето­ва соль КСЮ 3 .

Вопросы и задания

!

1. Какая степень окисления хлора: а) в гипохлорите калия; б) в бертолетовой | соли; в) в хлорной извести?

2 . Напишите уравнение реакции, в результате которой получается хлорная из­весть.

I 3 . Почему хлорную воду можно использовать для отбеливания тканей и для обеззараживания воды?

С12 + 2КОН = КСЮ + КС1 + Н 2 0

§34. СЕРА. СЕРОВОДОРОД И СУЛЬФИДЫ I

Узнаем о свойствах серы как химического элемента и простого вещества, а также о свойствах сероводорода, сероводородной кис­лоты и ее солей.

Свойства химического элемента. Как у всех элементов VIA-группы, у атомов серы на внешнем электронном слое находятся шесть элект­ронов. При образовании веществ с металлами и водородом сера про­являет степень окисления - 2 (табл. 16). В составе соединений, содер­жащих кислород, для серы характерна степень окисления +4 и +6. Таким образом, для соединений серы характерны степени окисления - 2 , 0, +4, +6.

Таблица 16 Наиболее характерные степени окисления серы

Степень окисления 4 v • > .

Примеры веществ

- 2 H 2 S , N a 2 S , C u S

0 Простые вещества

+ 4 S 0 2 , S 8 , N a 2 S 0 3

+6 S 0 3 , H 2 S 0 4 , N a 2 S 0 4

Нахождение в природе. Сера довольно широко распространена в природе. Массовая доля серы в земной коре составляет 0,05%. Сера встречается в виде простого вещества, это так называемая самородная сера (рис. 45), а также входит в состав многочисленных минералов. Например, минерал свинцовый блеск представляет собой сульфид свинца P b S , минерал медный блеск — суль­фид меди C u 2 S .

Простые вещества, образуемые серой. Сера образует несколько простых веществ. К наиболее устойчивым аллотропным мо­дификациям относится кристаллическая се­ра. Ее химическая формула S 8 . Цвет крис­таллической серы — желтый. Температура плавления кристаллической серы типичная для вещества с молекулярной кристалличес- pUCt 45. Самородная кой структурой — + 112,8 °С. сера

( 1 6 3

Опыт. Нагреем в пробирке кусочек серы. Продолжим нагревание после того, как сера расплавится. Через некоторое время из расплава образуется вязкая темно-коричневая масса. Это пластическая сера.

В пластической сере сотни тысяч атомов образуют линейные моле­кулы. По физическим свойствам она напоминает пластилин. При ком­натной температуре пластическая сера постепенно переходит в крис­таллическую.

Химические свойства серы. С химическими свойствами серы вы уже знакомы. В химических реакциях с металлами и водородом сера играет роль окислителя. Ее степень окисления понижается от 0 до - 2 :

о о +1-2 Н 2 + S — -H 2S

О 0 +2 -2 Fe + S = FeS

В реакции с кислородом сера играет роль восстановителя. Ее сте­пень окисления повышается с 0 до +4:

о о +4-2 S + о 2 = s o 2

Нагреванием каучука с серой (вулканизация) получают резину, ко­торая благодаря эластичности и прочности широко используется, на­пример, для изготовления автомобильных покрышек (рис. 46).

Соединения серы со степенью окисления —2. Сера проявляет сте­пень окисления - 2 в сероводороде H 2 S и в сульфидах - солях серово­дородной кислоты.

Рис. 46. Автомобильные покрышки из резины

Сероводород — бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Очень ядо­вит. Сероводород горит на воздухе. Возможно протекание двух про­цессов.

В избытке кислорода происходит полное сгорание сероводорода: 2 H 2 S + 3 0 2 = 2 S 0 2 + 2 Н 2 0

При недостатке кислорода происходит неполное сгорание сероводо­рода с выделением серы:

2 H 2 S + 0 2 = 2S + 2 Н 2 0

Процесс неполного сгорания сероводорода используют для получе­ния серы из сероводорода. Это осуществляется, например, на нефте­перерабатывающих заводах. Сероводород получают как побочный про­дукт, который поступает на дальнейшую переработку. При этом до 70% сероводорода сгорает с образованием серы, а более 30% — с об­разованием диоксида серы. В связи с этим возникает проблема улав­ливания диоксида серы — токсичного газа, наносящего вред окружа­ющей среде и здоровью людей.

Для очистки отходящих промышленных газов, содержащих серово­дород и диоксид серы, эффективна реакция Клауса, которая протека­ет самопроизвольно в присутствии небольшого количества воды. В ре­зультате получается сера и вода:

2 H 2 S + S 0 2 = 3S + 2 Н 2 0

Сероводород хорошо растворяется в воде. Получающийся раствор является сероводородной кислотой. Эта кислота очень слабая. В воде она диссоциирует ступенчато и не полностью:

H 2 S Н + + H S "

H S " Н + + S 2 '

Большинство солей сероводородной кислоты (сульфидов) не раство­ряется в воде (см. таблицу растворимости, II форзац). Для сероводо­родной кислоты и ее растворимых в воде солей характерны реакции ионного обмена. Например, в растворе сульфид натрия реагирует с хлоридом меди(П):

N a 2 S + C u C l 2 = C u S j + 2 N a C l

Эта реакция ионного обмена протекает до конца, так как образу­ется осадок сульфида меди(П). в*

Краткие итоги параграфа • На внешнем электронном уровне атома серы находится шесть электронов. Для серы характерны степени окисления —2, 0, +4, +6. • Простое вещество сера реагирует с водородом, металлами, кисло­родом. • Сероводород способен окисляться кислородом. При недостатке кис­лорода происходит неполное окисление. В результате образуется сера и вода. • При растворении сероводорода в воде образуется слабая сероводо­родная кислота, • Большинство солей сероводородной кислоты не растворяется в воде.

Вопросы и задания _ — — . — — — ——- — — — п ll 1. Нарисуйте в тетради схему строения атома серы. Почему атом серы может j! иметь низшую степень окисления -2 и высшую степень окисления +6? |! 2. Может ли сера иметь степень окисления: а) -3; б) +7? Ответ обоснуйте. - п

N 3 . У какого элемента больше электроотрицательность — у серы или кислоро-:j да? Дайте обоснованный ответ.

4 . Приведите три примера реакций ионного обмена с участием сульфидов ме­таллов. Запишите уравнения реакций в полной и краткой ионной формах.

f 5 . При воздействии на сульфиды металлов нелетучих кислот выделяется серо-и водород. "Приведите пример такой реакции. Напишите уравнение реакции.

6. Чему равен объем при н. у. сернистого газа, полученного при сжигании 'й 224 л сероводорода, если его выход равен 95%? ц Т. Сера является окислителем в реакции, протекающей по уравнению \{ 1) 2S0 2 + 0 2 = 2S0 3

£ 2) H 2 S 0 4 + 2NaOH = Na 2 S0 4 + 2H 2 0 3) Fe + S = FeS

I 4) S0 3 + H 2 0 = H 2 S 0 4

• I X _ - „ - _ , _ _ _ _ | . - _ - 1 . - Т _ Г 1 - - Д Л - Г - - - I L I Ll_ -M J - , „

§ 35. КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ

Рассмотрим свойства оксидов, гидроксидов серы и соответству­ющих им солей.

Соединения серы со степенью окисления серы +4. Степень окис­ления +4 сера проявляет в диоксиде серы S 0 2 и образуемых им со­лях — сульфитах.

Диоксид серы S 0 2 представляет собой газообразное вещество с рез­ким запахом. Растворяется в воде. Раствор диоксида серы в воде час-

И 66)

то называют сернистой кислотой, хотя вещества состава H 2 S Q 3 не об­наружено.

Диоксид серы способен обесцвечивать некоторые красители, поэто­му его используют для отбеливания бумаги. Если хлор и гипохлорит калия обесцвечивают красители за счет их окисления, и в результа­те молекулы красителя разрушаются, то диоксид серы присоединяет­ся к молекулам красителя, который теряет свой цвет.

Диоксид серы является кислотным оксидом. Он способен реагиро­вать со щелочами. В результате образуются соли — сульфиты. Напри­мер, раствор гидроксида калия поглощает диоксид серы:

S 0 2 + 2КОН = K 2 S 0 3 + Н 2 0

Сульфиты реагируют с кислотами с образованием диоксида серы:

K 2 S 0 3 + 2НС1 = S 0 2 t + 2КС1 + Н 2 0

Эта реакция ионного обмена протекает до конца вследствие то­го, что образуется диоксид серы, который удаляется из сферы ре­акции. Вспомните условия протекания реакций ионного обмена до конца.

Диоксид серы может быть окислен до триоксида серы S 0 3 . Эта об­ратимая экзотермическая реакция ускоряется катализатором на осно­ве пентаоксида ванадия V 2 0 5 :

+4 о +6 -2 2 S 0 2 + 0 2 +± 2 S 0 3 + Q

Атомы серы в диоксиде S 0 2 выступают в качестве восстановителя. Они повышают свою степень окисления с +4 до +6.

Соединения серы со степенью окисления +6. Сера проявляет вы­сшую степень окисления +6 в триоксиде серы S 0 3 , серной кислоте H 2 S 0 4 и в ее солях — сульфатах.

Триоксид серы S 0 3 представляет собой бесцветное кристаллическое вещество, которое плавится уже при комнатной температуре и кипит при температуре -1-45 °С.

Триоксид серы реагирует с водой. При этом образуется серная кислота:

S 0 3 + Н 2 0 = H 2 S 0 4 + Q

Как типичный кислотный оксид, триоксид серы способен реагиро­вать со щелочами, например с гидроксидом натрия:

S 0 3 + 2 N a O H = N a 2 S 0 4 + Н 2 0

( 167) V . у

Рассмотрим свойства серной кислоты. Для разбавленной серной кислоты характерны все общие свойства кислот. Однако концентри­рованная серная кислота имеет несколько особых свойств. Так, кон­центрированная серная кислота обугливает сахар и древесину (с этим свойством вы знакомились в прошлом учебном году).

Горячая концентрированная серная кислота — сильный окисли­тель. Например, соляная и фосфорная кислоты в реакциях с метал­лами проявляют свойства окислителей благодаря катионам водорода, которые принимают по одному электрону и повышают свою степень окисления от +1 до 0. Концентрированная серная кислота является сильным окислителем за счет серы, содержащейся в кислотном остат­ке. Например, концентрированная серная кислота способна при нагре­вании реагировать с медью:

о +6 +2 +4 Си + 2 H 2 S 0 4 = C u S 0 4 + 2Н 2 0 + S 0 2

Обратите внимание, в результате этой реакции выделяется не во­дород, а диоксид серы. Атомы серы понижают свою степень окисле­ния от +6 до +4.

При изучении свойств металлов вы узнали, что холодная концент­рированная серная кислота не реагирует с железом, что позволяет ее перевозить в стальных цистернах.

( J | Опыт. Прильем в пробирку с раствором серной кислоты немного рас­твора хлорида бария. В результате выпадает белый осадок.

Серная кислота и ее растворимые в воде соли реагируют с хлори­дом бария. В результате этой реакции ионного обмена образуется оса­док сульфата бария:

В а 2 + + S O 2 " = B a S 0 4 |

Данная реакция используется для определения в растворе серной кислоты или ее солей.

Вам известно, что минерал, образованный сульфатом кальция, C a S 0 4 • 2Н 2 0 называется гипсом. При изучении свойств соединений каль­ция вы познакомились с тем, что прокаленный строительный гипс (але­бастр) широко используется в строительстве как связующий материал.

Краткие итоги параграфа • Степень окисления серы в диоксиде серы и в соответствующих ему солях — сульфитах равна +4. Диоксид серы S 0 2 растворяется в воде, образующийся раствор часто называют сернистой кислотой.

1 1 6 8 )

• Диоксид серы S 0 2 может быть окислен до триоксида серы SO s . • Степень окисления серы в триоксиде серы, соответствующей ему серной кислоте и ее солях равна +6. • Триоксид серы реагирует с водой с образованием серной кислоты. • Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. • Реактивом на серную кислоту и ее соли являются растворимые в воде соли бария.

Вопросы и задания _

1. Диоксид серы, как и диоксид углерода, при пропускании через известковую воду образует осадок. Напишите уравнение этой реакции.

)] 2 . Если к хлориду натрия прилить концентрированную серную кислоту и на­греть, то выделяется хлороводород. Почему возможна эта реакция обме­на? Напишите ее уравнение.

3 . Напишите уравнение реакции триоксида серы: а) с гидроксидом калия; б) с гидроксидом кальция, в) с оксидом лития.

4 . Какими свойствами обладает раствор серной кислоты? Напишите уравне­ния реакций.

5 . В трех пробирках находятся растворы: хлорида натрия, сульфата натрия и серной кислоты. С помощью каких химических реакций можно распознать, в какой пробирке находится какой раствор?

6 . Чему равен объем сернистого газа (при н. у.), полученного при обжиге 120 кг пирита FeS 2 , если его выход составляет 80% от теоретически воз­можного?

7. Один из промышленных способов получения серной кислоты осуществля­ют в соответствии с цепочкой превращений: S -»• S 0 2 —• S 0 3 —* H 2 S 0 4 . Че­му равен выход серной кислоты, если из 128 т самородной серы получает­ся 333,2 т серной кислоты?

jj Т. Отличить раствор серной кислоты от соляной кислоты можно при помощи '1) лакмуса 2) раствора гидроксида бария 3) раствора гидроксида натрия 4) цинка

ij а.

г* l " J

I " 9

'Л

§ 36. АЗОТ. АММИАК И СОЛИ АММОНИЯ

Рассмотрим свойства азота как химического элемента и как про­стого вещества, его водородного соединения аммиака и образуе­мых им солей.

Свойства химического элемента. Химический элемент азот распо­ложен во втором периоде Периодической системы элементов. Он при-

Таблица 17

Наиболее характерные степени окисления азота

Степень окисления Примеры веществ

- 3 N H 3 , NH 4 C1

0 N 2

+1 N 2 0

+2 NO

+3 N 2 0 3 , H N 0 2 , N a N 0 2

+4 N 0 2

+5 N 2 0 5 , H N 0 3 , NaNOg

надлежит к VA-группе. На внешнем электронном слое атома азота на­ходятся пять электронов. Для азота характерны степени окисления от - 3 до +5 (табл. 17).

Нахождение в природе. Азот — основной компонент воздуха. Объемная доля азота в воздухе 78%. Кроме того, азот входит в со­став минералов, в частности селитр, представляющих собой нит­раты.

Значение азота. Азот в виде органических соединений содер­жится в растениях, а также в организмах животных и человека.

•

Если в почву не вносить вещества, содержащие азот, то культур­ные растения могут испытывать недостаток азота и поэтому пло­хо развиваться. Для повышения урожая в почву вносят азотные удобрения.

Азот входит в состав многих лекарств, синтетического волокна, взрывчатых веществ.

Простое вещество азот. Азот образует одно простое вещество, фор­мула которого N 2 . Вам уже известно, что атомы азота в молекуле N 2

связаны между собой тремя ковалентными связями, поэтому азот от­личается большой инертностью. При высоких температурах (3000 °С) азот реагирует с кислородом. Реакция протекает в соответствии с уравнением:

N 2 + 0 2 5=t 2NO - Q

170 )

При высокой температуре и высоком давлении в присутствии пла­тинового катализатора азот реагирует с водородом с образованием ам­миака:

N 2 + ЗН 2 2NHo + Q

Эта обратимая химическая реакция имеет большое практическое значение. По этой реакции в промышленности получают аммиак, ко­торый используется для производства азотных удобрений. Кроме то­го, аммиак служит сырьем для производства азотной кислоты, неко­торых пластмасс и химических средств защиты растений.

Соединения азота со степенью окисления —3. Аммиак представ­ляет собой бесцветный газ с резким специфическим запахом. Хорошо растворяется в воде. Наполнив колбу аммиаком, можно провести опыт «фонтан», аналогичный опыту с хлороводородом (см. § 32).

Водный раствор аммиака, называемый нашатырным спиртом, используют в медицине.

Сжиженный аммиак и его раствор вносят в почву в качестве удоб­рения (рис. 47).

Аммиак способен взаимодействовать с кислородом. Процесс окис­ления может идти в двух направлениях:

4 N H 3 + 3 0 2 = 2 N 2 + 6 Н 2 0 + Q

4 N H 3 + 5 0 2 = 4 N O + 6 Н 2 0 + Q

Рис. 47. Удобрение почвы сжиженным аммиаком

171 \

Реакция с образованием азота протекает быстрее. Но эта реакция не имеет практического значения. Использование катализатора — пла­тины — позволяет существенно ускорить реакцию, приводящую к об­разованию оксида азота(Н). Эта реакция используется в производстве азотной кислоты.

Аммиак обладает еще одним интересным свойством. Проведем опыт. Д (jl) Опыт 1. Возьмем две стеклянные палочки. Одну смочим в растворе аммиака, а другую — в соляной кислоте. При сведении палочек на расстояние около 2 см между ними появляется белый дым (рис 48).

В результате реакции соединения аммиака с хлороводородом обра­зуется твердое белое вещество, хорошо растворимое в воде. Интересно, что раствор этого вещества проводит электрический ток. Это означает, что образовалось вещество, диссоциирующее на ионы подобно соли.

Попробуем объяснить результат опыта.

Н—N—Н

Н

Н

Н—N—Н

Н

+

+ С1

Для образования химической связи с атомами водорода азот предо­ставляет три электрона. Два электрона остаются свободными. К этим двум электронам притягивается атом водорода, имеющий частич­

ный положительный заряд, от молеку­лы НС1. В результате образуется катион аммония N H 4 и хлорид-анион СП. Та­ким образом, аммиак, реагируя с кис­лотой, ведет себя как основание.

В химии вещества, образованные за счет присоединения катиона водорода к свободной электронной паре, называют­ся ониевыми соединениями. Вспомните, как образуется ион гидроксония Н 3 0 + .

Получившееся в результате реакции аммиака с хлороводородом соединение N H 4 C 1 называется хлоридом аммония. Это вещество относится к солям, хотя и не со­держит в своем составе ионов металла.

Рис. 48. Образование дыма при реакции между растворами

аммиака и соляной кислотой

i 172 ! /

Аммиак реагирует не только с соляной кислотой, но и с други­ми кислотами, растворимыми в воде. В результате образуются соот­ветствующие соли аммония. Эту реакцию используют в производстве азотных удобрений. Например, при пропускании аммиака через рас­твор азотной кислоты образуется нитрат аммония. Его используют в качестве удобрения, которое называется аммиачная селитра.

Проведем еще один опыт.

( | | О п ы т 2. К раствору хлорида аммония прильем раствор гидроксида калия. В результате выделяется аммиак, который легко распознается по характерному запаху:

N H 4 C 1 + КОН = N H 3 | + КСГ + Н 2 0

Соли аммония реагируют со щелочами. При этом гидроксид-анион отрывает от иона аммония катион водорода:

Н

Н—N—Н Н 2 0 + N H 3

Щ На примере свойств аммиака вы еще раз убедились в том, на¬сколько разнообразна природа. Ни одна систематизация веществ не является исчерпывающей. В прошлом году вы познакомились с ос­нованиями. Выяснили, что они образованы атомами металла и гид-роксогруппами. Но оказалось, что и аммиак реагирует с кислота-

ti ми и, таким образом, проявляет основные свойства. В 8-м классе вы также познакомились с солями. В их состав

входят атомы металла и кислотные остатки. При изучении элект-L

ролитической диссоциации мы уточнили, что в состав соли входят катионы металла и анионы кислотных остатков. В то же время в состав солей аммония катионы металлов не входят.

Краткие итоги параграфа • Азот — химический элемент второго периода, VA-группы Пери­одической системы элементов. На внешнем электронном слое атома азота находится пять электронов. В соединениях азот может прояв­лять степень окисления от —3 до +5.

(173)

• Простое вещество азот представляет собой газообразное вещество, отличающееся химической инертностью. При высокой температуре азот реагирует с кислородом. В результате образуется оксид азота(П). При высоком давлении и высокой температуре в присутствии плати­нового катализатора азот обратимо реагирует с водородом. Продукт этой реакции — аммиак. • Аммиак окисляется кислородом до двух веществ: азота и оксида азота(П). • С кислотами аммиак образует соли аммония. Соли аммония — хорошие азотные удобрения. • Соли аммония реагируют со щелочами. В результате выделяется газообразный аммиак.

Вопросы и задания . _ , _ . . . -

1. Нарисуйте в тетради схему строения атома азота. Какая у атома азота мо­жет быть низшая и высшая степени окисления? Ответ обоснуйте.

2 . Может ли азот иметь степень окисления: а) - 4 ; б) +6? Ответ обоснуйте.

3 . Электроотрицательность каких атомов выше — азота, кислорода или угле­рода? Ответ обоснуйте.

4 . Почему азот является химически инертным веществом? 5. Напишите уравнение реакции, которая протекает: а) при пропускании амми­

ака через раствор серной кислоты; б) при введении в раствор нитрата ам­мония раствора гидроксида натрия.

6. Чему равен выход продукта реакции, если из 100 л азота получается 140 л аммиака (обьемы газов даны при одинаковых условиях)?

Т. Аммиак не может вступать в реакцию с 1) N a O H 2) H 2 S 0 4 3) Н+ 4) 0 2

§ 37. КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА

Рассмотрим свойства некоторых оксидов азота, соответствующих им кислот и солей.

Оксид азота(П). Вам уже известно, что при каталитическом окис­лении аммиака кислородом образуется монооксид азота N 0 . Это бес­цветный газ. Оксиду N 0 не соответствует кислота, т. е. он не являет­ся солеобразующим оксидом. Значит, он не может реагировать со щё­лочью с образованием соли.

На воздухе при н. у. монооксид азота самопро­извольно окисляется до диоксида азота:

2NO + 0 2 - 2 N 0 2

Диоксид азота имеет бурый цвет, поэтому его часто называют «бурый газ» (рис. 49).

Соединения азота со степенью окисления +3 и +4. Оксид азота(Ш) N 2 0 3 является типичным кис­лотным оксидом. При растворении этого оксида в воде образуется нестойкая азотистая кислота:

N 2 0 3 + Н 2 0 = 2 H N 0 2

Взаимодействие оксида азота(Ш) со щелочами приводит к образо­ванием солей — нитритов, например:

N 2 0 3 + 2КОН = 2 K N 0 2 + Н 2 0

Нитрит натрия используется в пищевой промышленности в качест­ве консерванта. Он позволяет сохранить привлекательный вид мясных продуктов. Однако повышенная концентрация нитритов в продуктах питания вредна для здоровья.

В качестве примера рассмотрим только одно вещество, в котором азот имеет степень окисления +4. Это диоксид азота N 0 2 — бурый газ. При растворении в воде он образует две кислоты — азотистую и азотную:

2 N 0 2 + Н 2 0 = H N 0 2 + H N 0 3

Эта реакция используется для производства азотной кислоты. Соединения азота со степенью окисления +5. К соединениям азо­

та, в которых он проявляет степень окисления +5, относится оксид азота(У) N 2 0 5 , азотная кислота H N 0 3 и ее соли — нитраты.

Оксид азота(У) является типичным кислотным оксидом. Он реаги­рует с водой. В результате получается азотная кислота:

N 2 0 5 + Н 2 0 = 2 H N 0 3

Продуктами реакции этого оксида со щелочами являются соли — нитраты:

N 2 0 5 + 2КОН = 2 K N 0 3 + Н 2 0

Азотная кислота (100%-ная) — подвижная бесцветная жидкость с резким запахом. При хранении азотная кислота окрашивается в жел­тый цвет, так как разлагается с образованием диоксида азота — буро-

Рис. 49. Выделение «бурого газа» — диоксида азота

го газа. При попадании на кожу рук азотная кислота оставляет жел­тые пятна.

Азотная кислота является сильным окислителем. Она реагирует с металлами, стоящими в ряду активности металлов после водорода (на­пример, Си, Hg, Ag). Таким свойством обладает как концентрирован­ная азотная кислота, так и разбавленная. Следует отметить, что в ре­зультате реакции металлов с азотной кислотой водород почти не обра­зуется. Приведем примеры.

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с железом об­разуется нитрат железа(Ш) и оксид азота(И):

Fe + 4HN0 3 - Fe(N0 3) 3 + NOf + 2H 2 0

В результате реакции концентрированной азотной кислоты с сереб­ром образуется нитрат серебра и выделяется бурый газ:

A g + 2HN0 3 - A g N 0 3 + N 0 2 | + Н 2 0

Концентрированная холодная азотная кислота не реагирует с же­лезом, хромом и алюминием.

Азотную кислоту широко используют для производства минераль­ных удобрений, фармацевтических препаратов, полимерных материа­лов, взрывчатых средств и порохов, а также химических средств за­щиты растений.

Краткие итоги параграфа • Оксид азота(П) не является солеобразующим оксидом, он не реа­гирует со щелочами, ему не соответствует кислота. На воздухе этот оксид окисляется до диоксида азота N 0 2 . • Оксид азота(Ш) является типичным представителем кислотных оксидов. Он реагирует с водой с образованием нестойкой азотистой кислоты, а также со щелочами с образованием солей — нитритов. • Диоксид азота реагирует с водой, в результате образуются две кислоты — азотистая и азотная. Реакция диоксида азота со щёло­чью приводит к образованию двух солей — нитрата и нитрита. • Оксид азота(У) N 2 0 5 — типичный кислотный оксид. При взаи­модействии этого оксида с водой образуется азотная кислота. Оксид азота(У) реагирует со щелочами с образованием солей азотной кис­лоты — нитратов. • Азотная кислота является сильным окислителем. Она реагирует с металлами. Водород в результате этой реакции практически не об­разуется.

i 1 7 6 ; У

Вопросы и задания

1. Какие вещества образуются в результате реакции бурого газа (N0 2 ) с гид­роксидом калия? Напишите уравнение этой реакции.

2 . Напишите уравнение реакции оксида азота(У): а) с водой; б) с гидроксидом натрия.

3*. Какие продукты образуются при взаимодействии цинка с разбавленной азотной кислотой? Напишите уравнение этой реакции.

4 . Напишите уравнение реакции концентрированной азотной кислоты с медью. 5 . Какую массу аммиачной селитры можно получить из 1 т раствора азотной

кислоты? Массовая доля кислоты в этом растворе равна 60%. 6. Почему в реакции азотной кислоты с металлами водород чаще всего не об­

разуется? 7. Нитраты способны к разложению. В результате разложения нитратов тяже­

лых металлов образуется оксид металла, бурый газ и кислород. Напишите уравнение реакции разложения нитрата меди(Н).

8- Азотную кислоту в промышленности получают согласно цепочке превращений: N H 3 — NO — N 0 2 - * H N 0 3 .

Какой объем аммиака (н. у.) потребуется для получения 504 кг азотной кис¬] лоты, если ее выход составляет 80%? h Т. Переходу N + 5 N + 4 соответствует уравнение р.

р 1) 4 N H 3 + 3 0 2 = 2 N 2 + 6 Н 2 0 Н 2) 2 H N 0 3 + A g = A g N 0 3 + N 0 2 + H 2 0 П п ?!

3) 4 N 0 2 + 0 2 + 2 Н 2 0 = 4 H N 0 3

4) HNO3 + NaOH = N a N 0 3 + H 2 0

§ 3 8 . ФОСФОР

Рассмотрим свойства фосфора как химического элемента и как простого вещества, а также свойства высшего оксида и соответс­твующей ему кислоты.

Свойства химического элемента. Химический элемент фосфор рас­положен в третьем периоде Периодической системы элементов. Он принадлежит к VA-rpynne.

На внешнем электронном слое атома фосфора находится пять элек­тронов. Радиус атома фосфора больше, чем у атома азота. Вследствие этого ядро атома фосфора притягивает к себе внешние электроны сла­бее, чем ядро атома азота. Отсюда можно сделать предположение, что относительная электроотрицательность фосфора меньше относитель­ной электроотрицательности атома азота и тем более кислорода. И это действительно так, относительная электроотрицательность азота боль­ше, чем фосфора.

Фосфор проявляет степени окисления - 3 , 0, +3, +5 (табл. 18).

; 177 •i

Таблица 18

Наиболее характерные степени окисления фосфора

Степень окисления Примеры веществ

- 3 P H 8 i , M g 3 P 2

0 Р 4 и другие

+3 Р 2 0 3 , РС1 3, РВг 3 , Н Р 0 2

+5 Р 2 0 5 , РС15, H 3 P 0 4 ? N a 3 P Q 4

Нахождение в природе. Фосфор относится к числу распространен­ных химических элементов. Его массовая доля в земной коре состав­ляет 9,3 • 10~2%. Важнейшие минералы фосфора — апатит и фосфо­рит, основу которых составляет фосфат кальция.

Значение фосфора. Фосфор содержится в растениях и в организ­мах животных и человека. В костях человека и животных содержит­ся фосфат кальция.

Фосфор необходим для нормального развития растений, поэтому в почву вносят фосфорные удобрения.

Соединения фосфора входят в состав ряда лекарственных препара­тов и химических средств защиты растений.

Фосфор как простое вещество. Фосфор образует несколько аллот­ропных модификаций. Наибольшее практическое значение имеют бе­лый и красный фосфор.

В повседневной жизни вы, конечно, соприкасались с красным фос­фором. Он входит в состав намазки спичечных коробков и спичечных головок, придавая им красно-коричневый цвет. Красный фосфор обра­зует атомную кристаллическую структуру. В зависимости от способа получения он имеет разные оттенки — от ярко-красного до фиолето­вого. При прокаливании без доступа воздуха красный фосфор пере­ходит в газообразное состояние. Охлаждение приводит к конденсации паров. В результате образуется белый фосфор.

1 Относительная электроотрицательность фосфора и водорода приблизитель­но одинакова (см. приложение), однако сопоставление химии водорода и фосфо­ра позволяет сделать вывод о том, что у водорода в большей мере выражены металлические свойства, поэтому в фосфине у фосфора принят условный заряд (степень окисления) —3.

Белый фосфор представляет собой твердое воскообразное вещество. Его молекула состоит из четырех атомов фосфора — Р 4 . Белый фос­фор светится в темноте. Это связано с медленным окислением его па­ров кислородом воздуха. Порошок белого фосфора самовоспламеняет­ся на воздухе. В отличие от красного фосфора, белый фосфор чрезвы­чайно ядовит.

Вам уже известно, что при горении фосфора образуется оксид фосфора(У) Р 2 0 5 . При недостатке кислорода может образоваться дру­гой оксид — оксид фосфора(Ш) Р 2 0 3 . На воздухе этот оксид постепен­но окисляется.

• Для любознательных Более трехсот лет назад немецкий алхимик Геннинг Бранд, пытаясь

найти эликсир жизни, получил из мочи вещество , светящееся в темно¬

* те. Он назвал это вещество «kalt.es Feuer» — «холодный огонь». Это был

*? белый фосфор. Г. Бранд стал демонстрировать свое «чудо» аристокра -

* там за вознаграждение. Тайну рецепта приготовления фосфора сохра­

нить было трудно, поэтому число демонстраторов фосфора быстро уве -

В 1 6 8 0 г., независимо от предшественников, белый фосфор получил вы-

* личивалось.

* дающийся английский химик, один из основателей химии как науки, Роберт

Бойль. После смерти ученого его ученик А. Ганквиц возродил «брэндовский

бизнес». Однако после того, как в 1 7 4 3 г. он отыскал более совершенный

способ получения фосфора и опубликовал результаты своих поисков, биз­

нес с демонстрацией фосфора прекратился.

*

Как типичный неметалл, фосфор реагирует при нагревании с ме­таллами. В результате образуются фосфиды, например:

3 M g + 2Р = M g 3 P 2

Соединения фосфора со степенью окисления +5. Оксид фосфора(У) вам уже хорошо знаком. Это белый порошок, расплывающийся на воз­духе вследствие поглощения паров воды. В связи с этим оксид фос­фора используется для очистки органических растворителей от сле­дов воды.

Вам хорошо известно, что при растворении в воде оксида фосфора(У) образуется фосфорная кислота. При этом сначала об­разуется метафосфорная кислота Н Р 0 3 . Если этот раствор проки­пятить, то получится наиболее устойчивая ортофосфорная кисло­та Н 3 Р 0 4 .

1 7 9

Ортофосфорная кислота представляет собой твердое белое вещест­во. В лаборатории обычно используются растворы этой кислоты. В во­де она ступенчато диссоциирует:

Н 3 Р 0 4 т± Н+ + Н 2 Р 0 4

Н 2 Р 0 4 ^ Н + + НРО|~

H P O f " +± н + + р о | -

В зависимости от числа атомов водорода, которые нейтрализуют­ся щёлочью, ортофосфорная кислота может образовать три вида со­лей. Например, N a H 2 P 0 4 — дигидрофосфат натрия, N a 2 H P 0 4 — гид­рофосфат натрия, N a 3 P 0 4 — фосфат натрия.

^ Соли, в состав которых входят атомы водорода, способные к \i ; дальнейшей нейтрализации щёлочью, называют кислыми.

- I

•• ; . . _. .... _ _ _ _ _ _ _ _ . _ . ._ _ ^ _____ __ _ _ _ _ _ _ _ _ : ^

Фосфорная кислота обладает всеми свойствами, характерными для кислот. Она реагирует с металлами, основными оксидами и основани­ями.

Фосфорная кислота используется в пищевой промышленности. Ее слабые растворы добавляют в различные напитки. Фосфорная кислота является сырьем для производства минеральных удобрений. В качест­ве фосфорного удобрения служит двойной суперфосфат Са(Н 2 Р0 4 ) 2 . Он получается при действии фосфорной кислоты на апатит, основной ком­понент которого — фосфат кальция. В кислые почвы нередко вносят порошок фосфорита, называемый фосфоритной мукой.

Для получения современных комплексных удобрений фосфорную кислоту нейтрализуют аммиаком. Полученное удобрение называет­ся аммофосом. К аммофосу часто добавляют хлорид калия. Такое комплексное удобрение называется аммофоской. Комплексное удоб­рение содержит несколько химических элементов, необходимых рас­тениям.

Краткие итоги параграфа • Фосфор — элемент третьего периода, VA-группы Периодической системы химических элементов. На внешнем электронном слое ато­ма фосфора находятся пять электронов. В соединениях фосфору на­иболее характерны степени окисления —3, О, +3, +5.

180 ^

• Фосфор имеет большое значение в жизни растений, животных и человека. Для нормального развития культурных растений в почву вносят фосфорные удобрения. • Простое вещество фосфор реагирует с некоторыми неметаллами, например с кислородом, и с наиболее активными металлами. • Оксид фосфора(У) обладает всеми свойствами кислотного оксида. Он реагирует с водой и щелочами. • Ортофосфорная кислота обладает типичными свойствами кислот, она реагирует с металлами, основными оксидами и основаниями.

•г Я '1 г— т—т ' Т . ' ' — ГЪГ-

1 l j

I

И

I

IE

f

1. Нарисуйте в тетради схемы электронного строения атомов азота и фосфо­ра. В чем различие в строении этих атомов?

2 . Напишите уравнение реакции горения фосфора в условиях недостатка кис­лорода.

3* . Почему шерсть «собаки Баскервилей» не загорелась от белого фосфора? 4 . Фосфор способен гореть в атмосфере хлора. Напишите уравнение этой ре­

акции. 5 . Напишите уравнение реакции оксида фосфора(У) с водой. Что происходит

после кипячения раствора? Напишите уравнение реакции. 6. При нейтрализации фосфорной кислоты могут образоваться кислые соли.

Напишите уравнения реакций, в результате которых образуются средние и кислые соли фосфорной кислоты.

7. Фосфорную кислоту получают, действуя на минерал апатит концентриро­ванной серной кислотой. Напишите уравнение этой реакции. Учтите, что в состав апатита входит фосфат кальция. Почему возможна эта реакция об­мена?

8*. При производстве фосфорной кислоты образуется побочный продукт, назы­ваемый фосфогипсом. Этот продукт обычно вывозится за территорию хими­ческого комбината и ссыпается в огромные горы. Каков состав фосфогип-са? Предложите способ использования фосфогипса.

9 . При растворении в воде хлорида фосфора(У) образуются две кислоты. На­пишите уравнение этой реакции.

10. Напишите уравнения реакций, характерных для фосфорной кислоты. 11. 15 ,5 г фосфора сожгли в избытке кислорода. Полученный оксид фосфо­

ра растворили в избытке воды и нагрели до кипения. Масса получившей­ся кислоты составила 4 6 , 5 5 г. Чему равен выход кислоты от теоретически возможного?

T 1 . Ряд соединений, в которых фосфор имеет степень окисления +3 1) РН 3 , Na 3 P, А1Р 3) НР0 2 , РС13, Р 2 0 3

2) РВг3, Р 2 0 5 , РС15 4) Р, Н 3 Р0 4 , Са 3Р 2

T 2 . С раствором фосфорной кислоты не взаимодействует 1) A g N 0 3 2) N H 3 3) С 0 2 4) Са(ОН)2

181

39. УГЛЕРОД И ЕГО НЕОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ

Все вещества подразделяются на неорганические и органичес­кие. Химический элемент углерод образует как неорганические, так и органические вещества. Рассмотрим свойства химического эле­мента углерода, его простых веществ, оксидов, а также угольной кислоты и ее солей.

Свойства химического элемента. Углерод — элемент второго пери­ода, IVA-группы Периодической системы химических элементов. На внешнем электронном слое атома углерода содержится четыре элект­рона. Следовательно, при образовании химической связи атом углеро­да может присоединить к себе до четырех электронов или отдать до четырех электронов. В связи с этим степень окисления углерода в не­органических соединениях может быть - 4 , 0, +2, +4.

Нахождение в природе. Массовая доля углерода в земной коре состав­ляет 0,1%. В природе встречаются минералы, представляющие собой про­стое вещество углерод: графит и алмаз (рис. 50, а). Различие в их строе­нии уже обсуждалось. Углерод входит в состав многих минералов, явля­ющихся по химическому составу карбонатами кальция, магния, железа и др. В атмосфере содержится около 0,03% диоксида углерода С0 2 .

Физические свойства. Как вы хорошо знаете, углерод образует не­сколько аллотропных модификаций. Среди них наиболее распростра­нены графит и алмаз.

Графит — темно-серое тугоплавкое вещество с металлическим блес­ком и низкой твердостью. Проводит электрический ток, но от метал­лов отличается хрупкостью. Графит широко используется для изготов­ления грифелей для карандашей и электродов (рис. 51).

Вам известны уголь и сажа. Эти вещества состоят из мельчайших кристаллов графита.

Алмаз представляет собой бесцветное тугоплавкое вещество, отли­чающееся самой высокой (из природных веществ) твердостью. Исполь­зуется для изготовления ювелирных изделий. Ограненный алмаз называ­ется бриллиантом (рис. 50, б).

Непригодные для ювелирных целей алмазы используют для изго­товления высокоточных режущих инструментов.

В 1985 г. открыта новая аллотропная мо- ™ *

<jt^ ******* , ^ t l _ т_*

дификация углерода — фуллерены. Моле­кулы фуллеренов напоминают футбольный ^ 1^ мяч. В настоящее время фуллерены найде-ны в составе сажи, полученной определен- 4 ^ С * ^ * ным образом.

Значение углерода. Соединения углерода входят в состав практически всех живых организмов, подавляющего большинства фармацевтических препаратов. Трудно выделить область деятельности человека, в которой не использовались бы соединения углерода. Из­делия из углеволокна прочнее стали, поэтому широко используются в технике (рис. 52).

Химические свойства простых веществ. Простые вещества, образованные углеродом, являются яркими представителями неме­таллов. Рассмотрим их химические свойс­тва на примере угля.

Как многие неметаллы, уголь реагирует с кислородом. В избытке кислорода уголь Рис. 52. Ткань из сгорает с образованием диоксида углерода: углеволокна

С + 0 2 = С 0 2 + Q

При недостатке кислорода происходит неполное сгорание угля с об­разованием монооксида углерода — ядовитого угарного газа:

2C + 0 2 = 2С0 При взаимодействии угля с водородом образуется метан:

С + 2 Н 2 - СН 4

Уголь способен реагировать со многими металлами. Например, при спекании угля с кальцием образуется карбид кальция:

Са + 2С = СаС 2

Раскаленный до 500 °С уголь реагирует с водой:

С + Н 2 0 = с о + н 2

Образующаяся в результате этой реакции смесь газов СО 4- Н 2 на­зываютводяным газом. Вы проводили эту реакцию, когда пытались залить горящий костер водой.

Уголь окисляется концентрированной серной кислотой. Реакция протекает при нагревании:

С + 2 H 2 S 0 4 = С 0 2 + 2 S 0 2 + 2 Н 2 0

Рассмотрим свойства соединений, в которых углерод имеет степень окисления +2, +4. Эти соединения используются наиболее широко.

Оксид углерода(П). Как вы уже знаете, несолеобразующий оксид углерода(П), или монооксид углерода, образуется при неполном сгора­нии угля или органических веществ. Это вещество очень ядовито, по¬этому его часто называют угарным газом.

Монооксид углерода используется в промышленности. Во многом это обусловлено его ярко выраженными восстановительными свойства­ми. Мы уже обсуждали, что прямое восстановление железа из руды осуществляется смесью водорода и монооксида углерода.

Соединения углерода со степенью окисления +4 . Степень окисле­ния -1-4 углерод имеет в диоксиде углерода С 0 2 , в угольной кислоте Н 2 С 0 3 и в ее солях.

Оксид углерода(1У), или диоксид углерода С 0 2 является типичным кислотным оксидом. Он реагирует с основными оксидами, со щелоча­ми и водой. Для этого соединения широко используется название уг­лекислый газ.

Углекислый газ не поддерживает горение. Им заправляют огнету­шители. Они представляют собой стальные баллоны красного цвета раз­личного объема и называются углекислотными огнетушителями.

Диоксид углерода растворяется в воде. Он широко используется в пи­щевой промышленности для приготовления газированных напитков.

Из растворенного в воде газа около 20% вступает с водой в хими­ческую реакцию, в результате которой образуется угольная кислота:

С 0 2 + Н 2 0 5=ь Н 2 С 0 3

Угольная кислота относится к слабым кислотам. В воде она сту­пенчато диссоциирует:

Н 2 С 0 3 *± Н + + HCOg Н С 0 3 <=* н + + с о§ -

Как и для фосфорной кислоты, для угольной кислоты характерно образование кислых солей. Проведем опыт.

( - 1 8 4 )

Опыт. Нальем в пробирку 2—3 мл известковой воды и пропустим через нее углекислый газ. В результате выпадает осадок. Уравнение этой реакции вам известно:

Са(ОН) 2 + С 0 2 = СаС0 3 | + Н 2 0

Продолжим пропускать через осадок углекислый газ. Через неко­торое время осадок исчезает.

Что же произошло? Образовался растворимый в воде гидрокарбо­нат кальция:

СаС0 3 + Н 2 0 + С 0 2 - Са(НС0 3 ) 2

Карбонаты, например кальция и магния, разлагаются при прока­ливании:

СаС0 3 = СаО + С 0 2

Гидрокарбонаты разлагаются в существенно более мягких услови­ях. Например, гидрокарбонат натрия (в быту он называется натрием двууглекислым или пищевой содой) начинает разлагаться уже при температуре 50 °С:

2 N a H C 0 3 = N a 2 C 0 3 + Н 2 0 + С 0 2

Пищевую соду используют, например, при выпечке хлеба. Как вы уже знаете, при нагревании она разлагается с образованием диокси­да углерода, благодаря чему хлеб становится пышным.

В результате рассмотренной реакции также образуется карбонат натрия. В быту и технике карбонат натрия часто называется кальци­нированной содой. Это связано с тем, что в химической технологии кальцинацией называется разложение в результате прокаливания. Та­ким образом, название «кальцинированная сода» означает «сода, по­лученная в результате прокаливания».

Кальцинированную соду нередко называют стиральной содой. Это вещество долгое время использовали для стирки белья.

Для всех солей угольной кислоты характерна обменная реакция с кислотами. В результате этой реакции образуется угольная кисло­та, которая не может существовать в большой концентрации и сразу разлагается:

СаС0 3 + 2НС1 = СаС12 + С 0 2 | + Н 2 0

С этой реакцией вы уже давно знакомы.

Краткие итоги параграфа • Углерод — элемент второго периода, IVA-группы Периодической системы химических элементов. На внешнем электронном слое ато­ма углерода находятся четыре электрона. Возможные степени окис­ления углерода от —4 до +4 . • Простое вещество, образованное углеродом, например уголь, реа­гирует с кислородом, водородом, многими металлами, водой, концен­трированной серной кислотой и другими веществами. • Монооксид углерода СО (угарный газ) не является солеобразую-щим, т. е. ему не соответствует кислота. Будучи сильным восстано­вителем, широко используется в металлургии. • Диоксид углерода С 0 2 как типичный кислотный оксид, способен реагировать с основными оксидами, со щелочами и водой. Этому ок­сиду соответствует угольная кислота. • Угольная кислота относится к слабым кислотам. Как двухосновная кислота, она диссоциирует ступенчато. Образует средние и кислые соли.

га 'ОПРОСЫ к зад?шш i . / i ; . - ' -—.хин-' Ом:--:- L -

s!

4 I " . '

h I. 4

- 1 *

•л —

. - J

1. Составьте уравнение реакции горения при недостатке кислорода: а) угля; б) метана.

2 . Составьте уравнение реакции образования водяного газа. 3 . Какие правила следует соблюдать, чтобы в быту не отравиться угарным га­

зом? Что следует сделать, если произойдет утечка этого газа? 4 . Составьте уравнение реакции восстановления меди из ее оксида моноокси­

дом углерода. 5 . Приведите несколько способов получения диоксида углерода. 6. Напишите уравнения реакций, характерных для диоксида углерода. 7. В рекламе часто говорят о веществе, называемом «сода бикарбонат». Такое на­

звание связано с неправильным переводом. S o d i u m — в переводе с француз­ского и многих других языков означает натрий. О каком веществе идет речь? Одну из щелочей часто называют каустической содой. Что это за щёлочь?

8 . Какой объем диоксида углерода (н. у.) вступил в реакцию при образовании 2 ,0 г карбоната кальция?

9. При восстановлении угарным газом 1 0 8 кг магнитного железняка F e 3 0 4 бы­ло получено 6 3 кг железа. Чему равен выход продукта реакции?

T 1 . Найдите соответствие между формулой вещества и областью его примене­ния.

Формула вещества Область применения 1) СО а) в строительстве 2) С 0 2 б) в металлургии 3) N a H C O g в) в кондитерском производстве 4) СаС0 3 г) в пожаротушении

1 8 6

L - 1 2 3 4

p 9 Г :I -

(Вычертите эту таблицу в тетради и в колонку с цифрой запишите соответс твующую букву.)

Т2. Уравнению 2Н+ + СОз~ = Н 2 0 + С 0 2 соответствует взаимодействие в рас творе 1) кремниевой кислоты и карбоната калия 2) азотной кислоты и карбоната кальция 3) серной кислоты и карбоната бария 4) соляной кислоты и карбоната натрия

§ 4 0 . КРЕМНИЙ

Рассмотрим свойства кремния как химического элемента и как простого вещества, а также свойства соединений кремния.

Свойства химического элемента. Кремний, как и углерод, находится в IVA-группе Периодической системы химических элементов. На внешнем электронном слое атома кремния находится четыре электрона. Кремний входит в третий период. Значит, у атома кремния на один электронный слой больше, чем у атома углерода. Поэтому радиус атома кремния боль­ше радиуса атома углерода, и атом кремния слабее, чем атом углерода, притягивает к себе внешние электроны. У кремния меньше относитель­ная электроотрицательность, чем у углерода. Степень окисления - 4 крем­ний имеет в соединениях с металлами. В соединениях с водородом и в кислородных соединениях степень окисления кремния +4.

Таким образом, для кремния характерны степени окисления - 4 , 0, +4.

Нахождение в природе. Кремний по распространенности уступа­ет только кислороду. Массовая доля кремния в земной коре состав­ляет 27,6%.

Кремний входит в состав многих минералов и горных пород. Зем­ная кора более чем наполовину состоит из кислородных соединений кремния — оксида кремния и солей кремниевой кислоты — силика­тов. Молочный и дымчатый кварц, горный хрусталь, аметист, кварце­вый песок состоят из оксида кремния. В природе распространены си­ликаты: алюмосиликаты, полевые шпаты, глинистые минералы.

Биологическое значение кремния. Кремний имеет большое значение для развития растений и живых организмов. Многие растения, напри­мер крапива, хвощ и другие, содержат органические производные крем-

{ 187,

ния. Соединения кремния используются в качестве необходимого растениям микро­элемента.

Установлено, что при сращивании сло­манных костей человека и животных в костях повышается содержание соедине­ний кремния.

В последние годы получили распро­странение пищевые добавки, включающие различные усвояемые организмом соеди­нения кремния. Эти добавки предотвра­щают множество опасных заболеваний.

Свойства простого вещества Наибо­лее устойчивая аллотропная модифика­

ция кремния имеет строение, подобное алмазу. В связи с этим крем­ний представляет собой очень твердое тугоплавкое вещество. Чистый кристаллический кремний имеет металлический блеск (рис. 53).

Кремний является полупроводником и широко используется для изготовления полупроводниковых приборов.

Получают кремний восстановлением из оксида кремния коксом. Процесс проводят в электропечи:

S i 0 2 + 2С = S i + 2СО

Рис. 53. Кристаллический кремний

Для любознательных С древних времен человек использует кремень, кварц, горный хрусталь,

песок и различные силикаты. Простое вещество кремний был впервые по¬

лучен относительно недавно. В 1 8 2 5 г. шведский химик Иёнс Якоб Берце-

лиус выделил кремний в виде коричневого порошка.

Новый элемент получил название «силиций» (от латинского s i i e x — кре­

мень).

Первый промышленный способ получения кремния был предложен в

конце X I X века выдающимся русским химиком Н.Н. Бекетовым.

Химические свойства кремния во многом аналогичны свойству про­стого вещества углерода. Для него характерна реакция с кислородом, галогенами и металлами. В отличие от углерода, кремнию не свойс­твенна реакция с водородом. Водородное соединение кремния — си-лан S i H 4 — получают, воздействуя на силицид магния соляной кис­лотой.

Соединения кремния со степенью окисления +4. Степень окисления +4 для кремния наиболее характерна. В оксиде, в кремниевой кислоте и ее солях — силикатах атомы кремния имеют степень окисления +4.

Оксид кремния S i 0 2 (кремнезем) — бесцветное твердое тугоплавкое ве­щество. Специально приготовленный порошок оксида кремния (силика-гель) широко используется в качестве адсорбента (рис. 54, а). Гранулиро­ванный силикагель широко используется для осушки воздуха (рис. 54, б). Как уже отмечалось, оксид кремния встречается в виде горного хрус­таля (рис. 55), молочного и дымчатого кварца и чистого речного песка.

По своей структуре оксид кремния и другие кислородсодержащие со­единения кремния представляют собой неорганические полимеры, в ко­торых атомы кремния и кислорода, связанные между собой, образуют своеобразные цепочки, ленты и сетки (рис. 56). Этим объясняется туго­плавкость оксида кремния, температура плавления выше 1600 °С.

Оксид кремния является кислотным оксидом. С водой он не взаи­модействует. Для этого оксида характерна реакция со щелочами. Про­ведем опыт.

Опыт. Поместим в пробирку немного порошка оксида кремния и прильем раствор гидроксида натрия. Нагреем раствор. Через некото­рое время мы наблюдаем растворение оксида кремния:

S i 0 2 + 2NaOH = N a 2 S i 0 3 + Н 2 0

г-х>--~ • щ 1 чаз: ' - v

б

а

а Рис. 54. Силикагель

порошкообразный; б нулированный

гра Рис. 55. Кристаллы горного хрусталя

1 8 9

Рис. 56. Строение оксида кремния и силикатов. Атомы: кремния — черные, кислорода — голубые

Силикаты щелочных металлов растворимы в воде. Силикат натрия входит в состав силикатного клея. Раствор силиката натрия часто на­зывают жидким стеклом. При стоянии этого раствора на воздухе под действием углекислого газа выпадает осадок кремниевой кислоты:

N a 2 S i 0 3 + Н 2 0 + С 0 2 = H 2 S i 0 3 j + N a 2 C 0 3

Кремниевая кислота не имеет постоянного состава, поэтому ее фор­мулу правильнее записывать S i 0 2 * 7гН 20. Кремниевая кислота пред­ставляет собой нестойкое вещество. Со временем она разлагается на оксид кремния и воду:

H 2 S i O s = S i 0 2 + Н 2 0

При сплавлении оксида кремния с оксидами алюминия, кальция, магния и щелочных металлов образуются силикаты. Они не имеют пос­тоянного состава, поэтому их формулы записывают как соединение окси­дов металлов с оксидом кремния. Например, алюмосиликат, полученный в результате сплавления 1 моль оксида алюминия и 2 моль оксида крем­ния, имеет состав А 1 2 0 3 • 2 S i 0 2 . Большинство силикатов не растворяется в воде. Их строение во многом сходно со строением оксида кремния. По­этому силикаты плавятся при высокой температуре, выше 1500 °С.

Краткие итоги параграфа • Кремний — элемент третьего периода, IVA-группы Периодической системы химических элементов. На внешнем электронном слое ато­ма кремния находятся четыре электрона. В соединениях кремнию характерны степени окисления —4, О, +4 .

; 1 9 0 i

• Кремний — второй химический элемент после кислорода по рас­пространенности в земной коре. Он входит в состав минералов и гор­ных пород, представляющих собой оксид кремния и соли кремние­вой кислоты — силикаты. • Кремний имеет большое значение для развития растений и жи­вых организмов. Кремний входит в состав лекарственных средств и пищевых добавок. • Простое вещество кремний используется для изготовления полу­проводниковых приборов. • Оксид кремния является кислотным оксидом. Он не растворяется в воде, реагирует со щелочами. • Кремниевая кислота — твердое, нерастворимое в воде вещество, разлагается при нагревании. • Силикаты щелочных металлов растворимы в воде. Силикаты большинства металлов не растворяются в воде. Вопросы и задания , ,

!| 1. Напишите уравнения реакций между кремнием и: а) магнием; б) кислоро-| дом; в) хлором.

| 2 . Напишите уравнения реакций получения силана и его горения на воздухе, р 3* . Какие химические реакции протекают при склеивании бумаги силикатным Р клеем? Напишите уравнения этих реакций. й 4 . С помощью какой реакции можно доказать принадлежность оксида кремния ч ц к кислотным оксидам? Напишите уравнение этой реакции. [ 5 . Кремний можно получить методом алюминотермии. Какую массу кремния

можно получить из 4,0 г кремнезема, если выход продукта реакции состав­ляет 8 5 % ?

| 6 . Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме: а) между си­ликатом натрия и соляной кислотой; б) между раствором силиката натрия и хлоридом кальция.

^ £ ^ - § 4 1 . СИЛИКАТНЫЕ МАТЕРИАЛЫ

Рассмотрим состав, свойства и производство силикатных мате­риалов. Обратите внимание! Этот параграф содержит любопытные, но необязательные для изучения сведения.

Силикаты — соли кремниевой кислоты — широко применяются как материал для строительства зданий, мостов и других сооруже­ний. Силикатные материалы подразделяются на природные (минера­лы) и искусственные. Из природных силикатных материалов наибо-

лее широкое применение в строительстве получили кварц, полевой шпат ( К 2 0 • А1 2 0 3 • 6Si0 2 ) , гранит и другие минералы. Из природных минералов изготавливаются строительные камни (блоки) и облицовочная плитка.

Гораздо больше, чем природные силикаты, используются искусст­венные силикатные материалы. К таким материалам относятся: вяжу­щие средства (цемент), керамика, стекла, ситаллы.

Сырьем для производства искусственных силикатных материалов служат природные минералы: кварцевый песок, глины, полевой шпат, известняк. В качестве сырья используются и отходы различных про­изводств — шлаки, зола и др.

Производство вяжущего средства. С некоторыми вяжущими средс­твами вы уже знакомы — это известковый раствор и гипс (алебастр).

*

К силикатным вяжущим средствам относится портландцемент. В бы­ту это средство называется просто цементом. В состав портландцемента входят силикаты и алюминаты кальция (тСаО • яА1 2 0 3 * ftSi02). Моль­ное соотношение оксидов в формуле бывает различное, что отражают ко­эффициенты т, п и ft. Кроме того, в цементе содержатся оксиды маг­ния и железа.

Производство цемента (рис. 57) включает две основные стадии: 1) производство клинкера, 2) измельчение клинкера.

Сырьем для производства цемента обычно служат известняк, мел и глина. Напомним, что в состав мела и известняка входит карбо­нат кальция СаС0 3 . Глина представляет собой алюмосиликат. При

Рис. 57. Общий вид цементного завода

192

ние воды, затем разлагаются примеси органических веществ и карбо­нат кальция.

На заключительной стадии оксиды кальция, алюминия и кремния спекаются и образуют однородную твердую массу — клинкер. При из­мельчении клинкера получается порошок, который и называется пор­тландцементом. Затвердевание цемента происходит в результате погло­щения воды.

Существует несколько марок 1 цемента. Из смеси воды, цемента и речного песка готовят цементный стро­

ительный раствор. Смесь цементного раствора с гравием образует бе­тон. Если в бетон помещается стальная арматура, то получают желе­зобетонные конструкции.

Производство керамики. Керамические материалы получают спе­канием природных глин со специальными минеральными добавками. Керамические изделия подразделяют на пористые — фаянс, кирпич, огнеупоры — и спекшиеся — фарфор.

Производство керамических изделий включает следующие основные стадии: 1) размельчение, смешивание и увлажнение сырья, 2) формо­вание изделия, 3) сушку, 4) обжиг. Рассмотрите таблицу 19. Для про­изводства кирпича полевой шпат, как правило, не используется. Для изготовления изделий из фарфора требуется больше полевого шпата, чем для изделий из фаянса. Температура обжига в ряду кирпич — фаянс — фарфор возрастает.

Таблица 19 Состав сырья и условия производства керамических изделий

Вид керамики Состав сырья Температура обжига

Кирпич красный 4 0 — 4 5 % глины, 5 0 % песка, д о 5 % окси­д а железа(Ш)

9 0 0 — 1 1 0 0 °С

Фаянс 2 5 — 3 5 % глины, 2 5 — 3 0 % кварцевого песка, д о 1 0 % полевого шпата

1 2 0 0 — 1 2 7 0 °С

Фарфор 2 5 — 5 5 % белой глины, 2 5 — 3 0 % кварце­вого песка, 1 5 — 2 0 % полевого шпата

1 3 0 0 — 1 4 5 0 °С

1 Обозначается цифрой: 4 0 0 , 5 0 0 или 6 0 0 . Цифра означает предел выдержи­ваемой нагрузки образцом цемента после затвердевания (в кг/см 2 ) . Таким обра­зом, чем больше цифра - тем лучше цемент.

7 Химия. 9 класс 1 9 3

Рис. 58. Посуда из фаянса (XX в.)

Рис. 59. Фаянсовый электроизолятор

Рис. 60. Фарфоровая чашка (XX в.):

а — при обычном освеще­нии; б — в темноте перед

пламенем свечи

Из фаянса изготавливают облицовочную плитку, сантехнические изделия и дешевую посуду (рис. 58). Фаянс является хорошим элект­роизолятором, поэтому из него изготавливают высоковольтные элект­роизоляторы (рис. 59). Из фарфора изготавливают дорогую посуду. Из­делия из фарфора имеют тонкую полупрозрачную поверхность (рис. 60).

Изделия из фаянса и фарфора специально покрываются глазурью. Для этого после обжига на поверхность изделия наносят смесь квар­цевого песка и полевого шпата, после чего проводят повторный обжиг. В результате на поверхности образуется слой стекла.

На посуду перед покрытием глазурью часто наносят рисунок. Для этого используются минеральные краски (например, в состав синей краски входят соединения кобальта, в состав зеленой краски — оксид хрома(Ш), в состав красной краски входят соли золота). На фарфоро­вую посуду часто наносят золотой рисунок. Это тонкий слой самого настоящего золота. Такую посуду нельзя помещать в микроволновую печь, потому что могут образоваться опасные электрические разряды.

Производство стёкол. Обычное оконное стекло получается при сплав­лении карбонатов натрия и кальция (магния) с оксидами алюминия и кремния. При варке стекла карбонаты разлагаются, и образуется од­нородная масса. При охлаждении полученная масса не успевает за­кристаллизоваться, поэтому сохраняет прозрачность. В настоящее вре­мя производятся различные типы стекол, состав которых отличает­ся разнообразием (табл. 20). В отличие от оконного стекла оптичес­кое стекло и хрусталь не содержат оксидов алюминия, кальция,

( 1 9 4 !

а б

Рис. 61. Изделия из стекла: а — посуда; б ~~ стекловолокно на фоне стеклоткани

магния и натрия, а в их состав входят оксиды калия и свинца в раз­личном соотношении. Химическое стекло содержит оксиды калия и бора. Это придает стеклу стойкость к перепаду температур.

Таблица 20

Состав различных стекол

Тип стекла Содержание оксидов (%)

Тип стекла S i 0 2 А 1 2 0 3 СаО M g O N a 2 0 к 2 о РЬО

Оконное 7 0 — 7 3 1 , 5 — 2 8 — 1 0 3 — 4 1 4 — 1 5

Бутылочное 6 9 — 7 2 3 — 4 9 — 1 0 2 — 4 1 5 — 1 6

Химическое 1 6 8 — 7 0 3 — 5 6 — 8 1 — 2 8 10 5 — 6

Оптическое 4 7 — 6 5 6 4 5

Хрусталь 5 5 — 7 7 — — 1 0 — 1 3 3 0 — 3 5

Специальные добавки придают стеклу различную окраску. Так, ок­сид кобальта СоО окрашивает стекло в синий цвет, а оксиды железа F e 2 0 3 или хрома С г 2 0 3 — в зеленый цвет.

Стекло — широко используемый материал в строительстве и ма­шиностроении, его применяют для изготовления электротехнических изделий, посуды (бытовой и химической), художественных изделий (рис. 61, а). Из стекла изготавливают стекловолокно (рис. 61, б).

В химическое стекло добавляется оксид бора (В2Оо).

7'

Ситаллы. Ситаллы представляют собой полностью или частично закристаллизован­ное стекло. При получении ситалла сварен­ное стекло» содержащее специальные добав­ки (оксиды лития, цинка, марганца, кадмия и др.), определенное время выдерживают при температуре 500 °С. При этом образуются мелкие кристаллы стекла. По сравнению со стеклом ситаллы более прочные, химически и термически более стойкие (рис. 62).

Изделия из ситаллов производятся не так давно — с 60-х г. X X в. Из них изготавлива­ют трубы, подшипники, работающие без смаз­

ки, поршни цилиндров двигателей внутреннего сгорания и другие изде­лия, выдерживающие высокие нагрузки при температуре до 500 °С,

Рис. 62. Шарики для подшипников из ситалла

Краткие итоги параграфа • К искусственным силикатным материалам относятся: вяжущие средства — цемент, керамика, стекла, ситаллы. Сырьем для произ­водства искусственных силикатных материалов служат природные минералы: кварцевый песок, глины, полевой шпат, известняк. • На первой стадии производства цемента проводится обжиг смеси известняка, мела и глины — получение клинкера. На второй ста­дии — измельчение клинкера. • Керамические материалы получают спеканием природных глин, кварцевого песка и других добавок. • Стекла получают сплавлением карбоната натрия (или калия), кар­бонатов кальция и магния с оксидами алюминия и кремния. Про­цесс получения стекла проводится при таких условиях, чтобы крис­таллизация стекломассы не успела пройти. • При производстве ситаллов создают условия для кристаллизации стекла. Изделия из ситаллов отличаются высокой прочностью.

— -

п

II

1. Составьте таблицу в которой укажите известные вам вяжущие средства и причины их затвердевания.

2*. Напишите химическую формулу стекла в общем виде. 3 . Можно ли арматуру делать из меди? Ответ обоснуйте. 4 . Сколько кремния можно получить при восстановлении его из 2 4 0 г оксида

кремния, если его выход составляет 9 7 % ?

1 9 6 j

|Цй Практическое занятие 4

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ПО ТЕМЕ «НЕМЕТАЛЛЫ»

Цель работы: изучить свойства неметаллов и их соединений. Прежде чем приступить к выполнению эксперимента, повторите прави

ла безопасной работы в химической лаборатории .

В т е т р а д и начертите таблицу д л я оформления результатов практичес

кой работы.

№ и название опыта

Порядок действий

Рисунки, наблюдения

Уравнения реакций

Ответы на контрольные

вопросы *

W

Задание 1. Изучение различий в химической активности галогенов Вам выданы растворы хлора (хлорная вода — С12), брома (бромная

вода — Вг 2 ) , иода (йодная вода — 12), а также растворы галогенидов и раствор крахмала. Проведите реакции, подтверждающие различия в химической активности галогенов. Сделайте выводы. Составьте окис­лительно-восстановительные реакции и укажите для каждой реакции окислитель и восстановитель.

Контрольные вопрос ы 1. Сделайте вывод о зависимости окислительной активности гало­

генов от зарядов ядер их атомов. 2. Укажите окислитель и восстановитель в каждой реакции.

Задание 2. Изучение свойств аммиака Даны растворы аммиака, соляной кислоты, фенолфталеина. Прове­

дите реакции, демонстрирующие основные свойства аммиака. Составь­те уравнение реакции в ионной форме.

Контрольные вопрос ы 1. Почему аммиак проявляет основные свойства? 2. Что представляет водный раствор аммиака? 3. К какому типу относится реакция взаимодействия водного рас­

твора аммиака с кислотой?

Задание 3. Распознавание солей различных кислот В четырех пронумерованных пробирках находятся растворы хлори­

да натрия, карбоната натрия, нитрата натрия, сульфата натрия. С по­

та Химия. 9 класс 197

мощью характерных реакций определите, в какой из пробирок нахо­дится каждое из этих веществ.

Контрольные вопрос ы 1. Составьте алгоритм определения солей (во второй колонке таб­

лицы). 2. Напишите уравнения реакций в полном и кратком ионном виде

(в четвертой колонке таблицы). 3. Почему предполагаемые взаимодействия веществ приведут к рас­

познаванию той или иной соли? 4. К какому типу относятся реакции, позволяющие распознать со­

ли в растворе?

Задание 4. Получение солей (делается дополнительно) 1. Получите карбонат кальция из угля. 2. Получите фосфат натрия из фосфора.

е

Глава VI Ч х -

ганические веществ

42, У Г Л Е В О Д О Р О Д Ы

Химические элементы неме­таллы образуют, как правило, одно, два, реже несколько летучих водо­родных соединений. Так, хлор обра­зует хлороводород HCI, сера— се­роводород H 2 S . Углероду принадле­жит особое место. Число его водо­родных соединений столь велико, что их невозможно точно сосчитать. Объяснение этого парадокса вы найдете в данном параграфе.

Вещества, состоящие только из углерода и водорода, принадлежат к большому классу органических соединений.

Органические вещества, мо­лекулы которых состоят только из атомов углерода и водорода, называют углеводородами.

Вам уже известен простейший углеводород — метан СН 4 . Однако существует много других углеводо­родов . Обратите внимание, если элемент — неметалл образует два

7а*

водородных соединения, то в одном из них атомы этого элемента свя­заны между собой. Так, строение пероксида водорода НО—ОН, а стро­ение гидразина H 2 N — N H 2 . Атомам углерода в существенно большей мере, чем атомам других химических элементов, свойственна способ­ность связываться между собой. Молекулы углеводородов могут представ­лять собой линейные цепочки из атомов углерода (1), иметь разветвле­ния (2), а также образовать замкнутые циклы (3). В этих углеводоро­дах между атомами углерода имеются только одинарные связи. Такие углеводороды называются предельными. Молекулы углеводородов мо­гут содержать двойные (4) или тройные (5) ковалентные связи между атомами углерода. Такие углеводороды называются непредельными.

н н н н н н н

н — с — с — с — с — с — с — с — н

н н н н н н н

н н н н н н н

н — с — с — с — с — с — с — с — н

н н н н - с - н н н н

н — с — н

н н н \

н \

н

н с — с

с — с н

\ н н н

н н н

н — с — с = с — с — н

н н н

н — с — н

н

н

н

н н

н — с — с = с — с — с — н

н н

Непредельные углеводороды могут вступать в реакцию соединения с водородом, поэтому-то они и получили такое название. Рассмотрим пример такой реакции:

Н2С=СН2 + Н 2 * НдС—СНд

Предельные углеводороды в реакцию соединения вступать не мо­гут. Они до предела насыщены атомами водорода.

Разнообразие углеводородов обусловлено способностью атомов уг­лерода к образованию цепей, причем цепи могут быть линейными, разветвленными и замкнутыми в циклы. Атомы углерода могут со-

г* т_ г" ^

200; Ч у

единяться между собой одинарными (простыми), двойными и трой­ными ковалентными связями.

В зависимости от числа атомов углерода в молекуле углеводороды могут быть при н. у. газообразными (Сг — С 4 ) , жидкими (С 5 — С 1 5 ) и твердыми (более С 1 6 ) .

В природе углеводороды содержатся в нефти и природном га­зе. Главной составной частью природного газа является метан СН 4 . В быту в качестве газообразного топлива часто используют про­пан С 3 Н 8 . Для автогенной сварки и резки стали применяют аце­тилен С 2 Н 2 . Это непредельный углеводород. В молекуле этого ве­щества два атома углерода соединены между собой тройной свя­зью н с = с н .

Углеводороды получают путем переработки нефти. При этом по­лучают жидкие углеводороды, служащие топливом (бензин, керосин, дизельное и реактивное топливо), а также вязкие жидкие и твёрдые продукты (различные масла, парафин и др.).

Рассмотрим химические свойства углеводородов. Все углеводороды способны гореть на воздухе или в атмосфере кис­

лорода с выделением большого количества теплоты. Продуктами сго­рания являются диоксид углерода и вода.

В предельных углеводородах атомы водорода могут замещаться на атомы галогена, например хлора. Это химическое свойство использу­ется для получения растворителей, содержащих хлор. Например, хлор-этан получают по реакции этана с хлором:

С 2 Н 6 + С12 — С 2Н 5С1 + НС1

Реакция протекает при облучении реакционной смеси ультрафио­летовым светом.

Непредельные углеводороды, имеющие между атомами углерода двойные и тройные ковалентные связи, легко присоединяют галоге­ны и галогеноводороды. Например, реакция с участием этилена про­текает согласно уравнению:

Н 2 С = С Н 2 4- НС1 -* Н 3С—СН 2С1

(Чтобы не путать двойную связь со знаком равенства, в уравнени­ях с участием органических веществ между левой и правой частями обычно ставят стрелку.)

Углеводороды, содержащие двойные связи, способны вступать в ре­акцию, имеющую большое практическое значение. Их молекулы мо­гут соединяться друг с другом и образовывать длинные цепочки, со-

( 2 0 1 )

Рис. 63. Водопроводные трубы из полипропилена

держащие тысячи атомов углерода. Такая удивительная реакция на­зывается реакцией полимеризации. Например, газ этилен полимери-зуется, в результате чего образуется полиэтилен:

п Н 2 С = С Н 2 - ( - Н 2 С - С Н 2 - ) „

Буква п означает, что группа —Н 2 С—СН 2 — повторяется в молеку­ле п число раз, п > 1000.

С помощью реакции полимеризации получают ценные полимерные материалы — полиэтилен, поливинилхлорид, полипропилен, а также синтетические каучуки.

Об использовании полимеров вы хорошо знаете. Например, из по­лиэтилена и полипропилена делают легкие пакеты-сумки. Из поли­пропилена изготавливают водопроводные трубы (рис. 63). Каждый из вас ходил по полипропиленовому коврику и использовал полипропи­леновую веревку.

Краткие итоги параграфа • Разнообразие углеводородов обусловлено способностью атомов углерода к образованию линейных, разветвленных или замкну­тых в циклы цепей. Атомы углерода могут соединяться между со­бой одинарными (простыми), двойными и тройными ковалентными связями. • Углеводороды подразделяются на предельные, непредельные и циклические. • Углеводороды горят в атмосфере воздуха или кислорода.

( 202 ̂ г

• В предельных углеводородах атомы водорода могут замещаться на атомы галогена. • Непредельные углеводороды способны к присоединению водорода, галогенов и галогеноводородов. • Непредельные углеводороды вступают в реакцию полимеризации.

1. Почему запрещено оставлять автомобиль в гараже с работающим двигате­лем?

2 . Напишите уравнение реакции горения ацетилена в атмосфере кислорода. 3 . Напишите уравнение реакции между этиленом и хлором. 4 . Почему предельные углеводороды не способны к присоединению хлора и

хлороводорода?

НЕНИ

Наряду с атомами углерода и водорода, в состав органических соединений могут входить атомы кислорода. Рассмотрим такие со­единения.

Свойства кислородсодержащих органических соединений отличают­ся разнообразием и существенным образом зависят от того, в состав какой группы атомов входит атом кислорода.

I — --i -Lt-j j i •

Группу атомов, существенным образом определяющую свойства ^ органического вещества, называют функциональной группой.

Атомы кислорода могут входить в состав нескольких функциональ­ных групп. Такими функциональными группами являются:

г и д р о к с и л ь н а я группа (спиртовая) ! —О—НI ! - — . ч - х . . . . . . _ . . . I •

о к а р б о н и л ь н а я группа <—С—1

к а р б о к с и л ь н а я группа (кислотная) j—С О

\ О — н

V 203 )

Производные углеводородов, в молекулах которых атом водорода замещен на ту или иную функциональную группу, составляют отде­льный класс органических соединений. Производные углеводородов, содержащие гидроксильную группу, образуют класс веществ, называ­емых спиртами. Рассмотрим отдельные представители спиртов.

Метанол, или метиловый спирт, Н 3С—ОН — жидкость со специфи­ческим запахом. Метанол очень ядовит. Прием нескольких граммов метанола, принятых внутрь вызывает у человека слепоту и смерть. Ме­танол широко используется в промышленности для синтеза полимеров, лекарственных препаратов и химических средств защиты растений.

Этанол, или этиловый спирт, Н 3 С—СН 2 —ОН — жидкость со спе­цифическим запахом. Входит в состав различных спиртных напит­ков, используется в медицине и как сырье для синтеза органических соединений.

Глицерин — бесцветная вязкая жидкость. Молекула глицерина со­держит три спиртовые группы:

н н н

н — с — с — с — н

о н о н о н Вы, конечно, слышали об этом веществе. Глицерин смягчает ко­

жу, поэтому издавна используется для производства косметических средств. Из глицерина получают лекарственные препараты и взрыв­чатые вещества. Метод получения динамита из глицерина предложил знаменитый Альфред Нобель.

Одно из характерных химических свойств спиртов — реакция со щелочными металлами. В этой реакции атом водорода гидроксильной группы замещается на атом металла, в результате образуются солеоб-разные соединения — алкоголяты:

2Н 3С—ОН + 2Na — 2Н 3С—ONa + H 2 t

Можно утверждать, что спирты обладают некоторыми свойствами кислот. Однако в воде они практически не диссоциируют, поэтому ре­акция спиртов со щелочами практически не идет.

О

Карбонильную группу —С— имеют в своем составе альдегиды и кетоны — два других класса органических соединений. Рассмотрим два примера. В кабинете биологии вы, конечно, видели мелких живот-

204

ных (лягушек, червей и др.) и их органы, помещенные в банки со спе­циальной жидкостью. В качестве такой сохраняющей от гниения жид­кости часто используют формалин. Формалин представляет собой вод­ный раствор формальдегида. Химическая формула формальдегида:

О II

н — с — н Как видно из формулы, в молекуле формальдегида содержится толь­

ко один атом углерода. Это простейший представитель альдегидов. Формальдегид имеет широкое применение в промышленности. Он

служит сырьем для производства пластмасс, которые не размягчают­ся при нагревании. Из этих пластмасс изготавливают различные элек­тротехнические изделия (выключатели, розетки, штепсельные вилки и т. п.).

Простейший представитель кетонов — ацетон: О

Н 3 С—С—СН 3

Ацетон применяют как растворитель красок.

Карбоксильную группу —С содержат органические кислоты. Л 0 — Н

Они называются карболовыми кислотами. Приведем несколько при­меров таких кислот.

Многие насекомые и даже растения для своей защиты вырабаты­вают муравьиную кислоту. Ее химическая формула:

О

Н—С—ОН В пищевой промышленности широко используют уксусную кисло­

ту. В состав уксусной кислоты входят два атома углерода: О II

н 3 с — с — о н Среди карбоновых кислот выделяют так называемые высшие жир­

ные кислоты. В молекулы этих кислот входят более 15 атомов угле­рода. Такой кислотой является, например, стеариновая кислота:

О

Н 3 С - ( С Н 2 ) 1 6 - С - О Н

205 Ч У

Стеариновая кислота — твердое вещество. Растворимые в воде карбоновые кислоты, например муравьиная

и уксусная, диссоциируют. В частности, при диссоциации уксусной кислоты образуются ацетат-анион и катион водорода:

О О II II

Н 3С—С—ОН Н 3 С—С—О" + н +

Таким образом, диссоциация в воде карбоновых кислот не отли­чается от диссоциации слабых неорганических кислот. Поэтому мно­гие карбоновые кислоты обладают свойствами, характерными для не­органических кислот. Например, уксусная кислоты реагируют с ме­таллами:

О О

2Н 3С—С—ОН + 2Na — 2Н 3С—С—ONa + Н 2 |

В результате образуется соль — ацетат натрия и выделяется во­дород.

Высшие жирные кислоты с металлами практически не реагируют. Можно неделю нагревать стеариновую кислоту с цинком и не достичь заметных успехов.

Все карбоновые кислоты хорошо реагируют со щелочами. Соли жирных карбоновых кислот входят в состав мыла. Кислородсодержащие органические соединения генетически связа­

ны между собой. Окислением спирта можно получить альдегид, а окислением альдегида — карбоновую кислоту. Восстановление карбо-новой кислоты может привести к образованию альдегида, а при вос­становлении альдегида получается спирт.

окисление

СПИРТ - АЛЬДЕГИД - КАРБОНОВАЯ КИСЛОТА

восстановление

Краткие итоги параграфа • Свойства кислородсодержащих органических соединений отлича­ются разнообразием и существенным образом зависят от того, в со­став какой функциональной группы входит атом кислорода.

• Атомы кислорода могут входить в состав гидроксильной (спирто­

вой) группы —О—Н, карбонильной группы Х С = 0 и карбоксильной

группы —С Х О Н

• Наличие в составе молекулы органического вещества той или иной функциональной группы определяет принадлежность вещества к тому или иному классу органических соединений. • В состав спиртов входит одна или несколько гидроксильных групп. • Альдегиды и кетоны содержат карбонильную группу. • Карбоновые кислоты содержат карбоксильную группу. • Кислородсодержащие органические соединения генетически свя­заны между собой. Окислением спирта можно получить альдегид, а окислением альдегида — карбоновую кислоту. Восстановление кар-боновой кислоты может привести к образованию альдегида, а при восстановлении альдегида получается спирт.

1. Что произойдет, если кусочек натрия опустить в этанол? Напишите уравнение протекающей реакции.

2 . Напишите уравнение реакции стеариновой кислоты с гидроксидом натрия. 3 . Какой объем водорода (н. у) выделится, если с избытком натрия прореаги­

ровало 5 ,0 г глицерина? 4 . Для производства метанола используют синтез-газ (смесь водорода и мо­

нооксида углерода). Напишите уравнение реакции получения метанола. 5 . Формальдегид получают из метанола при повышенной температуре в при­

сутствии серебряного катализатора. В ходе реакции от молекулы метанола отщепляется молекула водорода. Напишите уравнение этой реакции.

§ 44, Ж И Р Ы И У Г Л Е В О Д Ы

К кислородсодержащим органическим соединениям относятся жиры и углеводы. Вы наверняка слышали об этих веществах. Жиры и углеводы необходимы для питания человека и животных.

Жиры. Карбоновые кислоты способны реагировать со спиртами. Продукты реакции высших жирных карбоновых кислот с глицери­ном называют жирами.

(207)

Жир, образованный глицерином и стеариновой кислотой, имеет та­кой состав:

О

Н 2С—О—С—(СН Я)

Н 2 С — о

о

о

2П8 СН 3

Н 9 С—О—С—(СН ? ) 2т CHg

С - ( С Н 2 ) 1 8 - С Н

Жиры имеют большое значение для жизни живых организмов. Они являются источниками энергии.

Углеводы. К кислородсодержащим органическим соединениям относят большой класс соединений, называемых углеводами. Эти вещества получили такое названия потому, что во многих случа­ях атомное отношение водорода и кислорода в их молекулах такое же, как для молекулы воды, т. е. Н : О — 2 : 1. Например, хоро­шо известная вам глюкоза имеет формулу С 6 Н 1 2 0 6 . Химическое на­звание сахара, который мы кладем в чашку кофе или чая, — са­хароза. Формула сахарозы С 1 2 Н 2 2 0 1 1 . Углеводы часто называют са-харами.

Углеводы имеют сложное строение молекул. В качестве примера приведем структурную формулу глюкозы:

н н н н

н 2 с — с — с — с — с —

о н о н о н о н о н

о

н

Как видно из формулы, в состав молекулы глюкозы входят пять гидроксильных групп и одна альдегидная.

Углеводы разлагаются при нагревании. Проведем опыт.

Опыт. В пробирку поместим крупинку сахара и прокалим ее в пла­мени спиртовки. Через некоторое время пройдет реакция разложения. В результате образуется сажа и вода.

К углеводам относятся некоторые известные вам органические по­лимеры. Например, на основе нескольких тысяч, а то и сотен тысяч

208

молекул глюкозы, соединенных между собой, образуются крахмал и целлюлоза. Древесина, бумага, хлопчатобумажная ткань в основном состоят из целлюлозы.

Углеводы в организме играют роль источников энергикг:

С 6 Н 1 2 0 6 + 6 0 2 - » 6 С 0 2 + 6 Н 2 0 + Q

Краткие итоги параграфа • Жиры — это продукты реакции между глицерином и высшими жирными кислотами. • Углеводы — класс многочисленных органических соединений, мо­лекулы которых состоят из атомов углерода, водорода и кислорода. В составе молекул многих углеводов соотношение атомов водорода и кислорода такое же, как и в молекуле воды, поэтому весь класс ве-

•

ществ получил такое название. При прокаливании углеводы разла­гаются с образованием сажи и воды. Углеводы часто называют са-харами, т. к. многие из них имеют сладкий вкус.

1. При нагревании жира с раствором щёлочи образуется мылоподобное ве­щество и глицерин. Составьте схему этой реакции.

2 . Напишите уравнение реакции разложения: а) глюкозы; б) сахарозы.

§ 4 5 , АЗОТСОДЕРЖАЩИЕ ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ

Рассмотрим органические соединения, в состав молекул которых входят не только атомы углерода и водорода, но и атомы азота.

В большинстве природных органических соединениях азот входит в состав функциональной аминогруппы — N H 2 . Органические вещес­тва, молекулы которых содержат аминогруппы, образуют класс ами­нов. Вы, наверное, заметили, что аминогруппа имеет явное сходство с молекулой аммиака N H 3 . Амины можно рассматривать как производ­ные аммиака, в молекуле которого один, два или все три атома водо­рода замещены на часть молекулы углеводорода. Если замещен один атом водорода, то образуются первичные амины.

Например, метиламин:

Н 3 С—NH 2

209

При замещении двух атомов водорода в молекуле N H 3 получаются вторичные амины. Например, диметиламин ( H 3 C ) 2 N H . Эту формулу можно записать и так:

Н

СН 3 —N—СН 3

В молекуле третичного амина все три атома водорода замещены на углеводородные части. Например, триметиламин:

с н 3

СН 3 —N—СН 3

Разнообразие аминов определяется „тем, какие углеводородные части содержатся в молекуле, а также числом углеводородных час­тей в молекуле.

Амины представляют собой жидкие или твердые вещества с рез­ким запахом рыбы. Как и аммиак, амины способны реагировать с кислотами. При этом образуются солеподобные твердые вещества. На­пример, метиламин реагирует с соляной кислотой. При этом получа­ется хлорид метиламмония:

СН 3 —NH 2 + НС1 — СН 8 —NHjCr

Хлорид метиламмония растворяется в воде. Раствор этого вещест­ва проводит электрический ток.

Краткие итоги параграфа • Многие органические соединения содержат азот в составе амино­группы — N H 2 . • Органические вещества, в молекуле которых имеется аминогруп­па, называют аминами. • Разнообразие аминов определяется составом углеводородной час­ти, а также числом углеводородных частей в молекуле. • Амины, как и аммиак, способны реагировать с кислотами с об­разованием солей.

- --1

si 1. Напишите уравнение реакции между соляной кислотой и: а) метиламином; б) диметиламином; в) триметиламином.

2 . Напишите уравнение реакции хлорида метиламмония со щёлочью в растворе. :\ 3* . Почему азот со степенью окисления -3 , лучше усваивается растениями, чем

--л

азот со степенью окисления +3 и +5? •г

210 \ у "

ТЫ. БЕЛКИ

Вы узнаете о природных полимерах, определяющих разнообра­зие живых организмов. Это — белки.

Аминогруппа — N H 2 может входить в состав карбоновых кислот. Такие кислоты составляют особый класс органических соединений, называемых аминокислотами. Простейший представитель аминокис­лот — аминоуксусная кислота:

к о н

Это вещество представляет собой производное уксусной кислоты, в котором один атом водорода в группе —СН 3 замещен на аминогруппу.

Следующая в ряду простейших аминокислот — аминопропионо-вая кислота:

Н 3С—С С Cv

А к о н

Общая формула аминокислот: Н

R—С—

к о н

•

В приведенной формуле R — углеводородная часть молекулы. Разнообразие аминокислот обусловлено тем, что в их молекулах

могут быть различные углеводородные части. Из аминокислот в организме растений, животных и человека обра­

зуются белки — основной материал живых организмов. По своему со­ставу белки представляют собой природные полимеры, образованные различными аминокислотами.

Разнообразие белков определяется тем, какими аминокислотами и в каком порядке они образованы.

Белки составляют основу всех живых организмов. Из белков состо­ит мышечная ткань. Волосы человека и шерсть, а также пух и перья животных — это тоже белки. Белки являются составной частью при­родных катализаторов — ферментов.

\

1 211 )

Этим параграфом завершается ваше первоначальное знакомство с органическими веществами. Более подробно химию органических ве­ществ вы будете изучать в старших классах.

Краткие итоги параграфа • Аминогруппа может входить в состав органических кислот. Класс органических кислот, содержащих аминогруппу, называют амино­кислотами. • Белки представляют собой полимеры, образованные аминокисло­тами. • Белки составляют основу всех живых организмов.

-̂ftг:г, г *if p. vj •- ц j-ч--г h

Г_

1*. Аминокислоты обладают амфотерными свойствами. Напишите .уравнение реакции аминоуксусной кислоты: а) с соляной кислотой; б) с раствором гид­роксида натрия.

2 . Приведите примеры неорганических полимеров. 3 . Составьте сообщение о значении полимеров в быту, технике и в живых ор­

ганизмах.

2 1 2

ЗАКЛЮЧ

Вот вы и завершили изучение химии в 9-м классе. Вспомните то, что вы узнали в этом учебном году. Вы познакомились с попытками систематизации химических элементов и с открытием Периодичес­кого закона Д.И. Менделеевым. Причина периодического изменения свойств химических элементов вам не была сразу понятна. Разобрать­ся в ее сущности помогла теория строения атомов. И это не единс­твенный пример. В ходе изучения химии вы столкнулись с явления­ми, которым трудно было найти объяснение. Например, почему кисло­ты, соли и щелочи вступают в реакции обмена? В поиске объяснения сущности этих явлений вы узнали о теории химической связи. В со­ответствии с этой теорией атомы простых веществ образуют простые вещества благодаря ковалентной неполярной связи. Многие соли и ще­лочи состоят не из молекул, а из разноименных ионов, которые при­тягиваются друг к другу, образуя твердые кристаллические вещества. В молекулах кислот имеются ковалентные полярные связи. Соли, кис­лоты и щелочи при растворении в воде диссоциируют на ионы, кото­рые в процессе обмена могут образовывать новые вещества.

Из химии 8-го класса вам было известно, что окисление — взаи­модействие вещества с кислородом. В результате окисления, как пра­вило, образуются оксиды. Восстановление — процесс обратный окис¬лению, в результате которого из оксида образуется простое вещество. В этом учебном году вы узнали, что окисление и восстановление со­провождаются переходом электронов от восстановителя к окислителю. Таким образом, окисление не может быть без восстановления.

Обратите внимание, изучение новых теорий сопровождалось рас­ширением возможностей давать объяснения явлениям, с которыми вы сталкивались ранее и сущность которых не могли объяснить. Открой­те предисловие к учебнику и постарайтесь дать ответы на поставлен­ные в начале учебника вопросы. Убедитесь, что на многие вопросы вы уже знаете ответ, однако не на все. Вот они:

• Почему в результате одних реакций теплота выделяется, а в ре­зультате других — поглощается?

• Почему одни химические реакции протекают быстро, а дру­гие — медленно?

2 1 3

• Почему водородные соединения одних неметаллов, например НС1, H B r , H 2 S , при растворении в воде образуют кислоты, а рас­творы других — СН 4 , N H 3 , РН 3 , S i H 4 - кислоты не образуют?

К этому перечню можно прибавить следующие вопросы: • Как предсказать, возможно ли протекание реакции, или реакция

не может протекать ни при каких условиях? • Почему катализаторы ускоряют химическую реакцию? • Почему электропроводность полупроводников повышается при по­

вышении температуры, а металлов — понижается? • Почему железо (и его сплавы) притягивается магнитом, а, напри­

мер, цинк, олово и свинец — нет? • Почему растворы солей меди(П) голубого цвета, а железа(Ш) —

желтого? Чтобы ответить на эти вопросы, нужно познакомиться с более сов­

ременными теориями. Некоторыми из них вы «вооружитесь» в стар­ших классах, если продолжите изучение химии на профильном уров­не. Но и самые современные теории не позволяют дать исчерпываю­щий ответ на все возникающие вопросы, то есть дать объяснение всем фактам, с которыми сталкиваются ученые в процессе исследований.

Познание безгранично. Перед каждым поколением исследователей стоит много загадок природы, которые предстоит еще разгадать. И ва­шему поколению, безусловно, будет в чем себя проявить.

ОТВЕТЫ

Глава I § 1. Т. 2. § 4. Т1. 3. Т2. 1. § 8. Т. 4. § 9. Т1. 3. Т2. 1. ТЗ. 4. Т4. 2. § 10. T l . 1. Т2. 2. ТЗ. 3. Т4. 1. Т5. 1.

Глава II § 11. Т. 1. § 12. Т1. 3. Т2. 4. § 14. Т1. 3. Т2. 2. § 15. T l . 1. Т2. 3. ТЗ. 1. Т4. 2. § 16. Т1. 3. Т2. 2. § 17. 6. 9,8 г. 7. 7,84 г. 8. 2,24 л. T l . 1. Т2. 3. ТЗ*. 2. Т4. 3. § 18. T l . 1. Т2. 1в, 2а, 36.

Глава Ш § 20. 6. 4.48 л; 12,8 г. T l . 1. Т2. 4. § 21. Т. 4. § 22. Т1. 4. Т2. 4.

Глава IV § 23. 2. 6 г. 4. 1,12 л. § 24. 7. 12,25 г. 8*. 11,3%. Т. 3. § 25. 9. 243,3 г. Т1. 4. Т2. 1г, 2д, За, 46. § 26. T l . 1. Т2. 1. § 27. 6. 216 г. 7. 782,6 г. Т. 1в, 2д, 36, 4г. § 28. 5. 10,2 г, 9 г. Т. 2. § 29. 5. 54 кг. T l . 1. Т2. 3. § 30. 6. 67 200 м 3. § 31. 5. 317,65 кг.

§ 32. T l . 1. Т2. 1. ТЗ. 4. § 34. 6. 212,8 л. Т. 3. § 35. 6. 35,84 м 3. 7. 85%. Т. 2. § 36. 6. 70%. Т. 1. § 37. 5. 761,9 кг. 8. 448 м 3. Т. 2. § 38. 11. 95%. Т1. 3. Т2. 3. § 39. 8. 0,448 л. 9. 75%. Т1. 16, 2г, Зв, 4а. Т2. 4. § 40. 4. 108,64 г.

Глава VI § 43. 3. 1,8 л.

1. Ряд напряжений (активности) металлов

К+/К Ва 2 + /Ва Са 2 + /Са N a + / N a Mg2+/Mg B e 2 + / B e A1 3 + /A1

-2,92 -2,91 -2,79 -2,71 -2,37 -1,97 -1,66

М п 2 + / М п Z n 2 + / Z n Сг^ /Сг F e 2 + / F e N i 2 + / N i S n 2 + / S n P b 2 + / P b

-1,17 -0,76 -0,74 -0,47 -0,23 -0,14 -0,13

2Н+/Н 2

0 : Л J -г « :";-

2 . Относительная электроотрицательность (ЭО) химических элементов (по Л . Полингу)

Элемент ЭО Элемент ЭО

F 4 Sn 1,7

О 3,5 Ge 1,7

С1 3,16 T i 1,6

N 3,04 Zr 1,6

Вг 2,96 Be 1,5

I 2,6 A l 1,5

С 2,5 Sc 1,3

S 2,5 Y 1,3

Se 2,4 M g 1,2

Те 2,1 Ca 1,0

Р 2,1 L i 1,0

Н 2Д Sr 1,0

A s 2,0 Ba 0,9

В 2,0 Na 0,9

Si 1,8 К 0,8

Sb 1,8 Rb 0,8

Cs 0,7

3 . Периодическая система химических элементов Д. И. Менделее (длиннопериодный вариант)

ПЕРИ

ОДЫ

ГРУППЫ

ПЕРИ

ОДЫ

1(1А) 2 (ПА) 3 (ШВ) 4 (IVB) 5(VB) 6(VIB) 7(VUB) 8(VU1B) 9(VIIIB) Ю(УШВ) 11 (IB) 12 (ИВ) 13 (ША) 14(IVA) 15 (VA) 16 (VIA) 17(VTJA) 18(УША)

1 Н 1

1,0079 Водород Символ Атомный (порядковый) номер

\ /

Не 2

4,00260 Гелий

2 L i 3

6,941 Литий

Be 4

9,01218 Бериллий J

Ъ < 1,0079^

Зодород > \ Относительная атомная масса

в 5

10,81 Бор

с 6

12,011 Углерод

N 7

14,0067 Азот

О 8

15,9994 Кислород

F 9

18,9984 Фтор

N e 1 0

20,179 Неон

3 N a 1 1

22,989 Натрий

M g 1 2

24,305 Магний

Название \ Относительная атомная масса А1 1 3

26,9815 Алюминий

S i 1 4

28,0855 Кремний

р 15 30,973

Фомфор

S 1 6

32,06 Сера

С1 1 7

35,453 Хлор

а 18 Аг

39,948 Аргон

4 к 1 9

39,0983 Калий

Са 2 0

40,08 Кальций

2 1 Sc 44,9559

Скандий

22 т . 47,88

Титан

23 у 50,9415 Ванадий

2 4 Сг 51,996

Хром

2 5 Мп 54,938 Марганец

2 6 Fe 55,847

Железо

2 7 Со 58,9332 Кобальт

2 8 N i 58,69

Никель

2 9 Си 63,546

•Медь

3 0 Z n 65,39

Цинк

G a 3 1

69,72 Галлий

Ge 3 2

72,59 Германий

А 33 A s

74,9216 Мышьяк

S e 3 4

78,96 Зелен

Вг 79,904

Бром

К г 3 6

83,80 Криптон

5 R b 3 7

85,4678 Рубидий

S r 3 8

87,62 Стронций

39 у 88,9059

Иттрий

4 0 Z r 91,22 Цирконий

4 1 N b 92,9064

Ниобий

4 2 Мо 95,94 Молибден

4 3 Тс [98] Технеций

4 4 R u 101,07

Рутений

4 5 R h 102,905

Родий

46 p d

106,42 Палладий

4 7 A g 107,868

Серебро

4 8 C d 112,41

Кадмий

In 4 9

114,82 Индий

S n 5 0

118,69 Олово

S b 5 1

121,75 Сурьма

Те 5 2

127,60 Теллур

j 53 126,904

Иод

Х е 5 4

131,29 Ксенон

6 Cs 5 5

132,905 Цезий

Ва 5 6

137,33 Барий

5 7 La* 138,905

Лантан

7 2 ш 178,49

Гафний

7 3 Та 180,9479

Тантал

7 4 w 183,85 Вольфрам

7 5 R e 186,207

Рений

7 6 Os 190,2

Осмий

77 j r

192,22 Иридий

7 8 pt 195,08

Платина

7 9 А и 196,967

Золото

8 0 H g 200,59

Ртуть

Т1 8 1

204,383 Таллий

РЬ 8 2

207,2 Свинец

B i 8 3

208,980 Висмут

Ро 8 4

[209] Полоний

A t 8 5

[210] Астат

R n 8 6

[222] Радон

7 р г 87

[223] Франций

R a 8 8

[226] Радий

89А*с* [227]

Актиний

, 0 4 R f [261] Резерфордий

1 0 5 D b [262]

Дубний

1 0 6 g g

[266] Сиборгий

1 0 7 B h [264]

Борий

1 0 8 H s [269]

Хассий

, 0 9 M t

[268] Мейтнерий

1 1 0 D s [271]

Дармштадтий

1 1 1 R g [272] Рентгений

112 113 114

^Лантаноиды

5 8 Се 5 9 Рг 6 0 N d 6 1 P m 6 2 S m 6 3 Ей 6 4 G d 6 5 ТЬ 6 6 D y 6 7 Но 6 8 Ег 6 9 Т т 7 0 Y b 7 1 L u 140,12 140,908 144,24 [145] 150,36 151,96 157,25 158,925 162,50 . 164,930 167,26 168,934 173,04 174,967

Церий Празеодим Неодим Прометий Самарий Европий Гадолиний Тербий Диспрозий Гольмий Эрбий Тулий Иттербий Лютеций

А * Актиноиды

9 0 T h 9 1 Ра 92 п 9 3 N p 9 4 Ри 9 5 А т 9 6 С т 9 7 В к 98 c f 9 9 E s 1 0 0 F r a 1 0 1 M d 1 0 2 N o 1 0 3 L r

232,038 [231] 238,029 [237] [244] [243] [247] [247] [251] [252] [257] [260] [259] [262] Торий Протактиний Уран Нептуний Плутоний Америций Кюрий Берклий Калифорний Эйнштейний Фермий Менделевий Нобелий Лоуренсий

В квадратных скобках приведены значения массового числа

наиболее устойчивого изотопа данного элемента

4 . План описания свойств химического элемента на основании его положения в Периодической системе

(Применяют после изучения тем «Периодический закон», «Химическая связь. Электролитическая диссоциация»)

1. Положение элемента в периодической системе химических эле­ментов (номер периода, номер группы, подгруппа элементов).

2. Строение атома (заряд ядра атома, число протонов, нейтронов, электронов, число электронных слоев, число электронов на внешнем и предпоследнем слое).

3. Характер элемента (металл, неметалл, инертный или переход­ный элемент).

4. Высшая положительная степень окисления элемента. 5. Низшая отрицательная степень окисления элемента. -6. Для неметалла: формула водородного соединения этого элемен­

та. Вид химической связи, схема образования этого соединения. Воз­можный тип кристаллической решётки, предполагаемые физические свойства этого вещества (агрегатное состояние, ^ п л , £ К И 1 Ь ) .

7. Формула оксида с высшей степенью окисления элемента. Вид химической связи в этом оксиде. Возможный тип кристаллической решётки и предполагаемые его физические свойства ( f п л , tKun).

8. Формула гидроксида. Виды связи в этом гидроксиде, возмож­ный тип кристаллической решётки.

9. Уравнения химических реакций, наиболее характерные для ок­сида и гидроксида этого элемента. • (Для реакций ионного обмена составьте уравнения реакций в пол­

ной и краткой ионной форме.)

^218)

5 . Основные формулы, используемые для расчетов

Физическая величина

- - - " •-

-- г1" ^Z:

Формула ^ • 1 1

ность

Массовая доля ве ­щества в растворе

"i

Отношение массы час­ти к массе целого (доля части в целом)

Массовая доля ве ­щества в растворе

"i

« W p - ml " 100% % То же

Массовая доля ве­щества в смеси w b / c тс

*

Отношение массы час­ти к массе целого (доля части в целом)

Массовая доля ве­щества в смеси

" V c - ml • 1 0 0 % % То же

Массовая доля хи­мического элемента в веществе

•г

• h Доля массы химического элемента в массе всего вещества

Массовая доля хи­мического элемента в веществе

« V . - Zi • 1 0 0 % % То же

Массовая доля хи­мического элемента в веществе

Агэ - п •

Доля массы атомов хи­мического элемента в массе всей молекулы

Массовая доля хи­мического элемента в веществе

" V a = АМ П • 1 0 0 %

гв

моль То же

•

Количество вещества %

Отношение числа моле­кул к числу молекул в одном моле вещества

•

Количество вещества

т п* - м1 моль

Отношение массы ве ­щества к массе одного моля вещества

•

Количество вещества

"в = V m

моль Отношение объема га­за к объему одного мо ­ля газа

Относительная плот­ность газа (напри­мер, по водороду)

D - М " ^ / н 2 МгЩ

Во сколько раз плот­ность одного газа боль­ше плотности другого газа

6 . Кислотные оксиды, кислоты и названия их солей

Формула оксида

Формула соответ­

ствующей кислоты

Название кислоты

Валент­ность

кислотного остатка

Название солей

S 0 3 H 2 S G 4 Серная кислота 1! Сульфаты

H 2 S 0 3 Сернистая кислота II Сульфиты

H 2 S Сероводородная кислота

II Сульфиды

N 2 0 3 H N 0 2 Азотистая кислота . 1 Нитриты

N 2 O 5 H N 0 3 Азотная кислота 1 Нитраты

P 2 O 5 H 3 P 0 4 Фосфорная (орто­фосфорная) кислота

111 —

Фосфаты

c o 2 H 2 C 0 3 Угольная кислота II Карбонаты

S i 0 2 H 2 S i 0 3 Кремниевая кислота II Силикаты

— H C 1 Хлороводородная (соляная) кислота

1 Хлориды

H B r Бромоводородная кислота

1 Бромиды

H F Фтороводородная (плавиковая) кислота

1 Фториды

M n 2 0 7 H M n 0 4 Марганцовая кислота

1 Перманга-наты

C r 0 3 H 2 C r 0 4 Хромовая кислота II Хроматы

П Р Е Д М Е Т Н Ы Й УКАЗАТЕЛЬ

Алмаз 182 Альдегиды 204 Алюминат (тетрагидроксоалюминат)

натрия 1—12, 139 Алюминотермия 139, 142 Аминокислоты 211 Амины 209—210 Аммония соли 172—173 Аммиачная селитра 173 Аммофос 180 Аммофоска 180 Амфотерные

гидроксиды 13 оксиды 13

Анионы 68 Аррениус С. 66 Атомная орбиталь 42, 48—53, 71 Ацетон 205 а-частицы 40—42

еккерелъ А . 40 Белки 212 Бор Н. 49 Бриллиант 182 Буабодран Л. де 34 Бурый газ 175

*

Чин клер К. 34 Водородные связи 99 Вольта А . 109 Вольта столб 109 Восстановитель 110 Восстановление 107

Газы инертные 31 Галогениды 19 Галогены 155—157 Гальвани Л. 109 Гальванический элемент 109 Гальванопластика 110 Гальваностегия 110 Гейзенберг В. 70

Генетический ряд металла 9 неметалла 9 переходного элемента 13

Гидрокарбонат-анион 184 Глицерин 204 Глюкоза 208 Графическая формула 72

(ёберейнер И. 16 Диссоциация электролитическая 83 Дуралюмины 141 Дэви Г. 125

л естественные семейства элементов 20

иры 207 Жесткость воды 135

акон октав 21 Заряд ядра атома 44—45

Изотопы 44 Ионы 66

ЛСарбоновые кислоты 205 Катионы 66 Катодные лучи 33 Керамика 192—194 Кетоны 204—205 Кислоты

аминокислоты 211 высшие жирные 205 карбоновые 205 слабые 85

Классификация веществ 8—14 Клауса реакция 165 Ковалентная полярная связь 77 Ковалентная связь 72 Конвертер кислородный 151

Кристаллическая решетка атомная 97 ионная 68, 99 металлическая 120 молекулярная 9 6

Мартеновская печь 146 Масса электрона 45 Мейер Л. 22 Менделеев Д.И. 25 Металлическая связь 120 Металлургия 149 Металлы

модель строения 120 физические свойства 120 химические свойства 117—121

Метанол 204 Метиловый спирт 204 Модель строения атома

Бора Н. 49 планетарная 41 Томсона Дж. 39

Мозли Г. 44 Муравьиная кислота 205 Мыло 206

Нашатырный спирт 171 Нейтроны 45 Нильсон Л. 33 Нитриты 175 Ньюлендс А . 21

• нертные газы 31 Ионная связь 67—69 Ионы 66, 69

лово 10 белое 10 серое 10

Оловянная чума 10 Окисление 103, 107, 110 Окислитель 110 Окислительно-восстановительная

реакция 103, 108, 113—115

Октав закон 21 Октета правило 51 Ониевые соединения 172 Орбиталь атомная 42, 48—53, 71 Отбеливатели 162

Переходные элементы 12—14 Период 31

большой 31 малый 31

Периодический закон 28 Подгруппа

главная (А) 30 побочная (В) 30

Полимеризация 202 Полит Л. 75 Портландцемент 193 Правило

октав 21 октета 51 триад 20 электронейтральности 112

Принцип неопределенности 70 Протоны 45

• адиоактивность 40 Резерфорд Э. 41 Ряд активности (напряжений)

металлов 109

ахара 208 Сахароза 208 Связь тройная 72, 200 Ситаллы 196 Содди Ф. 44 Спирт

метиловый 204 этиловый 204

Слабые кислоты 85 Сталь 147 Стеариновая кислота 208 Стекло

жидкое 190 состав 194—195

Степень окисления 111

Столб Вольта 109 Стоней Дж. 38 Суперфосфат двойной 180

1 ермитная смесь 142 Томсон Дж. 40 Триад правило 20 Триады элементов 19—20 Тройная связь 72, 200

Углеводороды 199 непредельные 200 предельные 200

Углеводы 208 Углекислотные огнетушители 184 Удобрения

комплексные 180 фосфорные 180

Уксусная кислота 206 Уравнение в ионной форме 88—89

Фарадей М. 110 Формалин 205 Формальдегид 205 Формула графическая 72 Функциональная группа 203

алькогены 19 Химическая связь

водородная 99 ионная 67—69

ковалентная неполярная 72 ковалентная полярная 77 металлическая 120

Химический элемент 47 Хлорная вода 157

Цветные металлы 150, 151—152 Целлюлоза 208 Цемент 192

Черная металлургия 150, 152 Чугун 146

Ш анкуртуа Э. 20

Щелочноземельные металлы 18, 130

Щелочные земли 17 Щелочные металлы 122

Зкабор 33 Электролиз 106 Электролитическая диссоциация 83

кислот 85 солей 86 щелочей 84

Электролиты 64 Электрон 39, 45 Электронное облако 71 Электроотрицательность 74, 79—81 Этанол 204

Ядро атома 41—42

УДК 373:54 ББК 24я721

0-65

Рецензенты: Российская академия наук,

Российская академия образования

Оржековский, I L A . 0-65 Химия : 9-й кл. : учеб. для общеобразоват. учреждений /

П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. — М.: ACT: Астрель, 2007. — 222, [2] с : ил.

ISBN 978-547-043430-5 («Издательство АСТ») ISBN 978-5-271-16596-2 («Издательство Астрель») Учебник «Химия. 9 класс» является логическим продолжением учебника для

8 класса. Он полностью отвечает требованиям Федерального компонента государс­твенного образовательного стандарта.

Изложение материала в учебнике находится в соответствии с классической ме­тодикой обучения химии в средней общеобразовательной школе. Учебник досту­пен для всех учащихся. Он написан понятным и лаконичным языком. В учебни­ке содержится много интересных иллюстраций. Предлагаемые школьные задания разнообразны как по химическому содержанию, так и по способам деятельности. Большое внимание уделено химическому эксперементу.

Учебник одобрен Федеральным экспертным советом, рекомендован к изданию Министерством образования и науки Российской Федерации и включен в Феде­ральный перечень учебников.

К учебнику «Химия. 9 класс» в издательстве «Астрель» выпускается «Сбор­ник задач и упражнений по химии» и методическое пособие для учителей, в ко­тором приводится концепция нового курса химии, учебная программа, а также примерное планирование.

УДК 373:54 ББК 24я721

ISBN 978-5-17-043430-5 («Издательство АСТ») ISBN 978-5-271-16596-2 («Издательство Астрель»)

© П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак, 2007

© ООО «Издательство Астрель», 2007

Учебное издание

Оржековский Павел Александрович Мещерякова Людмила Михайловна

Понтак Любовь Семеновна

Х И М И Я 9 класс

Учебник для общеобразовательных учреждений

Редакция «Образовательные проекты»

О т в е т с т в е н н ы й р е д а к т о р Н. В. Стрелецкая Х у д о ж е с т в е н н ы й р е д а к т о р Т. Н. Войткевич

Т е х н и ч е с к и й р е д а к т о р А. Л. Шелудченко К о р р е к т о р И. Н. Мокина

О р и г и н а л - м а к е т п о д г о т о в л е н ООО «БЕТА-Фрейм»

Подписано в печать 05.02.2007 г. Формат 70x90 1/16. Бумага офсетная.

Гарнитура «Школьная». Печать офсетная. Усл. печ. л. 16,38 Тираж 63 500 экз.

Заказ № 8584.

Оформление обложки — дизайн-студия «Дикообраз»

Общероссийский классификатор продукции ОК-005-93, том 2; 953005 — литература учебная

Санитарно-эпидемиологическое заключение № 77.99.02.953.Д.003857.05.06 от 05.05.2006 г.

ООО «Издательство Астрель» 129085, Москва, пр-д Ольминского, д. За

ООО «Издательство АСТ» 170002, РФ, Тверская обл., г. Тверь, пр-т Чайковского, д. 27/32

Наши электронные адреса: www.ast.ru E-mail: astpub@aha.ru

Отпечатано с готовых диапозитивов в ОАО «Московские учебники и Картолитография»

125252, Москва, ул. Зорге, д. 15