В. А. Алиханов химия в вопросах и ответах Учебное пособие

В. А. Алиханов
ХИМИЯ В ВОПРОСАХ И ОТВЕТАХ
Учебное пособие
для студентов-бакалавров нехимических специальностей
Владикавказ 2015
0
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«СЕВЕРО-КАВКАЗСКИЙ ГОРНО-МЕТАЛЛУРГИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ
(ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ)»
Кафедра химии
В. А. Алиханов
ХИМИЯ В ВОПРОСАХ И ОТВЕТАХ
Учебное пособие
для студентов-бакалавров нехимических специальностей
Допущено
редакционно-издательским советом
Северо-Кавказского горно-металлургического института
(государственного технологического университета).
Протокол заседания РИСа № 1 от
2015 г.
Владикавказ 2015
1
УДК 54
ББК 21.1
А50
Рецензент:
доктор химических наук, профессор
Северо-Кавказского горно-металлургического института
(государственного технологического университета)
Темираев К. Б.
А50
Алиханов В. А.
Химия в вопросах и ответах: Учебное пособие для студентов-бакалавров нехимических специальностей / В. А. Алиханов;
Северо-Кавказский горно-металлургический институт (государственный технологический университет). – Владикавказ:
Северо-Кавказский горно-металлургический институт (государственный технологический университет). Изд-во «Терек»,
2015. – 133 с.
Пособие охватывает все основные разделы программы курса химии для
студентов-бакалавров. Написанное в форме вопросов и ответов, оно призвано повысить эффективность самостоятельной работы студентов.
УДК 54
ББК 21.1
 ФГБОУ ВПО «Северо-Кавказский
горно-металлургический институт
(государственный технологический университет)», 2015
 Алиханов В. А., 2015
2
Предисловие
Написание данной книги обусловлено большой потребностью в
учебном пособии для студентов, изучающих химию. Пособие написано в форме вопросов и ответов, так что при чтении читатель сможет
получить не только краткий и однозначный ответ на важнейшие вопросы, которые в учебниках являются результатом продолжительного, широкого изложения, но и освещение химических проблем, лежащих в основе данных вопросов.
Одна из основных задач предлагаемого пособия – привить студенту навыки самостоятельной работы с химической литературой,
умение самому оценить уровень своих знаний, развить собственную
инициативу и познавательную активность.
Книга выполняет двоякую функцию – контролирующую и обучающую, что отвечает современным задачам обучения.
Вопросы объединены по темам в том порядке, в котором они изучаются по учебному плану. Они могут быть также использованы преподавателями для контроля подготовленности студентов к лабораторным и практическим занятиям.
Пособие составлено в соответствии с ФГОС ВПО и программами
по направлению подготовки бакалавров.
3
1. Предмет и задачи химии
Что изучает химия?
Химия является одной из естественных наук. Она занимается
изучением состава, строения и превращения веществ, разработкой методов их получения и очистки.
Что такое вещество?
Вещество – это скопление элементарных частиц, имеющих массу
покоя, или то, из чего состоят физические тела. Вещество характеризуется физическими и химическими свойствами.
Что относится к физическим и химическим свойствам?
К физическим свойствам относятся внешний вид вещества, его
температура плавления и кипения, способность проводить тепло и
электрический ток, агрегатное состояние (твердое, жидкое, газообразное).
Химические свойства характеризуют его способность превращаться в другие вещества. Такие превращения называются химическими реакциями.
Каково практическое значение химии?
Значение химии в изучении процессов, протекающих в природе, в
частности в живых организмах, велико. В результате длительных физико-химических процессов в космосе сформировались космические
тела, а в недрах земли образовались залежи угля, торфа, нефти, горючих газов металлических руд, солей и др. Эти залежи используются
человечеством как для непосредственного потребления, так и в качестве сырья для производства различных продуктов.
Химические реакции лежат в основе всех жизненных процессов,
протекающих в организме растений и животных. Все продукты
жизнедеятельности, такие как: целлюлоза, крахмал, сахар, жиры, белки и прочие вещества – получаются из исходных веществ, содержащихся в окружающей среде (углекислого газа, воды, минеральных
солей и др.).
Органические вещества растительного происхождения служат
пищей для животных. В их организме путем химических превращений эти вещества преобразуются в еще более сложные вещества.
Химические процессы лежат в основе целого ряда важнейших
производств, целью которых является получение черных и цветных
4
металлов, основных химических материалов, удобрений, стекла, цементов, нефтепродуктов, резины, бумаги, искусственного волокна,
пластических масс и многих других продуктов.
Приведем несколько актуальных направлений применения
химии:
а) Новые источники энергии. Сюда относятся получение ракетного топлива для космических кораблей, ядерного горючего для атомных реакторов, создание устройств для преобразования солнечной
энергии в электрическую, разработки новых химических источников
электрического тока.
б) Новые материалы. Состояние и экономическая эффективность
машиностроения и строительной индустрии все больше определяется
производством синтетических материалов: пластмасс, каучуков, волокон, пленок, термостойких пластиков, композиционных полимеров.
Развитие новых систем связи требует создания новых оптиковолокнистых материалов и т. д.
в) Проблемы сельскохозяйственного производства. Первый путь
решения этих проблем – повышение урожайности сельскохозяйственных культур. Этому способствует развитие производства минеральных удобрений, разработка средств борьбы с болезнями растений и их
вредителями. Другой путь – экономия сельскохозяйственного сырья.
Производство синтетических тканей, красителей, заменителей жиров
и т. д. равноценны увеличению продовольственных ресурсов и сырья
для легкой промышленности.
г) Охрана окружающей среды. Задача химии состоит в разработке
методов обнаружения и количественного определения вредных примесей, в изучении химических реакций в окружающей среде, в создании безотходных или малоотходных производства, а также в разработке способов обезвреживания и утилизации промышленных и бытовых отходов.
5
2. Основные химические понятия и законы
Что называется атомом, молекулой, химическим элементом?
Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая
все его химические свойства.
Элемент – совокупность атомов с одинаковыми зарядами ядер.
Химический элемент – это составная часть простых и сложных
тел. В настоящее время известно 110 элементов.
Молекула – наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его основные химические свойства.
Чем отличается простое вещество от сложного?
Простое вещество состоит из атомов одного элемента, например:
Fe, H2. Простые вещества, образованные одним и тем же элементом,
называются аллотропными модификациями, например: О2 и О3 или
алмаз и графит.
Сложное вещество состоит из атомов разных элементов, например: HCl, Na2CO3.
Что называется относительной атомной и молекулярной
массой?
Абсолютные массы атомов и молекул очень малы. Так масса
атома углерода m0(C) = 1,993  10-26 кг, а масса молекулы воды
m0(H2O) = 2,990  10-26 кг. Пользоваться такими величинами в расчетах
неудобно. Поэтому в химии используют не абсолютные значения
масс, а относительные.
Относительной атомной массой химического элемента называется отношение массы его атома к 1/12 массы атома углерода12 С:
1 а. е. м. = 1/12m0(С) = 1,66  10-27кг
Относительная атомная масса – величина безразмерная.
Относительная молекулярная масса (Mr) – масса молекулы, выраженная в а. е. м. Например, относительная молекулярная масса
воды равна:
Mr(H2O) = 2  1 + 1  16=18.
Что такое количество вещества? Единица количества вещества.
Под количеством вещества (υ) понимают определенное число
структурных единиц этого вещества. За единицу количества вещества
принят 1 моль.
6
Моль – это такое количество вещества, в котором, независимо от
агрегатного состояния, содержится 6,02  1023 структурных единиц
(атомов, молекул или других частиц) вещества (число 6,02  1023 называется числом Авогадро и обозначается NА).
Что называется молярной массой и молярным объемом?
Молярная масса – это масса 1 моля вещества. Единица измерения
молярной массы г/моль или кг/моль (в системе СИ).
Молярная масса вещества численно равна относительной молекулярной массе М = Мr. Например, молярная масса воды равна:
M(H2O) = Mr(H2O) = 18 г/моль.
Молярный объем – это объем, занимаемый 1 молем (6,02  1023
молекул) газа при данных условиях (давлении и температуре).
Какие законы относятся к стехиометрическим законам химии?
Стехиометрия – раздел химии, рассматривающий количественные соотношения между реагирующими веществами.
1. Закон сохранения массы: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате
реакции.
2. Закон постоянства состава: всякое чистое вещество, независимо
от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.
Этот закон впервые сформулировал в 1801 году французский химик Ж. Пруст.
Другой французский ученый К. Бертолле утверждал, что при
окислении, например свинца и олова, идет непрерывное присоединение кислорода, в результате чего образуется множество химических
соединений, состав которых изменяется непрерывно. Почти десятилетняя полемика между Прустом и Бертолле завершилась победой
первого: в 1810 году закон постоянства состава химических соединений был принят как закон природы.
Дальнейшее развитие химии показало, что наряду с соединениями постоянного состава (получившими название дальтонидов), существуют соединения переменного состава – бертоллиды. К первым относятся все соединения, состоящие из молекул. Бертоллиды встреча7
ются среди оксидов, гидридов, сульфидов и некоторых других веществ, имеющих кристаллическую структуру.
В чем суть закона эквивалентов?
Массы реагирующих друг с другом веществ (m1 и m2) пропорциональны их эквивалентам (Э1 и Э2):
𝑚1
𝑚2
= ЭЭ12
Химическим эквивалентом элемента или соединения называется
такое его количество, которое взаимодействует с 1 молем атомов водорода или замещает это же количество атомов водорода в химических соединениях. Единицей химического эквивалента является моль.
Эквивалент элемента вычисляется по формуле:
А
Экв = 𝑛 ,
0
где А – атомная масса элемента;
n0 – степень окисления, проявляемая им в данном соединении.
Например, Экв С в СО2 = 12⁄4 = 3; Экв С в СО = 12⁄2 = 6.
Следовательно, эквивалент элемента, в отличие от атомной массы, не является величиной постоянной. Эквиваленты сложных неорганических веществ вычисляются по формулам:
Экв. кислоты =
Мк
𝑁Н
,
где МК – молекулярная масса кислоты;
NH – число атомов водорода, способных замещаться на металл.
Экв. основания =
Мосн
𝑁ОН
,
где Мосн – молекулярная масса основания;
NОН – число гидроксильных групп.
Экв. соли =
8
Мс
𝑁ме  𝑛0 Ме
,
где Мс – молекулярная масса соли;
Nме – число атомов металла;
n0Ме – степень окисления металла.
Экв. оксида =
Мокс
𝑁0 ∗𝑛0 О
,
где Мокс – молекулярная масса оксида;
N0 – число атомов кислорода;
n0О – степень окисления кислорода.
Масса одного эквивалента вещества называется эквивалентной
массой.
9
3. Газовые законы
В чем суть закона объемных отношений Гей-Люссака и закона Авогадро?
При неизменных температуре и давлении объемы вступающих в
реакцию газов относятся друг у к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.
Закон Авогадро. В равных объемах любых газов при одинаковых
условиях (температуре и давлении) содержится равное число молекул.
Следствия из закона Авогадро:
1. При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.
2. При нормальных условиях (н. у.), 1 моль различных газов занимает объем 22,4 л. Такой объем называют молярным объемом газа.
Он имеет размерность литр на моль (л/моль).
3. Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молярных масс:
𝑚1
𝑚2
=
𝑀1
,
𝑀2
где m1 и m2 – массы;
М1 и М2 –молекулярные массы первого и второго газов.
Отношение m1 к m2 получило название плотности Д первого газа
ко второму. Тогда Д =
𝑀1
𝑀2
, отсюда М1 = М2Д. Например, плотность
кислорода по водороду ДН2 = 32 : 2= 16, МО2 = 2Дн2 = 2  16 = 32.
Что показывает объединенный газовый закон?
В химических расчетах при необходимости осуществить переход
от нормальных условий (или к нормальным условиям) используется
выражение объединенного газового закона:
𝑃𝑉
𝑇
=
𝑃0  𝑉0
𝑇0
,
где P0,V0 и T0 – соответственно давление, объем и температура при
нормальных условиях;
P, V и T – те же параметры данного количества вещества при других условиях.
10
Термин «объединенный» означает, что данный закон является
объединением двух газовых законов:
1) закона Бойля-Мариотта: при постоянной температуре объем
данного количества газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится, т. е. PV = const;
2) закон Гей-Люссака: при постоянном давлении изменение объ𝑉
ема газа прямо пропорционально температуре, т. е. 𝑇 = const.
Если в выражение объединенного газового закона подставить
значения P0, Vo и T0, то PV:T становится постоянным для всех газов.
Это соотношение обозначается R и называется универсальной газовой
постоянной. При давлении, выраженном в паскалях, объеме – в кубических метрах и температуре – в кельвинах: R = 8,314 Дж/(моль. к).
Какие величины можно вычислить по уравнению Клапейрона-Менделеева?
Это уравнение имеет вид: PV = RT.
Если количество газа отлично от 1 моль, то уравнение трансфор𝑚
мируется в выражение PV = RT. Таким образом, по этому уравне𝑀
нию можно вычислить P – давление, V – объем, T – температуру.
Что такое парциальное давление и как формулируется закон
парциальных давлений?
При обычных условиях различные газы смешиваются друг с другом в любых соотношениях. При этом каждый газ, входящий в состав
смеси, характеризуется своим парциальным давлением. Оно представляет собой то давление, которое производило бы имеющееся в смеси
количество данного газа, если бы оно одно занимало при той же температуре весь объем, занимаемый смесью.
Установленный Дальтоном закон парциальных давлений гласит:
Давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с
другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих
смесь.
11
4. Важнейшие классы неорганических веществ
Как подразделяются простые и сложные вещества?
Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы. К
последним обычно относят H, B, C, N, O, F, Si, P, Cl, As, Se, Br, Te, I,
At, He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn. Остальные элементы условно относятся к
металлам.
Сложные вещества делятся на неорганические и органические.
Какова химическая номенклатура сложного вещества?
Согласно принципам систематической номенклатуры, химическая
формула сложного вещества разделяется на условно электроположительную (катион) и условно электроотрицательную (анион) составляющие. Первая составляющая ставится в формуле слева, а вторая –
справа. Название сложного вещества читается справа налево, т. е. вначале называется его электроотрицательная составляющая в именительном падеже, а затем электроположительная в родительном падеже. При этом в случае одноэлементной электроотрицательной составляющей используется суффикс -ид, а в случае многоэлементной –
суффикс -ат.
В формулах бинарных соединений, состоящих из металла и неметалла на первом месте всегда стоит металл (как более электроположительный элемент): K2S, CaCl2, CrO3, ScF3.
В формулах соединений, не содержащих атомы металлов, на первом месте помещается элемент с меньшей электроотрицательностью.
Порядок увеличения электроотрицательности определяется практическим рядом: Rn, Xe, Kr, B, Si, C, As, P, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, N, O,
F. При написании формул веществ исключение составляют некоторые
соединения азота с водородом, для которых оставлено традиционное
написание формул: NH3, N2H4.
Что называется оксидом, каковы свойства оксидов?
Оксидами называются соединения элементов с кислородом. Оксиды разнообразны по своим физическим свойствам – от газов, устойчивых при низких температурах, до твердых кристаллических соединений с очень высокими температурами плавления.
Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие (CO,
NO, N2O). Солеобразующие в свою очередь делятся на основные
(K2O, CaO), амфотерные (ZnO, Al2O3), кислотные (SО3, Mn2O7).
12
Оксиды, содержащие группу атомов кислорода, соединенных
друг с другом (-О – О -), называются пероксидами.
Примеры названий оксидов: PbO2 – оксид свинца (IV), Cu2O – оксид меди (I) или оксид димеди, P2O5 – оксид фосфора (V) или пентаоксид фосфора и т. д.
Чем характеризуются халькогениды?
К этой группе принадлежат бинарные соединения элементов
группы VIА (сера, селен и теллур) с менее электроотрицательными
элементами.
Халькогениды весьма разнообразны по своим физическим и химическим свойствам. Так, халькогениды неметаллов – это соединения
с ковалентным типом связей, отличающиеся широким диапазоном
агрегатных состояний – от газообразного до твердого. Халькогениды
металлов являются твердыми веществами, многие имеют довольно
высокие температуры плавления, нерастворимы в воде (за исключением халькогенидов группы IA). Халькогениды переходных металлов
часто представляют собой металлоподобные соединения с переменным составом.
Примеры названий халькогенидов:
CdS – сульфид кадмия;
Cu2Se – селенид меди (I) или селенид димеди;
CS2 – дисульфид углерода (сероуглерод);
P4S5 – пентасульфид тетрафосфора.
Водные растворы водородных соединений S, Se, Te рассматриваются как бескислородные кислоты с соответствующими названиями:
H2S – сероводородная кислота;
H2Se – селеноводородная кислота;
H2Te – теллуроводородная кислота.
Что из себя представляют нитриды?
Это бинарные соединения азота с менее электроотрицательными
элементами.
За исключением соединений некоторых неметаллов, нитриды
представляют собой твердые, кристаллические вещества, часто переменного состава, обладающие высокой температурой плавления. Нитриды переходных металлов – металлоподобные соединения с очень
высокой твердостью и тугоплавкостью, химически устойчивы.
Примеры названий нитридов:
V3N – нитрид триванадия;
13
Cl3N – нитрид трихлора;
BN – мононитрид бора;
Mg3N2 – динитрид тримагния (нитрид магния).
Какие соединения образует азот с водородом?
Азот с водородом образует следующие бинарные соединения:
NH3 – аммиак;
N2H4 – гидрозин;
HN3 – азидоводород (азид водорода).
Водный раствор азида водорода HN3 рассматривается как кислота, которая называется азидоводородной (азотистоводородной) кислотой. Её производные – азиды, например: LiN3 – азид лития; Pb(N3)2 –
азид свинца (II), диазид свинца.
Какие соединения называются фосфидами?
Фосфидами являются бинарные соединения фосфора с менее
электроотрицательными элементами. Немногочисленные фосфиды
неметаллов – ковалентные соединения, некоторые из них газообразны.
Фосфиды металлов – твердые вещества. Причем фосфиды металлов групп IA и IIA солеподобны, легко гидролизуются, достаточно
реакционноспособны, в то время как фосфиды переходных металлов
металлоподобны, тугоплавки и химически малоактивны.
Соединения фосфора с водородом: H3P – фосфид водорода или
фосфин.
Какими свойствами характеризуются карбиды?
К карбидам относятся соединения углерода с менее электроотрицательными элементами. Карбиды неметаллов (SiC, B4C) представляют собой ковалентные соединения с полимерной структурой. Они обладают очень высокой твердостью, тугоплавки и химически инертны.
Также очень тугоплавкими и обладающими высокой твердостью
и химической инертностью являются карбиды переходных металлов –
металлоподобные соединения, как правило, переменного состава.
Карбиды щелочных и щелочноземельных элементов, а также
алюминия и лантаноидов – твердые, солеподобные вещества, легко
разлагающиеся водой.
Примеры названий карбидов:
TaC – карбид тантала, CaC2 – дикарбид кальция.
14
Какие соединения называют гидридами?
Гидриды – соединения водорода с металлами или неметаллами,
менее электроотрицательнцыми, чем водород.
Гидриды активных металлов – твердые солеподобные соединения, разлагающиеся водой с образованием гидроксидов. Гидриды переходных металлов твердые, хрупкие, металлоподобные фазы, обычно
не имеющие постоянного состава.
Гидриды неметаллов представляют собой ковалентные соединения, многие из них газообразны, разлагаются водой с образованием
кислот.
Примеры названий гидридов:
CaH2 – гидрид кальция; SiH4 – моносилан; Si3H8 – трисилан;
AsH3 – арсин; SbH3 – стибин.
Cвойства интерметаллидов
Интерметаллиды – химические соединения двух или нескольких
металлов.
При обычных условиях это твердые, хрупкие вещества со смешанным типом межатомной (металлической, ковалентной и ионной)
связи; отличаются широким разнообразием физических и химических
свойств.
Что называется гидроксидом? Каковы свойства гидроксидов?
Гидроксиды – неорганические соединения, содержащие одну или
несколько групп ОН, соединенных с атомами металлов. Они являются
твердыми, кристаллическими веществами. Основное химическое
свойство гидроксидов щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra) – растворимость в воде. Растворы этих
металлов называются щелочами.
Систематические названия этого типа соединений состоят из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже с указанием его степени окисления, если это необходимо:
NaOH – гидроксид натрия;
Fe(OH)3 – гидроксид железа (III);
Fe(OH)2 – гидроксид железа (II).
Какие соединения называются кислотами?
Кислоты – это вещества, образующие при электролитической
диссоциации в водных растворах катионы только водорода. Кислоты
весьма разнообразны как по агрегатному состоянию (газообразные,
15
жидкие, твердые вещества), так и по физико-химическим свойствам.
Большинство кислот хорошо растворимы в воде. Их важнейшее химическое свойство – способность образовывать соли при взаимодействии с основаниями и основными оксидами.
Число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл, называется основностью кислоты: HNO3 – одноосновная, H2SO4 – двухосновная, H3PO4 – трехосновная, H4P2O7 – четырехосновная.
Неоганические кислоты делятся на содержащие кислород (оксокислоты) типа HnЭOm и бескислородные типа HnXm, где Э – кислотообразующий элемент; X – атомы галогенов, халькогенов и некоторых
других элементов, n и m – количество соответствующих атомов.
В номенклатуре названий кислот и солей используются как традиционные, так и систематические. Традиционное название оксокислоты состоит из двух слов – прилагательного, производного от корня
названия кислотообразующего элемента, и группового слова «кислота», например, азотная кислота, борная кислота.
Если элемент образует несколько кислот, то различие между ними регулируется с помощью суффиксов, присоединяемых к корню
русского названия элемента:
-н-, -в-, -ев-, при высшей или единственной степени окисления
элемента:
H3BO3 – ортоборная кислота;
H2Cr2O7 – хромовая кислота;
HReO4 – рениевая кислота;
-новат-, при промежуточной степени окисления +5: HClO3 –
хлорноватая кислота;
-(ов) ист-, при промежуточной степени окисления +3 и +4:
H3AsO3 – ортомышьяковистая кислота;
HClO2 – хлористая кислота;
H2SO3 – сернистая кислота.
-новатист-, при низшей положительной cтепени окисления +1:
HClO – хлорноватистая кислота.
Что из себя представляют соли?
Соли представляют собой продукты замещения или атомов водорода в кислоте на металл, или групп ОН в гидроксиде на кислотный
остаток.
В зависимости от степени замещения водорода или групп ОН образующиеся соли классифицируются следующим образом: при непол16
ном замещении водорода в кислоте образуются кислые соли (KHSO4),
Ca(HSO4)2). При полном замещении образуются средние соли (Na2SO4,
K2CO3). При неполном замещении групп ОН в основаниях образуются
основные соли (MgOHCl, Fe(OH)NO3). Различают также двойные соли
(образованные двумя металлами и одним кислотным остатком,
например: (KAl(SO4)2, NaTl(NO3)2), и комплексные соли, например:
(K4[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4]SO4).
Большинство неорганических солей представляют собой соединения с ионной кристаллической структурой и относительно высокими температурами плавления и кипения. Многие соли хорошо растворимы в воде. Традиционные названия солей составляются из названий
анионов в именительном падеже.
Если кислотообразующий элемент имеет только одну степень
окисления, то добавляется суффикс – ат:
Na2CO3 – карбонат натрия; K2SiO3 – силикат калия.
Если кислотообразующий элемент имеет две степени окисления,
то при высшей степени окисления к корню добавляется суффикс -ат,
а при низшей -ит:
CaSO4 – сульфит кальция; MgSO3 – сульфит магния.
При построении традиционных названий кислых солей к
названию аниона средней соли добавляются приставка гидро- и числовая приставка, если количество атомов водорода в анионе больше
единицы:
NaHSO3 – гидросульфит натрия;
Fe(H2PO4)2 – дигидрофосфат железа (II).
Традиционные названия основных солей образуются добавлением к названию аниона средней соли приставки гидроксо- :
(CuOH)2CO3 – гидроксокарбонат меди (II);
(FeOH)ClO4 – гидроксоперхлорат железа (II).
17
5. Строение атома
Из каких элементарных частиц построен атом?
Атом – электронейтральная микросистема, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов,
движущихся вокруг него.
Из каких элементарных частиц построено ядро атома?
Ядра атомов состоят из двух типов частиц (нуклонов) – протонов
(P) и нейтронов (N).
Протон имеет относительную массу покоя 1,007276 а.е.м., а
нейтрон – 1,008665 а.е.м. Заряд протона +1, а нейтрона 0.
Литейные размеры атома ~10-8 см, ядра ~10-12 - 10-13 см.
Что такое изотопы и изобары? Одинаково ли электронное
строение изотопов одного и того элемента?
Основная масса атома сосредоточена в ядре и характеризуется
массовым числом А, равным сумме чисел протонов и нейтронов:
А = Z + N.
Главной характеристикой атома является заряд ядра. Он равен
порядковому номеру элемента в Периодической системе элементов.
В обозначении атома элемента отражаются массовое число и ко40
личество протонов – 𝐴𝑍Э, например 32
16𝑆, 19𝐾 .
Атомы одного элемента, которые имеют одинаковый заряд ядра,
но разные массовые числа, называются изотопами. Изотопы содержат
одинаковое число протонов и разное число нейтронов. Например, известны изотопы водорода с массовыми числами 1, 2, 3: 11Н – проптий,
35
37
2
3
1Н – дейтерий, 1Н – тритий. У хлора 2 изотопа: 17Сl и 17Сl.
Атомы с одинаковыми значениями А, но различными Z и N –
40
40
называются изобарами. Например, 40
18Ar, 19𝐾 , 20Ca.
Что называется радиоактивностью?
Устойчивому состоянию ядер атомов соответствуют определенные соотношения чисел протонов и нейтронов: для легких элементов
𝐴
≈ 2, для тяжелых достигает 2,4; 2,5.
𝑍
При нарушении устойчивого протонно-нейтронного соотношения
ядро (а вместе с ним атом) становится радиоактивным. Радиоактивностью называется самопроизвольное превращение неустойчивых
18
атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц. Основными типами радиоактивных превращений являются:
206
4
1) α– распад: 210
84P → 82Pb + 2He (α-частица);
17
17
2) β – распад: 7N→ 8O + β − + −S;
3) испускание γ-лучей, квантов жесткого электромагнитного излучения.
Продолжительность жизни радиоактивного элемента характеризуется периодом полураспада T½ – временем, за которое число ядер
уменьшается в результате распада вдвое.
Какова современная теория строения атома?
Основой современной теории строения атома являются законы и
положения квантовой (волновой) механики, т. е. движение электрона
в атоме изучает квантовая механика. Согласно квантовомеханическим представлениям, движущимся микрообъектам присуща двойственная природа: одновременно они являются и частицей, и волной.
Согласно квантомеханической теории, электроны, двигаясь в
атоме, образуют так называемое электронное облако. Это модель состояния электрона в атоме. Область пространства вокруг атомного
ядра, где энергетически выгоднее всего находиться электрону, называется орбиталью.
Что характеризуют квантовые числа?
Квантовые числа характеризуют энергетическое состояние электрона в атоме, их четыре: n – главное, ℓ– орбитальное, me – магнитное
и ms – спиновое квантовые числа. Законы движения электронов в
квантовой механике описываются уравнением Шредингера, которое
играет в квантовой механике такую же роль, какую играют законы
Ньютона в классической механике. Поскольку электрон обладает
свойствами частицы и волны одновременно, то его движение можно
описать с помощью некоей волновой функции ψ. Физический смысл
волновой функции ψ (x, y, z) заключается в том, что квадрат этой
функции пропорционален вероятности нахождения электрона в точке
пространства с координатами x, y, z.
Главное квантовое число (n) принимает значения 1, 2, 3, 4, 5 и
т. д. и определяет энергию электрона и размеры электронного облака:
чем больше значение главного квантового числа, тем больше энергия
электрона и тем б о́ льшие размеры имеет его электронное облако.
19
Каждый энергетический уровень характеризуется определенным значением, равным номеру уровня.
Электроны, образующие один и тот же электронный уровень, несколько отличаются друг от друга энергией, или, как говорят ученые,
энергетические уровни расщепляются на подуровни. Каждый энергетический подуровень характеризуется определенным значением орбитального квантового числа ℓ. Орбитальное квантовое число, кроме
того, определяет форму электронного облака (орбитали).
ℓ принимает значения: 0, 1, 2, 3 . . . (n -1).
Каждое значение имеет свое буквенное обозначение:
l = o – s, l = 1 – p, l = 3 – d, l = 4 – f.
s-орбиталь имеет форму шара; p-орбиталь – форму вытянутой
объемной восьмерки (гантели); d-орбиталь имеет четырехлепестковую форму; f-орбиталь – еще более сложную форму.
Число подуровней, на которые расщепляется данный энергетический уровень, равно числу значений орбитального квантового числа ℓ,
соответствующих значению главного квантового числа n, характеризующему этот уровень. Каждый подуровень характеризуется определенным набором двух квантовых чисел – n и ℓ.
Магнитное квантовое число (me) определяет направление (ориентацию) орбиталей в пространстве и может принимать любые целочисленные значения от -1 до + l, включая нулевое.
Каждый энергетический подуровень содержит определенное число орбиталей, равное значению me исходя из этого s – подуровень состоит из одной орбитали, p – из 3, d – из 5, а f – из 7 орбиталей.
Четвертое квантовое число – спиновое (ms) определяет направление вращения электрона вокруг своей оси и принимает 2 значения:
1
1
+ 2 и – 2.
Какой порядок существует для заполнения уровней и подуровней электронами?
Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется принципом наименьшего запаса энергии, согласно которому
наиболее устойчиво состояние атома, при котором его электроны
имеют наименьшую энергию. Необходимо также учитывать принцип
Паули, согласно которому в атоме не может быть двух электронов с
одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. И, наконец, заполнение электронами атомных орбиталей одного подуровня подчиняется правилу Хунда, согласно которому атом имеет устойчивое со20
стояние, если на одном подуровне электроны располагаются так, что
модуль суммы спиновых квантовых чисел (суммарный спин) электронов максимален. В соответствии с вышесказанным, заполнение электронных слоев электронами начинается с уровней и подуровней, характеризующихся самой низкой энергией, т. е. самыми низкими значениями n и ℓ , и идет в порядке возрастания суммы n + ℓ (первое правило Клечковского). Если же для двух орбиталей сумма n + ℓ окажется одинаковой, то в первую очередь электронами заполняется орбиталь с меньшим значением n (второе правило Клечковского). В соответствии с этими правилами последовательность заполнения орбиталей электронами имеет вид:
1s2→2s2→2p6→3s2→3p6→4s2→3d10→4p6→5s2→4d10→5p6→6s2→5d1→
4f14→5d2-10→6p6→7s2 . . . —
Что называется электронной конфигурацией атома?
Электронная конфигурация атома – это структура электронной
оболочки атома с расположенными по уровням, подуровням и орбиталям электронов. Она показывает распределение электронов по
уровням и подуровням и может быть записана в виде электронной
формулы.
Как составляют электронные формулы атомов?
Сначала по номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева определяют общее число электронов в атоме; затем по номеру периода, в котором расположен элемент, определяют число энергетических уровней; уровни разбивают на подуровни и орбитали, и заполняют их
электронами в соответствии с правилами Клечковского и Хунда.
Существуют два способа составления схем распределения электронов атоме:
1) в виде формул электронных конфигураций, например:
2 2
2
6С – 1s 2s 2p , где показатель степени указывает число электронов на
данном подуровне;
2) электронно-графический метод: в виде квантовых ячеек – для
изображения электронной орбитали, и стрелок, направление которых
указывает на ориентацию спинов электронов, – для обозначения электронов, например:
s
1
↑↓
2
↓↓
p
↑↓
↓
↓
21
6. Периодический закон и периодическая система элементов
Д. И. Менделеева
Когда был открыт периодический закон и какова его формулировка?
Периодический закон был открыт в 1869 г. великим русским ученым Д. И. Менделеевым и сформулирован следующим образом:
«Свойства простых тел, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных
весов элементов».
Развитие теории строения атома привело к установлению того
факта, что главной характеристикой атома является положительный
заряд его ядра. Поэтому в современной формулировке периодический
закон гласит: «Свойства химических элементов, а также формы и
свойства соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов».
Какова структура периодической таблицы?
В периодической таблице все элементы расположены по возрастающим атомным номерам в ряд, внутри которого периодически повторяются элементы со сходными свойствами.
Что называют периодом?
Период представляет собой совокупность элементов, разместившихся в одном горизонтальном ряду. Внутри каждого периода наблюдается постепенное изменение свойств элементов, затем наступает
скачок и переход к первому элементу нового периода, в котором аналогичным образом наблюдается постепенное изменение свойств элементов от щелочного металла до инертного газа. В сущности в периодах происходит заполнение электронами внешней электронной оболочки с номером n, а также незаполненной предвнешней оболочки с
номером (n–1) и (n–2).
Сколько периодов имеется в периодической системе?
В периодической системе имеется семь периодов: первые три
называются малыми они состоят только из одного ряда и 3 больших,
которые состоят из двух рядов. Седьмой период, хотя и состоит из
одного ряда, но содержит 24 элемента и также относится к большим
периодам. К тому же седьмой период не завершен: возможно откры22
тие новых трансурановых элементов с порядковым номером больше
110.
В шестом периоде, вслед за лантаном, расположено 14 элементов, называемых лантаноидами, а в седьмом, вслед за актинием –
14 элементов, называемых актиноидами. Химические свойства лантаноидов очень близки. То же относится и к актиноидам.
Что называют группой периодической системы?
Группой называют вертикальный ряд элементов, которые, находясь в высшей степени окисления, сходны по химическим свойствам.
Каждая группа делится на две подгруппы: главную (А) и побочную (В). У элементов главных подгрупп заполняются s- и p-подуровни
внешних энергетических уровней. У элементов побочных подгрупп
происходит заполнение внутренних (n–1) и (n–2) f-подуровней. Чтобы
различить главную и побочную подгруппы, символы элементов побочной подгруппы смещены в пределах группы вправо.
Какая связь существует между электронным строением атомов и положением элементов в периодической системе?
Периодический закон и периодическая система элементов объясняются современной теорией строения атома. Возрастание положительного заряда ядер элементов приводит к периодическому повторению строения внешних электронных оболочек атомов, а следовательно, к периодическому повторению химических свойств элементов – в
этом физический смысл периодического закона.
Деление элементов на периоды обусловлено числом энергетических уровней: в одном периоде объединены элементы, имеющие одинаковое число энергетических уровней, равное номеру периода.
Деление элементов на группы и подгруппы обусловлено порядком заполнения электронами уровней и подуровней: как было сказано выше, у элементов главных подгрупп электронами заполняются
либо s-, либо p-подуровень внешнего уровня: у элементов побочных
подгрупп либо d-, либо f-подуровень.
У элементов главных подгрупп число электронов на внешнем
уровне равно номеру группы. У элементов побочных подгрупп на
внешнем уровне 1–2 электрона.
Номер группы, как правило, указывает максимальное число
электронов, которые могут участвовать в образовании химических
связей.
23
Что называется энергией ионизации и ионизационным потенциалом? Как изменяется значение этих величин в периодах и
подгруппах периодической системы элементов?
Энергия ионизации – минимальная энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от невозбужденного атома
(КДж/моль).
Потенциалом ионизации (I) называется наименьшее напряжение
электрического поля, при котором происходит отрыв электрона (В).
Эти величины являются мерой металличности элемента. В периодах эти величины увеличиваются слева направо, а в подгруппах –
снизу вверх.
Что называется сродством к электрону, и как оно меняется в
периодической системе элементов?
Сродство к электрону (Е) – это энергия, которая выделяется при
присоединении к атому одного электрона. Сродство к электрону является мерой неметалличности элемента: чем больше сродство к
электрону, тем легче атом присоединяет электрон и тем сильнее выражены неметаллические свойства элемента. Сродство к электрону
изменяется в направлении, противоположном направлению изменения
энергии ионизации атома.
Что такое электроотрицательность элемента?
Энергия ионизации и сродство к электрону не являются однозначными характеристиками металлических и неметаллических
свойств химического элемента. Более полной и общей характеристикой этих свойств является электроотрицательность элемента.
Э. О. = I + Е
Чем меньше электроотрицательность элемента, тем сильнее выражены его металлические свойства и слабее – неметаллические.
На практике пользуются не абсолютными значениями электроотрицательности, а относительными. Электроотрицательность лития
принимают равной единице, электроотрицательности других элементов выражают числом, показывающим, во сколько раз электроотрицательность данного элемента больше или меньше электроотрицательности Li.
Высокими значениями электроотрицательности (2–4) характеризуются неметаллы, низкими (≤ 1) – щелочные металлы. В периодиче24
ской системе при движении по периоду слева направо электроотрицательность элементов увеличивается, а при движении по главной подгруппе сверху вниз – уменьшается.
Почему в таблице Д. И. Менделеева относительные атомные
массы выражены дробными числами, в то время как атом всегда
состоит из целого числа элементарных частиц?
Это объясняется тем, что каждый элемент встречается в природе
в виде разных изотопов. При подсчетах учитывается содержание того
или иного изотопа в земной коре. Таким образом, приведенные в таблице Д. И. Менделеева значения относительных атомных масс элементов являются средними величинами, полученными с учетом содержания тех или иных изотопов в земной коре.
Чем объясняется, что в отдельных случаях в периодической
системе происходит нарушение последовательности возрастания
относительных атомных масс? Какие примеры таких нарушений
можно привести?
После изучения явления изотопии стали понятны некоторые
«нарушения» последовательного возрастания относительных атомных масс элементов в периодической системе. Например, уменьшение
атомной массы от аргона (№ 18) к калию (№ 19) объясняется наличием у калия значительного процента легких изотопов, а у аргона – тяжелых. Поэтому при подсчете средних массовых чисел получается,
что у калия это число меньше, чем у аргона. Тем не менее величина
зарядов ядер этих элементов убедительно подтверждает правильность
их расположения в таблице. То же самое можно сказать о последовательности кобальт (№ 27)–никель (№ 28), а также теллур (№ 52)–йод
(№ 53).
Число нейтронов в ядре 12, атомная масса 24. Какой это элемент?
Вычитая из атомной массы число нейтронов, получим число протонов: 24–12 = 12. Число протонов равно величине заряда ядра. Заряд
ядра соответствует порядковому номеру элемента. Элемент № 12 –
магний.
Какая орбиталь называется стационарной?
Стационарной называется орбиталь, на которой электрон обладает постоянным запасом энергии.
25
Чем отличается «возбужденное» состояние электрона от нормального?
В «возбужденном» состоянии электрон обладает большим запасом энергии по сравнению с нормальным состоянием и поэтому может переходить на энергетически менее выгодный уровень или подуровень.
По какой формуле можно рассчитать максимальное число
электронов в электронном слое?
2n2, где n – главное квантовое число, численно равное порядковому номеру электронного слоя.
Как располагаются электроны в атоме?
Для того чтобы понять расположение электронов в атоме, надо
помнить, что всякий электрон занимает энергетически наиболее выгодное положение, при котором запас его энергии будет наименьшим.
Он всегда стремится занять наиболее близкое к ядру положение, попасть на орбиталь более простой формы. А если в пределах одного
подуровня имеется несколько свободных орбиталей, электроны размещаются каждый на отдельной орбитали и лишь при отсутствии свободных орбиталей объединяются в пары.
Как объяснить с точки зрения теории строения атома изменение свойства элементов в периоде от металлов к неметаллам?
С возрастанием порядкового номера увеличивается заряд ядра и
число электронов во внешнем электроном слое. В связи с этим происходит уплотнение, «сжатие» электронных оболочек, уменьшается радиус атома, усиливается электроотрицательность. Все это ведет к усилению неметаллических свойств. При завершении внешнего электронного уровня до октета образуются атомы инертных элементов.
Почему цинк обладает более слабыми металлическими свойствами, чем кальций?
Кальций имеет незаостренную d-оболочку предвнешнего слоя и
его 4s-электроны в атоме удерживаются значительно слабее, чем у
цинка, имеющего завершенный до 18 электронов предвнешний слой.
Атомный радиус цинка меньше, чем у кальция.
26
Как объяснить периодическую повторяемость свойств элементов с точки зрения электронных конфигураций?
Периодическая повторяемость свойств объясняется периодической повторяемостью электронных конфигураций внешнего и
предвнешнего слоев.
Почему в главных подгруппах с увеличением заряда ядер
усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические?
В подгруппах с увеличением зарядов ядер возрастают атомные
радиусы, электроотрицательность уменьшается, поэтому металлические свойства усиливаются.
У какого элемента более резко выражены неметаллические
свойства – у фосфора или висмута?
Фосфор имеет меньший атомный радиус, большую электроотрицательность, у него неметаллические свойства выражены резче, чем у
висмута.
Какая частица называется ионом? Чем ион отличается от
атома? Если атомы кальция и серы превратятся в ионы, какими
соответственно будут их заряды?
Ион – это всегда заряженная частица, атом – частица нейтральная. Кальций – это металл, его атомы легко отдают электроны с внешнего уровня, где их два, следовательно, ион кальция будет иметь заряд
+2. Атом серы имеет шестиэлектронный внешний уровень, может легко принять на него два электрона, следовательно, образует отрицательный ион с зарядом –2.
Почему температура плавления воды намного ниже температуры плавления углерода?
Вода имеет молекулярную кристаллическую решетку, которая
разрушается гораздо легче, чем атомная решетка углерода.
Как можно, зная температуру плавления и другие физические
свойства вещества, прийти к заключению о характере его кристаллической решетки?
Низкие температуры плавления характерны для веществ с молекулярными кристаллическими решетками.
27
7. Химическая связь
Что называется химической связью и какова ее природа?
Химическая связь – это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы. Природа химической связи, согласно современным представлениям, объясняется
взаимодействием электрических полей, образуемых электронами и
ядрами атомов, которые участвуют в образовании химического соединения. Поэтому более точно химическую связь можно определить как
взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков и сопровождающееся уменьшением полной энергии системы.
В основу теории химической связи положено представление о
том, что устойчивым является такое состояние атома, при котором его
внешний энергетический уровень завершен, т. е. содержит 8 электронов (для элементов I периода – 2).
Сколько типов химической связи различают?
Различают четыре основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую и водородную.
Какую связь называют ковалентной?
Химическая связь, осуществляемая путем образования общих
электронных пар, называется ковалентной. Для описания химической
связи используются два метода: метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).
С точки зрения метода валентных связей:
1) в образовании связи участвуют только электроны внешней
электронной оболочки атома (валентные электроны);
2) химическая связь образуется двумя валентными электронами
различных атомов с антипараллельными спинами.
Таким образом, в основе МВС лежит образование двухэлектронной, двухцентровой связи.
Известны два механизма образования общих электронных пар:
обменный и донорно-акцепторный.
Ковалентная химическая связь образуется либо между одинаковыми атомами, либо между атомами элементов, незначительно отличающихся значениями электроотрицательности.
В первом случае общая электронная пара одинаково принадлежит
обоим атомам. Электронное облако связи расположено симметрично
28
между ядрами атомов, вследствие чего плотности (или центры тяжести) положительных и отрицательных зарядов оказываются совмещенными. Такая ковалентная связь называется неполярной, т. е. не
имеющей зарядовых полюсов. Например: О2, Н2, Сl2, N2.
Во втором – общая электронная пара смещается в сторону атома,
имеющего большее значение электроотрицательности, вследствие чего, симметрия в распределении плотностей положительных и отрицательных зарядов нарушается, и связь становится полярной. На атоме,
от которого смещена электронная пара, возникает некоторый положительный заряд (+ δ), а на атоме, к которому смещена электронная пара, – некоторый отрицательный заряд (–δ). В результате в молекуле
возникают два зарядовых полюса, и она превращается в диполь.
Например, соединения с полярной связью: НСl, Н2S, NН3.
Расстояние между полюсами диполя называется длиной диполя.
Что называют дипольным моментом?
О степени полярности молекулы судят по дипольному моменту.
Дипольным моментом μ называется произведение эффективного заряда δ на длину связи l (эль): μ = δl. Единица измерения дипольного момента – Дебай (Д).
1Д = 10-18 эл. ст. ед. см.
Какую связь называют донорно-акцепторной?
Это химическая связь между двумя атомами или группой атомов,
осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома
(донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Донорноакцепторная связь отличается от обычной ковалентной только происхождением связевых электронов. Вещества, в которых есть химические связи донорно-акцепторного происхождения, широко распространены среды неорганических соединений. Большая часть таких
соединений относится к комплексным соединениям.
Какие химические соединения называются комплексными?
Теорию строения комплексных соединений разработал швейцарский химик А. Вернер.
Комплексными веществами называют сложные вещества, в которых атомы или группы атомов соединяются посредством валентной и
донорно-акцепторной связей.
В центре комплексного иона находится атом – комплексообразователь. Эту роль обычно выполняют ионы металлов, например:
[Cu(NH3)4]SO4.
29
Ионы и молекулы, связанные непосредственно с комплексообразователем, называют лигандами и аддендами. Они составляют внутреннюю сферу комплексного соединения. Остальные ионы находятся
во внешней сфере. Координационное число – общее число лигандов,
расположенных вокруг комплексообразователя. Заряд комплексного
иона численно равен алгебраической сумме зарядов ионов – комплексообразователя и лигандов.
Константа диссоциации комплексного иона называется константой нестойкости комплекса. Например: [Ag (NH3)2]−
Ag + + 2NH3
[Ag+ ]  [NH3 ] 2
−
3) 2]
K = [Ag(NH
Какие параметры химической связи являются основными?
Основные параметры химической связи – ее длина, прочность и
валентные углы. Длиной связи называют расстояние между ядрами
образующих ее атомов, а валентным углом – угол между воображаемыми линиями, проходящими через ядра атомов.
Мерой прочности химической связи служит количество энергии,
затрачиваемой на разрыв связи.
Что называют насыщаемостью, направленностью и поляризуемостью ковалентной связи?
Насыщаемость – общее число ковалентных связей, которое способен образовывать тот или иной атом. Оно определяется числом орбиталей атома, использование которых для образования химических
связей энергетически выгодно. Благодаря этому ковалентные соединения имеют строго определенный состав.
В результате образования ковалентной связи каждому веществу
соответствует своя структура. Это зависит от способа взаимного перекрывания электронных облаков. Химическая связь, при образовании
которой перекрывание электронных облаков происходит вдоль прямой, соединяющей центры атомов, называется τ-связью. τ-связь образуется при перекрывании ѕ-ѕ, ѕ-р, р-р облаков. Химическая связь, при
образовании которой перекрывания облаков происходит в плоскости,
перпендикулярной прямой, соединяющей центры атомов и проходящей через эти центры называется π-связью.
π-связь образуется при перекрывании р-р и р-d–орбиталей. δ-связь
образуется при перекрывании d-электронных облаков.
Полярность связей и всей молекулы в целом может изменяться
под действием внешнего электрического поля или под действием дру30
гой молекулы или иона. Способность к такому изменению называют
поляризуемостью.
Чем отличается метод молекулярных орбиталей от МВС?
Основная идея метода валентных связей (МВС) состоит в том,
что атомы в молекуле удерживаются вместе при помощи одной или
нескольких электронных пар. В основе метода молекулярных орбиталей (ММО) лежит качественно другой подход: ядра атомов составляют каркас молекулы, а электроны этих атомов становятся общими для
всей молекулы.
Если в методе ВС атомы молекул сохраняют определенную индивидуальность, то в методе МО молекула рассматривается как единая
система.
Наиболее широко в методе МО используется линейная комбинация атомных орбиталей (ЛКАО). При этом соблюдается несколько
правил:
1. Число МО равно общему числу АО, из которых комбинируются МО (из n атомных орбиталей образуется n молекулярных орбиталей).
2. Энергия одних МО оказывается выше, других – ниже энергии
исходных АО. Средняя энергия МО, полученных из набора АО, приблизительно совпадает со средней энергией этих АО.
3. Электроны заполняют МО, как и АО, в порядке возрастания
энергии, при этом соблюдается принцип запрета Паули и правило
Гунда.
4. Как и в методе ВС, прочность связи в методе МО пропорциональна степени перекрывания атомных орбиталей.
Чем характеризуется ионная связь?
Ионная связь возникает между атомами, электроотрицательность
которых резко различается. Например, NaCl образован щелочным металлом Na с электронной конфигурацией 1s22s22p63s1: и неметаллом
Cl с электронной конфигурацией 1s22s22p63s23p5. Как видно из электронных формул, это атомы с незавершенными энергетическими
уровнями. Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать
один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора
принимает его:
31
Na – ℓ− → Na+
Cl + ℓ− → Cl−
Между ионами Na+ и Сl− возникают силы электростатического
притяжения, в результате чего образуется соединение. Химическая
связь, осуществляемая за счет электростатического притяжения между
ионами, называется ионной связью.
Все вещества с ионной связью обладают довольно высокой температурой плавления и кипения. Типичным свойством их является
способность к диссоциации на составляющие ионы в водной среде,
расплавы проводят электрический ток.
В чем сущность металлической связи?
Атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов
(1–3 электрона) и низкую энергию ионизации. Поэтому валентные
электроны слабо удерживаются в атоме, легко отрываются и имеют
возможность перемещаться по всему кристаллу. Электроны, свободно
перемещаясь в объеме кристаллической решетки, образует «электронный газ», обеспечивающий связь между атомами металла.
Связь, которую осуществляют относительно свободные электроны между ионами металлов в кристаллической решетке, называются
металлической связью.
Металлическая связь, как и ковалентная, возникает за счет обобществления атомами валентных электронов. Ковалентная связь локализована, а электроны в металлической связи делокализованы, т. е.
они перемещаются по всему куску металла. Этим определяются общие признаки металлов: металлический блеск, хорошая проводимость
теплоты и электричества, ковкость, пластичность и т. д.
Как образуется водородная связь?
Водородные связи могут образовываться между атомом водорода,
связанным с атомом электроотрицательного элемента, и электроотрицательным элементом, имеющим свободную пару электронов (О, F, N
реже S и Cl).
Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. Например, образование водородной связи в молекулах воды:
Н− О : ∙ ∙ ∙ Н − О
Н
Н
32
Атом водорода, приобретая частичный положительный заряд,
может взаимодействовать с неподеленной парой электронов атома
кислорода соседней молекулы, образуя водородную связь.
Примером внутримолекулярной водородной связи может быть
молекула салицилового альдегида.
Н–С=О…Н
О
Водородная связь оказывает существенное влияние на многие физические свойства. В частности, вещества с водородными связями обладают значительно более высокими температурами кипения, чем их
аналоги. Например, при обычных условиях, благодаря водородным
связям, Н2О является жидкостью, Н2S, Н2Sе, Н2Те – газами.
От чего зависит различное агрегатное состояние вещества?
Вещества могут находиться в газообразном, жидком и твердом
состоянии или в виде плазмы. Это в основном зависит от межмолекулярного взаимодействия веществ.
В газах молекулы находятся на значительном удалении друг от
друга, и поэтому газовое состояние характеризуется самыми малыми
силами межмолекулярного взаимодействия по сравнению с жидким и
твердым состояниями. Газ принимает объем и форму сосуда, в котором он находится.
В жидкости силы межмолекулярного взаимодействия больше,
чем в газах, но еще недостаточны для сохранения формы. Для жидкости характерны: ближний порядок, изотропия свойств, саморегуляция,
текучесть.
В твердом веществе частицы находятся на очень близком расстоянии друг от друга, и силы взаимодействия между ними настолько
велики, что твердые вещества имеют определенную форму и объем.
33
Твердые вещества могут находиться в форме или кристаллического, или аморфного состояния. Для кристаллического состояния характерны: дальний порядок, анизотропия свойств, кристаллическая
структура, определенная температура плавления.
Для аморфного состояния характерны: ближний порядок, изотропия свойств, отсутствие кристаллической структуры, отсутствие определенной температуры плавления.
Плазменное состояние – это ионизированный газ, в котором объемные плотности положительных и отрицательных электрических зарядов равны. Это состояние наиболее характерно для космического
пространства.
Что называют ванн-дер-ваальсовыми силами?
Кроме химической связи между атомами существует также взаимодействие между молекулами. Они связаны межмолекулярными силами, имеющими электрическую природу. Силы, обусловливающие
взаимодействие молекул, в совокупности называют ванн-дерваальсовыми силами. Такое название дано в честь голландского ученого Ван-дер-Ваальса, который занимался вопросами межмолекулярного взаимодействия.
Между молекулами действуют силы, имеющие по существу одну
и ту же природу: ориентационные, индукционные и дисперсионные.
Если молекулы полярны, т. е. характеризуются определенным
дипольным моментом, то при сближении они определенным образом
ориентируются по отношению друг к другу; одноименно заряженные
концы их при этом взаимно отталкиваются, а противоположные полюса притягиваются друг к другу. Такое взаимодействие называется
ориентационным взаимодействием. С повышением температуры ориентационное взаимодействие ослабевает, т. к. тепловое движение молекул нарушает ориентацию.
При сближении друг с другом полярных и неполярных молекул
постоянный диполь молекулы создает в соседней молекуле временный диполь, благодаря которому происходит взаимное притяжение
молекул. Такое взаимодействие молекул называют индукционным. В
отличие от ориентационного индукционное взаимодействие не зависит от температуры.
Сближение двух неполярных молекул также приводит к взаимодействию. Объясняется это тем, что вследствие вращения электронов
и колебательного движения атомных ядер в атоме возникают мгно34
венные диполи. Появление мгновенных диполей приводит к межмолекулярному дисперсионному взаимодействию.
Какие типы кристаллических решеток различают?
В зависимости от рода частиц, находящихся в узлах кристаллической решетки, различают четыре основных типа решеток: ионные,
атомные, молекулярные и металлические.
Ионные кристаллические решетки образуют многие соли, оксиды, основания. Примером может служить хлористый натрий. В его
кристалле ионы натрия и хлора расположены в узлах решетки правильной системы, элементарная ячейка которой представляет куб.
Каждый ион натрия окружен шестью ионами хлора, а каждый ион
хлора окружен шестью ионами натрия.
Для ионных соединений характерны высокие температуры плавления и кипения. Так, для хлористого натрия температура плавления
равна 800º, температура кипения – 1413º.
Кристалл с атомной решеткой построен из атомов. Например, в
кристалле алмаза все узлы кристаллической решетки заняты атомами
углерода, причем каждый углеродный атом связан ковалентной связью с четырьмя другими углеродными атомами.
Молекулярной решеткой обладают органические соединения,
лед, аммиак, твердый диоксид углерода и другие вещества. Они характеризуются меньшей твердостью и более низкими температурами
плавления.
Металлические решетки характеризуются тем, что их узлы заняты положительными ионами, между которыми перемещаются электроны. Они являются общими, принадлежащими всем ионам металла
в данном кристалле. Такая структура обусловливает характерные
свойства металлов: электро- и теплопроводность, блеск, пластичность,
фотоэффект.
35
8. Термодинамика
Что изучает химическая термодинамика?
Термодинамика – наука о превращениях одних видов энергии и
работы в другие. Часть термодинамики, которая рассматривает превращения энергии и работы при химических реакциях, называется химической термодинамикой. Задачей химической термодинамики является применение ее законов к химическим и физико-химическим
явлениям.
С помощью химической термодинамики можно решать следующие основные задачи:
а) определять условия, при которых химический процесс возможен;
б) устанавливать условия уменьшения или полного прекращения
побочных реакций;
в) устанавливать оптимальный режим процесса по температуре,
давлению и концентрации вещества.
Объектом изучения в термодинамике является система. Системой называется совокупность веществ, находящихся во взаимодействии, мысленно (или фактически) обособленная от окружающей
среды.
Различают гомогенные и гетерогенные системы. Гомогенные системы состоят из одной фазы, гетерогенные из двух или нескольких
фаз.
Фаза – это часть системы, однородная во всех точках по составу и
свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.
Переход системы из одного состояния в другое называется процессом. В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в другое, в термодинамике различают изотермические
(T = const), изобарические (P = const) и изохорические (V = const) процессы. В химической термодинамике свойства системы рассматриваются в ее равновесных состояниях.
Термодинамическое состояние большинства реальных конденсированных систем описывается функциями состояния. К ним относятся
внутренняя энергия (U), энтальпия (H), энтропия (S), свободная энергия Гиббса (G) и др.
36
В чем причина энергетического эффекта химической реакции? Откуда происходит этот энергетический эффект?
Очевидно, что выделяющаяся (например, в виде теплоты) энергия
является продуктом превращения некоторой части скрытой ранее в
веществе энергии, а затраченная превращается в некоторую часть
энергии, скрытой теперь в продукте реакции. Оказывается, любая материальная система обладает определенной внутренней энергией, которая складывается из энергии взаимодействия нуклонов в ядрах атомов, электронов с ядрами, атомов между собой, колебаний атомов в
молекулах или ионах, колебаний молекул или ионов в кристаллической решетке и т. д.
Таким образом, внутренняя энергия U – это полная энергия составляющих систему частиц, включая кинетическую и потенциальную. Измерить внутреннюю энергию системы невозможно, но можно
измерить изменение внутренней энергии ∆U.
Как формируется первый закон термодинамики?
Теплота, поглощаемая системой, расходуется на увеличение
внутренней энергии и на совершаемую системой механическую работу.
Т. е. если система поглощает из внешней среды теплоту Q, то ее
внутренняя энергия увеличивается на величину Q за вычетом той ее
части, которая расходуется на работу А, совершаемую системой:
∆U = Q – A
(1)
Для химических реакций под работой против внешних сил обычно подразумевается работа против внешнего давления. Для изобарных
процессов она равна произведению давления Р на изменения объема
∆V при переходе ее из состояния 1 в состояние 2:
A = P (V2 – V1) = P∆V
(2)
Подставив значение A из (2) в (1) получим выражение теплового
эффекта Qp для изобарного процесса в виде:
Qp = ∆U = P∆V = (U2 – U1) + P (V2 – V1)
или:
Qp = (U2 + PV2) – (U1 + PV1)
37
U + PV = H называют энтальпией, приращение которой равно
теплоте, полученной системой в изобарном процессе: Qp = H.
Тепловые эффекты реакций принято обозначать величинами ∆H.
Какие реакции называют экзо- и эндотермическими?
Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называются экзотермическими. Если реакция протекает с поглощением теплоты, она называется эндотермической. Для экзотермических реакций: ∆Н < О, а для эндотермических: ∆Н > О.
Что изучает термохимия?
Термохимия изучает тепловые эффекты химических реакций, т. е.
количество теплоты, которая выделяется или поглощается в ходе химической реакции.
Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции при постоянном давлении, называются термохимическими уравнениями. При составлении термохимических уравнений должно быть
указано агрегатное состояние каждого вещества: (Г) – газообразное,
(Ж) – жидкое, (К) – кристаллическое, например:
½ Н2(2) + ½ Сl2(2) = НСl(2)
∆Н0 = –92,25 КДж/моль.
Основной закон термохимии – закон Гесса гласит:
Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния реагирующих веществ, но не зависит от промежуточных стадий реакции, т. е. от пути процесса.
Следствие из закона Гесса:
Тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях
равен сумме стандартной теплоты образования продуктов реакции,
умноженной на стехиометрические коэффициенты, с вычетом теплоты образования исходных веществ, умноженной на стехиометрические коэффициенты.
Теплотой образования ∆Нf данного сложенного вещества называется тепловой эффект реакции образования 1 моль этого вещества из
простых веществ. Теплота образования простых веществ равна нулю.
В чем суть второго и третьего закона термодинамики?
Прежде всего рассмотрим еще одну термодинамическую функцию, называемую энтропией – S. Энтропия является мерой хаотичности, беспорядка или неупорядоченности в системе.
38
Второй закон термодинамики имеет несколько определений.
Суть сводится к тому, что в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса возрастает
∆S > 0
Или, согласно З. Клаузиусу, теплота не может переходить сама
собой от тела менее нагретого к телу более нагретому.
Третий закон термодинамики заключается в том, что энтропия
идеального ионного кристалла при температуре абсолютного нуля
равна нулю.
Увеличение энтропии связано с переходом системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное.
Какие факторы определяют направление протекания реакций?
Для выяснения возможности самопроизвольного протекания изобарно-изотермических процессов применяется термодинамическая
функция G, называемая свободной энергией Гиббса или изобарноизотерическим потенциалом:
G = H – TS.
При постоянном давлении и температуре самопроизвольно могут
протекать только процессы, сопровождающиеся уменьшением ∆G.
Таким образом, условия самопроизвольного протекания процессов:
∆S > 0
∆G < 0
При ∆G = 0 процесс будет обратимым, т. е. будет протекать одновременно в двух противоположных направлениях.
Если в результате расчета величина ∆G оказывается положительной, это указывает на возможность самопроизвольного протекания
обратной реакции.
39
9. Химическая кинетика
Что изучает химическая кинетика?
Химическая кинетика – это область химической науки, которая
изучает скорость химических реакций и влияющие на нее факторы.
Химическая кинетика изучает также механизмы химических реакций, т. е. установление элементарных стадий процесса и последовательности их протекания. Обычно реакция протекает в несколько
промежуточных стадий, которые, складываясь, дают суммарную реакцию. Установление механизмов реакций подразумевает их классификацию по молекулярности, которая определяется числом молекул,
участвующих в элементарном акте.
Мономолекулярными называются реакции, в которых элементарный акт представляет собой химическое превращение одной молекулы.
Бимолекулярные – это такие реакции, элементарный акт в которых осуществляется при столкновении двух молекул.
В тримолекулярных реакциях элементарный акт осуществляется
при одновременном столкновении трех молекул.
Доказано, что столкновение более чем трех молекул одновременно практически невозможно.
Чем измеряется скорость химической реакции?
Скорость реакции измеряется изменением концентрации реагирующих веществ за единицу времени. Различают гомогенные и гетерогенные реакции.
Гомогенные реакции протекают в однородной среде. Гетерогенные реакции идут на поверхности соприкосновения твердого вещества
и газа, твердого вещества и жидкости и т. д.
В связи с этим скорость гомогенной и гетерогенной реакции
определяются различно. Скорость гомогенной реакции математически
можно отразить так:
υгомог.=
С2 – С1
,
𝑡2 – 𝑡1
где υгомог – скорость реакции в гомогенной системе;
C1 и C2 – начальная и конечная концентрация одного из веществ,
измеряемая числом молей в литре (моль/л):
t1 и t2– моменты времени (секунда, минута).
40
моль
Скорость реакции выражается в л с .
Скорость гетерогенной реакции пределяется числом молей вещества, вступившего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности. В математической формуле
это можно отразить так:
∆𝜈
υгетер. =
,
𝑆  ∆𝑡
где υ – скорость гетерогенной реакции;
∆ν – количество молей вещества, вступившего или образующегося в реакции (моль);
S – площадь поверхности соприкосновения (м2);
t – промежуток времени (секунда, минута).
Скорость реакции выражается в моль/м2  с
Какие факторы влияют на скорость химической реакции?
Скорость химической реакции зависит от следующих факторов:
природа реагирующих веществ, концентрация реагирующих веществ,
температура, катализатор.
Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ описывается законом действия масс:
При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам
при формулах этих веществ в уравнении реакции.
Для реакции mА + nВ = АmBn математически закон выражается
так:
υ = K [A]m [B]n,
где [А], [В] – молярные концентрации реагирующих веществ,
m, n – стехиометрические коэффициенты;
К – коэффициент пропорциональности, называемый константой
скорости.
Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице.
Зависимость скорости реакции от температуры выражает правило
Вант–Гоффа:
Изменение температуры на каждые десять градусов изменяет
скорость гомогенных процессов примерно в 2–4 раза. Математически
зависимость выражается формулой:
41
υt2 = υt ; γ
𝑡2 −𝑡1
10
,
где υt2 и υt1 – скорость при температурах t2 и t1;
γ – температурный коэффициент, т. е. число показывающее, во
сколько раз увеличивается скорость данной реакции при повышении
температуры на 10º.
Что такое энергия активации?
Чтобы между исходными веществами началась реакция, следует
вначале разорвать или ослабить связи между атомами в исходных веществах, активировать их. Для этого процесса необходимо затратить
соответствующую энергию.
Минимальная энергия, которую должны получить реагенты в химической реакции, чтобы преодолеть барьер, препятствующий образованию продуктов, называется энергией активации.
Что называется катализатором? Какие катализаторы называются положительными и какие – отрицательными? Какие – гомогенными и какие – гетерогенными?
Катализатором называется вещество, которое изменяет скорость
реакции, но само в ходе процесса не расходуется. Небольшое количество катализатора может изменять скорость превращения больших
количеств реагирующих веществ. Катализ может быть положительным и отрицательным. Положительные катализаторы ускоряют реакции. Отрицательные катализаторы, называемые ингибиторами,
препятствуют обычному пути протекания реакции, связывая промежуточные вещества и тем самым затрудняя протекание многостадийной реакции, замедляют ее.
По агрегатному состоянию веществ, участвующих в реакции, катализ делят на гомогенный и гетерогенный. Так, если взаимодействующие вещества и сам катализатор находятся в одной фазе, то катализ
называется гомогенным, если же взаимодействующие вещества и сам
катализатор находятся в разных фазах, то катализ называется гетерогенным.
Что называется ферментом?
Ферменты (энзимы) – биологические катализаторы. Биохимические реакции в растениях и животном организме ускоряются ферментами. Они, во-первых, обеспечивают протекание химических реакций
42
при невысоких температурах, во-вторых, имеют колоссальную каталитическую активность. Например, 1 моль алкагольдегидрогеназы за
1 с при комнатной температуре превращает в уксусный альдегид
720 моль этанола, в то время как промышленные катализаторы того
же процесса (медь) при 200 ºС за 1с превращает 0,1–1,0 моль спирта на
1 моль катализатора.
Ферментативный катализ играет огромную роль в жизнедеятельности организмов. Благодаря ферментам в организме при температуре
36–37 ºС быстро образуются все необходимые вещества. Так, в пищеварительной системе благодаря ферментам (амилаза, мальтаза, пепсин, трипсин и др.) все питательные вещества – белки, жиры и углеводы – превращаются в более простые продукты, легко усваиваемые организмом.
Ферментативный катализ широко используется в пищевой промышленности (хлебопечение, квашение, сыроделие, производство молочнокислых продуктов и др.).
Какие химические реакции называют обратимыми и необратимыми?
Необратимые реакции протекают только в одном направлении и
завершаются полным превращением исходных веществ в конечные
продукты. Например:
ВаСl2 + Н2SСl4 → ВаSО4↓ + 2НСl
Необратимых реакций не так много. Большинство реакций являются обратимыми, то есть химическая реакция не всегда «доходит до
конца», другими словами, исходные вещества не всегда полностью
превращаются в продукты реакции. Это происходит потому, что по
мере накопления продуктов реакции создаются условия для ее протекания в противоположном направлении.
Химические реакции, которые при одних и тех же условиях, протекают во взаимно противоположных направлениях, называют обратимыми.
Что подразумевают под понятиями «химическое равновесие»
и «сдвиг равновесия»?
Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна
скорости обратной реакции называют химическим равновесием:
υ1 = υ 2
43
На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных
веществ – давление в системе.
При изменении одного из условий равновесие нарушается, и концентрации реагирующих веществ будут изменяться до тех пор, пока
не установится новое положение равновесия (равновесные концентрации уже будут другими). Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое называют смещением, или сдвигом положения равновесия.
Направление сдвига химического равновесия в результате изменения внешних условий определяется принципом подвижного равновесия, или принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в
равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то это воздействие благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций,
которая ослабляет произведенное воздействие.
Увеличение концентрации какого-либо вещества смещает равновесие в сторону реакции расходования этого вещества.
При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры – в
направлении экзотермической реакции.
Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции,
идущей с уменьшением объема.
Что показывает правило фаз?
Гетерогенные равновесия, связанные с переходом вещества из
одной фазы в другую без изменения химического состава, называются
фазовыми.
Одним из наиболее общих законов гетерогенных (в том числе и
фазовых) равновесий является правило фаз. Согласно этому правилу,
в равновесной системе число фаз Ф, число независимых компонентов
К и число степеней свободы С связаны соотношением:
С + Ф = К + n,
где n – число внешних факторов, влияющих на равновесие системы.
Внешними факторами, влияющими на равновесие системы, чаще
всего бывают температура и давление. Тогда n = 2, и уравнение примет вид:
С + Ф = К + 2.
44
10. Растворы
Что такое адсорбция, абсорбция, десорбция?
Процесс поглощения одного вещества поверхностью или объемом другого называется сорбцией. Вещество, частицы которого поглощаются (газ, жидкость, растворимый компонент), называют сорбатом.
При контакте сорбент поглощает сорбат или поверхностью, или
всем объемом. Сорбция только поверхностью называется адсорбцией,
а только объемом – абсорцией. Часто адсорбция и абсорция протекают
совместно. Как правило, предшествует абсорбция.
Адсорбция является обратимым процессом, т. е. часть молекул,
адсорбированных поверхностью адсорбента, отрывается и переходит
обратно в окружающую среду. Это явление называют десорбцией.
Процесс адсорбции – экзотермический процесс, а десорбции – эндотермический процесс. Поэтому, согласно принципу Ле Шателье, с повышением температуры количество адсорбированного вещества
уменьшается, а с понижением температуры, наоборот, ведет к усилению адсорбции.
Какие системы называются дисперсными?
Система, состоящая из двух и более веществ, одно из которых
распределено в виде очень мелких частиц в другом, называется дисперсной системой. Распределенное вещество называется дисперсной
фазой, а вещество, в котором распределена дисперсная фаза – дисперсной средой.
Дисперсные системы можно классифицировать по степени их
дисперсности (по размеру частиц дисперсной фазы):
 грубодисперсные (суспензии, взвеси) – размеры частиц дисперсной фазы 10-3–10-5 см; – они неустойчивы, гетерогенны;
 тонкодисперсные (коллоидные растворы) – размеры частиц
дисперсной фазы 10-5–10-7 см, микрогетерогенные;
 молекулярно-дисперсные (истинные растворы) – размеры частиц ~10-8 см, гомогенны.
Что называют раствором?
Истинными растворами называются гомогенные (однородные)
системы, состоящие из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействия.
45
Компонентами раствора являются растворитель (среда) и растворенное вещество, равномерно распределенное в растворителе в виде
молекул или ионов. Под растворителем обычно понимают то вещество, которое находится в таком же агрегатном состоянии, что и раствор в целом.
Что происходит при растворении веществ друг в друге?
Природа процесса растворения сложна. Образование растворов
всегда связано с теми или иными физическими процессами. Одним из
таких процессов является диффузия растворенного вещества и растворителя. Благодаря диффузии частицы – молекулы, ионы – удаляются с поверхности растворяющегося вещества и равномерно распределяются по всему объему растворителя.
Д. И. Менделеев, изучая состояние вещества в растворах, развил
представление о химическом характере процесса растворения. Он
пришел к выводу, что в растворе образуются соединения, состоящие
из растворенного вещества и растворителя. Такие соединения получили название сольватов. Если растворителем является вода, то соединения, образующиеся в растворе, называются гидратами. Он доказал
существование гидратов серной кислоты Н2SО4  Н2О, Н2SО4  2Н2О,
Н2SО4  4Н2О и некоторых других веществ.
Доказательством химического взаимодействия растворенного
вещества с растворителем являются тепловые эффекты и изменение
окраски, сопровождающие растворение.
Таким образом, в соответствии с современными представлениями, растворение – физико-химический процесс, в котором играют
роль как физические, так и химические взаимодействия.
Какова биологическая роль водных растворов?
Исключительно велика биологическая роль водных растворов,
поскольку именно водные растворы в природе являются той естественной средой, в которой развиваются все клеточные процессы.
Существует теория, утверждающая, что жизнь возникла в воде. Растения извлекают азот, фосфор, калий, микроэлементы исключительно из
водных растворов почвы.
Что показывает растворимость веществ?
Растворимость – способность вещества растворяться в воде или
в другом растворителе. Количественно выражается числом граммов
46
вещества, которое можно максимально растворить в 100 г растворителя при данной температуре.
Растворимость большинства твердых веществ, как правило, с повышением температуры увеличивается, а газообразных – понижается.
С увеличением давления растворимость газов в жидкостях возрастает.
Какие растворы называются насыщенными, ненасыщенными, пересыщенными?
Раствор называется насыщенным, если он находится в равновесии
с растворяемым веществом (∆G = 0), т. е. в насыщенном растворе содержится предельное при данных условиях количество растворенного
вещества, иначе говоря, взятое вещество при данных условиях больше
не растворяется.
Раствор, содержащий вещества больше, чем это определяется его
растворимостью (∆G > 0), – пересыщенный; раствор, содержащий вещества меньше, чем это определяется его растворимостью (∆G < 0) –
ненасыщенный.
Какими способами выражают состав (концентрацию) растворов?
1. Массовая доля растворенного вещества показывает отношение
массы растворенного вещества к массе раствора:
Ω=
𝑚в−ва
𝑚р−ра
 100 %
2. Молярная концентрация показывает отношение количества
растворенного вещества (n) к объему раствора (ν):
𝑛
Cн = 𝑉
Единица измерения: моль/л.
3. Молярная концентрация вещества эквивалента (нормальная
концентрация) показывает отношение количества эквивалента (mэ) к
объему раствора (v):
Cн =
𝑚э
𝑉
Единица измерения: моль – экв./л.
47
4. Моляльная концентрация показывает отношение количества
растворенного вещества (n) к массе растворителя (m).
𝑛
Cв = 𝑚
Единица измерения моль/кг.
5. Титр показывает отношение массы растворенного вещества к
объему раствора:
Т=
𝑚
𝑉
Единица измерения: г/мл.
Какие растворы называют идеальными?
Идеальным называют раствор, в котором силы межмолекулярного взаимодействия отдельных компонентов одинаковы и между компонентами нет химического взаимодействия (∆Н = 0). Из реальных
растворов лишь разбавленные растворы неэлектролитов могут по
свойствам приближаться к идеальным.
Какими законами описываются идеальные растворы?
Идеальные растворы описываются следующими законами:
1. Давление пара над растворами.
Первый закон Рауля: относительное понижение парциального
давления пара растворителя над разбавленным раствором неэлектролита равно молярной доле растворенного вещества:
𝑃0 −Р1
𝑃0
=
𝑛2
𝑛1 + 𝑛2
,
где P0 и P1 – давление насыщенного пара растворителя и раствора соответственно;
n1– число молей растворителя;
n2 – число молей растворенного вещества.
Из закона Рауля вытекает, что при некоторой температуре Т давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем P0
всегда больше, чем над раствором P1. При этом разность ∆P= P0–P1
тем значительнее, чем выше концентрация растворенного вещества.
2. Температуры кипения и отвердевания растворов.
48
Из первого закона Рауля вытекает, что растворы нелетучих веществ должны кипеть при более высокой температуре и отвердевать
при более низкой, по сравнению с чистым растворителем.
Второй закон Рауля: повышение температуры кипения и понижение температуры отвердевания разбавленных растворов неэлектролитов пропорционально числу частиц растворенного вещества и не
зависит от его природы:
∆tкип. = Е  Св, ∆tотв. = КСв,
где E и K – коэффициенты пропорциональности, соответственно эбулиоскопическая и криоскопическая константы, зависящие от природы
растворителя;
Св – моляльность раствора.
Для Н2О: К = 1,86, Е = 0,52.
Что такое осмотическое давление и чем оно обуславливается?
Если раствор и растворитель разделены полупроницаемой только
для растворителя мембраной, то растворитель проникает в раствор,
преодолевая избыточное давление до достижения равновесного его
значения – осмотического давления.
Осмотическое давление не зависит от природы растворителя и
растворенного вещества, оно пропорционально молярной концентрации раствора С и абсолютной температуре Т:
Росм = СRТ или Росм = mRТ/м,
где R – универсальная газовая постоянная;
М – молярная масса растворенного вещества;
m – масса растворенного вещества.
Преобразовав это уравнение: Росм  V = nRT; получаем уравнение,
аналогичное уравнению газового состояния.
Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление численно равно тому
давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно
при данной температуре находилось в состоянии идеального газа и
занимало объем, равный объему раствора.
Какие вещества называют электролитами и неэлектролитами?
Вещества, растворы которых проводят электрический ток называют электролитами, а вещества, растворы которых не проводят
49
электрический ток – неэлектролитами. Электролиты при растворении
распадаются на положительно и отрицательно заряженные частицы
(ионы). Этот процесс носит название электролитической диссоциации. Электролитическая диссоциация – процесс обратимый. Электролитической диссоциации подвергают вещества с ионной или полярной
ковалентной связью. Диссоциация зависит не только от типа химической связи в молекулах, но и от характера растворителя. Электролиты
могут диссоциировать на ионы только в полярных растворителях.
Автором теории электролитической диссоциации является шведский ученый С. Аррениус (1887 г.).
Как определяется степень диссоциации электролитов и чем
определяется сила электролита?
Процесс диссоциации характеризуется степенью электролитической диссоциации α. Степень диссоциации показывает отношение
числа молекул распавшихся на ионы, к общему числу растворенных
молекул:
𝑛
α= ,
𝑁
где n – число диссоциированных молекул;
N – число растворенных молекул.
Степень диссоциации электролита характеризует его силу, по силе различают электролиты сильные, средние и слабые. Сильными считаются электролиты, у которых α >30 %, слабыми α < 3 %.
Что показывает изотонический коэффициент (или коэффициент Вант-Гоффа)?
При изучении свойств растворов электролитов было установлено,
что их осмотическое давление, понижение давления пара, повышение
температуры кипения и понижение температуры замерзания имеют
большие величины по сравнению с величинами, которые характеризуют растворы неэлектролитов той же концентрации. Так, например,
понижение температуры замерзания одномоляльного раствора NаСl
почти в два раза превышает криоскопическую постоянную для воды
(3,36 ºС вместо 1,86 ºС.)
Таким образом, если сопоставить одни и те же характеристики
(Росм., ∆tзам., ∆tкип. и т. д.) для растворов на основе законов Вант-Гоффа
и Рауля, исходя из концентрации растворов, то первые окажутся
больше вторых:
50
эксп.
𝑃осм.
расч.
𝑃осм.
∆𝑡 эксп.
∆𝑡 эксп.
кип.
= ∆𝑡зам.
расч. =
расч. = i
∆𝑡
зам.
кип.
Коэффициент i получил название изотонического коэффициента.
Это поправочный коэффициент, при введении которого законы ВантГоффа и Рауля становятся применимыми для растворов электролитов:
𝑚
Росм. = i 𝑀 𝑅𝑇;
∆𝑃
𝑃0
=i𝑛
𝑛2
1 + 𝑛2
и т. д.
Итак, i показывает, во сколько раз общее число молекул и ионов,
содержащихся в растворе электролита, больше числа растворенных
молекул.
Какая связь существует между степенью диссоциации и коэффициентом Вант-Гоффа ί? Что такое константа диссоциации?
Между этими понятиями имеется количественная зависимость:
ί−1
α = 𝑛 −1,
где n – число ионов, образующихся при распаде 1 молекулы.
Критерием деления электролитов на сильные и слабые служит
константа диссоциации электролита. Она характеризует слабые
электролиты, а у сильных – отсутствует.
Константа диссоциации Кд показывает отношение произведения
концентраций ионов в растворе слабого электролита к концентрации
недиссоциированных молекул. Например:
СН3СООН
Кд =
СН3СОО− + Н+
[CH3 COO− ] ∗ [H+ ]
[CH3 COOH]
Константа диссоциации для слабого электролита – величина постоянная при данной температуре и не зависит от концентрации.
Константа диссоциации и степень диссоциации находятся в математической зависимости (закон разбавления): с увеличением разведения (уменьшение концентрации С) степень диссоциации α электролита возрастает.
𝐾𝑔
Кд = Сα2 или α = √ 𝐶
51
Как диссоциирует вода? Что такое ионное произведение воды?
Вода, будучи слабым электролитом, в незначительной степени
диссоциирует, образуя ионы водорода и гидроксид-ионы:
Н+ + ОН−
Н2О
Этому процессу соответствует константа диссоциации:
Кд =
[H+ ]∗[OH− ]
[H2 O]
Произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в
воде называют ионным произведением воды. При комнатной температуре ионное произведение воды:
Кд = [H+]  [OH-] = 10-14.
Что такое pH? Как изменяется pH с увеличением кислотности
среды и с увеличением ее щелочности?
Для измерения концентрации ионов водорода введена особая
единица, называемая водородным показателем, которая обозначается
pH и равна отрицательному десятичному логарифму концентрации
ионов водорода:
pH = – lg [H+-]
Для нейтрального раствора [H+] = [OH-] =√10−14= 10-7, тогда:
pH = – lg 10-7 = 7
pH < 7 кислая среда; pH > 7 щелочная среда.
Наглядно взаимосвязь между pH с реакцией раствора можно выразить такой схемой:
рН 1
2
3
реакция р-ра
сильнокислая
4
5
6
7
8
слабокислая
9
10
11
слабощелочная
12
13
14
сильнощелочная
нейтральная
Концентрации [Н+] и [ОН−] взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая, и наоборот.
52
При добавлении к раствору НСl рН раствора уменьшается, а при
добавлении NаОН – рН раствора увеличивается.
Водородный показатель имеет большое значение в химических и
биологических процессах, так как в зависимости от реакции среды эти
процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.
Как определяют рН среды? Что такое индикаторы?
Приближенно реакцию среды определяют с помощью специальных реактивов – индикаторов. Ниже приводится таблица изменения
цвета индикатора при действии кислот и щелочей.
Индикатор
лакмус
метилоранж
фенолфталеин
Кислой
(рН< 7)
красный
розовый
бесцветный
Цвет индикатора в среде
Нейтральной
Щелочной
(рН = 7)
(рН >7)
фиолетовый
синий
оранжевый
желтый
бесцветный
малиновый
Точное значение рН растворов измеряют при помощи специальных приборов – рН-метров.
Какие реакции называются ионными? В чем заключаются их
особенности?
Согласно теории электролитической диссоциации, в водных растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.
Для выявления сущности химических реакций уравнения реакции
удобнее записывать в ионно-молекулярном виде. Для простоты такие
уравнения называют ионными. При составлении ионных уравнений
следует знать, что сильные электролиты пишутся в ионном виде, а
вещества малодиссоциированные, малорастворимые и газообразные
изображаются в виде молекул. Например:
NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3
Na+ + Cl− + Ag+ + NO − = AgCl + Na+ + NO3−
Cl− + Ag+ = AgCl↓
В ионном уравнении одинаковые ионы из обеих его частей исключаются.
Сокращенные ионные уравнения выражают химическую сущность протекающих реакций между ионами. Совокупная запись моле53
кулярного и сокращенного ионного уравнения реакции наглядно
отображает химизм реакции. Однако отдельно записанные сокращенные ионные уравнения отображают не одну реакцию, а множество
таких реакций.
Обязательным условием протекания реакции обмена между электролитами в растворах является образование малорастворимых, слабодиссоциирующих и газообразных веществ.
Какой процесс называется гидролизом? Растворы каких солей имеют нейтральную, кислую и щелочную реакцию?
Гидролиз – реакция обменного разложения соли с водой, в результате которого образуется слабый электролит. В результате гидролиза реакция среды в растворе может изменяться, раствор становится
кислым или щелочным. Характер процесса гидролиза зависит от природы кислоты и основания, от которых образована соль.
Рассмотрим возможные случаи гидролиза солей в зависимости
от их состава.
1. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой
(например, NH4Cl, CuSO4, ZnCl2) – гидролиз по катиону:
NH4Cl + H2O
NH4+ + HOH
NH4OH + HCl
NH4OH + H+
Ионы OH - воды связываются с ионами NH4+ в малодиссоциированные молекулы NH4OH. В растворе накапливается избыток ионов
водорода; реакция раствора становится кислой (рН < 7).
Если соль образована многозарядным катионом, гидролиз протекает ступенчато, с образованием основных солей.
Например, гидролиз хлорида цинка ZnСl2.
Первая ступень:
ZnCl2 + HOH
Zn2+ + HOH
ZnOHCl + HCl
ZnOH+ + H+ (pH < 7)
Вторая ступень:
ZnOHCl + HOН
ZnOH+ + HOH
Zn(OH)2 + HCl
Zn(OH)2 + H+ ( pH < 7)
При обычных условиях гидролиз практически заканчивается на
первой ступени.
54
Растворы солей, образованных слабым основанием и сильной
кислотой, имеют кислую реакцию, вследствие гидролиза.
2. Соли образованные сильным основанием и слабой кислотой
(например, CH3COONa, KCN, K2CO3, Na2S) – гидролиз по аниону.
Гидролиз этих солей обусловлен связыванием ионов водорода в слабый электролит:
CH3COONa + HOH
CH3COO− + HOH
CH3COOH + NaOH
CH3COOH– + OH− (pH > 7).
Соли, образованные сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, гидролизуются ступенчато, с образованием кислых солей. Например, гидролиз К2СО3:
Первая ступень:
К2СО3 + НОН
СО32− + НОН
КНСО3 + КОН
НСО3− + ОН− (рН > 7).
Вторая ступень:
KHCO3 +HOH
HCO3− + HOH
H2CO3 + KOH
H2CO3 + OH− (pH > 7).
Более сильно выражен гидролиз по первой ступени. Это объясняется тем, что ион НСО3− является более слабым электролитом, чем
молекулы Н2СО3.
Растворы всех солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют щелочную реакцию вследствие гидролиза
(рН > 7).
3. Соли образованные слабой кислотой и слабым основанием.
Соли этого типа гидролизуются в наиболее высокой степени.
Например:
СН3СООNН4 + Н2О
СH3СООН + NН4ОН
+
СН3СОО + NН4 + НОН
СН3СООН + NН4ОН
В зависимости от соотношения констант диссоциации, образующихся при гидролизе кислоты и основания, растворы солей этого
55
типа могут иметь слабокислую или слабощелочную реакцию, т. е. рН
близко к 7.
Соли, образованные очень слабой кислотой и очень слабым основанием, гидролизуются необратимо. Например:
Al2S3 + 6H2O →2Al(OH)3↓ + 3H2S.
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не
подвергаются гидролизу, так как при их взаимодействии с водой не
могут быть получены слабые электролиты.
Количественно процесс гидролиза солей можно выразить степенью гидролиза:
[𝐶]гидр.
В = [𝐶]
раст.
 100 %,
где [С]гидр. – число гидролизованных молекул
[С]раст. – общее число растворенных молекул.
Повышение температуры и разбавление растворов усиливают
гидролиз, т. е. степень гидролиза повышается.
Каковы современные представления о природе кислот и оснований?
Представления теории электролитической диссоциации относительно кислот и оснований полностью применимы лишь к водным
растворам. Разработано несколько обобщенных теорий кислот и оснований, положения которых могут быть использованы при изучении
реакций, протекающих в неводных средах, без участия растворителя.
К важнейшим из них принадлежат протонная теория Бренстеда и
Лоури, электронная теория Льюиса.
56
11. Протонная теория
Что такое кислота?
Кислота – донор протона. В результате отдачи протона она переходит в основание, сопряженное кислоте, например:
СН3СОО− + Н+.
сопряженное основание
СН3СООН
кислота
Что такое основание?
Основание – акцептор протона. Вследствие присоединения протона оно переходит в кислоту, сопряженную основанию, например:
ОН− + Н+
Основание
Н2О
сопряженная кислота
Что называют протолитами?
Сопряженные кислота и основание называются протолитами,
они образуют протолическую систему:
Кислота
основание + Н+
Протолиты могут быть нейтральными, или молекулярными, катионными и анионными:
Кислоты: НСl (молекулярная), NН4+ (катионная), НSО4- (анионная).
Основания: NН3 (молекулярная), [Zn(OH)(OH2)3]+ (катионное),
NО2 – (анионное).
Что называют амфолитами?
Амфолиты – вещества, которые могут выступать в качестве как
кислоты, так и основания. Для них характерно кислотно-основное
диспропорционирование. Примеры амфолитов:
Вода Н2О + Н2О
Н3О+ + ОН−,
+
Кислота Н2О
Н + ОН−,
Основание Н2О + Н+
Н3О+.
Большим сродством к протону обладает жидкий аммиак NН3. Поэтому в среде жидкого аммиака Н2О выступает как довольно сильная
кислота, а в жидком фтористом водороде – как сильное основание:
57
NН3 + Н2O → NН4+ + ОННF + Н2О → F - + Н3О+
Вещества, являющиеся в водном растворе слабыми кислотами
(HCN, CH3COOH, H2S, HF и др.), в среде NH3 становятся сильными
кислотами, например:
HCN + NH3→ NH4+ + CNПо электронной теории кислота – акцептор электронных пар. Им
может быть атом, ион, молекула с незавершенной электронной конфигурацией.
Основание – донор электронных пар. Он поставляет электронные
пары для образования ковалентной связи.
58
12. Окислительно-восстановительные реакции
Какие
реакции
называют
окислительно-восстановительными?
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции,
протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в
состав реагирующих веществ.
Окисление – процесс отдачи электронов: Аl – 3ℓ− → Аl 3+.
Восстановление – процесс присоединения электронов: S + ℓ− → S2-.
Окисление-восстановление – это единый, взаимосвязанный процесс. Окисление приводит к повышению степени окисления восстановителя, а восстановление – к ее понижению у окислителя.
Восстановители – атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны.
Окислители – атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны.
Окислительно-восстановительные реакции широко распространены в природе и являются основой жизнедеятельности живых организмов, поскольку с ними связаны обмен веществ, процессы дыхания,
брожения, гниения, фотосинтез в зеленых растениях. Широкое применение ОВР получили в технике, металлургических, электролитических и других процессах.
Какие типы окислительно-восстановительных реакций существуют?
1. Внутримолекулярные реакции идут с изменением степени
окисления разных атомов в одной молекуле:
–3
+6
0
+3
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O
2. Межмолекулярные реакции идут с изменением степени окисления атомов в молекулах разных веществ?
0
+2
0
Cu + Hg(NO3)2 → Cu(NO3)2 + Hg
3. Самоокисление, самовосстановление. Реакции идут с изменением степени окисления одинаковых атомов в молекуле одного и того
же вещества:
59
–1
0
H2O + Cl2
+1
HCl + HClO
Что понимают под степенью окисления и как ее рассчитывают?
Под степенью окисления (окислительным числом) понимают заряд атома элемента в соединении, вычисленный исходя из предположения, что все связи в молекуле являются ионными, т. е. электроны
полностью переходят от частиц с меньшей электроотрицательностью
к частицам с большей электроотрицательностью.
Степень окисления принято указывать арабской цифрой над символом элемента со знаком «+» или «−» перед цифрой.
Для того, чтобы рассчитать степень окисления любой частицы,
необходимо пользоваться следующими правилами:
1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю:
Сl20, О30 и т. д.
2. Степень окисления элементов первых трех главных подгрупп
периодической системы элементов равна номеру группы (за исключением гидридов активных металлов, где степень окисления водорода – 1, например, Nа+Н−, Cа+2Н2-1
3. Степень окисления –1 имеют неметаллы, расположенные в
VII А группе (F, Cl, Br, J) в бескислородных кислотах и их солях:
Н+1Вr−1, Аl+3Вr3−1
4. Кислород имеет степень окисления –2 во всех соединениях,
кроме пероксидов (Н2+1О2-1, Ва+2О2-1) и фторида кислорода (О+2F2-1).
5. Алгебраическая сумма степеней окисления всех частиц равна
нулю, а в ионе – заряду иона.
Руководствуясь этими правилами, можно рассчитать степень
окисления любой частицы.
Для определения степени окисления удобно также пользоваться
шкалой изменения степеней окисления:
–4 –3
–2
–1
0
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7 +8
увеличение степени окисления
Число электронов присоединенных окислителем, равно числу
делений при движении по шкале справа налево. Например:
60
S+6 → S0. От значения +6 до значения 0 шесть делений, следовательно:
S+6 + 6ℓ− → S0.
Число электронов, отданных восстановителем, равно числу делений при движении по шкале слева направо, например: N-3→ N+5.
От значения –3 до значения +5 восемь делений, следовательно:
N-3– 8ℓ− → N+5.
В какой последовательности проводится составление
окислительно-восстановительных уравнений?
Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют
следующим образом:
1. Пишут схему реакции:
KMnO4+ Na2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O
2. Определяют атомы или ионы, изменяющие свою степень
окисления, и составляют электронные схемы:
+7
+4
+2
+6
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O
Окислитель Mn+7 + 5ℓ− → Mn+2
Восстановитель S+4 – 2ℓ− → S+6
2
5
3. Вписывают найденные основные коэффициенты для окислителя и восстановителя в уравнение:
2KMnO4 + 5Na2SO3 + H2SO4→ K2SO4 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + H2O
4. Проверяют число атомов каждого элемента в обеих частях равенства и расставляют коэффициенты:
2KMnO4 + 5Na2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O
5. Проверяют правильность составленного уравнения реакции
путем подсчета количества атомов кислорода в обеих частях равенства.
Какие вещества чаще всего применяются в качестве окислителей и восстановителей?
В качестве окислителей применяют: О2, О3, НNО3, Н2SО4, НСlО3,
Н2О2, MnО2, РbО2, К2С2О7, КMnО4, Са(ОСl)2 и др.
61
В качестве восстановителей применяют: С, СО, Fе, Sn, Аl, Zn,
Н2SО3, НI, Н2S, Н2С2О4, Na2SО3, NаНSО3, Nа2S2О3 и др.
Как влияют различные факторы на ход окислительновосстановительных реакций?
На ход окислительно-восстановительных реакций влияют:
1. Среда, в которой протекает реакция (окислительно-восстановительный процесс между одними и теми же веществами в разных
средах приводит к образованию различных продуктов). Например:
перманганат-ион MnO4− (малиновая окраска раствора)
в кислой среде восстанавливается до катионов Mn2+ (бесцветный
раствор),
в нейтральной – до MnО2 (бурый осадок),
в сильно щелочной – до манганат-ионов MnО42 – (зеленая окраска
раствора).
2. Концентрация реагирующих веществ и температура. Например:
H2SO4(разб.) + Zn = ZnSO4 + H2↑
4H2SO4(конц.) + 3Zn = 3ZnSO4 + S + 4H2O
хол. р-р
Cl2 + 2 NaOH
=
гор. р-р
3Cl2 + 6NaOH
=
–1
+1
NaClO + NaCl + H2O
–1
+5
NaClO3 + 5 NaCl + 3H2O.
3. Катализаторы. Например, в присутствии катализатора – NaI
тиосульфат натрия Na2S2O3 окисляется пероксидом водорода H2O2 до
тетратионата натрия Na2S4O6, а в присутствии катализатора – молибденовой кислоты H2MоO4 – до гидросульфата натрия NaHSО4.
62
13. Электродные потенциалы
Каков механизм возникновения потенциала на границе металл-раствор (электродный потенциал)?
При погружении пластинки металла (например, Zn) в водный раствор его соли на границе раздела металл-раствор возникает двойной
слой электрических зарядов.
Образование двойного электрического слоя обусловлено выходом
(под действием молекул Н2О) части ионов металла (Zn2+) с поверхности пластинки в раствор. При этом пластинка заряжается отрицательно,
т. к. в ней остаются нескомпенсированные электроны (Zn → Zn2+ + 2ℓ−).
Ионы металла, покинувшие пластинку, не уходят в глубь раствора, а,
притягиваемые отрицательным зарядом пластинки, выстраиваются
вдоль ее поверхности и совместно с электронами пластинки образуют
двойной электрический слой.
Пластинку металла, погруженную в раствор электролита, называют электродом, а разность потенциалов образовавшегося при этом
двойного электрического слоя – электродным потенциалом. (Е).
Образование двойного электрического слоя – процесс динамический и обратимый, устанавливается равновесие Ме
Меn+ + nℓ− ,
характеризующееся определенным значением электродного потенциала.
Значение электродного потенциала, отвечающее стандартным
условиям (концентрация раствора – 1 моль/л, Т = 298 К, Р = 1,01  105Па),
называется стандартным электродным потенциалом данного металла и обозначается Е0.
Как на практике измеряют величину электродного потенциала?
Непосредственно измерить потенциал отдельной окислительновосстановительной пары не представляется возможным. Числовые
значения
потенциалов
для
различных
окислительновосстановительных пар определяются путем составления электрической цепи данного металла с водородным электродом, которому, согласно международной конвенции, приписывается потенциал, равный
нулю вольт.
Е0Н+/Н2 = ОВ.
При помощи вольтметра измеряют разность потенциалов собранного гальванического элемента и получают численное значение Е0
металла.
63
Как устроен стандартный водородный электрод?
Водородный электрод представляет собой платиновую пластинку,
покрытую платиновой чернью, погруженную в 1Н раствор Н2SО4, через который под давлением 1 атм пропускают газообразный водород,
который адсорбируется на платине. Между адсорбированным водородом и ионами водорода устанавливается равновесие: Н2 – 2ℓ−
2Н+.
Вследствие установления равновесия на границе платина-раствор возникает электродный потенциал ЕН+/Н2 = 0. По отношению к стандартному водородному электроду выражают потенциалы всех других
электродов.
По какому принципу построен ряд напряжений? Какие выводы можно сделать на основании положения металла в ряду
напряжений?
Если измерить стандартные электродные потенциалы различных
металлов по отношению к потенциалу стандартного водородного
электрода и расположить их в порядке увеличения, получим ряд
напряжений:
Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe H2 Cu Hg Ag Au
Из ряда следует:
 каждый металл в электрохимическом ряду напряжений металлов обладает способностью вытеснять все следующие за ним металлы из растворов их солей (сразу заметим, что металлы с сильными восстановительными свойствами (Zi, Na, K, Ca) в этих условиях будут восстанавливать водород воды, а не металл соответствующей соли);
 сила окислителей увеличивается от Zi+ до Au3+, а восстановителей – возрастает от Аu0 к Zi0;
 все металлы, имеющие отрицательные значения электродного
потенциала, вытесняют водород из разбавленных кислот;
 ряд напряжений дает информацию о последовательности разряда катионов при электролизе: первым будет разряжаться катион с
большим восстановительным потенциалом (т. е. стоящий правее).
Зная значение электродных потенциалов, можно сконструировать
гальванический элемент.
64
Что представляет собой гальванический элемент?
Гальванический элемент – это прибор, который преобразует химическую энергию в электрическую.
Гальванический элемент состоит из двух электродов, каждый из
которых опущен в сосуд с соответствующим раствором соли: цинковый электрод погружен в раствор ZnSО4, а медный электрод – в раствор СuSО4.
Сосуды соединены электролитическим мостиком, заполненным
концентрированным раствором электролита (например, КСl, NН4NО3
или КNО3), который служит ионным проводником между двумя сосудами.
Если электроды (Zn и Cu) соединить металлической проволокой,
то электроны с Zn-электрода будут переходить к Cu-электроду и в цепи появится электрический ток, который можно зарегистрировать
вольтметром. Суммарное уравнение реакции, идущей в элементе:
Zn0 + Cu2+ → Cu0 + Zn2+.
На электродах идут электрические процессы:
Zn0 – 2ℓ− → Zn2+ и Cu2+ + 2ℓ− → Cu0.
Таким образом, в гальваническом элементе электрический ток
возникает за счет окислительно-восстановительной реакции, и поэтому в принципе любая окислительно-восстановительная реакция может
служить источником электрического тока, если она протекает в гальваническом элементе.
Что называется электродвижущей силой гальванического
элемента? Как ее рассчитывают?
Электродвижущей силой (ЭДС) Е называется разность электродных потенциалов в разомкнутом гальваническом элементе. ЭДС всегда является величиной положительной. Потенциал каждого электрода зависит как от природы металла, так и от концентрации или, точнее, от активности его ионов в растворе и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нерыста:
Еме = Е0ме +
0,059
lgC,
𝑛
где Еме – электродный потенциал металла;
65
Е0ме – нормальный электродный потенциал металла;
n – число принимаемых или отдаваемых ионов электронов;
c – концентрация ионов металла в растворе (моль/л).
При точных расчетах ЭДС lgC в приведенной формуле следует
заменить на lga, где а – активность ионов металла в растворе.
Пример: Вычислить ЭДС гальванического элемента, составленного из цинка, опущенного в 0,01 М раствор ZnSO4, и серебра, опущенного в 2,0 М раствор AgNO3.
Решение: определим электродные потенциалы Zn и Ag при данных концентрациях ионов металлов:
E Zn/Zn2+ = – 0,76 +
E Ag/Ag+ = 0,80 +
0,059
2
0,059
1
 lg 10-2 = – 0,818 B,
 lg 2 = 0,817 В.
Вычисляем ЭДС = ЕAg/Ag+ − EZn/Zn2+ = 0,817 – (–818) = 1,63513.
Какая взаимосвязь существует между изобарно-изотермическим потенциалом и ЭДС гальванического элемента? Как определяется направление протекания окислительно-восстановительных процессов?
С помощью электродных потенциалов достаточно просто решается вопрос о составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, направлении и полноте их самопроизвольного протекания и т. п.
Как известно, термодинамическим условием самопроизвольного
протекания химического процесса является отрицательное значение
изменения изобарно-изотермического потенциала, т. е. ∆G < 0. Взаимосвязь между этой термодинамической функцией и ЭДС гальванического элемента, составленного из двух окислительно-восстановительных систем, выражается формулой:
∆G = – nF∆E,
где n – число электронов, участвующих в суммарном окислительновосстановительном процессе;
F – число Фарадея.
66
Из этого выражения следует, что термодинамическим условием
самопроизвольного протекания процесса в прямом направлении является положительное значение ЭДС, когда система с более высоким
значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, т. е. восстанавливается. При разнице Е0, большей чем 0,2 В,
о возможности осуществления того или иного окислительного
процесса можно судить по стандартным электродным потенциалам, являющимся основными характеристиками окислительновосстановительных систем.
67
14. Электролиз
Какой процесс называется электролизом? Какие химические
реакции протекают у катода и анода при электролизе?
Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении постоянного электрического тока через
раствор или расплав электролита.
При электролизе энергия электрического тока превращается в
химическую энергию, иначе говоря, осуществляется процесс, обратный по характеру, происходящему в гальваническом элементе: на
аноде происходит окисление, а на катоде восстановление. Но при
электролизе анодом является положительный электрод, а катодом –
отрицательный.
Характер протекания электродных процессов при электролизе зависит от многих факторов, важнейшим из которых являются состав
электролита, материал электродов и режим электролиза.
Различают электролиз расплавов и растворов электролитов. При
электролизе расплавов, если не учитывать трудности, связанные с высокой температурой, протекают процессы окисления и восстановления ионов, образовавшихся при плавлении электролита. Например,
электролиз расплава NаСl:
NaCl
Na+ + Cl−
−
(+) Анод: 2Cl - 2ℓ− → Cl2↑
(-) Катод: Na+ + 1ℓ− → Na0
2Na+ + 2Cl− → Cl2 + 2Na
х2
Электролиз растворов электролитов протекает сложнее, чем
электролиз расплавов. Во-первых, при рассмотрении процессов на
электродах необходимо учитывать возможность участия в них молекул воды. Во-вторых, характер, образующихся продуктов в значительной степени зависит от материала электродов, особенно большое
влияние оказывает материал, из которого изготовлен анод. Для определения порядка протекания процессов на электродах при электролизе
водных растворов можно руководствоваться следующими практическими правилами.
Процессы на катоде:
1. В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал больше, чем у водорода, в
порядке уменьшения Е0.
68
2. Катионы металлов с малым стандартным электродным потенциалом (от Li+ до Аl3+ включительно) не восстанавливаются, а вместо
них восстанавливаются молекулы воды.
3. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал меньше, чем у водорода, но больше, чем у алюминия, восстанавливаются одновременно с молекулами воды.
Процессы на аноде.
Характер окислительных процессов зависит также от материала
электродов. Различаются нерастворимые (инертные) и растворимые
(активные) электроды. Инертные электроды изготовляются обычно
из графита, угля, платины; в процессе электролиза они химически не
изменяются, а служат лишь для передачи электронов – во внешнюю
цепь.
При использовании инертных анодов:
1. В первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот.
2. Анионы оксокислот (SO42-, NO3−, CO32-,PO43-…) не окисляются при электролизе водных растворов. На аноде идет процесс окисления молекул Н2О:
2Н2О – 4ℓ− → О2 + 4Н+
3. При электролизе растворов щелочей на аноде окисляются ионы ОН−:
4ОН− – 4ℓ− → О2↑ + 2Н2О
Если анод растворимый, т. е. изготовлен из Cu, Ag, Zn, Ni, Fe и
других металлов (кроме Pt, Аu), то, независимо от природы аниона,
всегда идет окисление атомов металлов, из которого изготовлен анод:
Ме0 – nℓ− → Mnn+.
Каковы количественные характеристики электролитических
процессов (законы Фарадея)?
Количественные характеристики электролитических процессов
устанавливаются двумя законами Фарадея.
1. Масса вещества, выделившегося на электродах при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего
через раствор или расплав электролита.
69
2. При пропускании одинакового количества электричества через
растворы или расплавы различных электролитов масса веществ, выделяющихся на электродах, пропорциональна их химическим эквивалентам.
Экпериментально установлено, что для выделения на электроде
одной эквивалентной массы вещества необходимо затратить одно и то
же количество электричества, равное 96500 Кл. Оно получило название постоянной Фарадея (F).
Оба закона можно объединить общей формулой:
m=
Экв  𝐺
𝐹
=
Экв  𝐼𝑡
,
96500
где m – масса окисленного или восстановленного вещества, г;
Экв – его эквивалентная масса, г;
G – количество электричества, прошедшее через электролит
(G = It);
I – сила тока, А;
t – время, с.
Какие приборы называются аккумуляторами? Какие типы
аккумуляторов применяются в технике?
Приборы, которые служат для накопления химической энергии,
превращаемой по мере необходимости в электрическую энергию,
называются аккумуляторами. В принципе любой обратимый гальванический элемент может служить аккумулятором.
Наибольшее практическое применение имеют следующие типы
аккумуляторов: кислотные (свинцовые), щелочные (железо-никелевые, кадмиево-никелевые и серебряно-цинковые).
Свинцовый аккумулятор составляется из решетчатых свинцовых
пластин, заполненных пастой, приготовляемой из оксида свинца PbО.
Пластины погружаются в 25–30 % раствор Н2SО4 (р = 1,18 – 1,22).
Процессы, происходящие в аккумуляторе:
зарядка
2PbSO4 + 2H2O
Pb0 + PbO2 + 4H+ + 2SO42разрядка
70
15. Коррозия металлов
Какой процесс называется коррозией металлов? В чем причина коррозии?
Коррозия металлов – это процесс их химического разрушения
под действием окружающей среды. Ежегодно из-за коррозии теряются
огромные количества металла. Считают, что более 18 % ежегодно добываемого в мире металла расходуется на возмещение потерь из-за
коррозии.
Причина коррозии заключается в том, что металлы, являясь типичными восстановителями, способны самопроизвольно переходить в
ионное состояние. Такой переход сопровождается образованием соединений на поверхности металла, что нередко приводит к механическому разрушению изделия, выполненного из этого металла. Процесс
разрушения совершается под действием окислителей, находящихся во
внешней среде. Таким образом, первопричиной коррозии являются
термодинамическая неустойчивость металлов и возможность их самопроизвольного перехода в более устойчивое состояние (∆G < 0).
Чем различаются химическая и электрохимическая коррозии?
Химическая коррозия – это непосредственное взаимодействие металла с внешней средой. Например, окисление металлов под действием агрессивных газов при высоких температурах, конденсация влаги
на поверхности металла. Газовой коррозии подвергаются детали и узлы двигателей внутреннего сгорания, газовых турбин, ракетных установок.
Электрохимическая коррозия осуществляется за счет электрохимических реакций, происходящих на поверхности металла, находящегося в контакте с раствором электролита.
Металлы, применяемые в технике, всегда содержат примеси других металлов, отличающихся от них по активности. Поэтому при соприкосновении с раствором электролита образуется непрерывно работающий гальванический элемент, в котором более активный металл
подвергается разрушению. Рассмотрим электрохимическую коррозию
железа, находящегося в контакте с медью.
Известно, что в природной воде присутствуют ионы Н+, Н−,
НСО3−, Сl− и др., т. е. природная вода – это раствор электролита. В такой водной среде Fe–Сu образуют гальваническую пару. Электроны
от более активного металла, железа, переходят в менее активный –
медь, т. е. медь становится катодом, а железо – анодом.
71
При работе такого гальванического элемента будут протекать
следующие электрохимические реакции:
Fe (анод): Fе → Fе2+ + 2ℓ−
Сu (катод): О2 + 2Н2О + 4ℓ− → 4ОН−
В результате этих процессов железо разрушается.
Скорость электрохимической коррозии тем больше, чем дальше
друг от друга расположены металлы в ряду напряжений, и чем выше
температура окружающей среды.
Каковы важнейшие методы защиты металлов от коррозии?
Борьба с коррозией предусматривает или защиту поверхности металла от контакта с окружающей средой или получение на его поверхности плотной пленки антикоррозийного покрытия.
В первом случае поверхность металла покрывают лаком, краской,
эмалью или смазкой, во втором – применяют хромирование, покрытие
поверхности пленками из нитридов, карбидов, силицидов и других
соединений, которые являются коррозионно-стойкими.
Другим методом борьбы с коррозией является создание сплавов с
антикоррозионными свойствами.
В средах, которые хорошо проводят электрический ток, используют электрохимические способы защиты. Сущность этих методов
заключается в том, что вся поверхность подлежащего защите металлического сооружения, искусственно делается катодом. Это достигается присоединением защищаемого сооружения к катоду внешнего
источника постоянного тока. Такая защита от коррозии называется
катодной защитой.
При катодной защите в качестве анода применяют металлический
лом, который в таких случаях подвергается разрушению, предохраняя
тем самым от коррозии защищаемое сооружение.
Разновидностью электрохимической защиты металлов от коррозии является протекторная защита. Она заключается в том, что к
защищаемому металлу присоединяют протектор – более активный
металл (например, Mg, Zn для защиты Fе), образуется гальваническая пара, в результате разрушается протектор, защищая основной
металл.
К куску железа, находящегося в растворе соляной кислоты, прикоснулись медной проволокой. Повлияет ли это на скорость химической реакции?
72
Прикосновение медной проволоки к железу приведет к ускорению взаимодействия железа с соляной кислотой. Медь в электролитическом ряду напряжений металлов находится за водородом и с соляной кислотой не реагирует. При соприкосновении этих двух металлов,
свободные электроны железа энергично переходят к меди и восстанавливают на ее поверхности ионы водорода.
Анод (Fе)
Fe0 – 2ℓ− → Fе2+
катод (Cu)
2Н+ + 2ℓ− → H2↑
Освободившись от избыточных электронов, железо снова посылает свои ионы в раствор.
Требуется скрепить железные детали. Какими заклепками следует
пользоваться – медными или цинковыми, чтобы предотвратить коррозию деталей?
Чтобы предотвратить коррозию деталей, следует пользоваться
цинковыми заклепками. Как более активный металл – цинк будет являться анодом, от которого электроны будут переходить к железу.
Цинк будет коррозироваться, но железо останется защищенным.
73
16. Свойства химических элементов
16.1. Свойства металлов
Чем отличается строение атомов металлов от строения неметаллов? Как это отражается на химических свойствах?
В атомах металлов на высшем уровне содержится 1–3 электрона.
Они удерживаются значительно слабее, чем в атомах неметаллических элементов. Металлы, как правило, имеют низкие потенциалы
ионизации и выступают в качестве восстановителей. Для металлов и
их сплавов характерна металлическая связь, образование которой связано с обобществлением электронов валентных орбиталей атомов всей
кристаллической решетки твердого вещества. При металлическом типе химической связи осуществляются значительные взаимные смещения атомов без нарушения связи. Этим, в частности, объясняется высокая пластичность металлов в отличие от неметаллов.
Поскольку у атомов неметаллов на внешнем уровне более 4-х
электронов, то они сильнее притягивают внешние электроны по сравнению с атомами металлов. И поэтому у неметаллов преобладают
окислительные свойства.
Каковы физические свойства металлов?
Более 80 % химических элементов относятся к металлам. Под металлами мы подразумеваем простые вещества с определенным комплексом свойств: кристаллическая структура, металлический блеск,
высокая теплопроводность и электрическая проводимость, уменьшение проводимости с повышением температуры, способность легко
отдавать электроны, ковкость, тягучесть, склонность к образованию
сплавов.
Каковы химические свойства металлов?
Металлы характеризуются низким значением электроотрицательности. Наиболее низкое оно у щелочных металлов, особенно у цезия и
франция. Способность металла легко отдавать электроны определяет
его активность: чем легче металл отдает электроны, тем он активнее и
тем более энергично вступает в химические реакции.
По признаку активности все металлы располагают в ряд активности или в ряд напряжений: восстановительная способность разных
металлов неодинакова.
74
Как получают металлы? Какие минералы и горные породы
называют рудами?
Металлы встречаются в природе в виде оксидов, сульфидов,
сульфатов, карбонатов, хлоридов, фосфатов и нитратов. В свободном (самородном) состоянии встречаются только золото, платина
(значительно реже), ртуть, олово, и некоторые другие малоактивные металлы.
Минералы, содержащие элементы и их соединения, пригодные
для получения металлов или неметаллов и их соединений, называются
рудами.
В промышленности металлы получают восстановлением соответствующих руд. В зависимости от формы нахождения металла в природе и его свойств, применяется соответствующий метод. Наиболее
пригодны для получения металлов оксиды. Поэтому сульфиды сначала переводят в оксиды путем обжига в специальных печах. Полученные оксиды восстанавливают при высокой температуре различными
восстановителями, такими как уголь, кокс, водород или некоторые
активные металлы (металлотермия). Этот метод называется пирометаллургическим. Иногда оксид растворяют в кислоте и получают
электролит, из которого металл выделяют путем электролиза. Этот
метод переработки называется гидрометаллургическим. Многие металлы, особенно те, которые хорошо взаимодействуют с водой или
расположены слева от водорода в ряду активности, получают электролизом их расплавленных солей.
Что собой представляют сплавы?
Многие металлы способны взаимодействовать друг с другом.
Продукты взаимодействия металлов между собой относят к сплавам.
Структура сплавов во многом подобна структуре чистых металлов.
При плавлении и последующей кристаллизации металлы способны
образовывать либо химические соединения (интерметаллиды), либо
твердые растворы. Металлы и сплавы находят широкое применение
во всех отраслях промышленности.
16.2. Свойства неметаллов
Каковы свойства неметаллов?
У неметаллов преобладают окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны. Особо ярко эти свойства выражены у
неметаллов групп и главных подгрупп 2-го и 3-го периодов. Самый
75
сильный окислитель – фтор. Окислительные способности неметаллов
увеличиваются в следующем порядке:
Si, В, Н, Р, С, S, I, Cl, O, F.
Для большинства неметаллов характерно молекулярное строение,
например: F2, О2, Сl2, Вr2, S8. И лишь некоторые из них имеют немолекулярное строение (С, В, Si ).
Свойства неметаллов этих веществ очень разнообразны. Для неметаллов в связанном состоянии характерно проявление как низшей
отрицательной степени окисления (например, в водородных соединениях), так и высшей положительной степени окисления (например, в оксидах и гидроксидах), а также промежуточных степеней
окисления.
Неметаллы с водородом образуют летучие вещества молекулярного строения. В обычных условиях это газы или летучие
жидкости.
Неметаллы с кислородом образуют оксиды с ковалентной связью
(В2О3, Р2О3, Р2О5, SiО2).
Большинство оксидов и гидроксидов неметаллов высших степеней окисления проявляют кислотные свойства.
Пользуясь периодической системой химических элементов
Д. И. Менделеева, поясните, какие закономерности наблюдаются в изменении окислительно-восстановительных свойств
элементов.
Окислительно-восстановительные свойства элементов в большей
степени зависят от числа электронов на внешней оболочке и радиуса
атома или иона. Если на внешней оболочке находится один, два или
три электрона, то элемент может быть только восстановителем: присоединение электронов для него практически невозможно (исключение составляют водород и бор). При наличии 4–7 электронов возможно проявление и восстановительных и окислительных свойств, т. е. в
зависимости от условий реакции возможна либо отдача этих электронов, либо присоединении электронов до октета.
В периодах с увеличением порядкового номера происходит
ослабление восстановительных и усиление окислительных свойств.
У элементов побочных групп незначительный рост радиуса при значительном увеличении заряда ядра приводит не к увеличению, а к
уменьшению восстановительных свойств.
76
Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств основных и кислотных оксидов и гидроксидов по периодам и группам (главным подгруппам)?
Рассмотрим, как изменяются свойства соединений элементов в
периодах и группах на примере гидроксидов элементов III периода и
V группы.
В ряду гидроксидов элементов III периода:
NаОН
Mg(ОН)2 Al(ОН)3
Н4SiО4
сильное
основание амфотерный слабая
основание средней
гидроксид
кислота
силы
Н3РО4
Н2SО4
HClO4
кислота сильная сильная
средней кислота кислота
силы
В главной подгруппе V группы сверху вниз свойства гидроксидов
изменяются от кислотных НNО3 и Н3РО4, через амфотерные Аs(ОН)3,
Sb(ОН)3 к основным Вi(ОН)3.
Подобная закономерность обусловлена увеличением в подгруппе
радиусов ионов при постоянном их заряде.
Таким образом, в периоде слева направо основной характер оксидов и гидроксидов постепенно ослабляется, сменяясь амфотерным. К
концу периода усиливаются кислотные свойства. Каждый период
начинается элементом, оксид и гидроксид которого обладают ярко
выраженными основными свойствами, и заканчивается элементом,
оксиды и гидроксиды которого при максимальной степени окисления
центрального атома – сильные кислоты.
В каждой главной подгруппе (кроме VIII) сверху вниз усиливается основной характер оксидов и гидроксидов, кислотные же свойства
ослабевают.
16.3. Свойства S-элементов
Почему в таблице периодической системы элементов водород
помещают как в первой, так и в седьмой группах?
Водород в периодической системе элементов занимает двойственное положение, его принято размещать и в I и в VII группах (в
главных подгруппах). Это обусловлено тем, что он имеет черты сходства и со щелочными металлами, и с галогенами. Как и атомы щелочных металлов, атом водорода может отдавать 1 электрон (окисляться)
и превращаться в положительно заряженный ион Н+. С другой стороны, как и атомы галогенов, атом водорода может присоединять
77
1 электрон (восстанавливаться), завершая при этом свою электронную
оболочку (1s2) и превращаясь в отрицательно заряженный гидрид –
ион Н−.
Электроотрицательность водорода 2, 1, что является промежуточной величиной между ЭО типичных металлов и типичных неметаллов.
В своих соединениях водород обычно имеет степень окисления
+1 (в гидридах металлов – 1).
Какие известны изотопы водорода? Каково строение их атомов?
Число известных изотопов 3: протий 1Н (легкий водород), дейте2
рий Н (тяжелый водород) и радиоактивный изотоп – тритий 3Н, или Т
(на земле его содержится всего около 2 кг). Ядро атома протия содержит только один протон, ядро дейтерия – 1 протон и 1 нейтрон, а ядро
трития – 1 протон и 2 нейтрона.
Каково распространение водорода в природе и в каком виде
он встречается?
Водород – наиболее распространенный элемент в космосе (в состав космической материи входит 63 % Н, 36 % Не и 1 % остальных
элементов). В земной коре содержание водорода составляет 1 %. В
природе он встречается, главным образом, в химически связанном виде (вода, живые организмы, нефть минералы). Следы свободного водорода обнаружены в верхних слоях атмосферы.
Как получают водород?
В лабораторных условиях водород чаще всего получают восстановлением металлами, стоящими левее в электрохимическом ряду
напряжений, из воды или кислот:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2↑
В промышленности водород получают, главным образом, из природных и попутных газов:
1. Конверсией метана:
СН4 + Н2О = СО↑ + Н2↑ или 3СН4 + О2 + Н2О = 3СО + 7Н2↑
78
2. Восстановлением водяного пара такими металлами, как магний, цинк, железо; например:
tº
3Fe + 4Н2О = Fe3О4 + 4Н2↑
3. Восстановлением водяного пара раскаленным коксом:
tº
С + Н2О(2) = СО + Н2↑
Для выделения водорода из водяного газа содержащийся в нем
СО превращают при нагревании с водяным паром в СО2 (конверсия
водяного газа):
СО + Н2О = СО2 + Н2↑
Затем СО2 удаляют, пропуская реакционную смесь через горячий
раствор карбоната калия.
4. Электролизом разбавленных растворов щелочей, серной кислоты, хлоридов щелочных металлов, например:
электролиз
2NaCl + 2Н2О
Н2↑ + Cl2↑ + 2NaOH
(на катоде) (на аноде)
Водород – газ без цвета, вкуса и запаха. Это самый легкий из всех
газов: в 14,4 раза легче воздуха. Температура кипения (сжижения) –
252,6 °С. Температура плавления 259,1 °С.
Водород очень мало растворим в воде (2 мл водорода в 100 мл
воды); его характерной особенностью является растворимость в металлах. Например, один объем палладия растворяет до 850 объемов
водорода.
Какие химические свойства наиболее характерны для водорода?
Энергия связи в молекуле водорода составляет 436 кДж/моль, что
существенно больше энергий связи в молекулах галогенов и объясняет сравнительно малую активность молекулярного водорода при
обычных условиях. Так, при обычной температуре водород реагирует
лишь со фтором (в темноте) и с хлором (при освещении). При повышенной температуре водород реагирует со многими веществами,
79
например, с кислородом, образуя воду с выделением большого количества теплоты. При нагревании водород обратимо реагирует также с
бромом, йодом, серой и азотом, причем с последним только в присутствии катализатора и при высоком давлении.
Водород при нагревании способен реагировать не только с простыми, но и со сложными веществами:
CuO + H2 = CH + H2O
CH2 = CH2 + H2 → CH3 - CH3
CO + 2H2
CH3COH
Во всех этих реакциях водород является восстановителем, где его
степень окисления равна +1.
Со многими металлами водород вступает в реакцию при повышенных температуре и давлении с образованием гидридов, где его
степень окисления равна –1, например:
2Na + Н2 = 2NaН
Какие соединения водорода вы знаете?
Важными соединениями водорода являются вода (Н2О) и пероксид водорода (Н2О2). Молекула воды построена по ковалентнополярному типу связи, имеет угловую форму с валентным углом
104,5°. Молекулы воды образуют ассоциации благодаря водородным
связям. Из химических свойств воды наибольшую практическую значимость имеют процессы гидратации и гидролиза. В обычных условиях вода взаимодействует с многими оксидами, щелочными и щелочноземельными металлами.
Области применения воды безграничны. Вода – основа жизни на
земле. Тяжелая вода Д2О используется в атомной энергетике как замедлитель нейтронов в атомных реакторах.
Н2О2 – непрочное вещество, способное разлагаться со взрывом. В
промышленности Н2О2 получают анодным окислением серной кислоты.
ВаО2 + Н2SО4
ВаSО4 + Н2О2
В медицине 3%-й раствор Н2О2 используется как дезинфицирующее средство, для отбеливания текстильных материалов, бумаги и др.;
окислитель в реактивных топливах, при получении глицерина и др.
30%-й раствор Н2О2 называют пергидролем.
80
Где применяют водород?
Водород широко используют в различных отраслях производства:
в синтезе хлороводорода, аммиака (аммиак далее расходуется для
производства азотной кислоты и азотных удобрений), при восстановлении некоторых цветных металлов и их руд. В пищевой промышленности водород широко применяют для получения заменителей животных жиров.
Какие металлы относятся к щелочным и щелочноземельным
элементам?
Все элементы главных подгрупп I и II групп периодической системы относят к s-элементам. Металлы первой группы называют щелочными, так как они реагируют с водой, образуя щелочи. Металлы
второй группы, за исключением бериллия, называют щелочноземельными.
Все s-металлы имеют во внешней оболочке по одному или два
электрона, могут легко их отдавать, образуя ионы с устойчивыми
конфигурациями благородных газов. При обычных условиях они
находятся в твердом состоянии. Металлы I группы – мягкие и имеют
небольшую плотность по сравнению с другими. Литий, натрий и калий легче воды. Металлы II группы тверже и плотнее щелочных. На
свежем срезе s-металлы имеют блестящую поверхность, однако вступая в контакт с кислородом воздуха, они окисляются и быстро тускнеют, поэтому их хранят под слоем керосина.
Как распространены s-металлы в природе?
Естественно, s-металлы встречаются в природе только в виде соединений (KСl, NaCl, CaCO3 и т. п.), либо в виде ионов в морской
воде. Так, кальций, натрий, калий и магний по распространенности
занимают соответственно пятое, шестое, седьмое и восьмое место.
Какими химическими свойствами обладают s-металлы?
Все s-металлы горят в атмосфере воздуха, образуя оксиды одного
или нескольких типов – нормальные оксиды состава Ме2О (I группа)
и МеО (II группа), пероксиды состава Ме2О2 (I группа) и МеО2 (II
группа), супероксиды МеО2 и МеО4. Например, только литий сгорает
на воздухе с образованием оксида:
4Li + О2 = 2Li2О,
81
а натрий образует смесь пероксида и супероксида:
3Na + 2О2 = Nа2О2 + NаО2
Оксиды натрия и калия могут быть получены только при нагревании смеси пероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:
К2О2 + 2К = 2K2О
Все s-металлы соединяются с водородом при нагревании, образуя
гидриды; при взаимодействии с галогенами, серой, азотом, фосфором,
углеродом и кремнием образуются соответственно галогениды, сульфиды, нитриды и фосфиды, карбиды и силициды.
При взаимодействии s-металлов с водой образуются щелочи и водород. Активность их вырастает сверху вниз по группе. Так, литий
реагирует с водой относительно медленно, тогда как калий реагирует
со взрывом и горит фиолетовым пламенем на поверхности воды.
С кислотами все щелочные металлы реагируют со взрывом, поэтому
такие реакции специально не проводят. Получают s-металлы электролизом расплавов их галогенидов или щелочей.
Как можно обнаружить s-металлы по окрашиванию пламени?
Желтый цвет характерен для соединений натрия, фиолетовый –
калия, кирпично-красный – для соединений кальция.
Как можно установить, что при горении металлического
натрия образуется не оксид, а пероксид?
Пероксид натрия, в отличие от оксида, – сильный окислитель. Он
окисляет иодиды в кислой среде до йода:
Na2O2 + 2NaI + 2H2SO4 = I2 + 2Na2SO4 + 2H2O
Оксид натрия реагирует не с NaI, а с Н2SО4:
Na2O + H2SO4 + H2O
Почему гидроксид магния растворяется в соляной кислоте и
в растворе хлорида аммония?
Mg(ОН)2 как основание взаимодействует с кислотой (реакция
нейтрализации):
82
Mg(ОН)2 + 2НСl = MgСl2 + Н2О
Если к раствору, содержащему нерастворимый гидроксид магния,
добавлять соли аммония, осадок растворяется. Это объясняется тем,
что ионы аммония связывают гидроксильные ионы (образуется малодиссоциированный гидроксид аммония):
Mg(ОН)2 + 2NН4Сl = MgСl2 + 2 NН4ОН
Интересно, что Mg бурно реагирует с водой при добавлении
NН4Сl, так как вытесняется Н2: NН4Сl удаляет с поверхности магния
защитную пленку из Mg(ОН)2.
Как получают негашеную известь? В чем заключается процесс
гашения извести? Выразите происходящие реакции уравнениями.
Оксид кальция СаО (негашеная известь) – белое тугоплавкое вещество получают обжигом известняка:
СаСО3 → СаО + СО2
Это вещество бурно реагирует с водой:
СаО + Н2О → Са(ОН)2
Гидроксид кальция Са(ОН)2 (гашеная известь) – сильное основание, заметно растворимое в воде. Суспензию гидроксида кальция
(называемую известковым молоком) используют в строительном деле
как вяжущий материал для скрепления кирпичей и штукатурки.
Поглощая оксид углерода (IV) из воздуха, гидроксид кальция
превращается в карбонат кальция, проявляющий вяжущие свойства:
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О
Со временем прочность кладки увеличивается в результате взаимодействия гидроксида кальция с песком и образования силиката:
Са(ОН)2 + SiО2 = СаSiО3 + Н2О
Прозрачный раствор гидроксида кальция называют известковой
водой.
83
Чем обуславливается общая, временная и постоянная жесткость воды?
Как известно, в природе чистая вода практически не встречается:
в ее составе всегда содержатся ионы различных солей. Воду, в составе
которой содержится много ионов Ca2+, Mg2+, Sr2+, Fe2+, называют
жесткой, причем жесткость воды обуславливается, главным образом,
ионами Са2+ и Mg2+. Различают карбонатную и некарбонатную жесткость воды.
Карбонатная жесткость воды связана с содержанием бикарбонатов кальция и магния – при кипячении эти соли разрушаются с образованием трудно растворимых карбонатов, и ионы Ca2+, Mg2+ (или
Fe2+) удаляются из раствора, поэтому карбонатную жесткость часто
называют временной жесткостью воды.
Некарбонатная жесткость определяется содержанием в воде
сульфатов или хлоридов кальция и магния, которые не переводятся в
осадок кипячением, и поэтому некарбонатную жесткость воды называют постоянной жесткостью воды.
Жесткая вода чаще всего не пригодна для использования в промышленности, поэтому используют различные способы устранения
жесткости. Временную жесткость устраняют простым кипячением,
для устранения постоянной жесткости воду кипятят с содой,
например:
CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3↓ + Na2SO4.
В последние годы для устранения жесткости воды широко используют ионообменники.
84
17. Элементы III A подгруппы
Какова общая характеристика элементов III A подгруппы?
К этой группе относятся бор, алюминий, галлий, индий, таллий.
На внешнем электронном уровне элементов главной подгруппы
имеется по три электрона (s2p1). Они легко отдают эти электроны. Для
бора и алюминия характерны соединения только со степенью окисления +3.
Металлические свойства элементов главной подгруппы III группы выражены слабее, чем свойства соответствующих элементов
предыдущей группы. У бора, характеризующегося наличием двух
квантовых слоев в электронной оболочке его атомов, даже преобладают неметаллические свойства.
Какими физическими и химическими свойствами обладает
бор?
В свободном состоянии бор представляет собой темно-бурый порошок. Его можно получить при восстановлении борного ангидрида
В2О3 магнием:
В2О3 + 3Мg = 3МgО + 2В
Эта реакция протекает при температуре 2000°.
При накаливании смеси бора с углем в электрической печи образуется карбид бора В4С. Он отличается тугоплавкостью и большой
устойчивостью по отношению к различным химическим воздействиям. По твердости он приближается к алмазу.
С водородом бор непосредственно не реагирует, однако при действии соляной кислоты на борид магния (Мg3В2) образуется самовоспламеняющаяся на воздухе смесь различных бороводородов или боранов: В2Н6, В4Н10 и другие.
При нагревании бор непосредственно соединяется с кислородом,
образуя борный ангидрид:
4В + 3О2 = 2В2О3.
Борный ангидрид – бесцветная стекловидная масса, растворяющаяся в воде с образованием борной кислоты:
В2О3 + 3Н2О = 2Н3ВО3
85
Борная кислота представляет собой белое кристаллической вещество, сравнительно малорастворимое в холодной воде. С повышением
температуры растворимость борной кислоты значительно увеличивается. Борная кислота относится к очень слабым кислотам.
Кроме Н3ВО3, известны и другие борные кислоты: НВО2 – метаборная кислота и Н2В4О7 – тетраборная кислота. При растворении в
воде обе эти кислоты превращаются Н3ВО3.
Где применяется бор и его соединения?
Бор применяют в металлургии для легирования стали, а также
при производстве некоторых сплавов. Карбид бора В4С применяют в
ядерных реакторах.
Борную кислоту применяют для дубления кожи, для производства
эмалей и красок и в консервном производстве. В медицине борную
кислоту используют в качестве дезинфицирующего средства. Соли
борной кислоты (бораты), в частности бура, применяется в производстве эмалей, специальных сортов стекла, для удаления оксидов при
паянии металлов.
Какими физическими и химическими свойствами характеризуется алюминий?
Алюминий – третий элемент по распространенности в земной коре (около 8 %), в форме различных алюмосиликатов (боксит
Аl2О3  nН2О, криолит – Nа3АlF6 и др.).
Алюминий получают из боксита. Боксит очищают растворением в
водном растворе NаОН и переосаждают в виде Аl(ОН)3. Дегидратированный продукт растворяют в расплаве криолита и проводят электролиз при 800–1000 °С.
Алюминий – серебристо-белый, твердый, прочный и легкий металл, обладает высокой электропроводностью и теплопроводностью,
ковкий, прокатывается в тонкую пленку (алюминиевая фольга). На
воздухе пассивируется, покрывается тончайшей пленкой оксида.
Алюминий – активный металл. Если снять оксидную пленку,
энергично реагирует с водой. Растворим в разбавленных растворах
минеральных кислот, но пассивируется концентрированной НNО3.
При обычных условиях реагирует с горячей NаОH, галогенами и другими неметаллами:
2Аl + 6NаОН + 6Н2О = 2Nа3[Аl(ОН)6] + 3Н2
86
Где применяется алюминий и его соединения?
Алюминий используют в транспортном машиностроении (самолеты, суда, автомобили); в химической промышленности (как восстановитель); в строительной промышленности; в пищевой промышленности (упаковочные материалы, алюминиевая фольга, кухонная посуда). Сплавы алюминия: дюралюмин до 5 % Сu и до 2 % Мg; алюминиевые бронзы – сплавы на основе меди с 5–10 % Аl.
Алюмотерапия – широко применяемый в металлургии метод получения многих металлов: гранулированный алюминий восстанавливает при воспламенении металлы из оксидов:
2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3
10Al + 3V2O5 = 6V + 5Al2O3
Корунд – Аl2О3, красный рубин – корунд с примесями 0,3 % Сr2О3,
синий сапфир – корунд с примесями 0,2 % Тi2О3 и следами Fе.
Какой состав имеют алюмокалиевые квасцы? На какие ионы
в водном растворе диссоциируют эти соединения? К какому типу
солей относятся квасцы?
Квасцы – это двойные соли с общей формулой Ме(I) Ме (III)
(SО4)2  12Н2О, где Ме(I) – однозарядный катион (К+, NН4+) Ме(III) –
трехзарядный катион (Аl3+, Сr3+ или Fе3+).
Алюминокалиевые квасцы имеют следующую формулу:
КАl(SО4)2  12Н2О
КАl(SО4)2
К+ + Аl3++ 2SО42Какими важнейшими свойствами обладают элементы подгруппы галлия. Где они применяются?
Галлий – серебристо-белый металл с температурой плавления
29,8 °С, плавится в руке.
Индий – очень мягкий металл, режется ножом.
Таллий – серебристо-белый, мягкий, но тяжелый металл.
Галлий реагирует с галогенами и серой, растворяется в кислотах и
щелочах, индий – с металлами и серой, растворяется в кислотах. Таллий, в отличие от галлия и индия, на воздухе быстро тускнеет в результате образования оксидной пленки, медленно растворяется в серной и соляной кислотах. Соединения таллия очень ядовиты.
87
Ga и Zn получают как побочный продукт из цинковых промышленных концентратов. Те получают как побочный продукт из пирита и
медистых сланцев.
Окраска пламени: Gа – фиолетовая, Zn – синяя (индиго), Те – зеленая.
Ga и Zn используются как примесь для легирования полупроводников. Gа используется как термометрическая жидкость в широком
температурном интервале.
88
18. Элементы IV А подгруппы
Какова общая характеристика элементов IVА подгруппы?
В IVА подгруппу входят: углерод – основа химии живой природы, кремний – основа химии неживой природы, германий – полупроводниковый материал, осуществивший целую революцию в радиоэлектронике. Никакая группа ПСЭ не может сравняться по значимости своих элементов с группой IV А. Электронная конфигурация
ns2nр2. Углерод и кремний – неметаллы. Германий, олово и свинец –
металлы. Металлические свойства в подгруппе германия сверху вниз
усиливаются. Свинец является типичным металлом.
В каком виде углерод встречается в природе?
Содержание углерода в земной коре 0,48 % по массе. Встречается
в свободном виде (алмаз, графит) и в связанном виде: природные карбонаты (известняки – СаСО3, доломит – MgСО3), горючие ископаемые
(каменные угли, нефть, горючие природные газы). В атмосфере и гидросфере углерод находится в виде углекислого газа СО2. Углерод входит в состав всех растений и животных, являясь главным биогенным
элементом.
Какими свойствами обладают графит и алмаз? Каково их
применение?
Аллотропные модификации углерода – алмаз и графит – резко
отличаются по физическим свойствам. Алмаз – прозрачный бесцветный или белый кристалл с сильным преломляющим эффектом (с
атомной кристаллической решеткой кубической формы) имеет
наибольшую твердость среди всех природных веществ, изолятор. Благородный камень, после ювелирной обработки из него получают
бриллианты. Алмаз применяют при изготовлении режущего и бурого
инструмента, а также как абразивный материал.
Графит – мягкое темно-серое вещество с металлическим блеском. кристаллическая решетка графита имеет слоистое строение,
поэтому он легко расщепляется на слои, оставляя след на поверхности, хорошо проводит электричество. Может быть искусственно получен из угля.
Графит используется для изготовления электродов, плавильных
тиглей, стержней для карандашей, как замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.
89
Какими способами получают оксид углерода (IV) в лаборатории и в технике? Что такое «сухой лед»?
В лаборатории СО2 получают действием разбавленных кислот на
карбонаты:
СaСО3 + 2НСl = СаСl2 + СО2 + Н2О.
В промышленности СО2 получают при обжиге известняка:
СаСО3 = СаО + СО2
При комнатной температуре под давлением около 60 атм. СО2
конденсируется в жидкость, которую хранят в стальных баллонах.
При быстром испарении жидкого СО2 поглощается так много теплоты, что он превращается в твердую белую снегообразную массу
(«сухой лед»).
«Сухой лед» при нормальном давлении возгоняется, т. е. переходит из твердого состояния в газообразное, минуя жидкую фазу. «Сухой лед» широко используется для хранения скоропортящихся продуктов.
Какими химическими реакциями карбонат можно перевести
в гидрокарбонат и обратно?
Для определения углекислого газа применяют следующую реакцию:
СО2 + Са(ОН)2 = СaСО3↓ + Н2О
т.е. пропускают его через известковую воду (насыщенный раствор
Са(ОН)2.
В результате образования СаСО3 известковая вода мутнеет, однако при дальнейшем пропускании СО2 раствор становится прозрачным,
так как СаСО3 превращается в растворимый Са(НСО3)2:
СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2
Если прокаливать Са(НСО3)2, то происходит следующая реакция:
tº
Са(НСО3)2 = СаСО3 + СО2 + Н2О,
т. е. из гидрокарбоната снова получается карбонат кальция.
90
Чем объясняется щелочная реакция водных растворов карбонатов натрия и калия?
Карбонаты Na и К относятся к солям, образованным сильными
основаниями и слабой кислотой Н2СО3. В результате гидролиза получается щелочная реакция:
Na2СО3 + Н2О
СО32- + НОН
NаНСО3 + NаОН
НСО3− + ОН− рн > 7.
Как можно получить кремний? Какими физическими и химическими свойствами он обладает?
Кремний – аналог углерода, но его неметаллические свойства выражены слабее, чем у углерода. В соединениях он может проявлять
степени окисления +4 и –4.
Кремний в природе распространен в виде оксида SiО2, называемого также кремнеземом, который встречается в виде песка, кварца.
Другую группу природных соединений кремния составляют силикаты
– производные кремниевой кислоты.
Кремний получают восстановлением из SiО2 магнием:
SiО2 + 2Мg = 2МgО + Si
Или цинком из SiСl4:
SiСl4 + 2Zn = Si + 2ZnСl2.
В промышленности для получения кремния используют чистый
песок SiО2. В электрических печах при высокой температуре происходит восстановление кремния из его оксида коксом:
SiО2 + 2С = Si + 2СО.
Существуют две модификации кремния: аморфная и кристаллическая. Аморфный кремний представляет собой бурый порошок с температурой плавления 1420 ºС.
Кристаллический кремний – это твердое вещество темно-серого
цвета со слабым металлическим блеском, обладает тепло- и электропроводностью. Кристаллический кремний получают перекристаллизацией аморфного кремния. Аморфный кремний является более реакционноспособным, чем кристаллический.
91
Кремний не реагирует с кислотами, но реагирует со щелочами в
горячем растворе, образуя силикаты и водород:
Si + 2NаОН + Н2О = Na2 SiО3 + 2Н2
Кремний взаимодействует с фтороводородом:
Si + 4НF = SiF4 + 2Н2
Соединения кремния с металлами называются силицидами:
Si + 2Мg = Мg2Si
При обработке силицида магния с соляной кислотой образуется
водородное соединение силан:
Mg2Si + 4НСl = 2МgСl2 + SiН4↑
Силан – ядовитый газ с неприятным запахом, легко самовоспламеняется на воздухе:
SiН4 + 2О2 = SiО2 + 2Н2О
Кремний используют как материал в полупроводниковой технике
и микроэлектронике, в сплавах, для получения силиконов – кремнийорганических полимеров.
Что такое поликремниевые кислоты?
Оксиду кремния соответствуют слабые кремниевые кислоты,
объединяемые общей формулой nSiО2  mН2О. В свободном состоянии
выделены ортокремниевая (Н4SiО4), метакремниевая (или кремниевая)
– (Н2SiО3) и несколько других кислот.
Н2SiО3 получают так:
Na2SiО3 + 2НСl = Н2SiО3 + 2NаСl
Кремниевая кислота – это твердое вещество, в воде не растворяется, но легко распадается на воду и диоксид кремния. Соли кремниевой кислоты – силикаты.
92
Из солей кремниевой кислоты в воде растворимы только силикаты Nа и К, они называются растворимым стеклом, а их водные растворы – жидким стеклом.
Существует огромное количество искусственных силикатов, важнейшими являются такие продукты силикатной промышленности, как
стекло, цемент и керамика.
Каков состав стекла и цемента? Как их получают?
Наиболее важным искусственным силикатом является стекло.
Человеку еще в глубокой древности было известно производство
стекла. Силикатное стекло получают сплавлением соды, известняка и
песка. При этом образуется смесь силикатов натрия и кальция:
Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2,
CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2.
Как было указано выше, состав силикатов принято выражать в
виде соединений оксидов. Обыкновенное оконное стекло имеет формулу Na2O · CaO · 6SiO2:
Na2SiO3 + CaSiO3 + 4SiO2 = Na2O · CaO · 6SiO2.
Часто оконное стекло окрашено в зеленоватый цвет содержащимися в нем силикатами железа (II). Изменением состава и структуры
стекла (введением соответствующих добавок) можно придать стеклу
желаемые физико-химические свойства. Так, если вместо соды взять
для варки стекла поташ (K2CO3), то образуется калиевое стекло, температура размягчения которого выше, чем у обычного натриевого
стекла. При нагревании вязкость стекла уменьшается, оно постепенно
размягчается, что позволяет выдувать или прессовать из него различные изделия.
Для получения цветного стекла к сплавляемой массе добавляют
некоторые вещества. Например, Cr2O3 придает стеклу изумруднозеленый цвет, CoO – синий цвет, MnO2 – фиолетовый, Fe2O3 – желтый,
TiO2 – белый. При добавлении к стеклу хлорида серебра (AgCl) получается солнцезащитное стекло, темнеющее тем сильнее, чем интенсивнее солнечное освещение ("хамелеон").
Если заменить CaCO3 на PbO, то показатель преломления стекла
повысится – получится хрусталь.
93
Если стекло получить из чистого кремнезема – SiO2 (расплавленный кварц), то получится кварцевое стекло. Оно пропускает ультрафиолетовые лучи и обладает ничтожным коэффициентом термического расширения.
Существенно изменяются свойства стекла при изменении условия
получения. Так, однослойное безопасное стекло получают резким
охлаждением расплава стекломассы (закаливанием); на поверхности
таким образом обработанного стекла возникают усилия сжатия, а
внутри массы стекла – растяжение. Многослойное безопасное стекло
содержит несколько слоев стекла, разделенных пластмассовыми пленками.
Важнейшим продуктом силикатной промышленности является
цемент, который в огромных количествах применяется при строительных работах, не случайно его называют "хлебом строительства"
или "серым золотом". Существует несколько разновидностей цемента.
Широко используется портландцемент, его получают обжигом смеси
глины с известняком и песком при температуре 1400–1600 ºС.
Для получения доброкачественного портландцемента содержание
важнейших элементов в нем не должно выходить за некоторые пределы. Поэтому обычно берутся известняки и глины в соотношении примерно 3:1 (по массе).
Кроме известняка и глины для изготовления портландцемента используют материалы аналогичного химического состава. Так, многие
заводы базируются на применении мергелей, представляющих собой
тесную природную смесь известняка и глины.
Тщательно дозируя известняк и глину или заменяющие их материалы, получают сырьевую смесь. При этом в нее часто вводят так
называемые корректирующие добавки с тем, чтобы смесь имела
нужный химический состав. Такими добавками служат, например,
колчеданные огарки и железная руда, если в данной глине недостаточно содержание оксидов железа, а также кварцевого песка, если
требуется повысить содержание диоксида кремния в смеси. Считается, что доброкачественный портландцемент должен иметь следующий
элементарный химический состав в пределах (в масс. %): 62–68 CaO,
18–26 SiO2, 4–9 Al2O3, 0,3–6,0 Fe2O3.
Полученная смесь поступает в медленно вращающуюся длинную
цилиндрическую печь для обжига. Размер печи, например, 185 м в
длину и 5 м в диаметре. Печь имеет некоторый наклон, благодаря чему смесь загружается в верхнюю часть и постепенно перемещается к
нижнему концу печи. В нижнем конце печи вдувается топливо (пыле94
видный уголь или природный газ), при горении которого образуются
горячие газы, движущиеся по принципу противотока, то есть навстречу сырьевой смеси.
Образующийся продукт, называемый клинкером, состоит из смеси силикатов и алюминатов кальция. Клинкер размалывают на специальных мельницах: при помоле добавляют небольшое количество гипса для регулирования сроков схватывания цемента. Полученный таким путем зеленовато-серый порошок поступает к потребителю.
При смешивании цемента с водой образуется тестообразная масса, которая довольно быстро затвердевает. При взаимодействии важнейших составляющих цементного клинкера с водой происходят следующие химические реакции:
3CaO · Al2O3 + 6H2O = 3CaO · Al2O3 · 6H2O,
3CaO · Al2O3·6H2O + 3CaSO4 + 25H2O = 3CaO · Al2O3 · 3CaSO4 · 31H2O,
3CaO · SiO2 + (n + 1)H2O = 2CaO · SiO2·nH2O + Ca(OH)2.
Процессы схватывания и твердения связаны в основном с гидратацией и последующей кристаллизацией соединений, входящих в состав цемента.
Смесь цемента, воды и наполнителей (песок, гравий, щебень,
шлак) называют бетоном; залитую бетоном железную арматуру называют железобетоном. Бетон и железобетон – важнейшие строительные
материалы.
Какими свойствами обладают олово, свинец и германий?
Где находят применение эти металлы?
Олово Sn в природе существует в виде двух аллотропных видоизменений: α- олово и β-олово.
α-олово, или серое олово, – серый порошок образуется превращением обычного β-олова в α-олово при низких температурах, устойчиво при t < 14 °С.
β-олово, или белое олово, – очень мягкий металл, но тверже
свинца, поддается литью и пайке.
Германий – неметалл с атомной кристаллической решеткой, серовато-белый.
Все они устойчивы на воздухе. Германий растворяется в азотной
и концентрированной серной кислотах, а в щелочном растворе – под
действием пероксида водорода. β-олово взаимодействует с соляной и
серной кислотами, образуя соединения олова (II), с азотной кислотой,
95
образуя соединения олова (IV), с горячим щелочным раствором, образуя гидроксостаннаты. Свинец легко реагирует с азотной кислотой,
растворяется в воде, насыщенной углекислым газом в результате образования растворимого гидрокарбоната.
Германий используется как материал в технике и микроэлектронике, олово – в сплавах, для изготовления белой жести (луженого железа), свинец – как материал для изготовления оболочки кабелей, в
свинцовых аккумуляторах, в сплавах, для получения тетраэтилсвинца
– антидетонатора. Свинец защищает от проникающего излучения.
96
19. Элементы V А подгруппы
Какова общая характеристика элементов подгруппы азота?
Главную подгруппу V группы составляют р-элеметы: азот–N,
фосфор – Р, мышьяк – Аs, сурьма – Sb и висмут – Bi. Электронная
формула ns2nр3. В невозбужденном состоянии атомы элементов главной подгруппы имеют валентность 3. наружный уровень азота состоит
только из двух подуровней – 2s и 2р. У атомов же остальных элементов этой подгруппы на наружных энергетических уровнях имеются
вакантные ячейки d-уровня. Следовательно, один из s-электронов
наружного уровня может при возбуждении перейти на d-подуровень
того же уровня, что приводит к образованию 5 неспаренных электронов.
Таким образом, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут в возбужденном состоянии имеют 5 неспаренных электронов, и валентность их в
этом состоянии равна 5.
В атоме азота возбудить электрон подобным образом нельзя
вследствие отсутствия d-подуровней на втором уровне. Следовательно, пятивалентным азот быть не может, однако он может образовать
четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму за
счет неподеленной электронной пары внешнего уровня.
Внутри подгруппы от азота к висмуту убывают неметаллические
свойства и возрастают металлические. У сурьмы эти свойства преобладают. Фосфор, мышьяк и сурьма образуют несколько аллотропных
видоизменений.
Как получают азот в лабораторных условиях и в промышленности? Где применяется азот?
В лаборатории азот можно получить из нитрата аммония термическим разложением:
NН4NО2 → N2 + 2Н2О
В промышленности азот получают из сжиженного воздуха, который подвергается фракционной перегонке. При этом вначале выделяется азот (температура кипения – 195, 8°С), так как температура кипения кислорода значительно выше (температура кипения – 183°С). Основное применение азот находит в производстве аммиака, азотной
кислоты и азотных удобрений.
Каковы физические и химические свойства азота?
97
Молекула азота двухатомна. При обычных условиях N2 – газ без
цвета, без запаха и вкуса. Молекула азота устойчива и не распадается
на атомы даже при очень высоких температурах. Вследствие такой
устойчивости азот характеризуется низкой реакционной способностью, уступая в этом лишь благородным газам.
В обычных условиях азот реагирует только с литием:
6Li + N2 = 2Li3N
При нагревании азот взаимодействует и с другими металлами,
образуя нитриды:
N2 + 3Са = Са3N2
При высоких температурах и в присутствии катализаторов активность азота значительно увеличивается, и он может проявлять как
окислительные (N2 + 3Н2
2NН3), так и восстановительные свойства. Взаимодействие с кислородом протекает при температуре более
1500 °С:
N2 + О2 = 2NО
Трудность окисления азота объясняется очень высокой энергией
термической диссоциации его молекулы на атомы, а это, в свою очередь, обусловлено тройной связью (N N).
Какие важнейшие водородные соединения азота вам известны? Какова их краткая характеристика?
Важным водородным соединением азота является аммиак NН3. В
промышленности аммиак получают прямым синтезом из азота и водорода:
N2 +3Н2
2NН3
В лабораторных условиях аммиак получают нагреванием солей
аммония со щелочами:
2NН4Сl + Са(ОН)2 = СаСl2 + 2NН3 + 2Н2О
NН3 – бесцветный газ с характерным запахом, легче воздуха, хорошо растворим в воде, водный раствор NН3 называют нашатырным
спиртом. Водный раствор аммиака имеет щелочную реакцию:
98
NН3 + Н2О
NН4+ + ОН−
NН3 взаимодействует с кислотами с образованием солей аммония:
NН3 + НСl = NН4Сl.
Кроме аммиака азот образует еще несколько соединений с водородом, из которых следует упомянуть два. При окислении аммиака раствором гипохлорита натрия в присутствии желатина образуется гидрозин:
2NН3 + NаОСl = N2Н4 + NаСl + Н2О
При обычных условиях гидрозин – бесцветная жидкость, смешивающаяся с водой во всех отношениях. Это очень сильный восстановитель, использующийся в органическом синтезе.
Второе соединение – азидоводородная кислота (НN3). Она получается при окислении гидрозина азотистой кислотой:
N2Н4 + НNО2 = NН3 + 2Н2О
В чистом виде НN3 – легколетучая взрывчатая жидкость. Ее соли
– азиды тяжелых металлов – взрываются при ударе и используются
как детонаторы.
Какие важнейшие кислородные соединения азота существуют?
Азот образует следующие оксиды: N2О, NО, NО2, N2О4, N2О3 и
N2О5.
N2О – газ без цвета и запаха. Получают термическим разложением нитрата аммония:
NН4NО3 = N2О + 2Н2О
N2О возбуждающе действует на нервную систему и притупляет
болевые ощущения. Поэтому он применяется в медицине как наркотическое средство (веселящий газ).
NО – бесцветный газ, плохо растворяется в воде, немного тяжелее
воздуха. В промышленности получают катализатор Рt:
4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О.
В лабораторных условиях получают разбавленную кислоту:
99
3Сu + 8НNО3 = 3Сu(NО3)2 + 2NО + 4Н2О.
Главное свойство NО – окисляется кислородом воздуха при
обычных условиях:
2NО + О2 = 2NО2.
NО2 – бурый газ, тяжелее воздуха, с резким запахом, ядовит, растворяется в воде с образованием смеси кислот:
2NО2 + Н2О = НNО2 + НNО3
N2О3 – представляет собой окрашенную в темно-синий цвет жидкость. Образуется при охлаждении смеси моноксида и диоксида азота:
NО + NО2
N2О3
N2О3 – неустойчивое соединение, легко разлагается. При взаимодействии с водой образуется азотистая кислота:
N2О3 + Н2О = 2НNО2
N2О5 – твердое кристаллическое вещество. При взаимодействии с
водой образует азотную кислоту:
N2О5 + Н2О = 2НNО3
Получается действием фосфорного ангидрида на безводную азотную кислоту:
НNО3 + Р2О5 = 2НРО3 + N2О5
Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства?
НNО2 является слабой кислотой. Она существует только в разбавленных растворах. В азотистой кислоте азот имеет степень окисления +3, т. е. промежуточную степень окисления, поэтому она может
быть и окислителем и восстановителем. Например, как окислитель:
2НNО2 + 2НJ = J2 + 2NО + 2Н2О
100
Как восстановитель:
5НNО2 + 2КМnО4 + 3Н2SО4 = 2МnSО4 + К2SО4 + 5НNО3 + 3Н2О.
Как получают азотную кислоту в промышленности?
Получение HNO3 в промышленности осуществляется каталитическим окислением аммиака кислородом воздуха. Этот метод состоит из
нескольких стадий. Вначале смесь аммиака с воздухом пропускают
над платиновым катализатором при 800 °С. Аммиак окисляется до
оксида азота (II):
4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О
При охлаждении происходит дальнейшее окисление NО в NО2:
2NО + О2 = 2NО2
Образующийся оксид азота (IV) растворяется в воде в присутствии избытка О2 с образованием НNО3:
4NО2 + О2 + 2Н2О = 4НNО3
Каким характерным свойством отличается азотная кислота
от других кислот? В чем заключается действие азотной кислоты
на металлы и неметаллы?
Азотная кислота относится к числу наиболее сильных кислот. Для
НNО3 характерны исключительно окислительные свойства. Азот в
азотной кислоте находится в состоянии наивысшего окисления +5. Он
может только присоединять электроны, проявляя окислительные свойства.
Окислительные свойства кислотного остатка NО3− значительно
сильнее, чем ионов водорода Н+, поэтому азотная кислота взаимодействует практически со всеми металлами, кроме Аu и Рt. Так как окислителем в НNО3 являются ионы NО3−, а не ионы Н+, то при взаимодействии НNО3 с металлами практически никогда не выделяется водород.
Восстановление НNО3 зависит от ее концентрации и природы
восстановителя. Степень окисления азота в продуктах восстановления
находится в интервале от +4 до –3, что соответствует схеме НNО3 →
NО2 → N2О3 → NО →N2О →N2 → NН4NО3. При взаимодействии концентрированной НNО3 с малоактивными металлами, как правило, образуется NО2:
101
Сu + НNО3(конц.) = Сu(NО3)2 + 2NО2 + 2Н2О.
Разбавленная же НNО3 восстанавливается до NО:
3Сu + 8НNО3 (разб.) = 3Сu(NО3)2 + 2NО + 4Н2О.
Если в реакцию вступают более активные металлы, то выделяется
N2О:
4Мg + 10НNО3 (разб.) = 4Мg(NО3)2 + N2О + 5Н2О.
Очень разбавленная азотная кислота при взаимодействии с активными металлами восстанавливается до солей аммония:
4Zn + 10НNО3 (очень разб.) = 4Zn(NО3)2 + NН4NО3 + 3Н2О
Fe, Al, Cr взаимодействуют с разбавленной HNO3, но не реагируют с концентрированной HNO3, объясняется это пассивацией этих металлов. Неметаллы окисляются до соответствующих кислот, а азотная
кислота в зависимости от концентрации восстанавливается до NO и
NO2:
S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
3P + 5HNO3(разб.) + H2O = 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3(конц.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O
Какие продукты получаются при нагревании нитрита, нитрата, бихромата, сульфата и хлорида аммония?
При нагревании нитрита аммония, а также дихромата аммония
получают в лаборатории азот:
tº
NH4NO2 → N2 + 2H2O
tº
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O
При разложении (нагревании) нитрата аммония получается NО:
tº
NH4NO3 → N2O + 2H2O
Сульфат и хлорид аммония разлагается по следующей схеме:
tº
102
(NH4)2SO4 → NH3 + NH4HSO4
tº
NH4Cl → NH3 + HCl
Что такое нитриды?
Нитриды – это соединения азота с металлами:
N2 + 3Ca = Ca3N2 – нитрид кальция.
N2 + 2Al = 2AlN – нитрид алюминия.
Что представляет собой «царская водка»? Каковы ее важнейшие свойства?
Смесь концентрированных азотной и соляной кислот (соотношение по объему 1:3) называется «царской водкой»: она растворяет даже
благородные металлы (Au, Pt и др.). Например:
Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O
Какие продукты получаются при разложении (нагревании)
нитратов?
При нагревании твердых нитратов все они разлагаются с выделением кислорода (исключением является нитрат аммония), при этом их
можно разделить на четыре группы.
Первую группу составляют нитраты щелочных металлов, которые
при нагревании разлагаются на нитриты и кислород:
2KNO3 → 2KNO2 + O2.
Вторую группу составляет большинство нитратов (от щелочноземельных металлов до меди включительно), разлагающихся на оксид
металла, NО2 и кислород:
2Ca(NO3)2 → 2CaO + 4NO2 + O2.
Третью группу составляют нитраты наиболее тяжелых металлов
(AgNO3 и Hg(NO3)2), разлагающиеся до свободного металла, NО2 и
кислород:
Hg(NO3)2 → Hg + 2NO2 + O2.
103
Четвертую группу составляет нитрат аммония:
NH4NO3 → N2O + 2H2O.
Какова биологическая роль азота и его соединений?
Азот – один из элементов – органогенов. Содержание азота в организме человека около 3 % по массе. Он входит в состав таких биологически важных веществ, как аминокислоты, белки, нуклеиновые
кислоты, витамины, гормоны.
Среди неорганических соединений азота, участвующих в обмене
веществ в первую очередь следует указать аммиак (NН3), ионы аммония (NН4+), нитрат-ионы (NО3−).
Азот играет исключительно важную роль в жизни растений. Недостаток азота в почве отрицательно сказывается на растениях и в
первую очередь – на содержании хлорофилла в листьях, из-за чего они
бледнеют («азотное голодание»). Следует отметить также особую
роль азота как составной части воздуха – важнейшего компонента живой природы.
В каком виде фосфор встречается в природе? Как его получают?
Фосфор встречается в природе в виде фосфоритов, состоящих
главным образом из фосфорнокислого кальция (Са3(РО4)2) и апатитов,
содержащих, кроме Са3(РО4)2 еще СаСl2 или СаF2.
Свободный фосфор получают в электрических печах из природного фосфорита при накаливании его с песком и углем:
Са3(РО4)2 + 3SiО2 + 5С = 3СаSiО3 + 5СО + 2Р.
Какие модификации существуют у свободного фосфора?
Фосфор образует несколько простых веществ (аллотропных видоизменений), которые отличаются друг от друга кристаллическими
решетками.
Белый фосфор – белое (чуть желтоватое) вещество. Ядовит, не
растворяется в воде, но растворяется в сероуглероде. Постепенно превращается в красный фосфор. Молекулярная кристаллическая решетка, в узлах которой молекулы Р4.
Красный фосфор – порошок кирпично-красного цвета, не ядовит.
Не растворяется в воде и сероуглероде. Атомная кристаллическая решетка.
104
Черный фосфор похож на графит, жирный на ощупь. Полупроводник. Атомная кристаллическая решетка.
Какими свойствами характеризуется фосфор?
Все аллотропные видоизменения фосфора обладают одинаковыми химическими свойствами. Различие заключается в активности, с
которыми эти вещества вступают в химические реакции. Самый активный – белый фосфор.
С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует. Однако водородные соединения его могут быть получены косвенным путем. Фосфористый водород (фосфин) РН3 образуется при действии
соляной кислоты на соединения фосфора с металлами, называемые
фосфидами. Например:
Mg3P2 + 6HCl = 2PH3 + 3MgCl2.
Фосфин – бесцветный, очень ядовитый газ. Ядовитость является
общим свойством многих летучих водородных соединений, причем
она тем сильнее, чем более металлическим характером отличается
связанный с водородом элемент. РН3 подобен NН3.
Какие оксиды и кислоты образует фосфор?
Фосфор образует очень большое число различных оксидов и кислот. Среди наиболее устойчивых выделяются оксид фосфора (V) и
соответствующая ему ортофосфорная, или фосфорная, кислота Н3РО4.
Кроме оксида фосфора (V) – Р2О5, фосфор образует оксид фосфора
(III) – Р2О3, который представляет собой очень ядовитое, похожее на
воск вещество. Так как степень окисления фосфора в этом соединении
равна +3, оксид проявляет сильные восстановительные свойства.
Оксид фосфора (V) – белый порошок, активно поглощающий влагу. Если оставить склянку с Р2О5 открытой, то через некоторое время в
ней окажется жидкость – результат поглощения оксидом водяных паров, находящихся в воздухе.
Кроме ортофосфорной кислоты, фосфор образует еще две кислоты: метафосфорную (НРО3) и пирофосфорную (Н4Р2О7). Все их можно
получить из оксида фосфора (V).
При растворении Р2О5 в холодной воде образуется метафосфорная кислота:
Р2О5 + Н2О = 2НРО3
105
Нагревая раствор метафосфорной кислоты, можно получить ортофосфорную кислоту (Н3РО4):
НРО3 + Н2О = Н3РО4.
При повышенной температуре кристаллическая ортофосфорная
кислота превращается в пирофосфорную (Н4Р2О7):
2Н3РО4 = Н4Р2О7 + Н2О
Наибольшее значение имеет ортофосфорная кислота. Н3РО4 в
свободном состоянии представляет собой белое кристаллическое вещество, обладающее большой гигроскопичностью. Она является кислотой средней силы.
В лаборатории фосфорную кислоту можно получить окислением
фосфора раствором 30 %-ой НNО3:
3Р + 5НNО3 + 2Н2О = 3Н3РО4 + 5NО.
В промышленности Н3РО4 получают экстракционным методом,
обрабатывая природные фосфаты серной кислотой:
Са3(РО4)2 + 3Н2SО4 = 2Н3РО4 + 3СаSО4,
А также термическим методом: вначале получают фосфор, затем
окисляют его до Р2О5, а затем растворяют в воде.
Фосфорная кислота обладает всеми общими свойствами кислот.
Какие соли образует фосфорная кислота и где они применяются?
Н3РО4 образует три вида солей: одно-, двух- и трехзамещенные:
NаН2РО4, Nа2НРО4 , Nа3РО4.
Из солей фосфорной кислоты только фосфаты щелочных металлов хорошо растворимы в воде.
Соли фосфорной кислоты представляют собой ценные минеральные удобрения. К их числу относятся – суперфосфат, двойной суперфосфат и преципитат.
Суперфосфат – смесь CаSО4  2Н2О с Са(Н2РО4)2.
Для получения суперфосфата природный фосфорит обрабатывают серной кислотой:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = CaSO4 + Ca(H2PO4)2
106
Двойной суперфосфат (Са(Н2РО4)2) получают действием фосфорной кислоты на природный фосфат кальция:
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2
Преципитат (CaHPO4  H2O) нерастворим в воде, но растворяется
в кислых почвах.
Аммофос – смесь NH4H2PO4 и (NH4)2HPO4 – ценное удобрение,
содержащее и азот, и фосфор. Получают взаимодействием аммиака с
фосфорной кислотой.
Где используется фосфор и его соединения?
Фосфор и его соединения находят широкое применение в нашей
жизни.
Красный фосфор применяется для производства спичек. Его смешивают с сульфидом сурьмы, железным сурином и кварцем, и с помощью клея наносят на боковые поверхности спичечной коробки. Если в темноте аккуратно чиркнуть спичкой по намазке, нанесенной на
боковую поверхность коробки, то можно увидеть светящийся след.
Это от трения красный фосфор превратился в белый, который и светится.
Р2О5 и концентрированная кислота Н3РО4 применяются для осушки газов.
Фосфаты, кроме применения их в качестве минеральных удобрений, применяются в медицине, стеклоделии, при производстве моющих средств и т. д.
Какова биологическая роль фосфора?
Ни один из химических элементов не принимает столь активного
участия в жизненных процессах растительных и животных организмов, как фосфор. Он является составной частью нуклеиновых кислот, входит в состав некоторых ферментов и витаминов. В теле человека (масса 70 кг) содержится 780 г фосфора. В костях сосредоточено
до 90 % фосфора, в мышцах – до 10 %, в нервной ткани – около 1 % и
т. д.
Академик А. Е. Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и
мысли». При недостатке фосфора понижается работоспособность,
развивается невроз, нарушается обмен веществ.
107
Какое применение находят элементы: мышьяк, сурьма, висмут, а также их соединения?
Соединения мышьяка используются главным образом в сельском
хозяйстве для борьбы с вредителями и болезнями растений. Препараты мышьяка и все его соединения очень ядовиты.
Сурьма применяется для изготовления многих сплавов, например,
типографского металла, или гарта, подшипниковых сплавов и других.
Висмут применяется в качестве составной части различных сплавов, в частности, легких сплавов, служащих предохранителями в противопожарных устройствах.
108
20. Элементы VI А подгруппы
Какова общая характеристика элементов VIА подгруппы?
Главную подгруппу VI группы составляют следующие элементы:
кислород, сера, селен, теллур и полоний, их называют халькогенами.
Электронная конфигурация ns2nр4. Они проявляют степень окисления
–2, +4, +6 (кислород – только –2).
При переходе от кислорода к теллуру увеличиваются радиусы
атомов, поэтому усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. По значению электроотрицательности кислород
уступает только фтору. Сера, селен, теллур по своим свойствам относятся к группе окислителей-восстановителей. В реакциях с сильными
восстановителями проявляют окислительные свойства, а при действии
сильных окислителей они окисляются.
Все они образуют водородные соединения общей формулой Н2R.
За исключением H2O, все водородные соединения этих элементов – газы.
Водные растворы соединений Н2R обладают слабыми кислотными свойствами.
Полоний – радиоактивный элемент.
В каком виде встречается в природе сера?
Сера встречается как в свободном состоянии, так и в виде
соединений. Сера в связанном состоянии встречается в виде сульфидов (которые называются «обманками», «блесками» и «колчеданами»), например: FеS2 – железный колчедан, или пирит, ZnS – цинковая обманка, PbS – свинцовый блеск. Или же в виде сульфатов, как
гипс – СаSО4  2Н2О, ангидрид – СaSО4 и тяжелый шпат – ВаSО4.
Какими физическими свойствами отличается сера?
Существует несколько модификаций твердой серы. Обычная, так
называемая α-сера образует желтые ромбические кристаллы. Выше 95° она переходит в гибкие иглы, относящиеся к моноклинической
кристаллической системе (β-сера). При быстром охлаждении паров
серы образуется аморфная сера, а при охлаждении сплавленной серы
образуется вязкая эластичная масса. Ромбическая сера плавится при
114 °С, кипит при 445 °С, окрашенные в бурый цвет пары состоят
первоначально из молекул S8, которые, однако, при повышении температуры диссоциируют, переходя в S6, S2 и, наконец, в свободные
атомы S.
Ромбическая сера легко растворяется в сероуглероде, а аморфная
сера в сероуглероде нерастворима.
109
Какими химическими свойствами отличается свободная сера?
Сера является весьма активным веществом. Уже при 300 °С она
соединяется с водородом (в присутствии катализатора); взаимодействует с кислородом (горит):
S + О2 = SО2
Сера при обыкновенной температуре действует на многие металлы (например, на серебро и медь) с образованием сульфидов.
Какое применение находит сера?
Около 50 % мирового производства серы расходуется для получения серной кислоты. Остальное количество серы потребляется в резиновой промышленности, в производстве искусственных волокон,
взрывчатых веществ, в промышленном органическом синтезе и в
сельском хозяйстве.
Как получают сероводород и какими свойствами он обладает? Как диссоциирует в водном растворе?
Сероводород является аналогом воды. Его формула Н2S.
Получают сероводород обычно действием разбавленных минеральных кислот на сульфид железа (II):
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
В обычных условиях сероводород – бесцветный газ с сильным
характерным запахом тухлых яиц. Хорошо растворим в воде: в одном
объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода.
Водный раствор Н2S называется сероводородной водой. Растворы
сероводорода имеют кислую реакцию из-за диссоциации:
H2S
HS−
H+ + HS−
H+ + S2−
Сероводород является очень слабой кислотой; она слабее угольной.
При нагревании Н2S разлагается с образованием серы и водорода:
Н2S = Н2 + S.
Н2S – энергичный восстановитель:
2Н2S + O2 = 2S + 2H2O – при недостатке O2.
2Н2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2 – при избытке O2.
110
Различные окислители энергично реагируют с Н2S:
Н2S + 2HNO3 = S + 2NO2 + 2H2O
Сероводород очень ядовит, при вдыхании связывается с гемоглобином, вызывая паралич, что нередко приводит к смертельному исходу. В малых количествах менее опасен.
Сероводород образует два типа солей: средние – сульфиды,
например Na2S, и кислые – гидросульфиды (NaHS).
Сульфиды в водных растворах сильно гидролизованы.
Какие оксиды серы известны? Как они получаются и какими
свойствами они обладают?
В основном известны два оксида: SО2 и SО3.
SО2 образуется при сжигании серы и обжиге сульфидов:
S + O2 = SO2
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
SО3 получают окислением SО2 кислородом при участии катализатора:
2SO2 + O2
2SO3
SО2 – бесцветный газ с резким запахом. При -10° он сгущается в
жидкость. Хорошо растворим в воде; в одном объеме воды при обыкновенной температуре растворяется около 40 объемов SО2. Сернистый
газ используют в различных отраслях промышленности. Большое количество его идет для получения серной кислоты. В текстильной промышленности его применяют при белении шерсти и шелковых тканей,
в нефтяной промышленности – для очистки масел. SО2 – антисептик,
он обладает способностью убивать микроорганизмы, поэтому его используют для консервирования плодов и овощей, а также для дезинфекции складских помещений, винных бочек и т. д.
Оксид серы (VI) – бесцветная жидкость, он сильный окислитель.
Так, фосфор при соприкосновении с ним воспламеняется. При взаимодействии с водой образуется серная кислота.
Какими свойствами обладает сернистая кислота?
Сернистая кислота получается по реакции:
SО2 + Н2О = Н2SО3.
111
Сернистая кислота представляет собой кислоту средней силы, ее
константа диссоциации по первой ступени: К1 = 1,7  10−2, по второй
ступени сернистая кислота диссоциирует слабо (К2 = 6,2  10−8).
Н2SО3 обладает как восстановительными, так и окислительными
свойствами. Однако для нее более характерны реакции, в которых она
проявляет свойства восстановителя. Так, уже при стоянии раствора
сернистой кислоты в открытом сосуде происходит окисление ее кислородом воздуха в серную кислоту:
2Н2SО3 + О2 = 2Н2SО4
Если же сернистая кислота реагирует с очень сильным восстановителем, например, с Н2S, она проявляет окислительные свойства,
например:
Н2SО3 + 2Н2S = 3S + 3Н2О.
Сернистая кислота, являясь двухосновной, образует два ряда солей: нормальные и кислые. Нормальные соли называются сульфатами,
а кислые – гидросульфитами.
Как получают серную кислоту?
Существуют два промышленных способа получения серной кислоты: контактный и нитрозный.
Контактный способ получения серной кислоты состоит из трех
этапов:
1. Пирит подвергают обжигу кислородом воздуха:
4FеS + 11О2 → 2Fе2О3 + 8SО2
2. SО2 после очистки поступает в контактный аппарат, где в присутствии катализатора (Рt, V2О5) при 450 °С окисляется до оксида
серы (VI):
2SО2 + О2
2SО3
3. Оксид серы (VI) поглощают концентрированной серной кислотой, образуется олеум, из которого можно приготовить серную кислоту любой концентрации.
112
При нитрозном способе очищенный в электрофильтрах от пыли
горячий сернистый газ поступает в башню, орошаемую нитрозой.
Нитроза представляет собой серную кислоту, содержащую оксид азота NО и диоксид азота NО2. Сернистый газ реагирует с NО2 и водой,
образуя серную кислоту:
SО2 + NО2 + Н2О = Н2SО4 + NО
NО взаимодействует с кислородом воздуха, превращаясь в NО2:
2NО + О2 = 2NО2
В нитрозном методе NО является катализатором, ускоряющим
реакцию окисления SО2 в SО3, кислородом воздуха.
Какими свойствами отличается серная кислота? Как действует концентрированная серная кислота на медь? Почему концентрированная серная кислота не действует на свинец?
Химически чистая серная кислота представляет собой бесцветную маслянистую жидкость, поэтому ее часто называют купоросным
маслом. Она является малолетучей кислотой. Температура кипения
серной кислоты 338 °С. Продажная концентрированная серная кислота содержит около 96 % Н2SО4 и имеет плотность 1,84 г/мл.
При растворении концентрированной серной кислоты в воде происходит ее гидратация. Этот процесс сопровождается выделением
значительного количества теплоты. Поэтому нельзя приливать воду к
кислоте, так как это может привести к разбрызгиванию раствора и даже к взрыву. Следует приливать кислоту к воде небольшими порциями, помешивая раствор.
Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства
сильных кислот. Она реагирует с основными оксидами, гидроксидами
и солями, в ней растворяются металлы, расположенные в ряду напряжений левее водорода, например:
Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2
Концентрированная серная кислота по химическим свойствам
резко отличается от разбавленной. Она почти не диссоциирует, не
взаимодействует с железом (пассивирует его), что позволяет транспортировать и хранить ее в стальных цистернах.
Концентрированная серная кислота обладает сильными окислительными свойствами. Она окисляет некоторые металлы, расположенные в ряду напряжений после водорода (например, медь, серебро,
113
ртуть), и многие неметаллы (например, углерод, серу, фосфор). При
этом выделяется не водород, а продукты восстановления серы (VI):
SО2, S или Н2S. Степень окисления этих продуктов зависит как от
концентрации серной кислоты, так и от активности восстановителя:
чем сильнее восстановитель, тем глубже процесс восстановления. Так,
металлы, расположенные в ряду напряжений после водорода восстанавливают концентрированную серную кислоту до SО2:
Сu + 2Н2SО4 = СuSО4 + SО2 + 2Н2О
Концентрированная серная кислота не действует на свинец потому, что в результате образуется нерастворимый РbSО4, который обволакивает металл и изолирует от контакта с Н2SО4.
Более активными металлами (Мg, Аl, Zn) концентрированная
серная кислота (с концентрацией 25 % и выше) восстанавливается до
свободной серы и сероводорода:
Zn + 2H2SO4 (конц.) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 (разб.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 (очень разб.) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Концентрированная Н2SО4 очень активно взаимодействует с неметаллами, например:
С + 2Н2SО4 = СО2 + 2SО2 + 2Н2О.
Серная кислота двухосновная, поэтому образует средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты) соли.
Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду,
называются купоросами, например СuSО4  5Н2О – медный купорос,
FeSО4  7Н2О – железный купорос.
Что представляет собой тиосерная кислота и тиосульфат натрия?
При кипячении водного раствора сульфита натрия (Na2SO3) с серой образуется тиосульфат натрия Na2S2O3 – соль тиосерной кислоты (эту соль часто называют гипосульфитом).
Реакция протекает по уравнению:
Na2SO3 + S = Na2S2O3
114
Тиосерная кислота (Н2S2O3) в свободном состоянии не получена.
Тиосульфат натрия в большом количестве используют в фотографии для закрепления изображений, полученных при проявлении фотопластинок и бумаги.
Как распространены в природе селен и теллур? Каковы их
важнейшие свойства? Где их применяют?
Аналоги серы – селен и теллур – встречаются в природе в виде
различных соединений, в небольших количествах, обычно в рудах,
содержащих сернистые металлы.
Селен и теллур получают из отходов серно-кислого производства,
а также из анодного шлама, который выпадает на дно ванн при электролитическом способе очистки меди.
Оба неметалла вполне устойчивы на воздухе, они нерастворимы
в воде, в НСl и разбавленной Н2SО4; растворимы они в НNО3 и в концентрированной Н2SО4, в царской водке, а также в концентрированных растворах щелочей.
Селен обладает свойством изменять свою электропроводность
под влиянием освещения; его электропроводность на свету в тысячи
раз больше, чем в темноте. На этом свойстве основано применение
селена в оптических и сигнальных приборах, а также в телевидении.
Селен находит применение в производстве выпрямителей электрического тока, а также для изготовления термоэлементов.
Теллур применяют в металлургии в качестве добавок к разным
сплавам. Введение его в количестве десятых долей процента улучшает
свойства медных сплавов. Широкое применение находит теллур в
производстве свинцовых кабелей для повышения их твердости и
эластичности, а также стойкости по отношению к химическим воздействиям.
Селеновая и теллуриевая кислоты являются сильными окислителями. Горячая безводная селеновая кислота растворяет многие металлы, в том числе и золото.
115
21. Элементы VII A подгруппы
Какова общая характеристика элементов VII А подгруппы?
Элементы, образующие главную подгруппу VII группы, называются галогенами. К ним относятся: фтор, хлор, бром, йод и астат.
Электронная конфигурация ns2np5.
Слово «галоген» означает солеобразующий. Это название элементы подгруппы получили благодаря легкости, с которой они реагируют со многими металлами, образуя соли.
Обладая большим сродством к электрону, атомы галогенов энергично присоединяют недостающий им до устойчивого восьмиэлектронного слоя электрон, превращаясь при этом в однозарядные отрицательные ионы. Таким образом, галогены – типичные, очень активные неметаллы; их отрицательная степень окисления равна единице.
Максимальная положительная степень окисления, равная семи, проявляется только у двух галогенов – хлора и йода.
Для брома и астата высшая степень окисления равна пяти, а фтор,
обладающий наибольшей из всех элементов электроотрицательностью, совсем не проявляет положительную степень окисления.
При переходе от фтора к астату неметаллические свойства галогенов ослабляются. Наиболее активным галогеном является фтор, а
наименее активным – астат, у которого наблюдается резкое ослабление неметаллических свойств и появление свойств, характерных для
металлов.
В виде каких соединений галогены встречаются в природе?
Галогены встречаются в природе в виде различных соединений.
Из соединений фтора наиболее распространен минерал флюорит
(СаF2). Из него получают все другие производные фтора.
Хлор входит в состав многих соединений: NаСl – каменная соль,
галит, КСl  МgСl2  Н2О – каркалит, КС – сильвин, КСl  Мg SО4  3Н2О –
каинит.
Бром в связанном виде сопровождает хлор во всех его природных
соединениях, содержится в морской воде, а также в виде MgBr2 содержится в заметном количестве в некоторых соляных озерах, из воды
которых получают бром в промышленности.
Йод – более редкий элемент, чем другие галогены, содержится
в морских водорослях, в виде йодата NaIO3, в чилийской селитре –
NaNO3.
116
Астат получен искусственным путем. At – короткоживущий радиоактивный элемент, период полураспада 8,3 ч.
Как получают галогены в свободном состоянии? Где они
применяются?
Получение галогенов в свободном состоянии обычно сводится к
окислению их отрицательно заряженных ионов. Чем меньше порядковый номер галогена, тем труднее получить данный галоген. Фтор получают только электролизом его расплавленных солей. Хлор для промышленных целей получают электролизом водного раствора NaCl. В
лабораторной практике хлор получают по реакции:
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Бром и йод чаще всего получают вытеснением их из соответствующих солей хлором. Например:
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2
Какими свойствами обладают галогены?
При обычных условиях молекулы всех галогенов состоят из
2 атомов.
Фтор – почти бесцветный газ, хлор – желто-зеленый газ, бром –
красно-бурая жидкость, йод – твердое кристаллическое вещество черно-фиолетового цвета. Галогены обладают очень резким запахом.
Вдыхание даже небольших количеств их вызывает сильное воспаление дыхательных путей. Растворимость галогенов в воде сравнительно
мала. Значительно лучше галогены растворяются в органических растворителях, например, в спирте, эфире, бензоле и хлороформе.
Все галогены в свободном состоянии являются сильными окислителями, поэтому они энергично реагируют с водородом и металлами,
например:
Cu + Cl2 = CuCl2
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
Галогены реагируют также с некоторыми неметаллами. Например, фосфор горит в хлоре:
2P + 5Cl2 = 2PCl5
117
При взаимодействии со многими сложными веществами галогены
также проявляют окислительные свойства. Например:
Na2SO3 + Br2 + H2O = Na2SO4 + 2HBr
Окислительная активность галогенов уменьшается с возрастанием порядкового номера, т. е. с увеличением радиуса атома. Поэтому
каждый галоген может вытеснить из соединения другой галоген, стоящий ниже него в периодической системе:
2KI + Br2 = 2KBr + I2
Где применяются галогены?
Галогены находят широкое применение в промышленности.
Фтор используют для получения смазочных веществ, стойких при
высоких температурах, а также в производстве пластмасс и фреонов.
Хлор служит для производства соляной кислоты и хлорной извести. В значительных количествах он потребляется при белении тканей
в синтезе многих органических соединений, например различных ядохимикатов. Органические хлоропроизводные применяют в производстве искусственной кожи и синтетического каучука.
Бром применяют для выработки различных лекарственных препаратов, а также при производстве бромида серебра – AgBr, необходимого в фотографии.
Йод в виде спиртового раствора используют в медицине как антисептическое средство. Он служит также для производства некоторых лекарственных веществ.
Какими свойствами отличаются фтористый водород и плавиковая кислота?
Фтористый водород (HF) представляет собой при обыкновенной
температуре бесцветную жидкость, кипящую при 19,5°. Его водным
раствором является плавиковая кислота, отличающаяся характерной
способностью разлагать стекло и другие силикаты с образованием летучего SiF4:
4HF + SiO2 = SiF4 + 2H2O
Вследствие этой способности плавиковая кислота применяется
для травления стекла. Ожоги плавиковой кислотой с большим трудом
поддаются лечению.
118
Какие соединения образуют галогены с водородом?
Соединения галогенов с водородом называются галогеноводородами.
Галогеноводороды – бесцветные газы, с резким запахом, легко
растворимы в воде. При 0 °С в одном объеме воды растворяется 500
объемов НСl, 600 объемов HBr и 450 объемов НI. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях.
Галогеноводороды – полярные соединения. Все они в водных
растворах диссоциируют с образованием ионов водорода, т. е. являются типичными кислотами.
Раствор хлористого водорода в воде называется соляной кислотой. Концентрированная соляная кислота имеет плотность 1,19 г/мл и
содержит около 37 % НСl.
Соляная кислота – один из важнейших химических продуктов.
Она применяется в больших количествах для получения различных
солей, например, ZnCl, NH4Cl. Соляная кислота находит также применение в технологии кожевенного производства, в пищевой промышленности и во многих других производствах. В лабораторной практике ею пользуются для получения водорода и хлора.
Чем характерны соли галогеноводородных кислот?
Соли плавиковой, соляной, бромистоводородной и йодистоводородной кислот называются соответственно фторидами, хлоридами,
бромидами и иодидами.
Большинство фторидов трудно растворимы в воде, хорошо растворимы фториды натрия, калия, алюминия, олова, ртути, серебра.
Все фториды ядовиты. Фторид кальция СаF2 широко применяют для
получения фтороводородной кислоты, а также в металлургии.
Хлориды большинства металлов хорошо растворимы в воде. Исключение составляют Hg2Cl2, CuCl, AgCl и PbCl2. Хлориды находят
широкое применение.
Хлорид натрия – поваренная соль – имеет большое значение в
жизни человека. Na+ и Cl– − главные ионы жидкостей человеческого
организма. NaCl служит важнейшим исходным сырьем для получения
хлора, соляной кислоты, гидроксида натрия и других веществ.
Хлорид калия (KCl) применяется как калийное удобрение, а также как сырье для получения других солей калия и едкого калия.
Хлорид кальция (СaСl2) – безводная соль – применяется для высушивания газов и многих органических жидкостей и как осушительный агент в эксикаторах.
119
Хлорид бария (BaCl2) применяется как ядохимикат в сельском хозяйстве.
Хлорид цинка (ZnCl2) используется при пайке для снятия пленки
оксидов (травление металла), а также для пропитки деревянных
предметов с целью предохранения их от гниения при закапывании в
землю.
Какие кислородные кислоты образует хлор и каким путем
они получаются? Какова сила и окислительные свойства этих
кислот?
Галогены непосредственно не взаимодействуют с кислородом,
поэтому кислородные соединения галогенов получаются косвенным
путем.
В практическом отношении наиболее важны кислородные соединения хлора. Известны четыре кислородные кислоты хлора: HСlO –
хлорноватистая, HClO2 – хлористая, HClO3 – хлорноватая и HClO4 –
хлорная. Во всех этих соединениях хлор проявляет положительную
степень окисления.
С увеличением степени окисления хлора увеличивается сила кислоты. Следовательно, наиболее слабой является хлорноватистая кислота HClO, а наиболее сильной – хлорная HClO4. Окислительная активность кислородных кислот хлора, наоборот, уменьшается с увеличением степени окисления хлора, т. е. наиболее энергичный окислитель – хлорноватистая кислота, а наименее энергичный – хлорная кислота.
В основе получения кислородных соединений хлора лежит обратимый процесс взаимодействия хлора с водой:
Cl2 + H2O
HCl + HClO
Как действует хлор на щелочь? Что такое жавелевая вода?
При взаимодействии хлора с раствором щелочи получаются соли
соляной и хлорноватистой кислот. Например:
2КОН + Cl2
КCl + КClO + Н2О
Водный раствор смеси солей соляной и хлорноватистой кислот
называется жавелевой водой и применяется для отбеливания бумаги,
хлопчатобумажных и льняных тканей.
120
Что такое хлорная известь?
Широкое применение для отбеливания, а также для дезинфекции
имеет хлорная, или белильная известь, получаемая при действии хлора на гашеную известь:
2Ca(OH)2 + 2Cl2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
Хлорная известь представляет собой белый порошок с резким запахом; главная составная часть ее – гипохлорит кальция Ca(ClO)2. Белящие свойства хлорной извести обусловлены тем, что гипохлорит
кальция, так же как и KClО, на воздухе постепенно разлагается с выделением хлорноватистой кислоты:
Ca(ClO)2 + CO2 + H2O = CaCO3 + 2HClO
Что такое гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты?
Это соли кислородосодержащих хлорных кислот:
Гипохлориты – соли хлорноватистой кислоты (HClO).
Хлориты – соли хлористой кислоты (HClO2).
Хлораты – соли хлорноватой кислоты (HClO3).
Перхлораты – соли хлорной кислоты (HClO4).
Какое значение имеют галогены и их соединения для человеческого организма?
Все галогены относятся к биогенным элементам, причем в организме человека хлор является макроэлементом (0,25 % от массы тела),
а фтор, бром и йод – микроэлементами.
Фтор играет очень важную роль в жизни растений, животных и
человека. Без фтора невозможно нормальное развитие костного скелета и особенно зубов. При недостатке фтора в организме человека происходит поражение зубной ткани (кариес), а избыток его способствует
заболеванию зубов флюорезом. Оптимальным считается содержание
фтора в пресной воде 0,7–1,0 мг/л. Много фтора содержится в злаках,
чайном листе, капусте, свекле, редьке, зеленом луке, моркови, фасоли,
черешне, винограде, огурцах.
Хлор (хлор-ион) более важен для жизнедеятельности животных и
человека, чем для растений. Он входит в состав почек, легких, селезенки, крови, слюны, хрящей, волос. Ионы хлора регулируют буферную систему крови. Хлорид натрия является составной частью плазмы крови и спинно-мозговой жидкости и участвует в регуляции вод121
ного обмена в организме. Свободная соляная кислота входит в состав
желудочного сока. У здорового человека содержится в желудке 0,2–
0,3 % соляной кислоты. Недостаток хлора в организме человека приводит к тахикардии, снижению артериального давления, судорогам.
Какое свойство характерно для благородных газов? Где они
применяются?
Инертные газы образуют главную подгруппу VIII группы. Инертные газы состоят из одноатомных молекул. Они химически инертны,
не вступают ни в какие химические соединения.
Широко применяемым инертным газом является гелий. В воздухе
содержится около одного процента этого элемента. Кроме того, гелий
образуется при радиоактивном распаде и поэтому собирается там, где
имеются радиоактивные вещества. Следовательно, особенно много
собирается гелия в месторождениях урана.
Гелий применяют для наполнения аэростатов, ибо он очень легок
и не горюч. Аргон – для наполнения лампочек накаливания и для создания инертной газовой среды (в химических реакциях). Аргон и неон
применяют также для световых реклам. Это основано на том, что
электрический разряд в аргоне или неоне возбуждает яркое свечение:
аргон светится синим светом, а неон – красным. Неоновые лампы используют в морском деле для сигнальных устройств в маяках, так как
свет этих ламп мало поглощается туманом. Кроме того, неон применяется в телевизорах.
122
22. Химия d-металлов
Какое положение занимают d-элементы в периодической системе Д. И. Менделеева? Каковы особенности этих элементов?
В периодической системе Д. И. Менделеева между s- и р- элементами находятся d-элементы, которые получили название переходных
металлов. У атомов d-элементов происходит достройка d-орбиталей.
Каждое семейство состоит из десяти d-элементов. Известны четыре
d-семейства: 3d, 4d, 5d и 6d. Они занимают побочные подгруппы всех
восьми групп. Кроме скандия и цинка, все переходные металлы могут
иметь несколько степеней окисления d-металлов (+8 у осмия, OsO4).
Самая характерная особенность d-элементов – исключительная
способность к комплексообразованию и образованию донорноакцепторной связи. В связи с высокой энергетической устойчивостью
электронных конфигураций d5 и d10 у ряда d-металлов наблюдается
проскок с s-подуровня на d-подуровень (у меди, серебра, золота, ниобия, хрома, молибдена).
В отличие от p-металлов у d-металлов в группе сверху вниз увеличивается тенденция к проявлению высшей степени окисления. С
увеличением степени окисления d-металла усиливаются кислотные
свойства оксидов и гидроксидов. Многие d-металлы образуют карбиды и нитриды. Многие d-металлы с водородом образуют твердые растворы внедрения.
Какими физическими свойствами обладают d-элементы четвертого периода таблицы Менделеева?
В свободном состоянии все d-элементы характеризуются металлическим блеском, значительной тепло- и электропроводностью.
Скандий и титан относятся к легким металлам – их плотность равна
соответственно 3,0 г/см3 и 4,5 г/см3. Остальные элементы имеют плотности свыше 6 г/см3 и могут быть отнесены к тяжелым металлам. Все
d-элементы четвертого периода, кроме цинка, являются достаточно
тугоплавкими. Восстановительная способность в растворах в пределах
семейства меняется в широких пределах: скандий, титан, ванадий,
марганец обладают высокой металлической активностью; железо, кобальт и никель проявляют среднюю активность, а медь примыкает к
благородным металлам.
123
Какими химическими свойствами обладают d-металлы четвертого периода таблицы Менделеева?
На воздухе рассматриваемые металлы достаточно устойчивы, за
исключением железа, которое под влиянием кислорода и влаги воздуха ржавеет:
4Fe + 3O2 +H2O = 2Fe2O3  2H2O
При нагревании d-металлы взаимодействуют с кислородом с образованием оксидов, состав которых зависит от условий окисления.
Химические свойства оксидов и соответствующих им гидроксидов
определяются степенью окисления металла. Общая закономерность
состоит в том, что с увеличением степени окисления металла происходит постепенное ослабление основных и усиление кислотных
свойств. Примеры:
MnO – основной оксид, Mn2O3 и MnO2 – амфотерные, MnO3 и
Mn2O7 – кислотные оксиды;
CrO – основной, Cr2O3 – амфотерный, CrO3 – кислотный оксиды;
V(OH)2 – основной гидроксид, V(OH)3 – амфотерный, а HVO3 –
ванадиевая кислота.
Все рассматриваемые металлы, кроме меди, в ряду напряжений
стоят левее водорода, поэтому при действии соляной и разбавленной
серной кислот они растворяются с образованием хлоридов или сульфатов, в которых металл находится преимущественно в низшей степени окисления.
Концентрированная серная кислота окисляет Se, Ti, Mn, Zn, Cu с
образованием сульфатов. Cr, Fe, Co, Ni под действием концентрированной серной кислоты пассивируются. Под действием разбавленной
азотной кислоты скандий, хром, железо, кобальт, никель, медь и цинк
превращаются в растворимые нитраты. Титан, ванадий и марганец в
разбавленной азотной кислоте не растворяются. Концентрированная
кислота превращает титан в Н2ТiО3, ванадий – в НVО3, а марганец в –
Mn(NО3)2, но пассивирует хром и железо.
Под действием щелочей металлы, оксиды которых обладают амфотерными свойствами, растворяются с выделением водорода.
Например:
Zn + 2NaОН + 2Н2О = Na2[Zn(ОН)4] + Н2
124
В то время как переходные металлы в свободном состоянии являются активными восстановителями, их соединения, особенно те, в
которых они находятся в высшей степени окисления, – сильные окислители. Например:
К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SО4 = K2SO4 + 3S + Сr2(SО4)3 + 7Н2О
Сr6+ + 3ℓ− → Сr3+ 2
S2− −2ℓ− → S0
3
Где применяются переходные металлы?
Основная область применения элементов – металлургия (чугун,
сталь, легирование стали, жаропрочные сплавы, другие специальные
сплавы). Хром, никель, медь используются как гальванические покрытия в декоративных целях, для повышения твердости, а также в
электро- и радиотехнике благодаря высокой электропроводности.
КМnО4, МnО2, К2Сr2О7 используются в качестве сильных окислителей. МnО2 находит применение в производстве сухих гальванических
элементов.
Хромовый ангидрит – составная часть электролита для гальванического хромирования. ТiО2, ZnО, Fе2О3, Сr2О3 и другие соединения
используются в качестве пигментов при производстве минеральных
красок.
125
23. Органическая химия
Что изучает органическая химия?
Органическая химия – это химия соединений углерода. Органическая химия может быть также определена как химия углеводородов и
их производных. Углерод выделяется среди всех элементов тем, что
его атомы могут связываться друг с другом в длинные цепи или циклы. Именно это свойство позволяет углероду образовывать миллионы
органических соединений.
Каковы особенности органической химии в отличие от неорганической?
Органические соединения, образующие животный и растительный
мир, обладают рядом особенностей по сравнению с неорганическим:
– органические соединения состоят из небольшого числа химических элементов (C, O, H, N, S, P, галогены);
– органические соединения менее устойчивы, они легко изменяются при нагревании и в подавляющем большинстве горючи;
– химические реакции между органическими соединениями протекают медленнее, чем между неорганическими;
– температура кипения и плавления органических соединений
значительно ниже, чем неорганических;
– для органических соединений характерно явление изомерии,
редко встречающееся среди неорганических веществ;
– подавляющее число органических соединений имеет молекулярную структуру;
– органические вещества – неэлектролиты или слабые электролиты;
– многие органические соединения нерастворимы или малорастворимы в воде.
Каковы основные положения теории химического строения
органических соединений А. М. Бутлерова?
Основные положения этой теории сводятся к следующему:
1) молекула любого органического вещества не является беспорядочным скоплением атомов: атомы в молекуле соединены между собой химическими связями в определенной последовательности;
2) соединение атомов в молекулу происходит согласно правилу
валентности; неиспользованных единиц валентности у атомов нет;
углерод в органических соединениях всегда четырехвалентен;
126
3) свойства органических соединений определяются не только составом молекул веществ, но и последовательностью соединения атомов элементов, входящих в состав молекулы данного вещества; то
есть вещества могут иметь одинаковый состав, но различное строение,
а, следовательно, и различные свойства.
Что лежит в основе классификации органических соединений?
В основу классификации органических соединений положены
различия в строении «углеродного скелета» и наличия в молекуле
«функциональных групп».
Углеродный скелет – это каркас органической молекулы; он
представляет собой последовательность химически связанных между
собой атомов углерода. Углеродные скелеты бывают циклические, в
которых углеродная цепь замкнута в цикл, и алифатические, в которых углеродная цепь не замкнута. Кроме того, скелеты бывают разветвленные и неразветвленные.
Функциональная группа – это атом или группа атомов неуглеводородного характера, которая определяет принадлежность соединения к определенному классу и ответственна за его химические свойства. Важнейшие
функциональные группы: -Cl, (-F, -Br, -I), -OH, -COOH, -No2, -NH2.
Какие органические вещества применяются в строительстве?
С древнейших времен человек пользовался пластическими материалами, которые ему дарила природа: асфальтом, воском, канифолью
и др. За несколько тысяч лет до нашей эры египтяне применяли асфальт для цементирования камней. Но только в конце XIX столетия
появились первые синтетические материалы. В настоящее время, благодаря развитию химии полимеров, использование различных органических соединений в строительном производстве очень сильно расширилось. Полимеры применяются в производстве пластмасс, клеев,
поверхностных покрытий древесно-стружковых плит (ДСП), фанеры
и др. Основу этих материалов составляют высокомолекулярные вещества. Они способны изменять свою форму под действием внешних сил
и сохранять эту форму в течение длительного периода времени.
Что из себя представляют полимеры? Чем они отличаются
между собой?
Полимеры – высокомолекулярные соединения, молекулы которых
состоят из большого числа повторяющихся атомных группировок или
звеньев, соединенных между собой химическими связями.
127
Полиэтилен [-CH2-CH2-]n – полупрозрачное, твердое, эластичное
вещество молочно-белого цвета, получается полимеризацией газа
CH2 = CH2 как при низком (2–6 ат), так и при высоком (1500 – 2000 ат)
давлении. Полиэтилен, полученный при низких давлениях, отличается
от синтезированного при высоком давлении большой плотностью,
прочностью, твердостью и повышенной теплостойкостью. Полиэтилен, полученный в условиях высокого давления, более мягкий и эластичный.
Полиэтилен сохраняет свою форму до 80–150 °С (в зависимости
от сорта), отличается высокой морозостойкостью, исключительными
свойствами, стойкостью к действию воды, газов, кислот, щелочей, солей и масел.
Полиэтилен широко применяется в производстве водопроводных,
канализационных, газовых труб. Полиэтиленовые пленки различной
толщины используются для гидро-, паро-, и газоизоляции различных
строительных конструкций.
Полипропилен [-CH3-CH=CH2-]n получают полимеризацией пропилена CH3-CH=CH2 в присутствии смеси триэтилалюминия с треххлористым титаном. По химической стойкости полипропилен аналогичен полиэтилену, но отличается от него значительно большей механической прочностью и твердостью при повышенных температурах.
Полипропилен идет на изготовление труб для горячего водоснабжения, центробежных насосов, различных деталей химической аппаратуры, а также применяется в качестве антикоррозионного облицовочного материала.
Поливинилхлорид [-CH2-CHCl-]n получают полимеризацией винилхлорида CH2=CHCl. Изделия из него обладают достаточно высокой прочностью. В строительстве поливинилхлорид используется при
изготовлении линолеума для полов, линкруста для внутренней отделки стен, водопроводных труб.
Феноло-формальдегидные полимеры, как было сказано выше, получаются при взаимодействии фенола C6H5OH с формальдегидом
CH2O. Они отличаются высокой прочностью, теплостойкостью и
сравнительной дешевизной. Их применяют при изготовлении древесно-волокнистых плит, для производства клеев, слоистых пластиков,
водостойкой фанеры и т. д.
Карбамидные полимеры получают поликонденсацией мочевины
(карбамида CO(NH2)2) и формальдегида CH2O. По сравнению с формальдегидными полимерами карбамидные устойчивы к действию света, более тверды и не имеют запаха. Карбамидные полимеры широко
128
применяются в строительстве (слоистные пластики с применением
ткани, бумаги и стеклоткани и т. д).
Эпоксидные полимеры в большинстве случаев представляют собой жидкости небольшой молекулярной массы различной вязкости,
растворяющиеся в спирте или ацетоне. Они прочны, обладают высокой адгезией к металлам, стеклу, керамике, стойкостью к действию
многих химических реагентов, хорошо сочетаются с другими полимерами.
Чем отличаются пластмассы от полимеров?
Пластмассами принято называть материалы, главной составной
частью которых являются синтетические или натуральные полимеры
(смолы). Содержание этой основной составной части пластмасс может
колебаться в очень широких пределах – от 20 % и больше. Второй
составной частью пластических масс являются наполнители.
В качестве наполнителей для полимеров служат различные материалы, которые придают им требуемые свойства. Наполнители могут
повышать теплостойкость, улучшать механические, электроизоляционные и др. свойства материала. Наполнители подразделяют на порошкообразные, волокнистые и листовые.
В качестве порошкообразных ингредиентов могут быть: тальк,
каолин, древесная мука, торфяная мука, уголь, сажа, песок и другие
минеральные наполнители.
К волокнистым наполнителям относятся: хлопковые очесы, асбестовое волокно и т. д.
В качестве листовых наполнителей используют хлопчатобумажную и стеклянную ткани, бумагу, асбестовые листы и прочее.
Третьей составной частью пластических масс являются пластификаторы, которые добавляют в смолы для повышения их термопластичности.
При обычных условиях пластмассы представляют собой твердые,
упругие тела с блестящей поверхностью, не нуждающиеся в дополнительной обработке. По химической стойкости пластмассы значительно превосходят металлы. Они устойчивы к действию воды, растворов
кислот и щелочей.
Стеклопластики. Стеклопластиками называют пластмассы, в которых наполнителем служит стеклянное волокно или стеклянная
ткань. Полимер склеивает стеклянные волокна, связывая их в единый,
монолитный материал, что приводит к лучшему сочетанию механических и других свойств по сравнению со свойствами составных частей.
129
Хорошо связываются поверхностью стекла некоторые кислородосодержащие полимеры, такие как полиэфиры, эпоксидные смолы, соответствующие кремнийорганические полимеры, фенолформальдегидные смолы и др.
Стеклопластики обладают высокой прочностью. Некоторые марки их приближаются в этом отношении к конструкционной стали.
Стеклопластики – удивительные материалы, которых не знает природа. Этот материал идет на изготовление различных строительных
предметов, гидроизоляционных материалов и санитарно-технического
оборудования.
Таким образом, стеклопластики претендуют на видную роль в
строительстве и обещают серьезно потеснить традиционные строительные материалы: дерево, камень, сталь и бетон.
Пенопласты. Своеобразную группу пластмасс составляют пенопласты – так называют пластмассы, обладающие ячеистой, сотовой
или пористой структурой. Они отличаются легкостью и высокими
тепло- и звукоизоляционными свойствами. Пенопласты могут сильно
различаться по своим свойствам и в соответствии с этим они находят
весьма разнообразное применение.
Строительство – одно из наиболее емких областей их применения. Для теплоизоляции стен, кровли и чердаков чаще всего применяют мочевиноформальдегидные пены.
130
Рекомендуемая литература
1. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия : учеб. для вузов. 7-е изд., стер. М.: Высш. шк., 2009. 743 с.
2. Алексашин Ю. В., Шпак И. Е. Общая химия: учеб. пособие. М.:
Дашков и К, 2012. 254 с.
3. Глинка Н. Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / под ред.
В. А. Попкова, А. Б Бабкова; 19-е изд., перераб. и доп. М.: Юрайт,
2013. 900 с.
4. Егоров В. В. Теоретические основы неорганической химии:
краткий курс для студ. с.-х. вузов. СПб.; М.; Краснодар: Лань, 2005.
192 с.
5. Алиханов В. А., Алиханова А. П. Курс лекций по химии: учеб.
пособие для вузов / В. А. Алиханов. СКГМИ (ГТУ). Владикавказ,
2005. 259 с.
6. Лидин Р. А. и др. Неорганическая химия в вопросах. М.: Химия,
1991. 251 с.
7. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учеб. для вузов / под ред. Ю. А. Ершова. 6-е изд., испр. М.:
Высш. шк., 2007. 559 с.
131
Оглавление
Предисловие ...............................................................................................
32
1. Предмет и задачи химии ..............................................................
4
2. Основные химические понятия и законы...................................
6
3. Газовые законы .............................................................................
10
4. Важнейшие классы неорганических веществ ............................
12
5. Строение атома .............................................................................
18
6. Периодический закон и периодическая система
элементов Д. И. Менделеева........................................................
22
7. Химическая связь .........................................................................
28
8. Термодинамика .............................................................................
36
9. Химическая кинетика ...................................................................
40
10. Растворы ........................................................................................
45
11. Протонная теория .........................................................................
57
12. Окислительно-восстановительные реакции...............................
59
13. Электродные потенциалы ............................................................
63
14. Электролиз ....................................................................................
68
15. Коррозия металлов .......................................................................
71
16. Свойства химических элементов ................................................
74
16.1. Свойства металлов...............................................................
74
16.2. Свойства неметаллов ...........................................................
75
16.3. Свойства s-элементов ..........................................................
77
17. Элементы III А подгруппы ..........................................................
85
18. Элементы IV А подгруппы ..........................................................
89
19. Элементы V А подгруппы ...........................................................
97
20. Элементы VI А подгруппы ..........................................................
109
21. Элементы VII А подгруппы .........................................................
116
22. Химия d-металлов.........................................................................
123
23. Органическая химия .....................................................................
126
Рекомендуемая литература .......................................................................
131
132
Учебное издание
Алиханов Владимир Антипович
ХИМИЯ В ВОПРОСАХ И ОТВЕТАХ
Учебное пособие
Редактор: Боциева Ф. А.
Компьютерная верстка: Куликовой М. П.
Подписано в печать 26.07.2015. Формат 60х84 1/16. Бумага офсетная. Гарнитура «Таймс».
Печать на ризографе. Усл. п.л. 7,73. Уч.-изд. л. 5,28. Тираж 10 экз. Заказ №
.
Северо-Кавказский горно-металлургический институт
(государственный технологический университет). Издательство «Терек».
Отпечатано в отделе оперативной полиграфии СКГМИ (ГТУ).
362021, г. Владикавказ, ул. Николаева, 44.
133