веществ в свете теории электролитической диссоциации

Глава
Свойства веществ в свете
теории электролитической диссоциации
1
§ 1. Основные положения
теории электролитической диссоциации
В процессе растворения вещество распадается в растворителе на
мельчайшие частицы и равномерно распределяется по всему объёму
раствора. Что собой представляют эти частицы?
Одни вещества при растворении в воде распадаются до отдельных
молекул, которые окружены «одуванчиком» гидратной (водной) оболочки (рис. 1).
Растворы таких веществ не проводят электрический ток, поскольку в них нет заряженных частиц, способных перемещаться в электрическом поле. В этом легко убедиться с помощью прибора для определения электропроводности растворов (рис. 2). Он состоит из последовательно включённых в цепь источника тока, выключателя, электрической лампочки и двух электродов, погружаемых в исследуемую
жидкость.
Вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называют
неэлектролитами.
К неэлектролитам относят сахар, глюкозу, глицерин, этиловый
спирт, кислород и др.
Растворы некоторых других веществ, например хлорида натрия,
гидроксида калия, серной кислоты, проводят электрический ток.
Рис. 1. Растворение сахара
в воде
3
Свойства веществ в свете теории электролитической диссоциации
Рис. 2. Прибор для определения электропроводности
растворов
Сванте Август
Аррениус
(1859—1927)
Впервые объяснение этому явлению дал выдающийся шведский химик, лауреат Нобелевской премии
С. Аррениус. В 1887 г. для объяснения электропроводности растворов веществ он выдвинул гипотезу,
которая получила название теории электролитической диссоциации.
Если раствор вещества проводит электрический
ток, следовательно, в нём содержатся заряженные
частицы. Поскольку молекулы электронейтральны,
такими частицами могут быть ионы, которые несут
электрический заряд. Следовательно, вещества, растворы которых проводят электрический ток, распадаются при растворении не на молекулы, а на ионы.
Процесс распада вещества на ионы в растворе называют электролитической диссоциацией.
Если с помощью прибора для определения электропроводности испытать раствор хлорида натрия, лампочка ярко загорится. Между электродами находится жидкость, которая выполняет роль проводника,
и цепь замыкается.
Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называют
электролитами.
К электролитам относят соли, щёлочи и многие кислоты.
Большой вклад в развитие теории электролитической диссоциации
внесли русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский. Науч4
Глава 1
ные работы Владимира Александровича Кистяковского посвящены
учению о растворах, скоростях химических реакций, протеканию химических реакций под действием электрического тока. Он одним из
первых в 1888 г. выдвинул идею объединения гидратной теории растворов Д. И. Менделеева и теории электролитической диссоциации.
Работы Ивана Алексеевича Каблукова относятся преимущественно
к исследованию неводных растворов. Он изучал электрическую проводимость электролитов в органических растворителях, установил
аномальную электропроводность неводных растворов и её увеличение
при добавлении воды. На основе этих наблюдений И. А. Каблуков высказал предположение о наличии химического взаимодействия между
растворителями и растворяемым веществом.
Кстати, независимо друг от друга представление о том, что ионы в
растворах окружены оболочкой из молекул растворителя, высказали
и И. А. Каблуков, и В. А. Кистяковский. Этот процесс назван сольватацией ионов, он в значительной степени влияет на свойства растворов электролитов.
Теория электролитической диссоциации
Сформулируем основные положения теории электролитической диссоциации.
1. Все вещества по их способности проводить электрический ток
в растворах делят на электролиты и неэлектролиты.
2. В растворах электролиты распадаются на ионы.
Диссоциируют вещества с ионным и ковалентным полярным видами связи.
Как же происходит распад вещества на ионы, иными словами, каков механизм электролитической диссоциации?
Рис. 3. Схема электролитической диссоциации вещества с ионным видом связи
5
Свойства веществ в свете теории электролитической диссоциации
Вещества с ионным видом связи имеют ионную кристаллическую
решётку. В узлах такой решётки находятся катионы и анионы, которые притягиваются друг к другу за счёт сил электростатического
взаимодействия. При погружении вещества в растворитель, например
в воду, поверхностный слой ионов сразу же окружается полярными
молекулами воды — диполями. Суммарная сила взаимодействия между диполями воды и ионом становится больше силы его притяжения
в кристалле, и окружённый молекулами воды ион переходит в раствор (рис. 3).
Следовательно, при диссоциации веществ с ионным видом связи происходят три процесса: 1) ориентация молекул воды относительно ионов
кристаллической решётки противоположными полюсами; 2) взаимодействие диполей воды с ионами электролита — гидратация; 3) переход
ионов электролита, «одетых» в оболочку из молекул воды (их называют
гидратированными ионами), в раствор — диссоциация электролита.
Процесс электролитической диссоциации выражают уравнением,
в левой части которого пишут формулу электролита, а в правой —
те ионы, на которые он диссоциирует, например:
NaCl = Na+ + Сl–.
Сульфат меди(II) в водном растворе распадается (диссоциирует) на
2–
простой катион меди Сu2+ и сложный сульфат-анион SO4 . В отличие от
+
–
катиона натрия Na и хлорид-аниона Cl это двухзарядные ионы. Уравнение электролитической диссоциации сульфата меди(II) имеет вид
2–
CuSO4 = Cu2+ + SO4 .
Если в формульной единице вещества содержатся два или три одинаковых иона, то в уравнении электролитической диссоциации число
таких ионов указывают соответствующим коэффициентом:
Na2CO3 = 2Na+ + СО2–
3;
Sn(NO3)2 = Sn2+ + 2NO–3;
2–
Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO4 .
Подобным же образом диссоциируют вещества с ковалентными полярными связями, однако для таких веществ добавляется ещё один
процесс — превращение ковалентной полярной связи в ионную, т. е.
ионизация. Таким образом, диссоциация электролита, построенного
за счёт ковалентной полярной связи, может быть описана такой последовательностью происходящих процессов: ориентация  гидратация  ионизация  диссоциация (рис. 4).
6
Глава 1
Рис. 4. Схема электролитической диссоциации вещества с ковалентным полярным видом связи
Ионы
Обобщим наши знания о ионах.
Ионы — это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов в результате
отдачи (окисления) или принятия (восстановления) электронов.
По составу различают ионы простые (например, Na+, Cl–, S2–, Аl3+)
и сложные (NH +4 , SO2–
4 ).
По заряду различают положительные и отрицательные ионы.
Положительные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока — катоду и потому называются катионами. Различают:
+
 катион водорода Н ;
n+
 катионы металлов М ;
+
 катион аммония NH 4 .
Отрицательные ионы движутся к положительному полюсу источника тока — аноду и потому называются анионами. Различают:
–
 гидроксид-ион ОН ;
n–
 анионы кислотных остатков Acd (от англ. acid — кислота), где
n — основность кислоты.
По наличию водной оболочки вокруг ионов различают гидратированные и негидратированные ионы. Свойства гидратированных ионов
отличаются от свойств негидратированных. Например, гидратированный ион меди Сu2+ имеет голубой цвет, а негидратированный — белый
в безводном кристалле соли.
3. По способности диссоциировать все электролиты делят на сильные и слабые.
Сильные электролиты полностью распадаются на ионы, поэтому
диссоциируют необратимо. К ним относят:
— растворимые в воде соли;
— щёлочи;
— многие кислоты, например НСl, HNO3, H2SO4.
Запишем уравнения электролитической диссоциации некоторых
сильных электролитов:
7
Свойства веществ в свете теории электролитической диссоциации
2–
Fe2(SO4)3 = 2Fe3+ + 3SO4 ;
NaOH = Na+ + ОН–;
НСl = Н+ + Сl–.
Слабые электролиты лишь частично распадаются на ионы. Диссоциируют такие электролиты обратимо, т. е. наряду с процессом их
распада на ионы — диссоциацией — происходит процесс соединения
ионов — ассоциация. К слабым электролитам относят:
— многие неорганические кислоты, например HNO2, H2S, H2CO3,
HF, H2SO3;
— гидрат аммиака NH3·Н2О.
Уравнения диссоциации таких электролитов записывают следующим образом:
HNO2
NH3·Н2О
H+ + NO–2;
NH+4 + OH–.
4. В зависимости от того, какие ионы образуются при диссоциации, все электролиты можно разделить на три класса: кислоты, основания и соли.
Диссоциацию и характерные свойства этих классов электролитов
мы рассмотрим в следующих параграфах.
Некоторые вещества в растворах распадаются на ионы. Такие
вещества называют электролитами, а процесс распада — электролитической диссоциацией. Как правило, электролитами являются вещества с ионным или ковалентным полярным видом химической связи. Растворы электролитов проводят электрический
ток.
Если вещество в растворе полностью распадается на ионы,
электролит называют сильным, если частично — слабым.
Положительно заряженные ионы называют катионами, а отрицательно заряженные — анионами.
?
1. Какие вещества называют электролитами и неэлектролитами? Приведите примеры веществ того и другого типа.
2. Какой процесс называют электролитической диссоциацией?
Как происходит электролитическая диссоциация веществ
с ковалентным полярным и ионным видами связи?
3. Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих веществ: бромида калия, иодоводородной кислоты,
хлорида железа(III), сульфата натрия.
8
Глава 1
?
4. В чём сходство и различие состава растворов хлорида калия и
хлорида натрия? Назовите ионы, присутствующие в растворах
этих веществ.
5. Чему равна сумма коэффициентов перед формулами ионов
в уравнениях электролитической диссоциации: а) нитрата лития; б) хлорида бария; в) нитрита кальция; г) сульфата цинка?
6. В чём различие процессов электролитической диссоциации
сильных и слабых электролитов? Напишите уравнения электролитической диссоциации азотной и азотистой кислот. В каком уравнении необходимо поставить знак равенства, а в каком — знак обратимости?
7. Среди перечисленных веществ укажите сильные и слабые
электролиты: а) сероводород; б) азотистая кислота; в) гидроксид бария; г) гидрат аммиака; д) серная кислота; е) сульфат
магния.
8. Найдите в Интернете анимации процесса электролитической
диссоциации. Как вы думаете, каковы плюсы и минусы статического изображения процесса на страницах учебника в сравнении с анимационным файлом из Интернета?
9. Составьте синквейн к понятию «электролиты». Вспомнить, что
такое синквейн, вам поможет предисловие к учебнику химии
8-го класса.
§ 2. Кислоты в свете теории
электролитической диссоциации
Как вы знаете, все кислоты обладают рядом общих свойств. И это
не случайно, поскольку, будучи электролитами, любые кислоты при
диссоциации поставляют в раствор катионы водорода.
Кислотами называют электролиты, которые диссоциируют на катионы
водорода и анионы кислотного остатка.
Общее уравнение электролитической диссоциации кислоты можно
представить в виде
HnAcd = nH+ + Acdn–,
где Acd — кислотный остаток, n — величина заряда аниона кислотного остатка.
9
Свойства веществ в свете теории электролитической диссоциации
Классификация кислот
Кислоты принято классифицировать по нескольким признакам.
1. По числу атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, кислоты подразделяют:
 на одноосновные (НСl, HNO3, HNO2);
 двухосновные (H2SO4, Н2СО3, H2S);
 трёхосновные (Н3РО4, Н3AsО4).
Уксусная кислота имеет формулу СН3СООН. Из четырёх атомов водорода, содержащихся в молекуле, только один способен замещаться
или обмениваться на атомы металла, его и записывают в формуле отдельно, на непривычном для неорганических кислот последнем месте. Следовательно, уксусная кислота является одноосновной.
2. По наличию кислорода в кислотном остатке выделяют кислоты:
 кислородсодержащие (H2SiO3, H2SO3, H3PO4);
 бескислородные (НСl, H2S, HCN — синильная кислота).
3. По растворимости в воде кислоты делят:
 на растворимые (НСl, H2SO4);
 нерастворимые (H2SiO3).
4. По способности к электролитической диссоциации различают
кислоты:
 сильные (HNO3, HCl, H2SO4);
 слабые (H2S, HNO2).
Диссоциация кислот
Как сильные, так и слабые одноосновные кислоты диссоциируют,
распадаясь на катион водорода и анион кислотного остатка:
НBr = Н+ + Br–;
СН3СООН
СН3СОО– + Н+.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. На первой ступени отщепляется один катион водорода, например:
H2 S
H+ + HS–.
Второму катиону водорода приходится отрываться уже не от нейтральной молекулы, а от отрицательно заряженного иона, что, согласитесь, сделать значительно сложнее. Следовательно, диссоциация
кислоты по второй ступени будет протекать в меньшей степени, чем
по первой:
HS–
10
Н+ + S2–.
Глава 1
Все общие свойства кислот — это свойства катионов водорода, которые образуются в растворе в результате электролитической диссоциации. Однако каждая кислота — это всё-таки «индивидуальность»,
специфические свойства которой определяются природой аниона кислотного остатка.
HnAcd = nH+ + Acdn–
Общие
свойства
кислот
Специфические
свойства
кислот
Свойства кислот
Перечислим общие свойства кислот.
1. Все кислоты обладают к и с л ы м в к у с о м. Конечно, испытывать это на себе категорически запрещается. Достаточно того, что вам
хорошо знаком кислый вкус лимона, который обусловлен присутствием лимонной кислоты.
Неорганические кислоты — опасные вещества, они оставляют на
коже глубокие химические ожоги. При попадании на руки раствора
кислоты нужно быстро стряхнуть капли, промыть в течение пяти — десяти минут под струёй воды, протереть поражённый участок платком,
полотенцем или ветошью, обработать 2%-ным раствором пищевой соды.
2. Растворимые в воде кислоты и з м е н я ю т о к р а с к у и н д и к а т о р о в. Напомним, что индикаторы лакмус, метиловый оранжевый и универсальный в кислотной среде окрашиваются в красный
цвет, фенолфталеин остаётся бесцветным.
3. Кислоты реагируют с о с н о в а н и я м и с образованием соли
и воды. Растворимые в воде гидроксиды металлов — щёлочи — способны взаимодействовать с любыми кислотами: сильными, слабыми,
растворимыми и нерастворимыми в воде.
Как вы помните, взаимодействие щелочей с растворимыми в воде
кислотами называют реакцией нейтрализации.
Исследуем явление
Лабораторный опыт № 1
«Взаимодействие кислот со щелочами»
Налейте в три пробирки раствор щёлочи, добавьте в каждую
пробирку по несколько капель фенолфталеина, а затем прилейте в первую пробирку соляную кислоту, во вторую — раствор
серной, в третью — раствор азотной до обесцвечивания смеси.
В чём суть прошедших химических реакций?
11
Свойства веществ в свете теории электролитической диссоциации
Как известно, в растворах сильных кислот молекул нет. В них содержатся катионы водорода и анионы кислотного остатка:
НСl = Н+ + Сl–;
H2SO4 = 2Н+ + SO2–
4 ;
–
+
HNO3 = Н + NO3 .
Аналогично в растворе щёлочи содержатся катионы металла и анионы гидроксогрупп:
NaOH = Na+ + ОН–.
Так как во всех трёх пробирках наблюдается одинаковый эффект,
то, по всей видимости, во всех пробирках взаимодействуют одинаковые ионы кислот и оснований, т. е. Н+ и ОН–. Это взаимодействие
можно описать следующим уравнением:
Н+
+
кислотная
среда
ОН–
щелочная
среда
=
Н2О.
нейтральная
среда
(Теперь вам, очевидно, стало понятно, почему эту реакцию называют реакцией нейтрализации.)
Такое уравнение называют ионным уравнением химической реакции. Оно более точно, чем молекулярное уравнение, отражает сущность химического взаимодействия электролитов: ведь реагируют не
молекулы, а ионы.
Ещё раз проанализируем молекулярное уравнение одной из проведённых реакций. Подчёркнем формулы веществ, которые в растворе
существуют в виде ионов, т. е. формулы электролитов:
NaOH + НСl = NaCl + Н2О.
Запишем формулы сильных электролитов в виде ионов, а формулы
слабых электролитов в молекулярном виде:
Na+ + ОН– + Н+ + Сl– = Na+ + Сl– + Н2О.
Приведённое выше уравнение называют полным ионным уравнением. Нетрудно заметить, что ионы натрия и хлора в реакцию не
вступают, реакция сводится к взаимодействию катионов водорода
с гидроксид-ионами с образованием молекул воды:
Н+ + ОН– = Н2О.
12
Глава 1
Такое уравнение называют сокращённым ионным уравнением.
(Самостоятельно составьте молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия серной и азотной кислот с гидроксидом натрия.)
Реакции нейтрализации — это частный вид реакций обмена. В рассмотренных выше случаях реакции обмена протекают между растворами электролитов, поэтому их называют реакциями ионного обмена.
Реакции обмена, протекающие с участием растворов электролитов, называют реакциями ионного обмена.
Исследуем явление
Лабораторный опыт № 2
«Взаимодействие кислот с нерастворимыми основаниями»
Получите в трёх пробирках осадок гидроксида меди(II): к 2 мл
раствора сульфата меди(II) в каждой из пробирок прилейте по
1 мл раствора щёлочи. Во всех пробирках выпадет синий осадок.
В первую пробирку прилейте соляную кислоту (т. е. раствор,
содержащий ионы Н+ и Сl–), во вторую — раствор серной кис2–
лоты (т. е. раствор, содержащий ионы Н+ и SO4 ), в третью —
раствор азотной кислоты (т. е. раствор, содержащий ионы Н+
–
и NO3 ). Что наблюдается во всех пробирках?
Во всех трёх пробирках осадок растворится и образуется раствор
соли меди(II) голубого цвета; из осадка гидроксида меди(II) ионы
меди(II) перейдут в раствор:
Cu(OH)2 + Н+ + Acdn–  Cu2+ + Acdn– + H2O.
сильная кислота
Согласно закону сохранения зарядов, очевидно, в реакцию с осадком гидроксида меди(II) вступят два катиона водорода (так как образуется двухзарядный катион меди(II) Cu2+). Следует ожидать, что
вторым продуктом этой реакции будет вода. Сокращённое ионное
уравнение всех трёх проведённых реакций:
Cu(ОН)2 + 2Н+ = Сu2+ + 2Н2О.
Ему соответствуют три молекулярных уравнения:
Cu(ОН)2 + 2НСl = CuCl2 + 2Н2О;
Cu(ОН)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2Н2О;
Cu(OH)2 + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2Н2О.
13
Свойства веществ в свете теории электролитической диссоциации
4. Кислоты реагируют с о к с и д а м и м е т а л л о в с образованием
соли и воды.
Исследуем явление
Лабораторный опыт № 3
«Взаимодействие кислот с оксидами металлов»
В три сухие пробирки поместите немного чёрного порошка оксида меди(II) и прилейте в первую соляную кислоту, во вторую — раствор серной кислоты, в третью — раствор азотной
кислоты. С помощью пробиркодержателя подогрейте каждую
пробирку на пламени спиртовки. Что наблюдается во всех трёх
пробирках?
Окрашивание раствора в синий цвет во всех трёх пробирках сигнализирует о появлении в нём ионов Cu2+.
Очевидно, что сущность проведённых реакций отражает следующая
схема:
CuО + Н+ + Асdn–   Cu2+ + Acdn– + H2O,
сильная кислота
которой соответствует сокращённое ионное уравнение реакции
CuО + 2Н+ = Сu2+ + Н2О.
Ему, в свою очередь, соответствуют три следующих молекулярных
уравнения:
CuО + 2НСl = CuСl2 + Н2О;
CuО + H2SO4 = CuSO4 + Н2О;
CuО + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + Н2О.
5. Кислоты взаимодействуют с м е т а л л а м и с образованием соли
и водорода.
Из сильных кислот концентрированная серная и азотная кислота любой концентрации по-особому взаимодействуют с металлами.
Эти реакции мы рассмотрим при изучении свойств соединений серы
и азота. Следовательно, из сильных кислот такая реакция возможна
для соляной кислоты и разбавленной серной. Будучи сильными кислотами, эти электролиты в растворе существуют не в виде молекул,
а в виде отдельных ионов:
НСl = Н+ + Сl–;
H2SO4 = 2Н+ + SO2–
4 .
14
Свойства веществ в свете теории электролитической диссоциации
?
Уравнения с участием электролитов запишите в молекулярном и ионном виде. Для окислительно-восстановительных реакций составьте схемы электронного баланса.
4. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
а) Cu   CuО   CuSO4   Cu(ОН)2   CuО   Cu;
б) кремний   оксид кремния(IV)   силикат натрия 
кремниевая кислота оксид кремния(IV) кремний.
Уравнения с участием электролитов запишите в молекулярном и ионном виде. Для окислительно-восстановительных реакций составьте схемы электронного баланса.
5. Какой объём углекислого газа (н. у.) образуется при обжиге
250 г известняка, содержащего 20 % примесей? Какое количество оксида кальция получится при этом? Какова его масса?
6. Придумайте «химическую» сказку о самом известном и важном из оксидов — воде.
§ 5. Соли в свете теории
электролитической диссоциации
Соли — это самый многочисленный класс неорганических веществ.
В кислотах мы можем изменять только анион кислотного остатка —
катион водорода должен присутствовать в любой кислоте. В основаниях, напротив, «неприкосновенная часть» — гидроксид-анион, от
основания к основанию изменяется только катион металла. В отличие
от кислот и оснований формулы солей можно составлять, комбинируя
различные катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Солями называют электролиты, которые диссоциируют на катионы металла (или аммония) и анионы кислотного остатка.
Роль однозарядного катиона металла в солях может играть катион аммония NH+4. Это так называемые соли аммония, или аммонийные соли, например хлорид аммония NH4Cl или сульфат аммония
(NH4)2SO4.
Соли классифицируют по растворимости в воде и по составу.
1. В зависимости от растворимости в воде соли, как и вещества
других классов, бывают растворимыми (NaCl, KNO3), малорастворимыми (CaSO4, PbCl2) и нерастворимыми (AgCl, BaSO4).
Следует помнить, что все растворимые соли — сильные электролиты, в растворе они полностью диссоциируют, например:
26
Глава 1
Na2CO3 = 2Na+ + СО2–
3 ;
3+
–
АlСl3 = Al + 3Сl ;
NH4Br = NH+4 + Br–;
Cr2(SO4)3 = 2Cr3+ + 3SО2–
4 .
2. Вы уже знаете, что в состав солей входит катион металла (аммония) и анион кислотного остатка. Такие соли называют средними; эти
соли можно рассматривать как продукты полного замещения водорода в кислоте на металл. Примерами средних солей могут служить
хлорид натрия NaCl, нитрат калия KNO3 и т. п. Это самый распространённый, но не единственный тип солей.
Соли — это продукты замещения атомов водорода в молекуле кислоты на металл. Однако в многоосновных кислотах атомов водорода
несколько. Если не все, а только часть из них заместить на атомы металла, получатся соли, называемые кислыми.
Например, убрав один катион водорода из молекулы угольной кислоты, получим анион НСО–3 , имеющий заряд –1. Этот анион входит
в состав кислых солей NaHCO3, Mg(HCO3)2. В названии кислых солей на сохранившийся атом водорода указывает часть слова гидро-:
гидрокарбонат натрия, гидрокарбонат магния и т. д.
Химические свойства солей
Рассмотрим химические свойства солей на примере средних солей.
Два свойства: взаимодействие со щ е л о ч а м и и с к и с л о т а м и —
вы изучили, рассматривая соответствующие классы электролитов.
Следующее свойство солей определяется свойствами тех ионов,
которые они образуют при диссоциации. Это взаимодействие р а с т в о р о в о д н и х с о л е й с р а с т в о р а м и д р у г и х с о л е й.
Исследуем явление
Лабораторный опыт № 9
«Взаимодействие солей друг с другом»
Налейте в пробирку 3 мл раствора карбоната натрия и добавьте
такой же объём раствора хлорида бария. Что наблюдаете? Какое
вещество выпало в осадок? Напишите уравнение реакции в ионном и молекулярном виде.
Часто реакции между растворами двух солей используют для доказательства состава соли. Воспользуемся данными таблицы растворимости для доказательства состава такой соли, как сульфат магния.
Будучи сильным электролитом, эта соль полностью диссоциирует:
27
Свойства веществ в свете теории электролитической диссоциации
MgSO4 = Mg2+ + SО2–
4 .
Катион магния может образовать осадок, например в виде фосфата:
3Mg2+ + 2РО3–
4 = Mg3(PO4)2.
Необходимый для этой реакции фосфат-анион может предоставить
растворимая соль фосфорной кислоты: фосфат калия K3РО4, фосфат
натрия Na3PO4. (Запишите соответствующие молекулярные уравнения.)
Сульфат-анион может образовать осадок не только в виде сульфата
бария, но также и в виде сульфата свинца(II):
Pb2+ + SО2–
4 = PbSO4.
Необходимый для этой реакции катион свинца(II) может предоставить нитрат свинца(II) Pb(NO3)2 или ацетат свинца(II) Pb(СН3СОО)2.
(Запишите соответствующие молекулярные уравнения.)
Ещё одно свойство солей — взаимодействие р а с т в о р о в с о л е й
с м е т а л л а м и — определяется положением металла в ряду активности металлов (электрохимическом ряду напряжений металлов) и
подчиняется следующим правилам:
 металл, вступающий в реакцию с раствором соли, должен располагаться в ряду активности металлов до металла, входящего в состав соли;
 обе соли, как исходная, так и полученная в результате реакции,
должны быть растворимыми;
 так как щелочные и щёлочноземельные
металлы взаимодействуют с водой, то в растворах солей они реагируют в первую очередь
именно с ней, а потому для подобных реакций
их не используют.
Например, если в раствор нитрата серебра опустить медную проволоку, то через некоторое время на ней можно будет обнаружить
красивые кристаллы выделившегося серебра
(рис. 5). Ионное уравнение этого процесса:
Cu + 2Ag+ = Сu2+ + 2Ag.
Рис. 5. Вытеснение серебра из раствора его соли
медью
28
Эта реакция относится к окислительно-восстановительным и характеризуется следующими процессами:
Глава 1
+2
Cu0 – 2e– окисление
Cu;
восстановитель
+1
2Ag + 2e– восстановление
2Ag0.
окислитель
Генетические связи неорганических веществ
На схеме 1 соли располагаются на самой вершине химической пирамиды неорганических веществ. Постепенно усложняя состав вещества, от металлов и неметаллов можно, как по ступенькам, подняться
до этой вершины.
Любому металлу соответствует оксид металла. Оксиды щелочных
и щёлочноземельных металлов реагируют с водой, превращаясь в соответствующие основания. Основания — это предшественники солей
того же металла.
Окислением неметалла можно получить кислотный оксид, которому соответствует кислота, а далее — целый ряд солей с тем же анионом кислотного остатка.
Схема 1 отражает генетическую связь между классами неорганических веществ. Генетическая связь — это связь по происхождению
(от греч. генезис — происхождение, возникновение). Генетические
цепочки основаны на взаимных превращениях веществ, возможности
перехода от соединений одного класса к соединениям другого.
Схема 1
Генетическая связь между классами неорганических веществ
Соль
Основание
Кислота
Основный
оксид
Кислотный
оксид
Металл
Неметалл
Рассмотрим генетический ряд металлов на примере лития:
29
Свойства веществ в свете теории электролитической диссоциации
Li
металл
    Li2O
    LiOH
основный
оксид
    Li2SO4.
основание
соль
Осуществить приведённую цепочку превращений можно с помощью трёх последовательных химических реакций:
4Li + О2 = 2Li2O;
Li2O + Н2О = 2LiOH;
2LiOН + H2SO4 = Li2SO4 + 2H2O.
Последнее превращение можно записать и в ионном виде:
Н+ + ОН– = Н2О.
Рассмотрим генетический ряд неметаллов на примере серы:
S
  SO2
неметалл
  SO3
кислотные оксиды
  H2SO4
  Li2SO4.
кислота
соль
Уравнения химических реакций, соответствующих указанным переходам:
S + О2 = SO2;
2SO2 + О2 = 2SO3;
SO3 + Н2О = H2SO4;
H2SO4 + 2LiOH = Li2SO4 + 2H2O.
Последнее превращение можно записать и в ионном виде:
Н+ + ОН– = Н2О.
Средние соли в растворе диссоциируют на катионы металла
(или катионы аммония) и анионы кислотного остатка. В составе
кислых солей, кроме того, содержатся катионы водорода.
Более активный металл может вытеснить менее активный
из раствора его соли. Соли реагируют со щелочами, кислотами,
другими солями в том случае, если в результате реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит.
Генетическая связь между классами неорганических веществ — это связь, показывающая, что из соединений одного
класса путём химических превращений можно получить соединения другого класса.
30
Глава 1
?
1. Какие электролиты называют солями? Найдите сходство и различие в составе кислот, оснований и солей.
2. Какие типы солей вы знаете? Чем отличается один тип от другого?
3. Напишите уравнения электролитической диссоциации иодида
калия, нитрата магния, сульфата железа(III), фосфата натрия.
4. Дайте названия солям по приведённым формулам: Na2SO3,
(NH4)2S, KNO2, CuSO4, Cr(NO3)3, Ca(HCO3)2, NH4HSO4. Напишите уравнения электролитической диссоциации каждой из
этих солей.
5. Приведите не менее пяти способов получения сульфата магния. Напишите уравнения соответствующих реакций в ионном
и молекулярном виде.
6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить цепочки превращений:
а) Р  Р2О5  Н3РО4  Са3(РО4)2;
б) Na2O  NaOH  NaHCO3  Na2CO3  Na2SO4.
Реакции с участием электролитов запишите также в ионном
виде. Для окислительно-восстановительных реакций составьте
схему электронного баланса.
7. Сульфат бария используют в качестве контрастного вещества
при рентгеноскопии желудочно-кишечного тракта, в качестве
наполнителя при изготовлении бумаги и резины, как пигмент белой краски. Сколько килограммов 20%-ных растворов
сульфата натрия и хлорида бария потребуется для получения
93,2 кг сульфата бария?
8. Железную пластинку погрузили в раствор сульфата меди(II),
в результате чего её масса увеличилась на 1,3 г. Рассчитайте
массу меди, выделившейся на пластинке.
Практическая работа № 1
Реакции ионного обмена
Цель данной работы — изучить условия протекания реакций ионного обмена.
Опыт 1
Взаимодействие хлорида кальция с карбонатом натрия
Налейте в пробирку 2 мл раствора хлорида кальция, добавьте 2 мл
раствора карбоната натрия. Что наблюдаете? Напишите молекулярное
31
Свойства веществ в свете теории электролитической диссоциации
и ионное уравнения реакции. Какое из условий протекания реакций
ионного обмена выполняется в данном опыте?
Опыт 2
Взаимодействие карбоната натрия
с соляной кислотой
Налейте в пробирку 2 мл раствора карбоната натрия, добавьте 2 мл
соляной кислоты. Что наблюдаете? Напишите молекулярное и ионное
уравнения реакции. Какое из условий протекания реакций ионного
обмена выполняется в данном опыте?
Опыт 3
Взаимодействие гидроксида натрия
с соляной кислотой
Налейте в пробирку 2 мл раствора гидроксида натрия, добавьте несколько капель индикатора фенолфталеина. Что наблюдаете? О чём
свидетельствует окраска индикатора? По каплям добавляйте в пробирку соляную кислоту до исчезновения окраски индикатора. Почему
раствор стал бесцветным? Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции. Какое из условий протекания реакций ионного обмена
выполняется в данном опыте?
Опыт 4
Определение ионного состава электролитов
Докажите опытным путём состав следующих электролитов:
а) серной кислоты;
г) хлорида железа(III);
б) гидроксида кальция;
д) сульфата аммония.
в) сульфата меди(II);
Опыт 5
Решение экспериментальных задач
Определите, в какой из пробирок в виде растворов содержится
каждое из веществ:
а) хлорид натрия, хлорид бария, хлорид аммония;
б) хлорид калия, сульфат калия, карбонат калия;
в) азотная кислота, серная кислота, соляная кислота;
г) гидроксид натрия, гидроксид кальция, гидрат аммиака.
32
Глава 1
Практическая работа № 2
Генетическая связь между классами
неорганических веществ
Целью данной работы является практическое осуществление цепочек превращений, т. е. превращений соединений одного класса в соединения другого.
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения.
Вариант 1
CuSO4  Cu(OH)2  CuO  CuCl2  Cu.
Вариант 2
Fe  FeCl2  Fe(OH)2  FeSO4  Fe(OH)2.
Вариант 3
S  SO2  H2SO3  Na2SO3  CaSO3.
Вариант 4
P  P2O5  H3PO4  Na3PO4  Ca3(PO4)2.
Составьте план практического осуществления данных реакций,
согласуйте его с учителем. Проведите реакции, опишите все наблюдаемые явления.
Глава
3
Металлы
§ 9. Общая характеристика элементов-металлов
Окружающий нас мир построен из атомов химических элементов.
Недра Земли, бескрайние водные просторы, воздушный океан и космические тела, а также абсолютно все живые организмы — от вирусов
и бактерий до человека, т. е. весь мир неживой и живой природы, —
всё это представляет собой сочетание атомов химических элементов,
связанных друг с другом в определённом порядке химическими связями. Остается только удивляться тому, как менее чем из 100 химических элементов природа создала такое бесконечное разнообразие веществ, тел, организмов.
Это интересно
Немецким химикам Вальтеру и Иде Ноддак принадлежит
известное выражение: «В каждом булыжнике на мостовой присутствуют все элементы периодической системы». Поначалу
учёные воспринимали эту фразу как метафору. Однако по мере
совершенствования методов анализа выяснилось, что утверждение супругов Ноддак не так уж и далеко от истины.
Среди химических элементов периодической системы Д. И. Менделеева большинство составляют металлы. Поэтому именно с металлов мы начнём знакомство с химическими элементами.
Представить планету Земля без металлов невозможно. В 8-м классе, в самом начале изучения химии, вы вспоминали о том, что ядро
планеты состоит из железа и никеля, в состав мантии входит алюминий, литосфера представляет собой сочетание горных пород и минералов, подавляющее большинство которых — это соединения металлов (соли, оксиды).
Наша планета — песчинка в безбрежном океане Вселенной. Химический состав космических пришельцев — метеоритов — доказывает, что в небесных телах также имеются металлы. Причём содержание железа и никеля в метеоритном веществе очень близко к соотношению этих элементов в недрах Земли.
Однако неверно было бы связывать металлы только с неживой
природой. Роль элементов-металлов в жизнедеятельности живых организмов велика и разнообразна.
49
Металлы
Химические элементы в зависимости от массовой доли в организме человека делят на три группы:
–1
 макроэлементы (содержание более 10 %): О, С, Н, N, Ca, P, S,
K, Na;
–5
–1
 микроэлементы (10 —10 %): Mg, Fe, Zn, Al, Mn, Cu, I, Ti, V;
–5
 ультрамикроэлементы (менее 10 %): Cr, Mo, Zn и др.
Содержание большинства элементов-металлов в организме человека по сравнению с такими важнейшими элементами-неметаллами
живой природы, как углерод, водород, кислород, азот, фосфор, сера
и др., невелико, но нормальное функционирование организма без них
невозможно.
Это интересно
Атомов кальция в организме содержится больше, чем атомов
любого другого металла. Этот элемент входит в состав костной
ткани, обнаружен в сыворотке крови.
Жизненно необходимые макроэлементы натрий и калий не
только соседствуют в периодической системе, но и «работают»
в паре в живых организмах. Причём содержание катионов калия внутри клеток мышечных волокон, сердца, печени, почек
всегда выше, чем в межклеточной жидкости, а катионов натрия — наоборот. Ионы щелочных металлов участвуют в передаче нервных импульсов, регулируют водный обмен в клетках,
контролируют работу сердечной мышцы. Интересно отметить,
что в старости содержание ионов щелочных металлов внутри
и вне клеток постепенно выравнивается, а сразу после смерти
становится одинаковым.
Типичные симптомы недостатка химических элементов-металлов
в организме представлены в таблице 4.
Это интересно
Большинство жизненно необходимых микроэлементов-металлов
расположено в побочных подгруппах периодической системы.
Благодаря особенностям строения атомов они образуют соединения со сложными органическими молекулами. Установлено, например, что многие ферменты (биологические катализаторы) содержат в своём составе атомы металлов побочных подгрупп. Так, марганец входит в состав 12 известных ферментов,
медь — в состав 30, железо — 70, а цинк — более чем 100. Элементы-металлы в виде соединений попадают в организм человека с пищей (табл. 5).
50
Глава 3
Таблица 4
Симптомы дефицита элементов-металлов
в организме человека
Элемент
Нарушения функционирования организма
Кальций
Замедление роста скелета
Магний
Судороги мышц
Железо
Снижение содержания гемоглобина крови (анемия),
нарушение иммунитета
Цинк
Повреждения кожи, замедление роста
Медь
Слабость кровеносных сосудов, нарушение деятельности
печени
Марганец
Бесплодие, ухудшение роста скелета
Молибден
Замедление клеточного роста, склонность к кариесу
Никель
Учащение депрессий, кожные заболевания
Хром
Угроза диабета
Таблица 5
Норма суточного поступления элементов-металлов
в организм человека
Элемент
Поступление,
мг/сутки
Элемент
Калий
2000—5500
Железо
Натрий
1100—3300
Марганец
Поступление,
мг/сутки
10—15
2—5
Кальций
800—1200
Медь
1,5—3
Магний
300—400
Хром
0,1—0,2
Кобальт
0,1—0,2
Цинк
15—20
Это интересно
Важную роль играют металлы в жизни растений. Достаточно
сказать, что в состав зелёного вещества листьев хлорофилла входит катион магния, связанный со сложной органической молекулой. Как вы знаете, с участием хлорофилла происходит одна
из самых важных реакций на Земле — фотосинтез. В результате
этой реакции из углекислого газа воздуха и воды под действием солнечного света образуются органическое вещество глюкоза
С6H12O6 и кислород.
51
Металлы
Некоторые металлы и их соединения ядовиты (ртуть, соединения
свинца, стронция, таллия и некоторых других металлов).
По какому же признаку все химические элементы делят на металлы и неметаллы? Что общего в строении атомов металлов и чем
они отличаются от атомов элементов, которые относят к неметаллам?
Главная особенность атомов металлов состоит в том, что при образовании химических связей они отдают валентные электроны. Этот
факт указывает на то, что эти электроны у металлов слабее связаны
с ядром, чем у атомов неметаллов. Напомним, что валентными называют те электроны, которые участвуют в образовании химических
связей. Для элементов главных подгрупп (А-групп) это электроны
внешнего энергетического уровня.
Строение атома химического элемента определяет его положение
в периодической системе. Большинство её клеточек занимают элементы-металлы. Так как же они расположены в таблице Д. И. Менделеева?
Во-первых, все химические элементы, вынесенные в короткопериодном варианте таблицы вниз и называемые лантаноидами и актиноидами, — это металлы.
Во-вторых, к металлам относят все элементы побочных подгрупп
(Б-групп). У атомов этих элементов происходит заполнение электронами не внешнего, а предвнешнего энергетического уровня. На внешнем же остаются один-два электрона, что и определяет металлические свойства этих элементов.
В-третьих, среди элементов главных подгрупп примерно половина — металлы. Поскольку атомы металлов характеризуются малым
числом валентных электронов, а их число совпадает с номером группы
элемента, левый фланг элементов главных подгрупп (I—II группы) занят металлами (исключение — водород). Кроме того, элементы-металлы с большим радиусом атома расположены в последних периодах периодической системы (вы помните, что с возрастанием номера периода
увеличивается число энергетических уровней атома и, следовательно,
его радиус). Таким образом, элементы-металлы главных подгрупп расположены слева внизу от условной диагонали, проведённой от бора к
астату.
В общей сложности из известных 110 химических элементов более 80 являются металлами. Нужно отметить, что деление элементов
на металлы и неметаллы достаточно условно. Целый ряд пограничных
элементов проявляют переходные свойства, и об этом мы будем говорить немного позже.
Сходство в строении атомов элементов-металлов является причиной сходства физических свойств металлов — простых веществ, о чём
вы узнаете из следующего параграфа.
52
Глава 3
На заре развития человечества именно пластичность металлов
позволила вытеснить из обихода не менее прочные каменные орудия труда, так как камень хрупок и ему непросто придать заданную
форму.
Причина пластичности металлов определяется, конечно, их строением. При ударе или давлении отдельные слои кристаллической решётки скользят друг относительно друга благодаря наличию скрепляющих их свободных
электронов.
Самый пластичный металл, как вы знаете, —
золото (рис. 7). Благодаря удивительной химической устойчивости, красивому цвету, мягкости этот металл стал любимым материалом ювелиров и художников. Издавна золото было символом богатства и причиной бесчисленных войн. Рис. 7. Золотая фольга
Из золота изготавливали украшения и посуду,
детали интерьера и мебель.
Это интересно
Золото — достаточно дорогой металл, поэтому люди научились
использовать его высокую пластичность в целях экономии.
Крупинки золота прокатывали в тончайшие листочки, которыми покрывали поверхность других материалов: дерева, камня,
менее ценного металла. Так золотили купола церквей, деревянную резьбу, украшавшую дворцы, художественные произведения. Роскошные носилки египетских фараонов, на которых они
«проплывали» по городу, также были изготовлены из дерева,
покрытого позолотой. Это было сделано не только из соображений экономии, но и потому, что золото — один из самых тяжёлых металлов. Золотой слиток размером с кулак имеет массу
больше 3 кг! А уж огромные носилки пришлось бы нести сотне
рабов.
Каждому известна тонкая алюминиевая фольга. Алюминий
нетоксичен, поэтому в такую фольгу заворачивают пищевые
продукты, например конфеты. А до того времени, пока алюминий не стал доступным металлом, такую фольгу изготавливали
из олова и называли её станиолью.
Достаточно пластичным металлом является железо. Его вытягивают
в проволоку различного диаметра, подобно тому как тянется в ниточку жевательная резинка. Разрубая проволоку на кусочки и сплющивая
один конец, получают гвозди. Железо прокатывают в тонкие листы,
трубы, рельсы, уголки и т. д. Прокаткой можно придать заготовке
форму готовой детали и, следовательно, уменьшить отходы металла.
57
Глава 3
§ 13. Ряд стандартных электродных потенциалов
металлов
Химические свойства, способы получения, области применения
металлов во многом зависят от их активности. Из предыдущего параграфа вы узнали, что малоактивные металлы можно встретить
в природе в свободном состоянии, металлы более активные восстанавливают из их природных соединений химическими восстановителями,
а для получения самых активных металлов требуется электрический
ток. Если металл входит в состав сплава или сам используется для изготовления каких-либо конструкций, его высокая химическая активность — это большой минус: металл будет разрушаться при контакте
с водой, кислотами, кислородом воздуха. Напротив, если использовать металл в качестве химического реагента, то чем активнее данный
металл, тем быстрее протекает химическая реакция.
Скорость химической реакции зависит от
различных факторов, с которыми вы познакомитесь в старшей школе.
Различие в активности металлов было известно очень давно. Однако первую попытку
выстроить все металлы в ряд по степени их
активности предпринял выдающийся русский
химик Н. Н. Бекетов. Кстати, именно этот
учёный заложил основы процесса алюминотермии. Для построения своего ряда Бекетов
выбрал реакцию замещения одним металлом
другого в его оксиде или растворе соли. Так, Николай Николаевич
цинк способен вытеснять железо из растворов Бекетов (1827—1911)
солей:
2e
Zn + FeSO4 = ZnSO4 + Fe,
Zn + Fe2+ = Zn2+ + Fe.
Проведение реакции в обратном направлении невозможно. В свою
очередь, железо вытесняет медь из растворов солей меди:
2e
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu,
Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu.
71
Металлы
Следовательно, самым активным из трёх металлов является цинк,
наименее активна медь. Расположив эти металлы в порядке уменьшения активности, мы получим ряд:
Zn
Fe
Cu
Исследуем явление
Лабораторный опыт № 12
«Влияние активности металла на скорость реакции
с соляной кислотой»
В первую пробирку поместите две гранулы цинка, во вторую —
немного железных стружек, в третью — кусочки медной проволоки. В пробирки прилейте по 2 мл соляной кислоты. В каких
пробирках наблюдается признак протекания химической реакции? В какой из них реакция идёт с большей скоростью? Какой
вывод можно сделать об относительной активности исследуемых
металлов?
Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций, разберите окислительно-восстановительные процессы.
Исследуя способность металлов вытеснять друг друга из растворов
солей и из оксидов, Н. Н. Бекетов составил ряд активности металлов,
который он назвал вытеснительным. Конечно, вытеснительный ряд
содержал гораздо больше металлов, чем наш трёхэлементный. Приведём фрагмент вытеснительного ряда активности металлов:
Al
Mn
Zn
Fe
Ni
Sn
Pb
Cu
Hg
Ag
Однако поместить в данный ряд все известные металлы на основании их вытеснительной способности оказалось невозможным. Например, щелочные и щёлочноземельные металлы реагируют с водой, поэтому изучить их взаимодействие с водными растворами солей нельзя.
Современное научное название этого ряда — ряд стандартных электродных потенциалов (ранее его также называли электрохимическим
рядом напряжений металлов). Для того чтобы понять принцип его
построения, рассмотрим реакцию металлического цинка с раствором
сульфата меди(II). Цинк, как более активный металл, вытесняет медь
из раствора соли:
2e
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Сu,
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu.
72
Глава 3
Данная реакция является окислительно-восстановительной. Атомы металлического цинка, отдавая по два электрона, переходят в раствор в виде катионов Zn2+:
Zn0 – 2e—  Zn2+.
Атомы цинка передают свои электроны катионам меди(II), которые восстанавливаются и превращаются в нейтральные атомы:
Cu2+ + 2e—  Cu0.
При внесении цинка в раствор сульфата меди(II) электроны переходят непосредственно от атомов цинка к катионам меди(II). А если
пространственно разделить процесс окисления цинка и процесс восстановления меди, заставив электроны перебегать от атомов цинка
к катионам меди по проводнику электричества? В этом случае за счёт
протекания химической реакции можно получить электрический ток,
возникает электродвижущая сила (ЭДС)!
Устройство для получения электрического тока за счёт протекания химических реакций называют гальваническим элементом.
Своё название такие устройства получили
e—
e—
по имени итальянского естествоиспытателя
Л. Гальвани, впервые наблюдавшего возникновение электрического тока при контакте двух
различных металлов.
Один из гальванических элементов был
создан в 1836 г. английским исследователем
Д. Даниэлем и русским учёным Б. С. Якоби.
Схема элемента Даниэля — Якоби приведена
на рисунке 13.
Элемент Даниэля — Якоби представляет
собой сосуд, разделённый полупроницаемой
мембраной на два отделения. В левом находится раствор соли цинка, в который погружена
Рис. 13. Схема гальванического элемента
цинковая пластинка, в правом — раствор соли
Даниэля — Якоби
меди(II) и медная пластинка. Пластинки соединены между собой в электрическую цепь.
Катионы цинка, покидая пластинку, переходят в раствор, а их электроны по цепи перемещаются на медную пластинку, на которой происходит восстановление катионов меди(II) из раствора. В элементе воз73