А. А. МАКАРЕНЯ, П. M. ЗАВЛИН
ХИМИЯ
ДЛЯ ПОСТУПАЮЩИХ В ВУЗЫ
Под ред. проф. В. В. РАЗУМОВСКОГО
ИЗДАТЕЛЬСТВО «ВЫСШАЯ ШКОЛА»
Москва 1968
УДК 546/547(075)
Рецензенты:
проф. В- И. С е м и ш и н (Московский ин-т химического машино-
строения) и кафедра методики преподавания химии Ленинградского
педагогического ин-та им. А. И Герцена (зав кафедрой проф.
А. Д. С м и р н о в)
Химия для поступающих в вузы. Макареня А. А., Завлин П. М.
I Влагается на основе периодического закона Д. И. Менделеева
м.1н-ри11л общей и неорганической химии и на основе теории А. М.
1с |.н<-|н11ш материал органической химии в объеме программы для
< р< ни й школы
||||'11>шои моею уделено периодической системе химических еле-
ен пи о и pun । iроения атома, а также основным понятиям
• • I । г • iii'i । кий i mi in и неорганических и органических соеди-
*ttlll II I II l| . I Ы |!> III НН I III
й*в<1* Hlllll I 'll' HI • МНИ |I I HO
pl Illi Й
......... I
< inii.iHi.i с теми сведениями,
iiiko'H' по фи шке.
|m l H HIM lipin p.lMMU
....... Л и'ксандрович Макареня, Павел Моисеевич Завлин
ХИМИЯ ДЛЯ ПОСТУПАЮЩИХ В ВУЗЫ
Редактор Г. С. Гольденберг
Технический редактор Н. А. Битюкова
Художественный редактор Т. М. Скворцова
Корректор В. В. Краснов
Т-00499. Сдано в набор 13/XI 1907 г. Подписано к печати 29/11 1968 г. Формат 60x90'/ie.
Объем 8.5 печ л. Уч.-изд. л. 8.29 Изд. № ХИМ 317. Тираж 100.000 экз. Цена 23 коп.
Тематический план издательства «Высшая школа* (вузы и техникумы) на1 1968 г.
Позиция № 405.
Москва. К-51, Неглинная ул., д. 29/14,
Издательство «Высшая школа*
Ордена Трудового Красного Знамени Ленинградская типография № 1 «Печатный Двор»
им. А. М. Горького. Главполиграфпрома Комитета по печати при Совете Министров
СССР, г Ленинград, Гатчинская ул.. 26. Отпечатано с матриц в тип. изд-ва «Волж-
ская коммуна», г. Куйбышев, пр. Карла Маркса, 201. Зак. № 3218,
ПРЕДИСЛОВИЕ
Современная промышленность, строительство, транспорт, связь,
энергетика, сельское хозяйство и медицина используют почти все
химические элементы и их соединения.
Проблема создания химических материалов является самой важ-
ной в революционном преобразовании радиоэлектронной и ракетной
техники, строительной техники, машиностроения и приборострое-
ния, транспорта и техники связи.
Создание все более и более совершенной аппаратуры для искус-
ственных спутников земли и космических кораблей ставит новые
проблемы перед химией и химической промышленностью в созда-
нии полимерных и полупроводниковых материалов, не меняющих
свойств в широком температурном интервале и устойчивых к ра-
диации.
Новые достижения химии в получении сверхчистых монокри-
сталлов привели к созданию транзисторной техники.
Новые достижения химии в производстве ферритов открыли
пути развития кибернетической и радиолокационной техники.
В паши дни химическая технология, постепенно вытесняя из
большинства отраслей промышленности механическую техноло-
гию, открывает большие перспективы в повышении производитель-
ности общественного труда.
Химия создает новые формы минеральных удобрений и новые
средства селекции для получения высокоурожайных видов сельско-
хозяйственных р а сте ний.
Большой вклад внесла химия в познание процессов, проте-
кающих в живой материи, и законов наследственности.
Химические вещества и их превращения подчиняются периоди-
ческому закону химических элементов Д. И. Менделеева и теории
химического строения А. М. Бутлерова.
В предлагаемом пособии «Химия для поступающих в вузы»
материал общей и неорганической химии изложен на основе перио-
дического закона Д. И. Менделеева, а раздел органическая химия —
па основе теории химического строения А. М. Бутлерова.
Большое место в пособии уделено периодической системе хими-
ческих элементов в свете теории строения атома, основным понятиям
1*
3
о природе химической связи в неорганических и органических
соединениях, структуре веществ. Свойства элементов рассматри-
ваются в непосредственной связи с их положением в периодической
системе.
Важнейшие разделы химии — электролитическая диссоциация,
окислительно-восстановительные реакции, электролиз, коррозия
металлов — тесно увязаны авторами с теми сведениями, которые
учащиеся получили в средней школе по физике.
В пособии кратко излагаются все вопросы программы по химии
для поступающих в вузы и приведены решения задач по всем ее
разделам. Настоящее пособие обобщает на новой основе материал
по химии средней школы и является переходной ступенью к изуче-
нию курса химии в высшей школе.
Разделы «Основные законы и понятия химии» и «Неорганиче-
ская химия» написаны кандидатом химических наук А. Л. Мака-
реня, раздел «Органическая химия» написан кандидатом химиче-
ских наук П. М. Завлиным.
В пособии учтен опыт преподавания химии на подготовительных
курсах Ленинградского университета имени А. А. Жданова и
Ленинградского электротехнического института связи имени про-
фессора М. А. Бонч-Бруевича.
Редактор и авторы благодарны рецензентам проф. В. И. Се-
мишину, кафедре методики преподавания химии ЛГПИ
им. А. И. Герцена (зав. каф. проф. А. Д. Смирнов), а также
проф. Я. М. Слободину, доц. Я. М. Веприку, В. Е. Майоровой,
канд. хим. наук. В. И. Артемьеву, засл, учительнице школ
РСФСР К. Г. Колосовой за ценные замечания по рукописи.
Замечания и советы, направленные на улучшение пособия
просьба присылать в адрес издательства «Высшая школа».
Профессор В. В. Разумовский
ЧА СТЬ I
ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ и понятия ХИМИИ
ВВЕДЕНИЕ
Физика и химия являются основными науками о строении и
свойствах материи. Еще несколько десятков лет назад великий
русский ученый Д. И. Менделеев писал: «Недалеко то время, когда
знание физики и химии будет таким же признаком и средством
образования, как за сто, двести лет тому назад считалось знание
классиков. Они (физика и химия — Авт.) составляют в наше
время одно из средств успеха во всех отраслях знаний и их приме-
нений». На наших глазах оправдываются эти слова. Содружество
двух наук привело к раскрытию строения атома, созданию атомной
энергетики, полупроводниковой техники, к замечательным откры-
тиям в области синтетических материалов (неорганических — ис-
кусственные алмазы, полупроводники и др.; органических — кау-
чуки, пластмассы, волокна; элементоорганических — неоргани-
ческие каучуки, силоксаны и т. п.).
Изучение химических явлений невозможно без основных пред-
ставлений о строении вещества (атомно-молекулярное учение, уче-
ние о строении атомов и теория химической связи). Фундаментом
при изучении свойств неорганических соединений служит периоди-
ческий закон и периодическая система химических элементов
Д. И. Менделеева, а при изучении свойств органических соедине-
ний — теория А. М. Бутлерова о строении органических соеди-
нений. Только глубокое осмысление этих основных теорий химии
может привести к правильному пониманию многочисленных клас-
сов химических соединений, к твердому знанию их состава, строе-
ния и свойств.
При повторении химии особое внимание следует обратить не
только на раскрытие взаимосвязи между элементами, но и на выяв-
ление зависимости их свойств от строения и состава. Понять при-
чины протекания химических реакций невозможно без учета строе-
ния атомов, ионов, молекул, радикалов, без учета типов химиче-
ской связи в исходных и конечных веществах. Важной стороной
учения о химическом процессе являются понятия о равновесии
и энергетике химической реакции. Изложению указанных вопро-
сов отведено в пособии соответствующее место.
5
Подготовку к вступительным экзаменам по химии целесообразно
начать со знакомства с «Программой вступительных экзаменов для
поступающих в высшие учебные заведения СССР».
Программа состоит из двух разделов: «Общие указания» и
«Объем требований». К сожалению, абитуриенты редко обращают
внимание на раздел «Общие указания». Между тем его вниматель-
ное рассмотрение позволит правильно понять требования, предъяв-
ляемые к абитуриентам на вступительном экзамене. Например,
в этом разделе указывается, что по химии экзаменующийся дол-
жен показать четкие знания основных химических законов, поня-
тий и теорий. Что это значит?
При первоначальном изучении курса неорганической химии
в средней школе рассматривается атомно-молекулярная теория,
а затем — теория строения атома и некоторые представления о строе-
нии вещества. В свете теории строения атома ряд понятий атомно-
молекулярной теории подвергся уточнению. Эти уточнения должны
быть учтены в ответе.
При повторении курса неорганической химии целесообразно
обратить внимание на развитие основных понятий.
В «Общих указаниях» отмечается, что экзаменующийся должен
показать знание терминологии предмета. К сожалению, многие аби-
туриенты плохо владеют терминологией. Очень часто это объяс-
няется невнимательностью, а порою тем, что терминологии не при-
дается должного значения, и вот что получается. Не все абиту-
риенты, например, четко знают названия (номенклатуру) химиче-
ских соединений. На экзамене предлагают написать формулу сер-
нистого калия, а отвечающие пишут формулу сернистокислого
калия (K2SO3) и даже сернокислого калия (K2SO4).
Далее. Необходимо четко знать, что называется окислителем,
восстановителем. Не путать такие понятия, как валентность атома
в соединении и заряд иона.
Например в соединении HNO3 валентность элементов HNO3.
В растворе это соединение диссоциирует на ионы Н' и NO5. Ни
о каких ионах N5+ речи быть не может. Между тем, абитуриенты
нередко говорят, что окислителем в этом соединении может высту-
пать ион N5+.
Экзаменующийся должен показать знание общей характери-
стики важнейших элементов и их основных соединений, т. е. четко
описать положение элемента в системе и на основе закономерностей,
которые изучены в средней школе, показать знание свойств важ-
нейших соединений этого элемента.
Рассказ о свойствах соединений, образуемых каким-либо эле-
ментом, целесообразно строить в определенной логической последо-
вательности: положение элемента в системе, его электронная конфи-
гурация, свойства простого вещества (тип связи), свойства его
соединений (тип связи).
6
Одним из требований «Общих указаний» к абитуриентам яв-
ляется умение пользоваться периодической системой Д. И. Менде-
леев;! в пределах объема программы. Речь идет в данном случае
не только о необходимости подробно знать строение и свойства
атомов элементов первых трех периодов системы, но и об умении
применить знание общих закономерностей к описанию свойств
|<‘.ч элементов, изучение которых не было предусмотрено програм-
мой по химии средней школы. Например, нужно уметь описать
свойства мышьяка или олова, написать несколько характерных
соединений хрома или какого-либо другого элемента дополнитель-
ной подгруппы. Разумеется, это можно сделать, исходя из знания
свойств известных элементов.
Экзаменующийся должен показать понимание важнейших хи-
мических производственных процессов. От него не требуется зна-
ния деталей аппаратуры, лабораторных приемов, особенностей
течения реакций и т. п. Надо знать химическую сторону производ-
ственных процессов, а также основные принципы, на которых стро-
ится осуществление и экономическая эффективность важнейших
процессов.
Во втором разделе «Общих указаний» сказано, что от экзаме-
нующихся требуется знание тех свойств важнейших веществ, на
которых основано их применение в народном хозяйстве. Абиту-
риенты должны обратить внимание на такие разделы учебника по
неорганической химии, как применение серной кислоты, примене-
ние соляной кислоты в народном хозяйстве и т. п.
И, наконец, в «Общих указаниях» подчеркивается, что экзаме-
нующийся должен показать умение решать качественные задачи
применительно к материалу, указанному в программе.
В настоящем пособии будут рассмотрены наиболее типичные
задачи.
§1.0 ПРЕДМЕТЕ ХИМИИ
В литературе по химии можно встретить следующие определе-
ния предмета химии:
«Химия — наука о химических элементах» (Д. И. Менделеев).
«Химия — наука о веществах, их превращениях и явлениях,
сопровождающих эти превращения» (наиболее распространенное
определение химии).
«Химия XX века — это наука о синтезе материалов с определен-
ными свойствами» (определение химии, которое приводится в пос-
леднее время).
Нельзя сказать, что одно определение лучше, другое хуже,
одно правильно, другое нет. Каждое из приведенных определений
правильно, хотя и подчеркивает какую-то одну преимущественную
сторону химической науки.
Обратите внимание на второе определение и на последователь-
ность в перечислении объектов изучения.
7
Вещества. Их превращения. Явления, сопровождающие эти
превращения.
Само вещество и его превращения изучает не только химия,
но и другие науки, например, смежные с химией физика и биология.
Значит, каждая из этих наук изучает не все и не всякие превраще-
ния вещества. Химию интересуют только те превращения, при ко-
торых происходит изменение состава вещества, приводящее к ка-
чественному изменению свойств веществ. Плавление льда или кипе-
ние воды изучает физика, а взаимодействие воды с натрием или
серной кислотой изучает химия, потому что в первом случае ме-
няется только агрегатное состояние вещества,но не состава, а во вто-
ром— исходные и конечные вещества отличаются составом и свой-
ствами, не только физическими, но и химическими.
Ясно, что совершающиеся в химических процессах изменения
находятся в прямой зависимости оттого, из каких элементов состоят
взаимодействующие вещества.
Степень развития любой науки определяется тем, что дает она
для практики, находят ли реализацию сделанные в ней открытия.
XVIII век называют веком пара, XIX — веком электричества; по
аналогии XX век назвали веком атомной энергии, синтетических
(искусственных) материалов и раскрытия тайн жизни. Челове-
чество издавна стремилось к овладению энергетическими ресур-
сами, и наиболее ощутимые успехи в этой области были сделаны
физикой. Проблема создания материалов широкого ассортимента
с заданными свойствами встает только в последние десятилетия.
Синтез новых материалов был бы невозможен без выявления
специфических особенностей химии каждого элемента.
Развитие ракетной, ядерной, полупроводниковой техники было
бы невозможно без создания новых материалов.
Третье из приведенных выше определение предмета химии под-
черкивает именно эту сторону ее развития, наметившуюся в послед-
ние десятилетия.
§ 2. ЗНАЧЕНИЕ ХИМИИ. РОЛЬ ХИМИИ В СОЗДАНИИ
МАТЕРИАЛЬНО-ТЕХНИЧЕСКОЙ БАЗЫ КОММУНИЗМА
Значение химии. По мере развития человеческого общества про-
является все возрастающая роль химии в овладении энергетическими
и материальными ресурсами природы. Так, наряду с механической
обработкой дерева и камня получила распространение их хими-
ческая обработка: выплавка металлов из руд, химический синтез
и т. п.
От примитивного использования топлива для получения тепла
человечество перешло к более широкому использованию древе-
сины, угля и нефти, на основе которых получены не только новые
виды топлива (например, газообразное), но и целый ряд других
важнейших продуктов. В свою очередь, энергию химического про-
8
neii'.i научились превращать в электрическую (гальванические
мн менты, аккумуляторы, топливные элементы). Наконец в настоя-
щее время осуществляется широкое производство материалов с оп-
ределенными, заранее заданными свойствами. Начинается активное
вмешательство химии в деятельность живого организма.
Широкое промышленное использование достижений химии ока-
i.i.Tocb возможным лишь на определенной ступени развития чело-
веческого общества, на определенной ступени развития производи-
|ельпых сил общества. Для осуществления химического синтеза,
химической переработки материалов необходимы соответствующие
установки и аппараты, приборы для контроля, автоматизация
производства, достаточные энергетические мощности, предвари-
тельная подготовка сырья.
Роль химии в создании материально-технической базы комму-
низма. В Программе Коммунистической партии Советского Союза,
принятой на XXII съезде КПСС, говорится, что главная экономи-
ческая задача партии и советского народа состоит в том, чтобы в те-
чение двух десятилетий создать материально-техническую базу
коммунизма. Для создания такой базы необходимо также широкое
применение химии в народном хозяйстве.
Академик А. Е. Ферсман писал в одной из своих работ: «....идея
химизации в сочетании с идеей электрификации — идея исключи-
тельной важности, ибо она переводит на более высокую ступень
использование природных богатств...».
Химизация народного хозяйства означает: 1) создание постоян-
ной материальной базы для осуществления и совершенствования
технологических процессов; 2) внедрение во все отрасли промыш-
ленности и быт химических методов переработки веществ, приводя-
щих к коренному изменению технологии и экономики производства,
бытовых и культурных условий жизни и труда населения; 3) увели-
чение количества и качества промышленной и сельскохозяйствен-
ной продукции.
В результате развития химической промышленности в нашей
стране в 1940 г. объем химической продукции возрос в 18 раз по
сравнению с 1913 г., а в 1951 г. наша страна вышла на второе место
в мире (после США) по общему объему производства химических
продуктов, а по некоторым показателям (кокс, стекло, цемент) мы
находимся на первом месте. За годы Советской власти советскими
учеными были разработаны многие важные научные и технологи-
ческие проблемы. Достаточно сказать, например, что в СССР впер-
вые в мире был получен синтетический каучук и разработана техно-
логия его промышленного производства, получены искусственные
алмазы, созданы новые материалы для космической и ядерной
техники.
Работы А. Е. Фаворского и его школы по синтезу диеновых угле-
водородов и на их базе новых полимеров, А. Н. Несмеянова и его
школы — в области элементооргапических соединений, К. А. Ан-
9
дрианова — по синтезу кремнийорганических соединений, Г. А. Ра-
зуваева — по химии свободных радикалов, Н. Н. Семенова и его
школы в области химической кинетики, Г. Н. Флерова с сотруд-
никами по получению трансурановых элементов (№ 102, № 104)
сыграли огромную роль в развитии отечественной и мировой хими-
ческой науки, в выполнении задач коммунистического строитель-
ства в нашей стране.
В директивах XXIII съезда КПСС предусматривается дальней-
ший рост темпов развития химической и нефтехимической промыш-
ленности. Так, намечается к 1970 г. рост производства минеральных
удобрений, химических волокон и газа почти в 2 раза, а пласти-
ческих масс и смол — почти в 3 раза.
Современное развитие науки ставит на очередь решение ряда
комплексных задач и проблем, таких, как проблемы онкологии,
вирусологии, генетики, с одной стороны (связь с биологией), и.
с другой стороны, химия плазмы, химия элементарных частиц,
космохимия (связь с физикой).
Глава 1
ОСНОВНЫЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЯ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЙ
ТЕОРИИ. ВАЖНЕЙШИЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ
Исторически изучение вещества шло последовательными эта-
пами: от познания видимого, доступного органам чувств и простей-
шим приборам, к проникновению в мир частиц и явлений, познание
которых возможно с помощью очень чувствительных приборов.
Еще в древности была высказана мысль об атомном строении ве-
щества *. В начале XIX в. была разработана атомно-молекулярная
гипотеза, согласно которой все вещества состоят из молекул, а моле-
кулы — из атомов. Атом — наименьшая частица вещества.
Это познание вещества средствами химии можно представить
схематически следующим образом:
тела природы—> химические соединения—> молекулы—>-атомы
В создании основ атомно-молекулярной теории важную роль
сыграли исследования реакций окисления металлов, проведенные
в XVIII в. М. В. Ломоносовым и А. Лавуазье. Ими же был сформу-
лирован закон сохранения массы реагирующих веществ.
Однако объяснение как этого закона, так и других понятий
того времени (эквиваленты), возникших в результате изучения ве-
совых количеств реагирующих веществ, оказалось возможным
в XIX в. с позиций атомной теории Дальтона и молекулярной
теории Авогадро. На базе атомно-молекулярной теории были
* От греческого «атомос» (аОырсоа), что означает неделимый Это учение
развивалось в VI—V вв. до н. э. индийскими и греческими философами.
10
ч|и)рмулированы многие важные понятия химии (грамм-атом,
। рлмм-молекула и др.). Химия стала самостоятельной наукой.
Главнейшей количественной характеристикой атомов химических
1лгм1Ч1тов стал атомный вес.
1(ериодический закон и периодическая система химических эле-
ментов, открытые Д. И. Менделеевым в 1869 г., способствовали
и креплению атомистических представлений в химии. Открытие
Д II. Менделеева ознаменовало начало нового этапа в развитии
учения о строении материи, в раскрытии сложного строения атома.
Спектральный анализ и открытие рентгеновских лучей, откры-
ше инертных газов и явления радиоактивности, определение за-
ряда и массы электрона привели к экспериментальному раскры-
। ню сложного строения атомов.
§ 1.	АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНАЯ ТЕОРИЯ
Атомно-молекулярное учение — это первое учение о строении
вещества, разработанное на основе количественных представлений,
главным образом, двух наук — физики и химии. Само название
«атомно-молекулярное учение» подсказывает, что вопросы строения
вещества рассматриваются здесь на уровне атомов и молекул. Это
учение указывает на качественные различия в составе вещества
(молекулы и атомы) и дает количественные характеристики (вес
атомов и молекул), а для веществ в газообразном состоянии и объем
грамм-молекулы.
Согласно этому учению, вещества состоят из атомов и молекул.
Молекула сложнее атома. Молекула простого вещества состоит из
атомов одного элемента, молекула сложного — из атомов разных
элементов *.
Молекулы — наименьшие частицы вещества, сохраняющие его
состав и химические свойства.
Атомы — наименьшие материальные частицы элемента, отра-
жающие его химические свойства в свободном состоянии.
В то же время атомы являются составными частями молекул,
которыми последние обмениваются при химических реакциях.
Кратко сущность атомно-молекулярного учения сводится к сле-
дующему:
1.	Все вещества состоят из атомов и молекул.
2.	Атомы разных элементов отличаются весом, размерами и свой-
ствами. Молекулы одного и того же вещества одинаковы, молекулы
разных веществ отличаются составом, весом, размерами, физиче-
скими и химическими свойствами.
' В соответствии с современными представлениями о строении вещества,
основанными на учении о типах химической связи, утверждение о том, что псе
вещества состоят из молекул, нуждается в уточнении (см. далее, стр. 98)
11
3.	Изменение внешних условий (агрегатного состояния) влияет
на относительные расстояния между молекулами и атомами в этом
веществе.
4.	Атомы и молекулы находятся в непрерывном движении.
В результате химических реакций из одних веществ (молекул)
образуются другие, что является одной из форм движения атомов.
Внешние условия (главным образом, температура и давление)
влияют не только на агрегатное состояние вещества, но и на его
состав и строение (а значит, и на некоторые физические и хими-
ческие свойства).
Если бы мы имели возможность взвесить атомы и их вес выра-
зить в граммах, то мы получили бы следующие значения:
НО	С
1,66  10~а* г 26,60 • 10-“ г 19,93 • 10"“ г
Целесообразно выразить вес атомов относительно веса атома
одного из элементов, например, самого легкого атома водорода.
Тогда мы найдем относительные веса атомов, получившие название,
атомных весов. Продолжительное время в качестве единицы относи-
, 1 , .
тельных весов была принята веса атома кислорода (к. е).
Например:
Н	О	Cl	U
1,0089 к. е. 16,000 к. е. 35,456 к. е. 238,07 к. е.
В настоящее время за единицу относительных весов принимают
1/]2 часть массы изотопа углерода 12С (см. далее, стр. 22). По этой
новой шкале атомный вес водорода равен 1,00797, а кислорода —
15,9994 углеродной единицы (у. е.).
Количество простого вещества, выраженное в граммах и чис-
ленно равное атомному весу элемента, называется грамм-атомом.
Соотношение между весом атома и весом грамм-атома можно
представить следующим образом:
Вес атома	Вес грамм-атома
абсолютный относительный	абсолютный
в 2	в у. е.	в 2
(атомный вес) (грамм-атомный вес)
Разделив грамм-атомный вес элемента на вес одного атома, полу-
чим число атомов в одном грамм-атоме, равное 6,02 • 1023. В одной
грамм-молекуле также содержится 6,02 • 102Э молекул. Это число
называется числом Авогадро.
Состав данного вещества может быть выражен химической
формулой. Различают простейшие и истинные (или молеку-
лярные) формулы.
Простейшая химическая формула указывает на соотношение
числа атомов в молекуле (или грамм-атомов в грамм-молекуле).
12
Ill пиния (или молекулярная) формула указывает на фактическое
•пкло атомов в молекуле (или грамм-атомов в грамм-молекуле).
<> нахождении простейших и истинных формул см. стр. 19 и 48.
§ 2.	ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ ВЕЩЕСТВА. РАСЧЕТЫ
ПО УРАВНЕНИЮ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
(: развитием атомно-молекулярного учения закон сохранения
массы получил теоретическое обоснование. Действительно, какие
(и,। новые молекулы вещества ни образовались при химических реак-
циях, число атомов в них будет равно числу атомов в исходных
веществах (ведь атомы — это химически неделимые частицы). При
ном не меняется и число атомов каждого элемента. Но так как
и гомы одного и того же элемента имеют одинаковый вес, то и вес
всех атомов в исходных веществах (молекулах) должен быть равен
несу атомов в конечных продуктах реакции.
На основе закона сохранения массы вещества оказалось воз-
можным производить расчеты по уравнениям химических реакций.
Пример 1. Смешано 7,3 г хлористого водорода с 4 г аммиака. Сколько
। р.чммов хлористого аммония при этом образуется?
Р е ш е н и е. При решении всякой задачи, связанной с расчетом весовых
количеств реагирующих веществ, прежде всего должно быть написано уравне-
ние химической реакции. В результате мы получаем соотношение между весовыми
количествами интересующих нас веществ
Итак, напишем уравнение химической реакции. Над формулами реагирую-
щих веществ будем писать цифровые данные из условия задачи, а под форму-
лами — весовые количества тех же веществ в соответствии с уравнением реак-
ции:
7,3	4	х
HC14-NHs = NH4C1
36,5	17	53,5
Теперь определим, какие количества NH3 и НС1 вступают в реакцию:
NH3 НС1
17 г	36,5 г
4 г	х г
х = 8,5 г НС1
Таким образом, на полное взаимодействие 4 г аммиака потребовалось бы
8,5 г хлористого водорода. Согласно условию задачи вступило в реакцию только
7,3 г НС1 Следовательно, аммиак был взят в избытке. Поэтому подсчет количества
образовавшегося хлористого аммония нужно вести, исходя из веса вступившего
в реакцию хлористого водорода
Для получения ответа на вопрос задачи надо составить следующую пропор-
цию:
НС1 NH4C1
36,5	53,5
7,3 у
у = 10,7 (г)
Omeenv. 10,7 г
13
В случае необходимости можно было бы рассчитать и вес непрореагировав-
шего аммиака:
NH,	НС1
17	36,5
х	7,3
х = 3,4 г
Осталось 4 е — 3,4 г = 0,6 г NH3.
Вес оставшегося аммиака можно определить и другим путем: от суммы весо-
вых количеств NH3 и НС1, взятых согласно условию задачи, необходимо вычесть
вес получившегося в результате соединения исходных веществ NH4C1:
7,Зг + 4 г = 11,3 г
11,3 г — 10,72 = 0,6 г
Нередко знание соотношения между числом грамм-молекул или
весовыми количествами реагирующих веществ позволяет правильно
определить продукты реакции. Например, при взаимодействии
едкого натра и серной кислоты может образоваться кислая или сред-
няя соль в зависимости от соотношения реагирующих веществ:
NaOH 4* H2SO4 = NaHSO4 + HsO	(1)
2NaOH + H2SO4 = NasSOt + 2Н2О	(2)
В первом случае на одну грамм-молекулу серной кислоты при-
ходится одна грамм-молекула едкого натра и в результате обра-
зуется кислая соль, во втором случае, когда в реакцию вступают
две грамм-молекулы NaOH, образуется средняя соль.
Пример 2. Какая соль и в каком количестве получается при полном
взаимодействии 3,4 г сероводорода и раствора, содержащего 4 г едкого натра?
Решение. Определим соотношение между числом грамм-молекул реа-
гирующих веществ:
H„S	NaOH
34	40
3 4	4
——— = 0,1	моль	— = 0,1	моль
34	40
Как видно, соотношение между числом грамм-молекул H2S и NaOH, вступив-
ших в реакцию, таково:
0,1 моль H2S на 0,1 моль NaOH
(т. е. 1 ; 1). В результате образуется 0,1 моль кислой соли.
H2S + NaOH = NaHS4-H2O
1 моль	1 моль	1 моль
0,1	0,1	0,1
23+ 1 +32 = 56 г
Ответ-. 5,6 г NaHS
Пример 3. Сколько граммов меди выделяется на железной пластинке
весом 50 г, опущенной в раствор медного купороса, если в результате реакции
пластинка становится тяжелее на 4 е?
Решение. Напишем уравнение реакции замещения меди железом:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Си
56	64
14
Когда с пластинки в раствор переходит 56 г железа, одновременно на пла-
। ..о выделяется 64 г меди, т. е. пластинка становится тяжелее на 8 г (64 г —
lili г •-» 8 г) Составим пропорцию:
увеличение веса
8 г
4 г
х = 32
выделяется Си
64 г
х г
г
Ответ,'. 32 г меди
§ 3. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ
Еще до создания атомно-молекулярной теории было установ-
лено, что простые и сложные вещества вступают в химические
реакции в определенных весовых отношениях друг к другу.
Например, если при взаимодействии углерода и водорода обра-
зуется метан, то на 12 г углерода расходуется 4 г водорода (соот-
ношение между весовыми количествами углерода и водорода 3 : 1);
если при взаимодействии кислорода и водорода образуется вода, на
16 г кислорода расходуется 2 г водорода (8 : 1). При окислении
углерода кислородом до двуокиси углерода 12 г углерода взаимо-
действуют с 32 г кислорода (3 : 8).
Таким образом, в перечисленных выше соединениях на 1 г водо-
рода приходится 3 г углерода и 8 г кислорода, а на 8 г кислорода —
1 г водорода и 3 г углерода.
Следовательно, если требуется связать 8 г кислорода в виде
соединения, то для этого потребовалось бы 1 г водорода (Н2О),
или 3 г углерода (СО2), или 12 г магния (MgO) и т. д.
Разумеется, аналогичное рассуждение может быть применено
и но отношению к любому другому элементу. В указанном случае
о перечисленных выше весовых количествах можно говорить как
о «равноценных» или эквивалентных, т. е. как бы заменяющих
друг друга.
Определим, например, эквиваленты некоторых металлов по
реакциям замещения:
Na-j-H2O = NaOHНг Эквивалент
23 г	1г
х	1 г	23
Mg + 2HC1 = MgCl2 + Н3
24 г	2 г
х г	1г	12
А1-|-ЗНС1 = А1С1,+-|-Ня
27 г	3 г
х г	1г	9
Из расчетов видно, что 23 г натрия, 12 г магния, 9 г алюминия
вытесняют один грамм водорода.
15
Грамм-эквивалентом элемента называется его весовое количество
в граммах, которое соединяется с 1,00797 г водорода или замещает
это количество водорода в соединениях *.
Нетрудно установить связь атомного (грамм-атомного веса) и
эквивалентного (грамм-эквивалентного) веса:
А = пЭ,
где А — атомный вес, п — валентность элемента, Э — эквивалент-
ный вес.
И, наоборот, зная грамм-атомный вес, можно установить грамм-
эквивалентный вес, если данный элемент обладает постоянной ва-
лентностью:
Э= —.
п
Так для указанных выше металлов:
23. _	24.	_27
"-'Na=	= 2 ’	"“^l з •
Понятие эквивалента встречается также в курсе физики. Сог-
ласно закону Фарадея, 1 грамм-эквивалент выделяется на элект-
роде при пропускании 96 493 кулонов электричества через раствор
или расплав электролита.
Вопрос о нахождении эквивалентов сложных веществ см. в главе
VI, § 1.
Пример 4. Определить грамм-эквивалент металла, если известно, что
6 г металла вытеснили при нормальных условиях 0,5 г водорода.
Решение. Один грамм-эквивалент металла вытесняет 1 грамм-атом
водорода, который имеет вес 1 г. Следовательно:
х г металла вытесняют 1 г водорода
6г»	»	0,5 г »
откуда грамм-эквивалентный вес металла 12 г.
§ 4. ЗАКОН АВОГАДРО И ЕГО СЛЕДСТВИЯ
В равных объемах различных газов при одинаковых' внешних
условиях содержится одинаковое число молекул (закон Авогадро).
Такая взаимосвязь между числом молекул (грамм-молекул) и
объемом различных веществ справедлива только для газообразного
состояния.
В таком случае одна грамм-молекула любого вещества в газо-
образном состоянии занимает при определенных условиях одина-
ковый объем.
Объем жидких и твердых веществ зависит не только от числа
молекул (грамм-молекул) вещества, но и от природы вещества (ха-
рактера химической связи и составляющих его элементов).
* Грамм-эквивалент кислорода равен 7,9997 г.
16
Принято считать нормальными условиями t = 0° С, или Т =
273° К, и р = 760 мм pm. cm., или 1 атм.
Одна грамм-молекула любого вещества, находящегося в газо-
пбразном состоянии, занимает при нормальных условиях объем
’’2,4 л (следствие из закона Авогадро).
Покажем также связь между грамм-эквивалентным весом и
ибьсмом одного грамм-эквивалента водорода и кислорода.
Водород
1 моль 1 г-9кв
Нес, г........................ 2	1
• )б ьсм, л................... 22,4	11,2
Кислород
1 моль	1 г~зко
32	8
22,4	5,6
Гей-Люссак обратил внимание на то, что объемы реагирующих
нгюобразных веществ относятся друг к другу как простые целые
числа.
Это легко объяснить с позиций закона Авогадро. Например,
при окислении водорода хлором, согласно уравнению реакции
Н2 + С13 = 2НС1
взаимодействуют по одной грамм-молекуле водорода и хлора и полу-
чаются две грамм-молекулы хлористого водорода. Напишем отно-
шение объемов, занимаемых ими при нормальных условиях: 22,4 :
: 22,4 : 44,8 =1:1:2. Таким образом, отношение числа грамм-
молекул и объемов реагирующих (начальных и конечных) газо-
образных веществ одно и то же. Следовательно, по отношению
объемов можно судить о соотношении числа грамм-молекул, что
позволяет также найти простейшую формулу соединения в газо-
образном состоянии.
Пример 5. После взрыва 20 мл смеси водорода с кислородом осталось
.1,2 мл кислорода Найдите объем водорода и кислорода в исходной смеси. Сколько
процентов (по объему) приходилось на долю водорода и кислорода в первона-
чальном объеме смеси?
Решение. Так как 3,2 мл составили объем непрореагировавшего кисло-
рода, го можно найти объем прореагировавшей смеси: 20 — 3,2 = 16,8 мл. Для
определения объема водорода и кислорода в этой смеси напишем уравнение
реакции образования воды:
2H8-J-OS = 2H2O
3 объема
Из уравнения реакции видно, что в трех объемах смеси два приходится на
водород и один на кислород. Следовательно, в 16,8 мл смеси на долю кислорода
приходится
16,8	" с
—у- = 5,6 мл О2,
О
и на долю водорода
• 2 = 11,2 мл Н,
О
Каков же процентный состав (по объему) исходной смеси? Нетрудно убе-
дится, что водорода в смеси находилось 11,2 мл, а кислорода 5,6мл-|-3,2мл =
17
= 8,8 мл. Таким образом, п 20 мл исходной смеси содержалось Ду • 100°/о = 44%
кислорода и • 100% = 56% водорода.
Ответ-. 11,2 мл Н2 (или 56%) и 8,8 мл О2 (или 44% от объема исходной смеси).
Пример 6. При взаимодействии одного из окислов азота с углеродом
получается двуокись углерода и азот. Объемы окисла азота, двуокиси углерода и
азота относятся друг к другу, как 1 : 0,5 : I Найти формулу соединения.
Решение. Учитывая, что отношение объемов газообразных веществ —
это есть вместе с тем и отношение числа их грамм-молекул, определим число
грамм-атомов азота и кислорода в окисле азота, если
N/Ty : СО,,: N, = 1 : 0,5 : 1 = 2 :1 : 2
В соответствии с найденным соотношением числа грамм-молекул реагирую-
щих веществ (коэффициенты в уравнении реакции) напишем уравнение реакции:
2N/\ + С = СОа + 2N„
откуда видно, что х = 2, a t/= 1. Следовательно, формула соединения N2O.
Проверим по уравнению реакции
2NaO + С = COS + 2NS
2	1	2
Пример 7. Какая соль и в каком количестве получается при полном взаи-
модействии 44,8 л аммиака (условия нормальные) и 98 г ортофосфорной кислоты?
Решение. Найдем число грамм-молекул аммиака и ортофосфорной кис-
лоты, вступивших в реакцию:
44,8 л	98 г
NH, Н3РО4
22,4 л	98 г
и	н 44,8	„ 98	,
Число молей: 22^4=	98=
Следовательно, в реакцию вступили 2 грамм-молекулы аммиака и 1 грамм-мо-
лекула ортофосфорной кислоты:
2NH, + Н3РО4 = (NH4)2HPO4
Так как при таком соотношении образуется 1 грамм-молекула вторичного фосфата
аммония, для получения ответа необходимо подсчитать грамм-молекулярный вес
этого соединения. Грамм-молекулярный вес (NH4)2HPO4 132 а.
Если объем газа измерен при условиях, отличающихся от нор-
мальных, его можно привести к нормальным условиям по формуле:
ЦЛ _	„ _yiPtre
Го ~ Г1 ’	° РоЛ
Иногда определяется также плотность газов, как отно-
шение весов одинаковых объемов газов, измеренных при одних
и тех же условиях.
Зная объем грамм-молекулы любого газа при нормальных усло-
виях, можно выразить его плотность отношением грамм-молеку-
лярных весов. Например, плотность двуокиси углерода по водороду
т. е. двуокись углерода в 22 раза тяжелее водорода.
18
(’.тедовательно, грамм-молекулярный вес любого газа равен
и и удвоенной плотности по водороду:
4- = 2Dh2.
11лотпость воздуха по водороду равна 14,5. Если бы воздух был
индивидуальным веществом, а не смесью газов, его грамм-молеку-
лирпый вес был бы равен
Ч,озд = 2-14.5 = 29.
1 |ерез этот «грамм-молекулярный вес» воздуха или, точнее, удвоен-
ную плотность воздуха по водороду, можно рассчитать плотности
инов по воздуху. Так, аммиак оказывается легче воздуха:
Ммн‘ ^ = 0,58
29	’ ’
Ывозд — 29
в двуокись углерода тяжелее:
D---------------------------СО,
44
____	_ ~ 1 5
29 — 29	’
Таким образом, молекулярный вес газообразного вещества можно
определить и через плотность этого газа по воздуху:
М =2QD
X	ВОЗД*
§ 5. НАХОЖДЕНИЕ ПРОСТЕЙШИХ ФОРМУЛ ХИМИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ
В результате анализа удается установить, из каких элементов
состоит данное соединение, а также весовое количество каждого
из элементов, содержащееся в определенном количестве этого сое-
динения, взятом для анализа. На основании этих данных можно
определить простейшую формулу соединения.
Найти простейшую формулу соединения — это значит устано-
вить отношение числа атомов в молекуле (грамм-атомов в грамм-
молекуле).
Рассмотрим на ряде примеров, как находится простейшая фор-
мула соединения.
Пример 8. Состав соединения следующий: Са—40%, С —12%, О—48%
ПиЛти формулу соединения.
Решен и е. Вначале нужно определить число грамм-атомов кальция, уг-
лерода и кислорода и найти их отношение. Из условия задачи очевидно, что
в 10(1 г соединения содержится соответственно кальция — 40 г, углерода — 12 г,
кислорода — 48 г.
к	вес
Число грамм-атомов =-------------------.
грамм-атомный вес
40	12	48
Для Са: ^=1; для С: 775= 1; для О; cg = 3.
40	12	10
Са : С ; О = 1; 1: 3.
Формула соединения: СаСО3.
19
Пример 9. Соединение состоит из железа и углерода, причем на 14 в. ч.
железа приходится 1 в. ч. углерода. Найти формулу соединения.
Решение. В 15 в. ч. соединения находится 14 в ч. железа и 1 в. ч.
углерода.
14
Тогда в 15 г соединения число грамм-атомов железа будет составлять
оо
1 1
или -у, а число грамм-атомов углерода
Отношение между ними
Ге:С=Т:П = 3:к
Формула соединения: Fe3C.
Почему же в примере 8 мы сразу получили целые простые числа
грамм-атомов кальция, углерода и кислорода, а в примере 9 — дроб-
ные
В первом случае весовое количество соединения совпало с его
молекулярным весом, во втором случае — нет. В самом деле:
СаСО3	FeaC
40—|— 124-48 грамм-молекулярный вес (56 х 3) + 12
100	180
Грамм-молекулярный вес Fe3C составляет 180 г, а для определения
формулы было взято 15 г соединения. Поэтому вначале и получи-
лись дробные числа, отношение же между ними таково же, как и
в грамм-молекулярном весовом количестве.
Пример 10. Установить формулу соединения, состоящего из натрия,
хлора и кислорода, если известно, что при нагревании 1 г этого соединения выде-
ляется 0,45 г кислорода, а твердый остаток представляет собой поваренную соль.
Решение. Зная вес всего соединения и выделившегося кислорода, можно
найти отношение числа грамм-атомов кислорода, приходящегося па одну грамм-
молекулу образовавшегося NaCl. (Это, конечно, не означает, что рассматривае-
мое соединение состоит из О2 и NaCl).
п	.	0,45
Число грамм-атомов кислорода в 1г соединения составляет -у^-.
Вес «NaCl» в 1 г соединения: 1 г — 0,45 г = 0,55 г. Сумма грамм-атомных ве-
сов Na -|- CI = 23 -|- 35,5 = 58,5. Число «грамм-молекул NaCl» в 1 г соединения
0,55 __	.....
=^-=. Отношение числа грамм-атомов кислорода и числа «грамм-молекул NaCl»:
□о|Э
_	0,45 0,55	45 55	9Й, ,пи. □
О: «NaCl» = -.-=: =-=== = :75т =2,81 : 0,94 = 3: 1.
16 э8,5	16 58,5
Формула соединения: NaC103.
Найденные формулы являются простейшими.
Для установления истинных формул необходимо знание истин-
ного молекулярного веса соединения.
20
Задачи и упражнения к главе I*
1 Сульфид металла содержит 48% серы Определить эквивалент металла,
п мп игпниалент серы равен 16
Сколько граммов сернокислого бария выделяется в осадок при взаимо-
||| П| |1ин1 раствора, содержащего 200 г хлористого бария, и раствора, содержащего
"но . серной кислоты?
3 Найдите простейшую формулу вещества, содержащего 43,4% натрия,
11 ,.3"о углерода и 45,3% кислорода.
I Вывести простейшую формулу вещества, содержащего 24,69% К, 34,81%
Мп и 40,50% О.
Г> Вывести формулу кристаллогидрата, содержащего 20,70% Fe, 39,37% Cl
и 39,93% Н2О.
6 Олово образует два окисла, содержащие соответственно: 78,8 и 88,12%
олива 11айдите простейшие формулы окислов. Как определить эквивалент олова?
7 Двуокись свинца содержит 86,6% свинца. Определите эквивалент свинца
и ном соединении.
8 При восстановлении водородом 7,2 г окисла металла образуется 1,8 г воды.
< )ц|>еделите эквивалент металла.
9 2,8 г натрия и 3,4 г железа вытесняют из кислоты одинаковое количество
водорода Найдите эквивалент железа
К) При обработке 4 г смеси магния и окиси магния соляной кислотой выде-
лнсп и 2,8 л водорода при нормальных условиях. Каков процент магния в исход-
ной смеси?
11	При нормальных условиях 12 л газовой смеси, состоящей из NH3 и СО.2
весят 18 г. Сколько литров каждого из этих газов содержится в смеси’
12	Сколько литров кислорода потребуется для сжигания 10 л сероводорода,
гели продуктами реакции являются сернистый газ и вода?
13	. Хватит ли 6,3 а азотной кислоты для полной нейтрализации 8 г едкого
шири, находящегося в растворе?
Глава II
СТРОЕНИЕ АТОМА И ОСНОВНЫЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЯ
О СТРУКТУРЕ ВЕЩЕСТВА
В конце XIX и начале XX вв. были проведены важные исследо-
вапия, увенчавшиеся открытием новых фактов и явлений (фото-
я|>(|к'кт, инертные газы, явление радиоактивности, рентгеновские
лучи, определение массы и заряда электрона и т. д.), сыгравших
большую роль в раскрытии сложного строения атома и структуры
вещества (см. соответствующие главы учебников химии и физики).
В начале нашего века были предложены первые модели атома.
Одна из них принадлежит выдающемуся английскому ученому
?). Резерфорду. Согласно предложенной им модели, в центре атома
находится положительно заряженное ядро, а вокруг него на боль-
шом расстоянии, подобно планетам солнечной системы, движутся
электроны. Эта модель получила название планетарной (см. подроб-
нее в учебнике физики: строение атома, развитие теории атома и др.).
Атом стал рассматриваться как сложная электрически нейтраль-
* Здесь и далее использованы как оригинальные задачи, гак и задачи
содержащиеся в учебниках и задачниках для средней школы.
21
пая система, состоящая из положительно заряженного ядра и
электронов, движущихся в поле ядра.
Познание многих законов и понятий химии невозможно без рас-
смотрения физических теорий строения атома.
§ 1. СТРОЕНИЕ АТОМА
Атом в целом электронейтрален. Основная масса атома сосредо-
точена в ядре. Ядро состоит из протонов и нейтронов. Протоны и
нейтроны приблизительно равны по массе, протон заряжен поло-
жительно, нейтрон — нейтрален.
Их обозначения: \р — протон, 'Пп — нейтрон (слева от символа
вверху ставится индекс, обозначающий массу, а внизу — заряд).
Заряд ядра определяется числом протонов в ядре, массовое
число (7И) — суммой числа протонов (Z) и нейтронов (N):
M = Z-\-N.
Химическим элементом называют вид атомов, имеющих одина-
ковый заряд ядра.
Атомы одного и того же элемента имеют одинаковое число про-
тонов в ядре, но могут отличаться числом нейтронов и, следова-
тельно, массой. Разновидности атомов одного и того же элемента,
отличающиеся массой, называются изотопами. По нескольку изо-
топов имеют олово, свинец, хлор, водород и многие другие элементы
периодической системы. У хлора, например, существуют два при-
родных изотопа:
»‘С1	«5С1
17р20zz
у водорода — три
!Н ?Н »Н
\р	1р—|— 1/г	\p-\-2n
протий дейтерий тритий
У некоторых элементов всего по одному изотопу (например,
!)°F). Некоторые изотопы являются неустойчивыми, а у элементов,
расположенных в таблице Д. И. Менделеева правее висмута (начи-
ная с полония Z = 84), уже нет ни одного устойчивого, стабиль-
ного изотопа.
Как уже упоминалось выше, в настоящее время в основу шкалы
атомных весов элементов взята 1/12 массы одного из изотопов угле-
рода '„’С.
Электрон — это отрицательно заряженная частица с массой,
составляющей массы протона. Обозначается электрон сле-
дующим образом: _,е. Масса электрона иногда условно прини-
мается равной нулю.
Около 50 лет назад выдающийся датский физик Нильс Бор
создал теорию строения атома. По его представлениям, электроны
вращаются вокруг ядра по определенным (стационарным) орбитам.
22
Вращаясь по этим орбитам, электроны не излучают и не поглощают
>н< jHiiii	непрерывно. Только при поглощении о п р е -
I I- .1 г п и ы х порций энергии,
пропорциональных квантам действия
11 инка (/г), электрон может перехо-
ти, с одной орбиты на другую (при
uni лощении — на более далекую, что
пнечаст переходу атома из нормаль-
ною состояния в возбужденное).
Например, в атоме водорода
(рис. 1) расстояние первой орбиты
oi ядра составляет 0,51 А (1 А =
|() " сл(), расстояние второй — вчет-
веро больше, третьей — в девять раз
и г. д.,т. е. радиусы орбит возраста-
loi пропорционально квадрату номера
оронты: /?„ -о /г2 (ц — номер орбиты).
Рис. 1. Модель атома по Бору
11а самом деле взаимодействие электрона с ядром носит более
с ложный характер. Приходится учитывать, что электрон имеет
двойственную природу: он одновременно проявляет себя и как
Рис 2. Расположение энергетических уровней в атоме водорода
частица и как волна. Точно определить его положение в простран-
С1НС вокруг ядра невозможно. Современные представления кванто-
вой механики связаны с изучением вероятности нахождения элек-
ipoiia в той или иной точке этого пространства.
23
Те позиции вокруг ядра, на которых вероятность нахождения
электрона максимальная, получили наименование энергети-
ческих уровней. Оказалось, что с наибольшим выделением
энергии идет заполнение электронами ближайшего к ядру энерге-
тического уровня.
По мере заполнения электронами энергетических уровней раз-
ница между энергиями, которыми характеризуется каждый после-
дующий уровень, уменьшается. Это
видно из рис. 2, на котором пред-
ставлено взаимное расположение
энергетических уровней для атома
водорода, полученное в результате
изучения спектров этого элемента.
Более подробное описание этой карти-
Распределение электронов в атоме
атома) является результатом сле-
1. Притяжение электронов к ядру.
2. Отталкивание электронов друг от друга.
С уменьшением числа электронов на внешнем уровне силы оттал-
кивания ослабевают и остальные электроны сильнее притяги-
S"2	$°	s+6
Рис. 3. Размеры нейтрального
и заряженных атомов серы
(электронная конфигурация
дующих взаимодействий.
ны дано в учебнике физики средней
школы.
ваются к ядру.
Какую роль оказывает отталкивание электронов на размеры
атома, можно выявить из сопоставления радиусов свободных
атомов и ионов какого-нибудь элемента. Возьмем, напри-
мер, серу. При изменении числа электронов на внешнем
уровне атома серы происходит изменение радиуса атома или
иона (рис. 3).
Установлено, что на первом от ядра уровне могут располагаться
всего два электрона, что и наблюдается в атомах водорода (Z = 1)
и гелия (Z = 2).
Два последующих уровня
могут иметь до восьми элект-
ронов.
§ 2. НЕКОТОРЫЕ ХАРАКТЕРИС-
ТИКИ СВОБОДНЫХ АТОМОВ
Электронные конфигурации
так называемых благородных
(или инертных) элементов харак-
Рис. 4. Электронные конфигурации
гелия, неона и аргона
теризуются завершенным внешним энергетическим уровнем, т. е.
на внешнем уровне атомов этих элементов находится восемь элект-
ронов (кроме атома гелия, у которого на внешнем уровне два
электрона) (рис. 4).
24
• И1ИПТ.1ВПМ электронные конфигурации атомов, имеющих заряд
Нири на единицу меньше и больше, чем атомы благородных эле-
Mriiiiiii. Например,
Н	Не	Li
1	2	2,1
F	Ne	Na
2,7	2, 8	2, 8, 1
Cl	Ar	К
2, 8, 7	2, 8, 8	2, 8, 8, 1
I Гпиттио, что атомы благородных элементов присутствуют в ат-
М1|< (|и |»е, т. е. существуют как простые вещества (иногда говорят:
однотомные молекулы), в то время как атомы галогенов и щелочных
ме । пллов в свободном виде в природе не существуют. Более того,
и простые вещества, образованные атомами галогенов и щелочных
ме гиллов, обладают исключительной активностью и стремятся
ь перестройке своей электронной структуры. Щелочные металлы
и галогены, как правило, находятся в виде соединений типа NaCl
пли KCI. Устойчивость таких соединений можно объяснить только
|см, что при их образовании происходит энергетически выгодная
иерее।ройка электронной конфигурации атомов щелочных метал-
лов п галогенов.
Таким образом, перестройка электронной структуры атомов
осуществляется в соответствии с одним из важных законов природы:
i । ремлением систем к минимуму энергии. Атомы благородных
он ментов имеют энергетически выгодную электронную конфигура-
цию п не стремятся к образованию химической связи. Поэтому их
длительное время называли инертными элементами. Тот факт, что
пвпболее активные металлы (щелочные металлы) и неметаллы (гало-
iciii.i) при взаимодействии друг с другом дают ионы с такой же
ирук।урой, как нейтральные атомы инертных газов был положен
и основу многих представлений теории химической связи (Льюис
и Коссель, см. далее, стр. 26—27). Следовательно, можно говорить
о наличии у атомов щелочных металлов тенденции к отдаче, а
у томов галогенов тенденции к присоединению электронов.
Проявление указанных тенденций, в особенности если рассмат-
ривать и другие элементы, находится в несомненной зависимости от
природы взаимодействующих атомов.
Как же меняется способность к отдаче электронов у атомов
сходных элементов с увеличением заряда ядра?
Так, если рассматривать свободные атомы Li, Na, К, Rb, Cs,
I г, to уже на основе рассмотренных выше представлений о строе-
нии атома можно утверждать, что с увеличением заряда ядра должна
возрастать склонность к отдаче электронов.
Возможно, такое утверждение покажется вначале далеко не
очевидным. С одной стороны, с увеличением заряда ядра электрон,
находящийся дальше от ядра, можно вырвать с меньшей затратой
энергии. Но, с другой стороны, следует учесть, что заряд ядра тоже
25
растет. Казалось бы, на единственный электрон лития, находя-
щийся на шестом уровне от ядра, действует заряд + 3, а на элек-
трон, находящийся на шестом уровне от ядра атома цезия, дейст-
вует заряд в +55 единиц. Может быть, увеличение заряда компен-
сирует увеличение расстояния? Однако нельзя забывать, что между
ядром и внешним электроном у атома цезия находится еще 54
электрона и, конечно, на 55-й электрон, находящийся на шестом
уровне, действует значительно меньший заряд. Вот почему из
свободного атома цезия электрон вырвать легче, чем из свободного
атома лития.
§ 3.	ЭЛЕКТРОННАЯ ПЕРЕСТРОЙКА ПРИ ОБРАЗОВАНИИ
ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ
У свободных атомов элементов, имеющих заряд ядра 2, 10, 18,
36, 54 и 86, не наблюдается склонности к перестройке их электрон-
ной конфигурации.
Взаимодействие атомов других элементов приводит к образова-
нию химической связи между ними и сопровождается перестройкой
их электронных конфигураций.
Так, например, у атомов галогенов эта перестройка может быть
осуществлена следующим образом:
1.	Присоединение электрона и образование отрицательно заря-
женных ионов, что наблюдается при взаимодействии с атомами
элементов, характеризующимися противоположными тенденциями.
Например,
Na + Cl —>Na+ + СГ
2, 8, 1	2, 8, 7	2, 8	2, 8, 8
I t
В результате такого взаимодействия нейтральные атомы пере-
ходят в ионы. Этот процесс энергетически выгоден, о чем можно
судить по тепловому эффекту реакции. Хорошо известно, что взаимо-
действие щелочных металлов с галогенами сопровождается значи-
тельным выделением тепла.
В таких соединениях химическая связь осуществляется за счет
электростатического взаимодействия ионов. Поэтому она назы-
вается ионной.
2.	Образование общих электронных пар, что наблюдается при
взаимодействии атомов, сходных по способности к присоединению
электронов. Таков механизм образования атомной, или ковалентной
связи. Проще всего его рассмотреть на взаимодействии двух одина-
ковых атомов:
iCT + ’Cl: —► :С1:С1:
Электронная пара, связывающая оба атома хлора, находится в поле
ядер обоих атомов *. Причем при взаимодействии атомов одного
* В данном случае можно говорить о возникновении молекулярной орбиты
и при изучении свойств молекулы рассматривать молекулярную электронную
конфигурацию.
26
и иип же элемента эта электронная пара находится посредине
mi miiiiiMiioro (межъядерного) расстояния. Такая связь называется
i'iiihou ковалентной связью. Если вместо одного из атомов хлора
и in и. атом другого элемента, также характеризующегося преоблада-
iiiiiiril склонностью к присоединению электронов, то образуется
ini.iирная ковалентная связь. В этом случае электронная пара будет
। м< iiieiia к тому из атомов, который характеризуется большей
। К.1О111ЮСТЫ0 к присоединению электрона.
Полярность связи зависит от степени смещения электронной
пиры. В предельном случае полярная ковалентная связь переходит
и ионную.
Min представления о механизме образования ионных и ковалент-
ных i iiH.u'ii были разработаны в 1916 г. Косселем (ионная связь) и
.Ui,loiicoM (ковалентная связь) на основе воровской модели атома.
В рассмотренных выше примерах образования ионной или ко-
iiii.iiciriнон связи электроны или электронные пары переходили или,
< оо| iicicTiieinio, смещались от одного атома к другому.
К оком же химическая связь образуется при взаимодействии атомов, каждый
hi   pi,IX характеризуется склонностью лишь к отдаче электронов? По-види-
мпм\, 1Д1’1-ь не может иметь места ни передача электрона от одного атома к дру-
iiimv, ни образование общей для двух взаимодействующих атомов электронной
и ipi.i
K.ikuii же механизм образования связи в этом случае?
hni на из свободных атомов, например натрия или меди, образуются простые
in пнз inn металлы, то при этом возникает так называемая металлическая связь.
। \ НИНП11. се заключается в следующем. В твердом и жидком состоянии опреде-
'н iiiioe число атомов теряет часть (или все) валентные электроны. В результате
ин он к ipoiii.i оказываются «свободными». Именно их наличие и обеспечивает
м, in i.зам |лкне свойства, как электропроводность и теплопроводность. Вместе
। нм пи Ulen।роим связывают воедино весь ансамбль образовавшихся ионов.
II ни р том ci ин hi и и и металлы имеют тот или иной тип кристаллической решетки,
iiuiiipaii nihiKc определяет многие физические свойства металлов.
§ 4.	ПРОСТОЕ И СЛОЖНОЕ ВЕЩЕСТВО
До сих пор речь шла об электронных конфигурациях свободных
IIHIMIIH или ионов и образовании химических связей при взаимо-
iii'dc।ппп свободных атомов.
11рн взаимодействии атомов одного и того же элемента обра-
lyioicu простые вещества, при взаимодействии атомов разных
1ЛГМГ1НОН сложные вещества.
Химическая характеристика элемента прежде всего находится
и UIIIIICHMOCTII от электронной структуры его атомов. Мы уже имели
no iMoiKiiocn, убедиться в том, что эта структура претерпевает
loinпетипующие изменения при переходе от свободных атомов
к просзым веществам и соединениям. Сама возможность существо-
iiiiiiiiii свободных атомов, простых веществ и соединений опреде-
лится |.|кже внешними условиями: температурой и давлением.
< )дни вещества при обычных температурах и давлениях являются
। и 1ооГ|р11.1пымн, другие — жидкими, третьи — твердыми.
27
Обратимся к уже рассмотренным примерам. Не, Ne, Аг, Кг,
Хе и Rn при обычных условиях являются свободными атомами и
простыми веществами одновременно. F, С1, Вг и I при тех же усло-
виях выступают в качестве простых веществ, состав которых может
быть выражен химической формулой: F2, С12, Вг2, 12, причем F2
и С1а являются газообразными, Вг2 — жидкостью, а иод — твер-
дым веществом. На определении состава веществ и понятии «хими-
ческая формула» мы остановимся далее, а сейчас обратим внимание
на то, что несмотря на изменение агрегатного состояния принци-
Рис. 5. Расположение ионов в кристалле по-
варенной соли
пиальный состав этих
веществ не меняется.
Щелочные металлы
при тех же условиях
являются простыми ве-
ществами с металличес-
кой связью, следова-
тельно, состав их не
может быть выражен
простой формулой.
Образованные атома-
ми щелочных металлов и
галогенов сложные ве-
щества при обычных условиях представляют собой кристаллы, в
которых равномерно распределены ионы металла и галогена.
Например, в кристалле поваренной соли каждый ион натрия
равномерно окружен шестью ионами хлора и наоборот — каждый
ион хлора — шестью ионами натрия (рис. 5). Иными словами, при
образовании твердого вещества происходит координация определен-
ного числа ионов около ионов противоположного знака.
Зависимость некоторых физических свойств (температуры плав-
ления и кипения) простых веществ и соединений от состава и хими-
ческой связи показаны ниже * (верхняя цифра — температура
плавления, нижняя — температура кипения, °C)-
Не	Ne	Аг	Кг
—272	—249	—189	— 157
—269	—246	—186	—153
F,	С12	Вгг	к
—220	—101	— 7	114
—188	— 34	58	153
Li	Na	К	Rb
186	97,7	63,5	38,5
1336	880	760	700
LiF	NaCl	КВг	Rbl
842	800	730	642
1676	1413	1380	1305
Эти цифры приводятся	не для ;	запоминания.	
28
Обратите внимание на различия в температурах плавления для
1><1 «пых классов простых веществ. Например, близость температур
п iiiii'ieiiiiH и кипения благородных газов указывает на почти пол-
ипе отсутствие взаимодействия между их атомами.
Итак, мы видим, что строение атомов определяет характер
। пн.in между ними, а от того и другого зависит их взаимодействие
при соответствующих условиях.
§ 5.	ОСНОВЫ СТЕХИОМЕТРИИ
(/гехиометрией называется раздел химии, рассматривающий
количественные отношения, в которых вещества вступают в хими-
ческое взаимодействие друг с другом.
В соответствии с рассмотренными выше представлениями о строе-
нии атома и образовании химической связи нетрудно придти к вы-
воду о том, что в химических реакциях должно участвовать целое
число атомов. Каким оно будет, зависит от способности данных
in омов присоединять или замещать определенное число атомов
пру coco элемента (например, от валентности), а также от внешних
условий. Эти вопросы будут рассмотрены далее (см. главы «Хими-
ческие соединения», «Окислительно-восстановительные процессы»
и др.).
< ейчас же, не обсуждая причин образования того или иного
i оедппепия, мы рассмотрим соединение как целое. И в первую оче-
pi'.'ii. остановимся на тех понятиях стехиометрии, которые могут
iii.iii. объяснены с позиций теории строения атома и химической
( ви hi. Одним из таких понятий является понятие о валентности.
11од валентностью в XIX в. понимали способность атомов дан-
ною >лем1ЧГИ1 соединяться или замещать в соединениях определен-
ное число атомов водорода или другого одновалентного элемента.
В свете теории строения атома и образования химических свя-
1гЙ, валентность элементов может быть положительной
или о г р и на тел ь но й в зависимости от направления сме-
щении электронов для ионных соединений или электронных пар —
дли ковалентных соединений. Таким образом, валентность стали
определять числом электронов, отданных или присоединенных при
опрп 1ОШ1НПН химических связей между атомами разных эле-
меп юн.
l ine в XIX в. при рассмотрении бинарных соединений (т. е.
(in ДИ1КЧ111Й, образованных атомами двух разных элементов) делали
рп 1ЛПЧИС между валентностью неметаллов в соединениях с кислоро-
дом (палет ность но кислороду) и в соединениях с водородом (ва-
лет поен. по водороду). Используя представление о положитель-
ной и отрицательной валентности, можно утверждать, что в подав-
ляющем большинстве соединений с кислородом (кроме дифторида
кшлорода I..O) электронная пара смещена к атому кислорода
(КОПНЛ1Ч11 лыс связи) и, следовательно, кислород имеет отрнцаюль-
29
ную валентность, равную 2. Другой элемент, находящийся в этом
соединении, проявляет положительную валентность.
В соединениях неметаллов с водородом электронная пара сме-
щена, как правило, к атому неметалла и, следовательно, атом водо-
рода имеет положительную валентность, равную 1.
Для ионных соединений, число которых гораздо меньше числа
ковалентных соединений, определение положительной и отрица-
тельной валентности осуществить несложно. Для этих соединений
нередко вместо понятия валентности вводят понятие электровалент-
ности, желая подчеркнуть электростатический характер взаимо-
действия между ионами, образовавшимися за счет полной передачи
электронов от атома металла к атому неметалла. Определение поло-
жительной и отрицательной валентности атомов в ковалентных
соединениях связано с определением полярности связи. В ряде би-
нарных соединений полярность практически отсутствует (напри-
мер, в метане). Кроме того, если простое вещество рассматривать
как соединение (одинаковых атомов), то ясно, что можно говорить
о валентности, определяя ее по числу связей между атомами, но
вряд ли здесь возможно говорить о знаке (+ или —) *. Поэтому
для ковалентных соединений нередко вместо понятия валентности
вводят понятие ковалентности.
Например, рассмотрим следующие четыре соединения кислорода:
О2, О3, Н2О2 и Н2О. В двух первых (простые вещества) электро-
валентность равна нулю, определение ковалентности можно про-
вести, изучая строение этих веществ, что порою не так просто,
как это кажется на первый взгляд. Н2О2 и Н2О являются сложными
соединениями. Ясно, что в воде кислород имеет валентность, рав-
ную —2.
В перекиси водорода существуют две, разные по характеру сме-
щения электронных пар, связи:
Н—О— и — О—О —
В первой имеет место смещение одной электронной пары от атома
водорода к атому кислорода. Поэтому валентность водорода равна
+1. В другой — электронная пара связывает два одинаков ых
атома. Таким образом, кислород в этой связи одноковалентен.
Если же учесть все связи кислорода, то можно сказать, что каждый
атом кислорода в сумме двухвалентен, но в отличие от кислорода
в воде (—2) здесь он одноковалентен и одноэлектровалентен.
Учитывая сложность такого способа определения валентностей,
в особенности атомов в ковалентных соединениях, условились
вместо широкого понятия валентности пользоваться более узким
понятием, а именно так называемым окислительным числом, или
степенью окисления. При этом принимается во внимание только
наличие положительной или отрицательной валентности (связи
* При таком подходе валентность, равная нулю, может наблюдаться только
у свободных атомов элементов в нормальном состоянии.
30
• i. i. i\ pn iiii.imii атомами). Это представление о валентности является
•|"ipMii.'п.ным, так как ковалентные соединения условно рассматри-
и как построенные потипу ионных (т. е. состоящих из ионов).
। >'11нич<| •><> формальное представление позволяет на первых этапах
।'ц иня избавиться от ряда затруднений, с которыми мы познако-
мпмги далее (см. графическое изображение формул, стр. 55). Сдру-
м>0 стропы, изменение степени окисления отвечает тем реальным
нрппгссам перехода электронов, которые имеют место в реакциях
"ion лепим — восстановления. Такие процессы, например, проте-
। пни при работе гальванического элемента *.
• Валентными электронами» в атоме называются электроны,
|лтрые могут принять участие в перестройке электронной конфи-
।урпппи атома и в образовании химических связей. У элементов
। порядковым номером Z от 1 до 20 все валентные электроны рас-
полагаются иа внешнем уровне.
()пределение окислительного числа (степени окисления) осущест-
II I яг н и следующим образом. Во всех соединениях, кроме пере-
ыкгй и надкислот (связь—О—О—), окислительное число кисло-
р"'1а принимается равным —2. Так как соединение в целом элек-
ipoiii•птралыю, то алгебраическая сумма зарядов атомов в соеди-
|о пни должна быть равна нулю. Под зарядом атомов в данном
। лучае понимается произведение окислительного числа на число
а।омоп данного элемента в соединении. Строго говоря, для определе-
нна окислительного числа элемента нередко важно знать и класс
। iii aiinciiiiH. Покажем это на конкретных примерах.
Пример. Определить валентность (окислительное число) элементов в
I и ivinimix соединениях: KMnO4, HNO3, Na2SO3, K2Cr2O7, Na2S2O3 и FeS2.
I) К Mat),।
i Hun 'innon.ное число
вислпрода :—2;
lui.'iiiii : | 1.
IK mi in и i алгебраической суммы зарядов атомов кислорода (—8) и калия (-|- 1),
Miuiiiiii определить сразу окислительное число марганца:
КМ7 (У (окислительные числа)
+; _£ (суммарный заряд атомов)
2) UNO.,
। инн ли н-льное число
киглородя: — 2;
ипдпродп: -|- I.
№33
.1) Nll.jSO;,
I linn ЛИ I<-'11.1100 число
ion лорода: — 2;
iiiupiiii:	1.
Na2SO3
 II них с лучаях иногда вместо «окислительного числа» говорят об электро
mi hi.ной валентности.
31
4)	К2СгаО-
Окислительное число
кислорода: — 2;
калия:	4- '
+2 -1£ -И
Окислительное число хрома в этом соединении равно + 6.
Следующие два примера указывают на необходимость учета еще некото-
рых факторов, помимо формального определения на основе состава соединения
5)	NaaSaOa (приводится не для запоминания *)
Окислительное число
кислорода: — 2;
натрия: + 1.
Ь&Ж
+2 4-4 -О
Окислительное число серы, вычисленное в предположении, что оба атома
серы совершенно одинаковы в этом соединении, оказалось равным -|-2. Но если
бы мы провели какой-нибудь окислительно-восстановительный процесс с участием
этого соединения, то мы имели бы возможность убедиться в неправильности
такого определения. Дело в том, что указанное соединение относится к классу
тиосолей, в которых атомы серы отличаются друг от друга. Оказывается, оки-
слительное число одного атома серы -|- 6, другой атом серы, подобно атомам
кислорода, имеет окислительное число —2. Таким образом, класс соединения,
строение последнего должны быть учтены при подсчете окислительного числа,
о чем говорилось уже ранее.
6)	FeS2 (пирит). Это соединение используется в качестве исходного сырья при
получении серной кислоты. Какие же значения окислительного числа имеют
в этом соединении атомы железа и серы?
Если принять окислительное число серы равным —2, т. е. рассматривать этс
соединение как сульфид железа, тогда окислительное число железа оказывается
равным 4-4. Если принять окислительное число железа равным -|-2, тогда окис-
лительное число серы становится равным —1. Изучение соответствующих реак-
ций с участием этого соединения, сопровождающихся изменением окислитель-
ных чисел, показывает, что второе предположение является более правильным.
На самом деле, можно считать один из атомов имеющим окислительное число,
равное —2, а другой — имеющим окислительное число, равное 0. Основанием
для такого утверждения служит изучение аналогичных реакций с участием
соединений состава FeSn (многосернистое железо). Один из атомов серы всегда
имеет окислительное число, равное —2, все другие — нулю. Атом железа в этих
соединениях (FeS„) имеет окислительное число, рапное -|-2.
Таким образом, определение окислительных чисел атомов в не-
которых классах неорганических соединений сопряжено с извест-
ными трудностями (необходимо знание строения вещества), поэ-
тому в дальнейшем мы ограничимся рассмотрением соединен^
только важнейших классов неорганических соединений.
Задачи и упражнения к главе II
1. Определить число нейтронов в ядрах изотопов урана:
234JJ 235JJi 238JJ и 23eU.
2. Напишите распределение электронов по уровням в атомах алюмини:
и серы.
* Это соединение называется тиосульфатом натрия. Гипосульфит Ма2Ъ2Оа
•ЮНаО составляет основу фиксажной соли, используемой в фотографии.
32
I I'n iii'Iitiiiii энергии, затрачиваемое при превращении атома в положи-
и ........... >1 ж> ’и । и ,i й ион, называется энергией ионизации. Для какого из эле-
..........piioil группы мы получим наименьшие значения этой величины?
I .......г то энергии, выделяющееся при присоединении электрона к ней-
ip । ||.|Н”.|\ Шиму, называется сродством к электрону Для какого из атомов группы
.. .....и мы получим наибольшее значение этой величины?
I' ’hull Hi .помов — атом кислорода или серы —должен обладать большим
 р”.и । in iM к -i.’ii-k । pony?
и < inpi’ni'.'iii к-, какие типы химической связи будут наблюдаться в следую-
ши* ни iiiiiii'iiinix: KC.I, FeCI3, H2S, S02, CH2, NaH, Csl, BaO, Na2CO3?
и । иipi-Ti-лиre степени окисления элементов в следующих соединениях и ио-
... 1ч И KN<),, Nil;, NH4NO3, К»СгО4, Сг4ОГ, NaPQj, A1FJ , KAI (SO4)2.
............. формулы соединений приведенных ниже элементов с кислоро-
iiH.i loinii inH-m.iioe число указано над символом элемента):
+ 1 +1 +Л 4-7 +» +» +< +в
Си Р В 01 Br W Th Os.
Глава Ш
СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
Д. II. МЕНДЕЛЕЕВА. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА
ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ
И I. СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА
ЭЛЕМЕНТОВ Д. П. МЕНДЕЛЕЕВА
I chi рассматривать элементы последовательно по увеличению
nipn i.1 ядра, то становится очевидным, что заполнение электро-
нами < inивггстнующего уровня идет до определенного числа элек-
I pi ап ।о, после чего начинается заполнение следующего электронного
\piuiiiM Рассмотрим характер заполнения электронных уровней
« в Mi'iiiiiii с порядковым номером от Z = 1 до Z = 20.
I liiiioMiiiiM, что первый от ядра уровень может содержать не
• in.'irc двух электронов, два последующих уровня — не более восьми:
Linn iniicieii
Li		Be	В	C		N	0		F	Ne
’-II ipoill'llb	2, 1	2, 2	2,	3	2, 4	2,	5	2, 6	2, 7	2. 8
	Na	Mg		Al	Si		P	S	Cl	Ar
1 II Vp'Hir III.	2, 8, 1	2, 8,	2 2,	8, 3	2, 8,	4 2,	8,	5 2, 8, 6	2, 8,	7 2, 8, 8
	К		Ca							
I II г |п iiii-iii. 2, 8, 8, 1	2, 8, 8, 2
Э,1гм1’ц ।и, имеющие на внешнем уровне одинаковое число элек-
। pni и hi, па и >in а юте я электронными аналогами.
< .1гД|Ц1лтелы1о, сходство элементов, входящих в одну группу
лп-к I pi Н1ПЫХ аналогов, определяется одинаковым числом «валент-
ных" электронов. Однако между этими элементами должны сущест-
ионии, и определенные различия, обусловленные разным числим
»'|г|<|ровных уровней. Таким образом, число электронов на внеш-
J A A, MiKapeiin и др,
33
нем уровне и число электронных уровней являются важнейшими
характеристиками атомов, определяющими физические и хими-
ческие свойства тех веществ, в состав которых они входят.
Остановимся теперь на рассмотрении строения системы элемен-
тов Д. И. Менделеева, опираясь на представления теории строения
атомов.
Периодом называется ряд элементов с последовательно нарастаю-
щим зарядом ядра, начинающийся атомом щелочного металла и за-
канчивающийся атомом благородного газа. Номер периода опре-
деляется числом электронных уровней у атомов элементов, входя-
щих в соответствующий период. Номер группы указывает число
«валентных» электронов (максимальное положительное значение
окислительного числа).
Положение любого элемента в системе определяется номером
группы и номером периода (место элемента в системе).
Обратимся к рассмотрению сходства и различия, наблюдающихся
у элементов первых трех периодов. Иногда их называют «типиче-
скими» элементами. В чем же состоит их особенность?
Первый период является особым хотя бы потому, что он состоит
всего из двух элементов: водорода и гелия. Аналогами каких же
элементов они являются? Как определить их место в системе?
Если рассматривать только аналогию в строении атомов (числе
электронов на внешнем уровне), тогда водород нужно отнести к пер-
вой группе, а гелий — ко второй. Однако ясно, что такой вывод
носит предварительный характер. Ведь мы учитывали только строе-
ние атомов (физическая характеристика) и не принимали во
внимание химических свойств элементов.
Что же дает нам рассмотрение их химического поведения?
Так, водород по ряду свойств проявляет аналогию не только с
элементами первой, но и с элементами седьмой группы. Например,
при обычных условиях он является неметаллом (простое вещество,
формула Н2). Подобно галогенам способен соединяться с металлами
(при этом окислительное число атомов водорода и атомов галогенов
равно— 1). Правда, атом водорода нельзя отнести к числу электрон-
ных аналогов атомов галогенов. Но особенность химии водорода,
связанная с особенностью первого периода (максимальное число
электронов на первом уровне равно двум), определяет его двойст-
венное положение в системе элементов: и в первой и в седьмой
группе. Неудивительно, что во многих таблицах символ водорода,
взятый в скобки, мы встретим в клетке 1—7 (т. е. первый период,
седьмая группа). Аналогично может быть решен и вопрос с гелием
с той лишь разницей, что поскольку внешний уровень атома гелия
является завершенным, чего нельзя сказать об атоме бериллия или
магния (хотя у них на внешнем уровне также два электрона), то
гелий относится к числу благородных газов, хотя по электронному
строению (числу электронов на внешнем уровне) он от них отлщ
чается.	(
34
Н< которые особенности наблюдаются и в химии элементов вто-
........ п< рподп. Достаточно указать, например, на то, что ни кисло-
|о. I, ни фтор не имеют окислительного числа, равного соответ-
....по | (> и | 7, а между тем у их аналогов, серы и хлора, такие
। hi in ion пч существуют.
I i ли бы мы имели возможность столь же подробно проследить
in oi обснногтямп, наблюдающимися в химии следующих за ними
> и Mi nion (Sc* и Те, Вг и I) — а они есть—то нетрудно сделать вывод
о imi.Ii ле «типичности» элементов малых периодов. Типичными
пн oiioicii сходства и различия, которые повторяются у элементов-
niiiiчо| он по группе по мере увеличения заряда ядра и заполнения
>и к।ровных уровней.
I i iii'pi. рассмотрим вопрос о длинных периодах. Если второй и
ipi nth периоды состоят из 8 элементов, что связано с заполнением
iiiu'iiiiK'iо энергетического уровня 8-ю электронами, то длины сле-
дующих периодов таковы:
•	IV период—18 элементов
V	период—18 элементов
VI	период — 32 элемента
VII	период — 32 элемента (период не завершен)
Гели у элементов III периода происходит заполнение только
iifinix о 'щергетического уровня (внешнего), то у элементов IV пе-
рш щи заполняется сначала внешний энергетический уровень
|у К и < п), затем предыдущий (Sc ... Zn) * и снова внешний (Ga ... Кг)
II VI периоде, который состоит из 32 элементов, располагается
। гмгйг। по 14 сходных между собою элементов. Это так называемые
лпи ।шишды, пли редкоземельные элементы (Се ... Lu). У этих
элементов происходит заполнение третьего снаружи энергетиче-
iiuiiii уровня. По своим свойствам указанные элементы похожи
пи тин I,'in (Z — 57).
I пкпм образом, если рассматривать так называемый длинный
inipiiiiiii периодической системы, часть которого приведена в виде
iiiO.ii I, то нетрудно убедиться, что большие периоды состоят из по-
II111| । и к и । и । х ся звеньев с определенным числом элементов: 2+ 10 4
I Ь IH и 2 -| 14 + 10 + 6 = 32 **. Длинная форма периоди-
пт кой епстсмы элементов отражает, следовательно, главным обра-
ти шкономерности внутреннего строения атомов, характер запол-
нении электронами соответствующих энергетических уровней. Од-
ним । и длинном варианте системы удалены друг от друга полные
и неполные электронные аналоги, например, кремний и титан,
* II каждом длинном периоде таких элементов, у которых наблюдается
.....и in- второго снаружи уровня, насчитывается десять. Поэтому их называют
 1гм1 IIHIMH нстанпых декад
•* < м ни форзац в конце книги.
35
хлор и марганец и т. д. Между тем, их сходство проявляется именно
в соединениях с высшей степенью окисления, что и отмечал в свое
время Д. И. Менделеев.
	1	2		Таблица 1 3 4 5 6 7 0
и	Li Be		ВС N О F Ne
III	Na Mg		Al Si Р S Cl Ar
IV	К Ca	ScTiVCrMnFeCoNiCuZn	Ga Ge As Se Br Hr
V	Rb Sr	YZrNbMoTcRuRhPdAgCd	In Sn Sb Те I Xe
	2 элемента в одном периоде	Вставные декады 10 элементов в периоде	6 элементов в одном периоде
§ 2. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА
ЭЛЕМЕНТОВ
В марте 1869 г. Д. И. Менделеев опубликовал таблицу «Опыт
системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом
сходстве». В основу этой таблицы положена идея о периодичности,
которую Д. И. Менделеев выразил следующим образом: «Элементы,
расположенные по величине их атомного веса, представляют
явственную периодичность свойств».
Несколько позже Д. И. Менделеевым была дана следующая фор-
мулировка периодического закона: «Свойства простых тел, а также
формы и свойства соединений элементов находятся в периодической
зависимости от величины атомных весов элементов».
Как уже отмечалось, периодический характер изменения свойств
и строение системы элементов определяются периодическим харак-
тером заполнения электронами энергетических уровней и периоди-
ческим строением электронных слоев. Поэтому в настоящее время
дается иная формулировка периодического закона: Свойства
свободных атомов, простых веществ и соединений находятся в пе-
риодической зависимости от зарядов ядер элементов».
Рассмотрим, в чем же состоит историческое значение сделанного
Д. И. Менделеевым открытия.
В середине XIX в. были известны только 63 элемента, причем
для некоторых элементов был неверно определен атомный вес.
Некоторые элементы были объединены в так называемые естествен-
ные группы (щелочные металлы, галогены, группы кислорода,
36
..... и пр). Однако все предлагаемые систематики страдали не-
|||> ।in>11<й и не основывались на соответствующем законе. Изучение
рн । in..lx свойств простых веществ (плотности, температуры плав-
II пии| и 11>(•4111101111 й (физические и химические свойства) позволило
I II Менделееву правильно определить место некоторых элемен-
п>|| и । н< 1еме. Это давало возможность в свою очередь изменить
,нн».... пес некоторых элементов (уран, торий, бериллий, индий,
пирпй, некоторые редкоземельные элементы).
Il । IIIH.C «Периодическая законность химических элементов»
'I II Менделеев так определил значение открытого им закона
в пнукг
I li pini.'iii'iecKiiii закон позволил:
I) 11 'I । Bin11 в систему элементов; 2) определить атомные веса
in пн iiiioniio исследованных элементов; 3) определить свойства
line iii'ii iiiei । пых элементов; 4) исправить величины атомных весов
in i.i111ipi.i х моментов; 5) пополнить сведения о формах соединений;
|ц in щи iii 11, относительность деления простых веществ на металлы
II lll'Me I ИЛЛЫ.
/I II Менделеев установил связь между формой соединений и
ни л ।(Венцем элементов в периодической системе.
Но iipi-Mi ни Д. II. Менделеева валентности элементов определяли
но iniiHio'iee устойчивым, наиболее характерным соединениям. Для
•| । и । ।и. иных» групп был установлен такой характер изменения
ни и IHHOI in 12 3 4 3 2 1. Основанием служили соединения, подоб-
III.и < 1гч\ющпм: Na2O, MgO, А1.20э, С02; СН4, NH3, 0Н2, FH
11 и । и iiihii.i некоторые типичные для представителей «естествен-
ных ipyiin 1лгмгпты). Первая половина ряда составлена из кисло-
ровных । iHjiiiiiviinii, вторая — из водородных.
11 lyniiB формы соединений с кислородом и водородом (а также
ин иин ний элементов с хлором), Д. И. Менделеев пришел к сле-
п\IOHIIIM выводим:
I) i упит ।пуст восемь форм соединений с кислородом:
||у I I, R( I, RjjOg, RO2, R2O6, ROg, RaO„ ROg
( уммп палептпостп по кислороду и водороду для многих
э'П'Мгнuni рппняетея восьми.
Iiikiim обритом, для форм высших окислов характерно следую-
ПН Г п iMciieinie:
N;i,(), MgO, Л120а, SiO„ PaOj, S03, ClaO7,
м дли соединений с водородом
SiH , PHg, SH2, C1H
(in.। iii.nocb, что вполне закономерный переход наблюдается
иникг иля высших форм других бинарных соединений, например
। у 11.ф|। in hi или галогенидов, а также для гидроокисей.
37
Более того, разные элементы (например, неметалл хлор и металл
марганец) могут образовать одинаковые формы соединений:
С12О,, Мп2О, (кислотные окислы)
НСЮ4, НМпО4 (кислоты)
оказывающиеся близкими и по свойствам.
Вывод, сделанный Д. И. Менделеевым на основе изучения форм
соединений и их свойств, позволил объединить такие разрозненные
ранее группы, как щелочноземельные металлы и группа цинка
(Zn, Cd, Hg). галогены и марганец, группу углерода с группой
титана и т. п., т. е. предложить так называемый короткий вариант
системы.
Кроме того, объединение в одной группе таких элементов, как
углерод и кремний (неметаллы), с одной стороны, олово и свинец
(металлы) — с другой, и, наконец, объединение в одной группе
таких во многом несходных элементов, как хлор и марганец, не-
сомненно, указывало на относительность деления элементов ня
металлы и неметаллы. Периодическая система элементов впервые
отчетливо показала последовательность, постепенность такого пе-
рехода.
Наряду с многочисленными открытиями в физике и химии в<1
второй половине XIX в. исследования, проведенные на основе си-
стемы элементов, подготовили создание теории строения атома!
В этом состояло историческое значение периодического закона.
Остановимся несколько подробнее на вопросе о выражении перио*
дического закона с помощью системы элементов. Как уже отмеча-
лось, существует несколько вариантов таблицы элементов, среди
них короткая и длинная форма.
Д. И. Менделеев не отдавал предпочтения какому-либо одном,
из вариантов, хотя в процессе работы над периодическим законо;
и разработал короткий вариант системы. Многие ученые считаю,
что короткий вариант — более удачное выражение периодическог
закона, так как сопоставляя элементы по их свойствам, можн
выделить. общие свойства элементов (при сопоставлении всех ил
наибольшего числа элементов), особенные (свойства элементо
одной группы, ряда, звена) и индивидуальные свойства (свойств
одного элемента, присущие только ему, отличающие его даже в се
мействе сходных).
Таким общим свойством является периодическое повторени
высших форм соединений, или периодическое повторение завершен
ной электронной конфигурации.
Короткая форма, как уже отмечалось выше, наиболее полно oi
ражает периодичность форм и свойств соединений.
Используя длинный вариант, мы можем более наглядно отразит
различия и взаимосвязи между металлами и неметаллами (прость
вещества).
11- < <  iik hik>, что отражение периодического закона в виде таб-
......... кит определенными недостатками. Многие свойства
' и м< nil'll, иплиющисся периодическими, изменяются по сложному
•н <«н\ Характер их изменения определяется не только строением
.........мп или молекулы, но и еще целым рядом причин.
I йрподпческнй закон, описывающий наиболее общие свойства
......опции /лементов, указывает лишь общее направление изме-
..... । nothin п тенденций. Действующие в пределах отдельных
............пн uni тненьсв частные закономерности нарушают иногда
......и |" i.ap I нпу.
I in пин чтобы рассмотреть характер изменения свойств элемен-
। а нужни принять во внимание те основные тенденции, которыми
...... шомы элементов в зависимости от числа электронов,
пн tii шсргетических уровней и других характеристик.
11iv4i пне свойств элементов можно провести в той последова-
н 'панн in, которая задается формулировкой периодического за-
i> । >i । и
I । пойсгва свободных атомов.
’’ < пойс । па простых веществ.
I । попета соединений.
Задачи и упражнения к главе Ш
I Я н.п и к > ic н ли сера и хром полными электронными аналогами? Какие вы-
.......inn сделать, исходя из сходства серы и хрома в высшем валентном со-
....... (Siи СгОа — кислотные окислы, BaSO4 и ВаСгО4 — соли, имеющие
।  hi\ in |1|1И1'111ЛЛИ'1ескую форму) и различия простых веществ (сера — неметалл,
 I..... мг| алл)?
4 11||||11гднге примеры, иллюстрирующие сходство физических и химических
....in in in। иi|nщи и щелочных металлов, водорода и галогенов.
л .......    известные	вам свойства элементов II и III периодов. Какие
'iipii.i । ходим у элементов-аналогов и какие различия наблюдаются в свойствах
1>|<|и1 ivi’Mi.iх ими простых веществ и соединений?
I Khiiiii' вы знаете варианты системы элементов и какие закономерности
пин при iiiiiiiu отразить?
К 1< .iii.ui разница между понятиями свободный атом элемента, атом данного
« в мгнin и простом веществе и атом данного элемента в соединении? Поясните
ни примерах
Глава IV
ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА
Прежде чем приступить к рассмотрению свойств простых ве-
iiiri in, необходимо вспомнить некоторые закономерности, характе-
pniyiiHiuie способность свободных атомов к перестройке электрон-
|ц•<) конфигурации. Так, у свободных атомов элементов III периода
|1н(|.'||од,потея следующие тенденции:
39
о
Na Mg Al Si P S Cl	Ar
1 2 3 4 5 6 7	0
тенденция	тенденция к
к отдаче	присоединению
электронов	электронов
ослабление
той и другой
тенденции
Результатом реализации отмеченных тенденции, присущих сво-
бодным атомам, является образование соответствующих связей
в простых веществах. Как известно, в периодах наблюдается посте-
пенный переход от активных металлов (щелочные металлы) к типич-
ным неметаллам (галогены).
При рассмотрении тех же тенденций у свободных атомов в груп-
пах периодической системы наблюдаем следующие изменения;
Li
Na
К
Rb
Cs
Cl
стрелкой обозначено возра-
стание отмеченных тенден- I
ций	At
наблюдается только тенден-
ция к отдаче электронов
наиболее ярко выражепп
тенденция к присоединению
электрона
С указанными характеристиками свободных атомов можно
связать усиление металлических свойств и ослабление неметалли-
ческих с ростом зарядов ядер у элементов одной и той же группы.
§ 1. МЕТАЛЛЫ И НЕМЕТАЛЛЫ. ОТНОСИТЕЛЬНОСТЬ ДЕЛЕНИЯ
ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ НА МЕТАЛЛЫ И НЕМЕТАЛЛЫ*
Простые вещества, характеризующиеся атомным (ионным) строе-
нием и наличием свободных электронов, являются металлами. Эти
вещества обладают металлическим блеском, электро- и теплопро-
водностью. По химическим свойствам металлы являются типичными
восстановителями (т. е. легко отдают валентные электроны).
Все простые вещества, образованные атомами элементов допол^
нительных подгрупп, являются металлами.
Типичными неметаллами являются такие простые вещества^
которые, как правило, состоят из молекул с атомной и ковалентной
связью. Не имея свободных электронов, неметаллы по физическим
свойствам характеризуются отсутствием электронной проводимости,
металлического блеска и т. п. По химическим свойствам многие щ
* При повторении этого раздела рекомендуем также повторить раздел «Элек
трический ток в металлах» по учебнику физики.
40
him нплиинся энергичными окислителями, так как их атомы обла-
1.11..1 Ги и.пюй склонностью к присоединению электронов.
I'ii. । мытрим фрагмент периодической системы, составленный из
 н-mi и uni । данных
Неметаллы
подгрупп:
1 1.1	2 Be	3 В	4 C	5 N	6 О	7 F
Nil	Mg	Al	Si	P	s	Cl
К	С а	Ga	Ge	As	Se	Br
КЬ	Sr	In	Sn	Sb	Те	I
Cs	Ba	T1	Pb	Bi	Po	At
Ale галлы
h ull видно из этой схемы, типичные неметаллы располагаются в
iipiiii.iM верхнем углу системы, а металлы — в ее левом нижнем
\ | V
I Im ii'iii-iniocTb перехода, или относительность деления на ме-
iHi'ii.i и неметаллы, выражается в наличии ряда простых веществ,
un i.шихтя как бы полуметаллами. Они располагаются вблизи
hi.... идущей от бора к астату. При обычных условиях про-
। н и нещегтна, образованные этими элементами, имеют незначи-
н n.iiyiii электропроводность. Поэтому их нельзя отнести ни к He-
м. ।и,!,ним, ни к металлам. Иногда их называют металлоидами (т. е.
ни iiiIiiii.imii металлам). Атомы этих элементов в простом веществе
и» iiiiiiihhся ковалентными связями. При этом нередко образуются
Dpi"iiii.li' кристаллические структуры, подобные структуре алмаза,
и i.Hiupi.ix каждый атом связан с несколькими другими.
< денинательно, одна из причин относительности де-
II ппи простых веществ на металлы и неметаллы тесно связана со
।ipiH пнем атомов элементов.
/Ipyimi причина относительности такого деления заключается
пи ид и и 11 и н внешних условий. Так, при обычных условиях металлы,
i.iih и пкч тно, характеризуются наличием свободных электронов.
Mi । пдлпческая связь осуществляется и в твердом и в жидком состоя-
нии Пн если перевести металл в пар при определенных условиях
(цы. । ж не температуры и низкие давления), то он теряет свое ха-
рпк irpiiiie свойство — электропроводность. У неметаллов в усло-
вия х высокого давления наоборот возникает электронная проводи-
М1и и., 'по является результатом глубоких изменений в структуре
in un i iihi.
Iiikiim образом, структура вещества, тип химической связи,
ни uni простого вещества могут изменяться под воздействием соот-
иг о ।нующих внешних условий. Хорошо известным примером Ta-
nin и рода изменений являются различия физических свойств у раз-
личны х аллотропных модификаций одного и того же элемента
41
§ 2. АЛЛОТРОПИЯ
Способность одного и того же элемента существовать в виде
нескольких простых веществ называется аллотропией. В настоящее
время известно около 400 простых веществ. Причина образования
различных аллотропных видоизменений одного элемента кроется
в возможности образования новых связей между атомами при изме-
нении внешних условий. В результате образуются молекулы но-
вого состава или новые кристаллические вещества, отличающиеся
пространственным расположением атомов.
Так, например, существуют обыкновенный кислород и озон,
отличающиеся друг от друга числом атомов в молекуле: кислород О,
и озон Оэ. Озон образуется при прохождении через воздух электри-
ческих разрядов.
Для серы известны два аллотропных видоизменения: ромби-
ческая и призматическая сера. Выше температуры 95,6° С сущест-
вует призматическая сера, ниже — ромбическая. Изменяется кри-
сталлическая форма (ясно из названия) — изменяются и физи-
ческие свойства.
Для олова переход одной модификации (серое олово) в другую
(белое олово) совершается при температуре 18° С. Здесь также
происходит изменение типа кристаллической решетки.
Наличие нескольких аллотропных видоизменений характерно
для всех элементов четвертой группы. Рассмотрим, как влияет
изменение структуры на физические свойства простых веществ
элементов этой группы. Как известно, углерод и кремний принято
относить к неметаллам, германий — к полупроводникам, олово
и свинец — к металлам. Однако такое деление условно. В этом
можно убедиться, рассмотрев, например, аллотропные видоизмене-
ния углерода.
В алмазе каждый атом углерода находится в центре правильной
треугольной пирамиды (тетраэдр) и соединен ковалентными свя-
зями с четырьмя соседними атомами углерода (рис. 6). Таким обра-
зом, в таком кристаллическом веществе нет отдельных молекул
(это понятие здесь теряет свой смысл). Связи между атомами угле-
рода весьма прочны. Этим объясняется исключительно высокая твер-
дость алмаза, высокая температура плавления и кипения.
В структуре графита плоские слои из атомов углерода располо-
жены шестиугольниками. При этом расстояние между слоями больше
расстояния между соседними атомами углерода, находящимися
в одном слое (рис. 7). Для образования связей в шестиугольниках
от каждого атома углерода требуется три электрона, четвертый же
остается «свободным». Этим объясняется электропроводность гра-
фита. Поэтому графит используется для изготовления электродов.
Точно так же отличаются физическими свойствами кристалли-
ческие модификации олова: белое олово обладает электронной про-
водимостью, серое является полупроводником.
42
Пинц мы отмечали, что переход одного аллотропного видоизме-
...hi и ,t|iyiое происходит при соответствующих условиях. Однако
1> нн in , H-м, что скорость указанного превращения, как правило,
незначительна, различные простые
вещества одного элемента могут сосу-
ществовать.
S
А
1'н« н < । рук гура алмаза
Рис. 7. Структура графита


I । in рн 1лпчпе между физическими свойствами аллотропных мо-
|Ц|||н1 к пн и й одного элемента нередко велико, то по химическим свой-
...... они чище всего близки. Отличия касаются, главным образом,
о|» ..in (озон — более активный окислитель, чем обычный
г...po ll, скорости реакции с участием простого вещества.
i I ПОНЯТИЕ ОБ ОКИСЛИТЕЛЫЮ-ВОССТАНОВИТЕЛЬПЫХ
ПРОЦЕССАХ
11рп нерпопвчальном знакомстве с химией рассматриваются
ч> ii ipc ।пни химических реакций: реакции соединения, разложе-
.... |||М1'|це|ц|я и двойного обмена.
I 1'< .шипи соединения
2Йа + 62 = 2Йо’	(1)
гаО + сб: = С2аСОя	(2)
I'riiKiiiin разложения
2A*gd’ = 2Йе + д,	(3)
-я+1 -1	-3+1	+1-1
NH4C1 = NH3 + HC1	(4)
!l I'riiKiiiin замещения
О +а +6 -2	+2+0-8 о
Ко + Си SO4 = FeSO4 -|- Си	(5)
гкв'г1 + 62 = г’К ci + в°г2	(6)
I I'i'iiкипи двойного обмена
Кс1 4- AgNOj = AgCl 4- Ж’а	(7)
I
43
Цифры над символами элементов означают окислительное
число *. Мы видим, что одни реакции (1, 3, 5, 6) идут с изменением
окислительного числа элементов, другие (2, 4, 7) — без его изме-
нения. На этой основе все химические реакции условно делят на двп
типа: реакции, идущие с изменением окислительного числа элемен-
тов — окислительно-восстановительные реакции — и реакции, те-
чение которых не сопровождается изменением окислительного
числа. Первые реакции играют огромную роль в жизни человека,
в окружающем нас мире. Окислительно-восстановительные про-
цессы имеют место при горении, дыхании, при получении серной
кислоты из серы или сульфидов металлов, при выплавке металлов
из руд, при коррозии металлов и сплавов, при работе химических
источников электрической энергии.
Что же лежит в основе перечисленных выше процессов? Почему
одни простые вещества легко вступают в реакцию друг с другом,
тогда как другие нет.
В основе рассматриваемых процессов лежит такая перестройка
электронной структуры атомов, составляющих соединение, которая
ведет к изменению окислительного числа элементов. Таким образом,
в этом случае, как правило, имеет место переход электронов от
одних атомов, ионов, молекул к другим. Правда, иногда изменение
окислительного числа сопровождается не передачей электронов от
одного атома (иона) к другому, а смещением электронных пар:
О	0	+1-1
2Na + С1г = 2NaCl
Na + .01: —► (Na)+(:C1:)~ связь ионная
О 0	+1-1
нг + С12 = 2НС1
Н : Н + :С1:С1: —► Н:С1: + Н:С1:
нн	н :С1;
:cj ci;	н :ci:
связь неполярная полярная
(вертикальной линией условно обозначена середина межатомного
расстояния в рассматриваемых молекулах).
В первом случае из двух простых веществ образуется ионное
соединение, во втором — ковалентное полярное. Окислительное
число элементов в простых веществах принимается равным нулю.
Окислительное число хлора и в поваренной соли, и в хлористом
водороде равно —1, хотя указанные соединения различаются типоМ
химической связи (что и представлено на схеме).
* См. выше, стр. 30—32.
44
ib,и, iiinie.i'iMit называются вещества (атомы, ионы, молекулы),
। Hi'pi.ir н ходе химической реакции присоединяют электроны или
11 >п пн.ши их от других атомов. В только что рассмотренных при-
'H|his II качестве окислителя выступал хлор (С12). В результате
I..пни окислительное число хлора понизилось.
/! ’>> iihiinmiiiiiejifiMU называются вещества (атомы, ионы, моле-
> > ни, K<>iripi.it* в ходе химической реакции отдают электроны для
| |' | loii.iiiiiii ионной или ковалентной связи. В тех же примерах
" । ...ни' восстановителей выступали соответственно натрий и
...। и >|о > । В результате реакции окислительное число восстанови-
! к П н> >iti.i< 11 iiocb.
111>111111111111н.пы।ая возможность электронной перестройки, нали-
iiii ион Н1111ИЛ1.110Г0 окислителя или восстановителя определяются
>1ро|||цем П10МОВ, строением вещества в целом.
I*ги in lainni этой возможности в общем случае находится в зави-
• iHH'i in in многих факторов: наличия соответствующего парт-
||| рп, inniiieii।рации окислителя и восстановителя, температуры,
. р- h i. и которой осуществляется реакция, и т. п.
1'.ц । MoipiiM это па примере реакции взаимодействия двух про-
 11.|ч iii iiici in натрия и хлора:
2Na + С1г = 2NaCl
I1 ни и hh'i ню, для атомов натрия характерно «стремление» к отдаче
iHhipoiia, для атомов хлора — к присоединению. Следовательно,
и шипом случае имеет место взаимодействие активного окислителя
н hi ।iiiiiiniо восстановителя. Реакция осуществляется довольно
..... попаренная соль образуется с большим выделением тепла,
и 'нм HiKii убедиться на практике. Процессы взаимодействия мно-
III. mi iii'i.'ioii с хлором идут самопроизвольно или при незначитель-
.......... iiiii pi'iiaпин (для увеличения скорости реакции). Образовав-
..... при реакции ионы натрия (Na+) и хлора (С1“) обладают
ын< pun IHII.IMH электронными конфигурациями и поэтому, пред-
। inn км) ।ебе возможность течения обратной реакции, мы пони-
м.н м, ... Na' будет очень плохим окислителем, а СГ — плохим
..... । ail'inn гелем. Для осуществления такой реакции потребуется
Hiii'iii и ii.ii.ih затрата энергии (высокие температуры). При обыч-
ны', yi HiiiiiHx натрий и хлор из поваренной соли получают электро-
III шм pm плана поваренной соли.
I'niii e, рассматривая вопрос о положении водорода в периоди-
•к । in HI । in |смс, мы указывали на сходство водорода как со щелоч-
ными ме।и ।ними, так и с галогенами. Это сходство проявляется,
и 'ни ।inм in, и гом, что подобно щелочным металлам, водород может
in n । у пи 11. и качестве восстановителя, но с другой стороны, подобно
।и iniеппм, способен быть и окислителем. Причина двух способов
и iMi'iieiiiiii i.'ieKipoiiiioft конфигурации нейтрального атома водорода
। и. Пиплс н и и особенности строения атомов I периода (первый энер-
и iii'iri uni уровень заполняется двумя электронами). Изменение
45
окислительного числа водорода можно представить следующим
образом:
Н — е —► Н
Н + е
В первом случае водород выступает как
ром — как окислитель. Например:
восстановитель, во вто-
Н2	+	С12	= 2H(tl1
восстановитель	окислитель
2Na	+	k2 =2NaH
восстановитель	окислитель
Таким образом, мы прежде всего должны учитывать принци-
пиальные возможности присоединять или отдавать электроны, т. е.
возможности, прямо вытекающие из строения атомов и окислитель-
ного числа элемента в соединении. В нашем примере водород (Н2)
может выступать и в роли окислителя и в роли восстановителя.
Какая из этих двух возможностей будет реализована, зависит от
партнера по реакции, от того, с каким веществом (окислителем или
восстановителем) будет взаимодействовать водород.
Как же связать окислительные и восстановительные свойства
простых веществ с положением элементов в периодической системе?
Рассмотрим конкретные примеры. Например, окислительная спо-
собность в ряду галогенов убывает от хлора к иоду:
С12 + 2КВг = 2КС1 + Вга
С12 + 2KI = 2КС1 + 12
Br2 + 2К1 = 2КВг + 12
Восстановительную способность металлов отражает ряд актив-
ности (напряжения) металлов который составлен с учетом последо-
вательности вытеснения металлов из растворов их солей (см. стр. 76).
По-иному будет выглядеть ряд, иллюстрирующий способность
металлов образовывать соединения с кислородом или азотом, водо-
родом или фтором и т. д.
В группах периодической системы восстановительные свойства
простых веществ, как правило, усиливаются, а окислительные —
падают. Однако это общее положение нуждается в уточнении, когда
мы приступаем к изучению некоторых конкретных примеров.
Число реакций, в которых данный элемент может выступать, ска-
жем, в качестве восстановителя, достаточно велико, а процесс окис-
ления— восстановления зависит от многих факторов, которые мы
пока еще не рассматривали.
46
Ллдлчп п упражнения к главе IV
I I..... iiiTii.i химической связи наблюдаются в металлах и неметаллах’
И I пн hi ' ин i.i и.: I) нее простые вещества состоят из молекул: 2) молекулы про
 .......in ик гоиг из атомов одного элемента?
' I.....няшны металлические и восстановительные свойства простых ве-
............ii.tiiiii.ix атомами элементов 1—3 групп системы, со строением атомов,
.............. ' ip in 'iri iiiill связи в простых веществах? Почему не все металлы легко окис-
............. и па пищухе?
I I' iiiiiii перестройка электронной конфигурации свободного атома хлора
.... .... при образовании простого вещества и поваренной соли? С какими
пне.'.....	связи мы встречаемся в этих случаях?
I I I.i i'iiiiiii' и 1вестпые вам примеры аллотропии для металлов и неметаллов.
। ..........о и ли переход от одной аллотропной модификации к другой изме-
и и......... химической связи?
ч I I.i । hi ши 11- уравнения реакций окисления металлического натрия: 1) хло-
piui и opiiMuM, кислородом и серой. Какая должна быть зависимость энергии
.......шин полученных соединений от положения окислителей (элементов-ана-
ио..ц) в пгрнодичсской системе.
О /111 и и и । и I е следующее уравнение реакции:
1а -|- Н2О -|- С12 = НЮЭ -ф ....
/ Ничему кислород, фтор и хлор являются наиболее сильными окислите-
....1 hv i\। ли прочными соединения, образованные ими между собой?
И II...му относительно понятие «активность металла»?
Глава V
ХИМИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ
II .... твии с формулировкой периодического закона мы
|ui,, ||..|11г,1|ц некоторые свойства свободных атомов и простых ве-
...и 11н примере аллотропии мы убедились в том, что не только
 и hi рицине строение нейтрального атома, но также состав и про-
। ip.nn inriiinieстроение простого вещества определяют его свойства.
\iiii ни ii'iiii.im будет наш подход к рассмотрению сложного вещества.
I । in простых веществ известно в настоящее время около 400,
........... но много раз больше: около 100 тысяч неорганиче-
ii.nn, ш'1 кол!.ко миллионов органических и несколько десятков
н.н ин ,'|< мснтоорганнческих.
linn рп 1ЛНЧЛЮТСЯ по агрегатному состоянию, по распростране-
нии! и природе, по способности давать новые образования из того же
inn 'in иiiiMim гех же элементов (новые модификации — по аналогии
। п т и и pi nun'll для простых веществ).
I 'in । кин рпм несколько вопросов, важных для понимания при-
piun.i химического соединения.
« I. СМЕСЬ II ХИМИЧЕСКОЕ СОЕДИНЕНИЕ
I Ipi и iiihiiM себе, что мы взяли мелко раздробленные железо и
I. ....ши и- и. по их перемешали при обычных условиях. Это будет
। nil. шр прос1ых веществ. Для сравнения возьмем соединение
47
железа и серы — сернистое железо FeS. Мы можем убедиться п
том, что свойства атомов железа и серы в соединении отличаются
от свойств простых веществ.
Так, железо притягивается магнитом, независимо от того,
взяли мы чистое железо или смесь последнего с серой. Соединение
(сернистое железо) магнитом нс притягивается
Сера хорошо растворяется в сероуглероде. Соединение FeS
в сероуглероде не растворяется.
При действии на смесь соляной кислоты происходит выделение
водорода. Взаимодействие сернистого железа с кислотой приводит
к образованию сероводорода.
А между тем смесь можно приготовить так, чтобы она по внеш-
нему виду не отличалась от соединения. Однако это лишь внешнее,
кажущееся сходство. Внутренние же их отличия велики. Иными
словами: смесь только внешне может казаться однородной, хими-
ческие воздействия показывают ее неоднородность. Химическое
соединение — однородно.
Изучение и сопоставление физических и химических свойств
смеси и соединения приводит нас к выводу о качественном отличии
свойств атомов элементов в смеси (простые вещества) и химиче-
ском соединении.
Другая характерная черта химического соединения — наличие
связей между атомами разных элементов. В зависимости от состав-
ляющих соединения атомов эти связи могут быть ионными, ковалент-
ными и металлическими.
Одна из важнейших характеристик соединения — его форма,
его состав.
§ 2. ПРОСТЕЙШАЯ II ИСТИННАЯ ФОРМУЛА ХИМИЧЕСКОГО
СОЕДИНЕНИЯ
Простейшую формулу можно определить в результате химиче-
ского анализа, истинную — только имея данные об истинном моле-
кулярном весе соединения. Так, по результатам анализа можно
установить простейшую формулу СН, но какому соединению (на-
пример, С2Н2 или С0Нв) она отвечает, сказать нельзя, если неиз-
вестен молекулярный вес соединения. Эти данные о молекулярном
весе, строго говоря, можно получить в том случае, если вещество
газообразно или может быть переведено в газообразное состояние
без разложения или какого-либо другого изменения состава, иными
словами, для тех соединений, к которым приложимо понятие моле-
кулы.
Рассмотрим два примера.
Пример 1. При окислении кислородом воздуха 34 г газообразного ве-
щества образовалось 28 г азота и 54 г воды. Плотность этого вещества по водороду
равна 8,5. Определить его истинную формулу.
Решение. Вначале необходимо установить количественный и качествен-
ный состав вещества.
48
It 11 . i-ofHii пони я находится 28 г азота. Подсчитаем, сколько граммов водо
। ....... и 34 г соединения.
II н ninfl । рлмм-молгкуле воды «содержится» два грамм-атома водорода. Так
। <>. ।рамм молекулярный вес воды равен 18 е, то
в 18 г Н2О находится 2 г водорода
в 54 г »	» х г »
х = 6 г
। к |оп,|И Л1.ПО, соединение состоит только из азота и водорода, так как
1 о nt штпных количеств составляет
28 + 6 = 34 г.
II . iiii .i формулу соединения:
N:H = ^;4- = 2:6=1:3.
14 1
I Ip и о Hui.in формула соединения: NH3.
। in..io ло еще не окончательный ответ. В условии задачи указана плотность
|> in... но водороду (8,5). Значит, молекулярный вес вещества: М = 2D =
' HL 17 Молекулярный вес NH3 также 17. Установленная формула ока-
....... in Iипиой.
Iiiiuiii проверка оказывается необходимой потому, что часто
и MiMii'ii'i iiiix соединениях истинное отношение чисел грамм-атомов
 о । и 1111 hi не совпадает в точности с простейшими отношениями,
.1 hi и ii.iiiiic। ея кратным им. Особенно часто это встречается в органи-
.......... химии. Однако и в неорганической химии встречаются по-
............. примеры. Кроме только что найденного соединения с водо-
......... । in i.nia NH3 (аммиак), азот образует другое N2H4 (гидразин),
। и Ирш idiiiiee отношение N : Н = 1 : 2. Другой пример: НаОа
1ш pi мн и. водорода), простейшая формула НО.
II р и м г р 2. Число атомов кислорода в соединении вдвое больше числа
..... ,| инн Плотность соединения по водороду 46. Найти истинную формулу
 I НИИ пни
I' । in г и и е. Простейшая формула NO2. Молекулярный вес этого соеди-
..... 4Ini>., ’ 11-|-32=46. Найдем истинный молекулярный вес:
Мх = 2D = 2 х 46 = 92,
। । ин и пн»' превосходит тот, который получается из простейшей формулы.
....... . формула соединения N2O4.
/I.'iti Гюлыпинства твердых неорганических соединений (с ионной
п in । ни.по полярной связью) можно определить простейшие фор-
>ц и.।
§ 3.	О ПОСТОЯНСТВЕ СОСТАВА ВЕЩЕСТВА
II XIX в. при изучении состава различных веществ выяснилось,
Bi" Hiliпп.io отношения между элементами в сложных веществах
hi । । i.i постоянны, причем эти отношения являются такими же, как
....... молекуле этого вещества. Точно так же постоянны и отно-
II" пн и чисел грамм-атомов в одной грамм-молекуле. Более того,
'ini in । рпмм-атомов в грамм-молекуле относятся друг к другу, как
п||"| н.п' целые числа (Дж. Дальтон).
II начале XIX в. французский ученый Пруст установил закон
... oniiiciiia состава: каждое вещество имеет определенный состав
in niiuiciiMo от способа получения.
49
Несколько ранее другой французский ученый Бертолле утвер-
ждал обратное: состав вещества зависит от способа получения.
Бертолле установил это, изучая составы сложных солевых систем.
В тот период закон Пруста был подтвержден изучением состава
большого числа соединений (окислов, галогенидов, сульфидов ме-
таллов), состоящих из атомов двух элементов.
Однако, как впоследствии выяснилось, закон постоянства со-
става оказался верным лишь в том случае, когда речь идет о веще-
ствах, имеющих молекулярное строение (соединения в газообраз-
ном состоянии и соединения с молекулярной структурой).
Более совершенная экспериментальная техника позволяет за-
регистрировать сейчас отклонения от стехиометрического состава
даже у ряда «испытанных» окислов, сульфидов, галогенидов и т. п.
Все это еще раз указывает на то, что внешние условия в определен-
ной степени (различной для разных соединений) влияют на состав
соединения.
Вот почему приходится говорить об ограниченности действия
закона постоянства состава.
Надо сказать, что такой взгляд на химическое соединение, сло-
жившийся в конце XIX и начале XX вв., удалось экспериментально
подтвердить с помощью рентгеноструктурного анализа. Некоторые
общие положения были выработаны раньше, главным образом,
трудами Д. И. Менделеева и Н. С. Курнакова.
Несмотря на отклонения от стехиометрического состава, на-
блюдающиеся у многих соединений, мы в дальнейшем не будем
принимать их во внимание, следуя закону постоянства состава.
§ 4.	ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ В СОЕДИНЕНИЯХ
Характер химических связей в соединениях зависит от положе-
ния элементов в периодической системе и, в первую очередь, от
заполнения внешних уровней. Так, хлориды элементов III периода
имеют ковалентные связи и лишь в хлориде натрия эта связь имеет
типично ионный характер.
Степень смещения электронной пары в связи элемент — хлор
можно изобразить следующей схемой:
Соединение	Связь		Тип связи
NaCl	Na	; :ci	ионная
А1С13	Al	!: ci	переход к ковалентной
РС15	Р	ci	ковалентная, полярная
С12	Cl	) CI 1	ковалентная, неполярная
50
I Ihoi ди характер химической связи изображают следующим обра-
II 1*1
N0.F
Ионная
молекула.
HF
Полярная
молекула
FF
Неполярная
молекула
•I'll iii'icridie свойства соединений зависят не только от характера
• • 1111Н1Ч1111Й связи (в нашем примере: элемент—хлор), но и от формы
и» iinu'iiiih. Так, меняется структура веществ (поваренная соль —
ijiiii ।ииличсскос соединение; хлор при обычных условиях — газо-
। к1||ц ни и' вещество, состоящее из двухатомных молекул). Нередко
ни и мт ри гурам плавления хлоридов можно составить представле-
....nun1 связи. Считают, что ионные соединения плавятся при тем-
 II |>>« । v|ni ч выше 600° С.
Hinn' и iMeiieime характера химической связи наблюдается в сое-
111111'111111 х питрия с элементами III периода: от металлической связи
ц н.п Inin) через ковалентную (Na3P, Na2S) к ионной (NaCl).
Химические свойства соединений также находятся в зависи-
...in hi niiia химической связи. Иллюстрацией этого положения
..... । лужить реакции соединений элементов III периода с водой.
/|п । их пор мы рассматривали химические связи в соединениях,
 - и и пни и х и । атомов двух элементов (бинарные соединения). Между
о м и un i inn, что существует большое число и более сложных сое-
HIIIII пнй
Ihiiiiim же образом происходит возникновение новых связей?
। hut h.iiiiii-icb, образование сложных соединений является резуль-
luiiiM 1,|Ц'ктростатического взаимодействия между исходными соеди-
....ими Нередко существенную роль в возникновении такого
и "iiiM'i/ii ih riiiiH играют электронные пары одного из атомов. Так,
|||||||1им< р, осуществляется образование солей аммония; нейтраль-
iiiiii мплгкулп аммиака присоединяет из кислот атом водорода,
и м< и ин и й окислительное число +1:
Н
H:N: + Н+1
Н
аммиак
Н 1+ 1
H:N:H
Н
ион
аммония
II iiiJiiiuiie от ковалентной связи, образующейся за счет обобще-
нии ину х электронов, принадлежавших разным атомам, эта новая
। ни и, иЛр|||устся за счет предоставления одним из атомов пары
«к hi pi ин hi *. От ковалентной она отличается только своим про-
in пик u'liiieM, так как в ионе аммония все четыре связи N—Н
1>'|ц|||HH iiin.r Заметим, что образование новой связи произошло без
....... п>1 и. и.। ii.iuacrcn координативной.
61
изменения окислительного числа атома азота (N). Изучение
соединений, содержащих ион NH4, показывает, что зтот ион вы
ступает во многих случаях как целое (соли аммония). Более того,
образование атомом водорода (окислительное число + 1) новой
связи оказывает влияние на его прежнюю связь в соединении с ко
валентной связью (например, в НО).
NH3 + НС1 -> [NH4]+ (С1)"
ковалентные ионная связь
связи
Если исходные вещества (NHa и НО) являются газообразными
при обычных условиях, то хлористый аммоний, как и другие соли
аммония, — кристаллическое вещество, имеющее сравнительно вы-
сокую температуру плавления.
Не всегда можно достаточно наглядно, как в только что рассмотренном слу-
чае, представить схематически процесс образования новых связей и изменении
прежних. Однако мы хотели бы обратить внимание на имеющее место образовать
симметричных сочетаний атомов, подобных иону NHJ. Например: СН4, [ВН4]_|
Последнее соединение образуется в результате взаимодействия гидрида бора
с гидридом натрия: NaH-|~BH3=Na[ВН4] (схематически). Для кислородны!
соединений характерно образование соединений, содержащих ион ЭО^ : SiO\,
Р0’4 , SO24, CIO7. Во всех отмеченных примерах около центрального атома коор'
динируется четыре атома другого элемента.
Электростатические взаимодействия играют большую роль нс
только в образованиях новых устойчивых соединений *, но в ходе
различных химических процессов, например, идущих в растворах,
Таким образом, любой химический процесс так или иначе свя'
зан с изменением прежних химических связей и возникновением
новых. Иногда, как мы это рассматривали уже раньше, реакция
идет с изменением окислительных чисел элементов.
§ 5.	КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Большое значение в познании окружающего нас мира имее!
разработка классификации объектов, явлений, понятий, которые
изучает та или иная наука. Химия является наукой о химически»
элементах и образуемых ими простых и сложных веществах. Ясно)
что для каждого круга объектов может быть выработана своя клао
сификация, но очевидно также и то, что все три классификации —
элементов, простых веществ и соединений — должны быть связанИ
между собой. В основе классификации соединений лежит изучена
их состава, свойств, строения, типов химической связи.
Изучение свойств кислородных соединений, проведенное в кони
XVIII и первой половине XX в., позволило разработать классифи
* Примером таких соединений являются кристаллогидраты CuSO4-5HaC
FeSO4-7HaO и т. п., в которых полярные молекулы воды прочно удерживаютс
за ечет притяжения к иону металла (Си21', Fe2' и т. п.).
52
। mihiiii кислородных соединений элементов: окислы, основания,
। in iiiii.i, голи.
Im'не глубокое раскрытие взаимосвязи между этими классами
1 in n и I, осуществить в результате открытия периодического закона,
и I'piui 1лгк1 политической диссоциации, теории химической связи.
II ним параграфе мы напомним лишь самые элементарные све-
i> пни п к,ниссах кислородных соединений. Окислами называются
। hi и и иг и и я, которые состоят из атомов кислорода и какого-нибудь
i|i\пин химического элемента. Они подразделяются на солеобра-
....пег и песолеобразующие. К последним относятся: N2O, NO,
iii । i плгобразующие окислы разделяются на основные, кислотные
и >нн|"।и рные. Это деление основано на способности, соединяясь
ip\। । прутом, образовать соли.
I |г|ц|Ц1рые основные окислы, соединяясь с водой, образуют
hi in mu и и и:
Na2O + H2O = 2NaOH
CaO + H2O = Ca(OH)2
....ini большинство основных окислов с водой не соединяется,
при рн 1ЛОЖСПИИ соответствующих оснований получается основной
iifin । । н иода:
Cu(OH)2 = СиО-р Н2О
2AgOH = Ag2O + Н2О
Minn не кислотные окислы, соединяясь с водой, образуют кис-
I'HI.I
Р2О6 + ЗН2О = 2Н3РО4
so3 + Н2О = H2SO4
I |екогорыс кислотные окислы с водой не соединяются; их можно
Н"|1У'1Н11. разложением кислоты:
H2SiO3 = SiO2 -р Н2О
< iriiiИН1ЫС окислы, реагируя с кислотными окислами или кисло-
И1МП, образуют соли:
СаО + SO3 = CaSO4
CaO -J- H2SO4 = CaS04 -p H2O
Рпглотпые окислы, реагируя с основными окислами или осно-
..hi ими (точнее: щелочами, т. е. растворимыми в воде основа-
IHIIIMII), образуют соли:
SO3 + CaO = CaSO4
SO3 -р Са(ОН)2 = CaSO., -р Н2О
11ГЦО1П1ННЯ и кислоты вступают в реакцию друг с другом с обра-
iiihhiiiiicm солей
H2SO4 + Са(ОН)2 — CaSO4 + 2Н,0
Некоторые вопросы образования солей будет рассмотрено далее
им пеной» теории электролитической диссоциации (см. стр. 71).
БЗ
Кроме окислов, существует еще одна группа соединений, кото-
рые состоят из атомов кислорода и атомов другого элемента. Это
перекиси, которые надо рассматривать как производные (соли)
перекиси водорода:
Na2O2 + H2SO4 = Na2SO4 + Н2О2
Если окислительное число кислорода в окислах равно — 2, то
в перекисях его следует признать равным — 1.
Впервые отличие перекисей от окислов оказалось возможным
показать на основе периодической системы элементов Д. И. Мен-
делеева. По сравнению с высшими солеобразующими окислами, в пе-
рекисях число атомов кислорода, приходящееся на одно и то же
число атомов элемента, больше: Na2O (окисел), Na2O2 (перекись).
Среди солеобразующих окислов выделяется также звено особых
окислов: (NO2, СЮ, С1О2 и др.).
Процессы образования кислот (и солей), идущие с участием
этих окислов, сопровождаются изменением окислительного числа
элемента. Например:
3NO2 4- Н2О = 2HNO3 + NO	(1)
или
2NO2+H2O = HNO3 + HNO2	(2)
в зависимости от условий реакции. Таким образом, если при раство-
рении в воде ангидрида азотной кислоты образуется только азотная
кислота
N2Os + Н2О = 2HNO3	(3)
здесь происходит образование еще одного соединения азота. В реак-
ции (3) окислительное число азота не меняется, в реакциях (1)
и (2) — меняется:
3ft —► 2??+ft
2ft—>ft 4-ft
К этим реакциям мы еще вернемся при изучении процессов окисле-
ния — восстановления.
Рассмотренная выше классификация кислородных соединений
строилась на основе состава и свойств (способность к солеобразо-
ванию) этих соединений. Однако оказалось, что способность обра-
зовывать соли присуща не только кислородным соединениям. Наряду
с рассмотренными выше кислородными кислотами, существуют кис-
лоты бескислородные *. Известно, что водные растворы таких водо-
родных соединений, как: НС1, HF, HBr, HI и H2S, способны взаи-
модействовать с основными окислами и основаниями с образованием
солей:
2НС1 + СиО = СиС12 + Н,0
НС1 + NaOH = NaCl + Н2О
* Название «кислота» связано со словом «кислород». В этом проявился под-
ход ученых конца XV11I в. (Лавуазье) к кислотам, как кислородным соедине-
ниям.
54
 .... <|>упкцин соединения — как определила теория электро-
     и hi диссоциации—связаны со способностью диссоцииро-
(р.11.I.H аться) с образованием иона водорода.
I ... образом, принцип группировки различных неорганических
.....пй ио соответствующим классам основывается как на
......и состава, так и на изучении свойств и реакций, идущих
.'|,п ним рассматриваемых соединений.
' и и in.цельно, результат химического процесса существенно
пип । и.। наши представления о исходных веществах, опринадлеж-
... и 1 к тому или иному классу.
Й «. ГРАФИЧЕСКОЕ ИЗОБРАЖЕНИЕ ФОРМУЛ
ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
I Ini лидпос изображение связей, существующих между атомами
химическом соединении, издавна привлекало внимание ученых,
о....(панической химии на основе теории строения, разработан-
iii А М Ьутлеровым, широко пользуются структурными форму-
• чн II о|личие от валовых формул, описывающих качественный
। ii'iii'H i гпгпный состав соединения, структурные формулы позво-
... н.п лядпо представить, в какой последовательности соединены
IMU.I и молекуле, какие части молекул остаются неизменными, где
Ulin х11 in г разрыв химических связей и т. п. Совершенно очевидно,
о । । ||.|фпческому изображению сложных соединений можно при-
нц и. лишь после того, как определены окислительные числа
, in и и hi, изучены свойства соединений (функциональные группы)
ц||ргл< .iii'ii класс соединения.
/|'|и оно чтобы пояснить сказанное, обратимся к конкретному
и'||р\ Хорошо известно, что валовой формулой С2НвО можно
и и ।пии|ь состав двух соединений: этилового спирта и димети-
...... и|и1 ра. Изучение свойств того и другого позволяет раскрыть
.... последовательность связей (формулы строения):
НН	НН
II	II
II-С—С—О—Н и Н—С—О —С—Н
ин пни черточка в этих структурных формулах отвечает ковалент-
ih ...... образованной парой электронов (по одному электрону
*..пн и о из связанных атомов).
• I, ।анонимен теперь на ряде примеров из области неорганической
Hinn । пой целью обратимся к рассмотрению кислот хлора —
и юрпдпых и бескислородной хлористоводородной (соляной) КИС-
ИН
II ,|" ншле соляной кислоты HCI всего одна связь, соединяющая
и । I и.>| ой электронов. При графическом изображении молекулы
55
соляной кислоты, вместо указанной пары электронов, ставится
черточка:
Н:С1: Н—С1
Кислородные кислоты хлора являются одноосновными:
(НО)С1	хлорноватистая	j
(НО)СЮ, или НС1О2 хлористая
(НО)С1О2, или НС1О3 хлорноватая	,
(НО)С1О3, или НС1О4 хлорная	>
В левом столбце мы изобразили формулы кислородных кисло!
хлора несколько необычно, а именно так, чтобы было удобнее
перейти от них к структурным формулам. Действительно, валовые
формулы, написанные в правом столбце, не дают представлении
о последовательности связей атомов в молекуле. В каждой кислород
ной кислоте, из числа тех, которые изучаются в средней школе,
водород кислоты (т. е. водород, способный замещаться на металл)
связан с кислородом Н—О—, а кислород, в свою очередь, с соот
ветствующим элементом, в данном случае, хлором:
Н—О—Cl
Эта структурная формула составлена не только с учетом класса
соединения (кислота), но и соответствует окислительным числам
элементов, входящих в соединение (хлорноватистая кислота)
+1	-2	*1
Н-О—С1
Аналогичным образом составляются структурные формулы осталЬ'
ных кислот хлора. Например:
НС1О2— хлористая кислота
+ 1	-2 +3	-2
Н— О—С1=О
НС1ОЭ	нйо4
о
//Q н-0-cic ^0	н—О—(У1 = о А
хлорноватая кислота	хлорная кислота
Пример. Рассмотрим структурные формулы кислородных кислот серп
и фосфора: H2SO4 и Н3РО4.
Решение Последовательность составления этих формул может быть раз
личной. Например, такая:
+ 1 +г,-а
Н3РО4
H—О—
Н-О—
Н—О—
Н-О\
Н—О^Р=
Н-О/
Н-О\
Н—О^Р=О
н-о/
56
I |in>|iii'ii,4 i(oe изображение формулы можно начинать и по-другому, например
in <|>,i щец и и окислительного числа центрального атома:
-?Sr-
-7P;
он, о, ритмещая
остальные атомы
Н^О—Q=O
Н-О—S=O
Н—Оч
Н—О-)Р=О
Н—О/
.....обой последовательности изображения связей важно, чтобы учитывалось
<! о.ио окислительное число элементов, но и класс соединения.
......in графический способ изображения формул химических соединений
о ин in полностью передает пространственную структуру соединения. Это
и । инн- распространяется, главным образом, на те соединения, при определе-
.....и.। которых мы вынуждены ограничиться простейшей формулой (многие
. ....    Примеры	такого рода соединений будут приведены далее
। । ip 9/)
1'ромс loro, как мы уже имели возможность убедиться на примере солей
.....г число связей между атомами не всегда совпадает с окислительным чис-
н 4 U мен гон.
||п<1ому графическое изображение формул соединений имеет ограниченное
юн in пне Наиболее целесообразно ими пользоваться при рассмотрении соеди-
ни!) । inпшлептпыми связями, степень полярности которых невелика.
Задачи и упражнения к главе V
I Кик отличить смесь от химического соединения? Поясните это на примере
• и nuyint йен кремния и карбоната кальция.
J При сжигании 6,2 г кремневодорода получено 12 г двуокиси кремния
|, 11 HiiiiocTb кремневодорода по воздуху равна 2,14. Найти истинную формулу
।. in, 1 и । 'и 11 в |да.
i Какие химические связи характерны для соединений, образованных при
hi.... . 1 нии следующих простых веществ: металл -|- металл, металл -|- неме-
। I, 11гм1'|плл неметалл?
I Хлорид алюминия (безводный) возгоняется при 183° С. Эквивалентная
к ipiiiipoiiojuiocTb * (врасплаве) чрезвычайно низка. Для сравнения укажем, что
in, р.п урн плавления хлорида натрия 808° С, а эквивалентная электропровод-
 и. ни несколько порядков выше. Что можно сказать о типе химической связи
....ином хлориде алюминия? Справедливо ли будет утверждение: при взаимо-
|, uulu металла с хлором всегда образуется соединение с ионным характером
I пн1
п При взаимодействии безводного сульфата меди с водой происходит обра-
..... гогдинеппя с координативной связью
CuSO4 • 5Н2О или [Сu(Н2О)4]SO4 • Н2О
И...отдающееся выделением тепла. Чем объясняется, что и раствор и кристал-
inip.ii имеют одинаковую окраску?
п Прицедите примеры изменения типа химической связи или полярности
и.1 теп । in и) связи, которое наблюдается при образовании нового соединения,
in н> чолиые вещества являются сложными.
/ Какое графическое изображение формулы
т//О\
О=А1—О—А1=О пли А1—О—-AI
не iio.'iiio отражает реальное строение твердого окисла алюминия?
• Идин па характеристик проводников 11 рода.
67
8. Дайте графическое изображение формулы двузамещепного фосфата трех
валентного железа (пример приводится для тренировки).
Г л а в а VI
РАСТВОРЫ. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ
ДИССОЦИАЦИИ. РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОИ
§ 1.	РАСТВОРЫ
Ранее мы проводили сопоставление смеси и химического соеди
нения и имели возможность убедиться в качественном отличии in
свойств и в том, что образование химического соединения подчи
няется закону эквивалентов.
Действует ли закон эквивалентов при образовании растворов/
Совершенно ясно, что нет. Например, получить раствор серной
кислоты можно смешивая различные количества исходных вещестп.
В широком интервале концентраций химические свойства таки»
растворов практически не меняются, тогда как физические свойств!
(например, плотность) с изменением состава меняются. Можно ли
растворы отнести к смесям?
Если мы изучим процесс растворения различных газообразных
жидких и твердых веществ в воде, то на этот вопрос мы должны от
ветить отрицательно по следующим причинам:
1.	Процесс растворения сопровождается изменением энергш
(выделение или поглощение тепла). Например, растворение серной
кислоты и щелочей в воде идет с выделением тепла.
2.	В некоторых случаях процесс растворения сопровождаете»
изменением окраски соединений. Например, растворение безводное
сульфата меди в воде идет с образованием раствора голубого цвета
а в жидком аммиаке — с образованием раствора синего цвета
Изменение окраски связано с различным смещением элёктронньи
пар в разных соединениях.
3.	В ряде случаев (растворение жидких веществ) происходи!
изменение объема взаимодействующих веществ
^раствор -7- ^растворитель 4“ ^растворенное вещество*
Так, при растворении этилового спирта в воде имеет место умень
шение объема:
^раствора ^ЩО "E^CoHjOH*
Из сказанного выше следует, что в процессе растворения про
исходит химическое взаимодействие. Исследования показали, чт<
в растворе могут существовать три типа молекул: молекулы раство
рителя, растворенного вещества и продуктов их взаимодействия
Последние имеют различный состав в зависимости от природы исход
ных компонентов, концентрации раствора и температуры.
58
!| II. Менделеев, исследовавший этот вопрос, назвал такие со-
Hiiiiiiiiii гидратами (для водных растворов) или сольватами (для
....к р.к творителей). По его представлению, при растворении
  рнпй кислоты происходят такие процессы:
II сг, , и гч ассоциации „ с	„
1 l.,SO4 + иН2О - - — H2SOj • /гН2О
диссоциация
I l2SO4 • /(Н2О H2SO4 • иН2О + (п - т) Н2О
1 и и hi.нелыю, в растворе проходят реакции между различными
.........и устанавливается динамическое химическое рав-
......in ( Юразование такой системы, как теперь выяснилось, в силь-
iniii । iriii iiii зависит от природы (типа химической связи) исходных
нт....in и гон. Несомненно, что в водных растворах при этом не
ши и инк но роль играет наличие полярных молекул воды.
/1о । их нор мы ничего не говорили о размерах частиц. Рассмо-
iprinii.ir выше растворы относятся к числу истинных или молеку-
-inpiii.i\, гак как размеры растворенных частиц того же порядка,
.... размеры молекул. Такие растворы не только однородны, но
II \i 11 ill ч п вы.
Iiikiim образом, истинным раствором называется однородная
•нм..екая система, в которой устанавливается химическое равно-
1.11 in между молекулами растворенного вещества и растворителя,
а |п1.ж< продуктами их взаимодействия.
Iini pi. обратимся к вопросу о растворимости газов, жидкостей
и ни рных веществ в воде.
1'<н ишо/шмость вещества —это его способность распределяться
н определенном количестве в среде растворителя. Это свойство
i.iiniu связано с природой взаимодействующих веществ. Полярные
In in hi ni.ie) соединения, как правило, хорошо растворяются в по-
чнрных растворителях, а неполярные соединения — в неполярных
......иipii।елях. Так, хлористый водород или аммиак хорошо рас-
........ в воде, тогда как водород, хлор, азот растворяются
....не несравнимо хуже.
I'm ।норпмость определяется максимальным количеством веще-
। ।ни, |н1стпоряющегося в 100 г растворителя при данной темпера-
11 ре Раствор в этом случае является насыщенным. Если же в рас-
........ содержится вещества меньше, чем возможно в соответствии
> ini растворимостью при данной температуре, то такой раствор
...... ненасыщенным.
Piu i норпмость большинства твердых веществ увеличивается
. н.п реванисм. Правда, есть такие вещества, растворимость кото-
pi и । увеличением температуры мало меняется (поваренная соль)
u ni ниже падает (гидроокись кальция).
IIrineeiна условно можно разделить на хорошо растворимые,
h i in рис творимые и практически нерастворимые. Растворимость
in рных составляет при комнатной температуре в 100 г воды не
..... К) с, а последних — не более 0,01 г.
59
Если твердое вещество находится в растворе, его можно выде-
лить из раствора двумя способами: 1) выпариванием воды, 2) пони-
жением температуры раствора.
При выпаривании ненасыщенного раствора в определенный мо
мент достигается насыщение, когда в растворе не может находиться
большее количество вещества, т. е. достигнута величина его рас
творимости. Тогда при последующем выпаривании в связи с умень
шением количества растворителя начинается выделение твердого
вещества.
Другой способ выделения твердого вещества осноган на разной
растворимости при разной температуре. Если растворимость азотно-
кислого калия при высокой температуре значительно превосходи!
растворимость его при низкой температуре, то можно воспользо
ваться этим различием для перекристаллизации KNO3.
Растворимость жидкостей в воде также зависит от природы
растворяемой жидкости. Так, если спирт может смешиваться с
водой в любых отношениях, эфир имеет ограниченную раствори-
мость.
Растворимость газов в воде зависит не только от температуры,
но и от давления: падает с нагреванием и увеличивается с повы-
шением давления.
§ 2. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ
Существует несколько способов выражения концентрации рас-
творов; из них наибольшее распространение получили процентные,
молярные и нормальные (грамм-эквивалентные) концентрации.
При выражении концентрации растворимого вещества в про-
центах указывается, сколько граммов вещества находится в 100 грам-
мах раствора.
Например, если дан 30%-ный раствор серной кислоты, то это
значит, что в 100 г раствора находится 30 г чистой серной кислоты.
Таким образом, процентные концентрации являются одним из
способов выражения весовых количеств растворенного вещества и
растворителя.
Пример 1. Растворимость азотнокислого калия при 18° С равна 21 г,
Определить процентную концентрацию насыщенного раствора.
21 г KNO3 растворяется в 100 г воды, следовательно, вес полученного раст-
вора 121 г.
В 121 г раствора содержится 21 г KNO3
в 100 г »	» х г KNO3
Ответ: 17,3%-ный раствор
Пример 2. К 80 г 15%-ного раствора вещества добавлено 40 г воды. Оп-
ределить процентную концентрацию полученного раствора.
60
I'... и и г. В 100 г раствора находится 15 г вещества
It и.. puiiuopa находится 15 г вещества
» ин ,•	-	» х г »
ч н|> но л ivkiiiiii 40 г воды к 80 а раствора вес раствора стал равви 120 г.
и 1/п . piiriuopa находится 12 г вещества
>• |"'| 		» х г »
х = 10 г
Ответ-. 10%-ный раствор
11 I' и м г р 3. 400 литров газообразного хлористого водорода растворяются
и ......ii.iu.ix условиях в 1 л воды. Найти процентную концентрацию раствора
' •' HI <11 II III 'l(l| hl
I'.... и и e. Так как процентные концентрации являются весовыми кон-
м <|> iiHiими, io надо найти вес растворенного хлористого водорода и вес всего
iiioji.i I lui кильку одна грамм-молекула занимает при нормальных условиях
.. । ' Т I I, и> можно найти вес 400 л хлористого водорода, составив следующую
...I'iiiiiii
’	। I О .1 весят 36,5 г
||hi I IК 3 » х г
х =
36,5 • 400
22,4
яа 650 г
......I iii'i- раствора: 1000 г воды + 650 г хлористого водорода =1650 г
I III
п
и
раствора — 650 г
> х г
х =
650-100 30:;
1650	2
Ответ-. 39%-ный раствор соляной кислоты
I' Hinn-птрация может быть выражена также числом грамм-моле-
। u ni । рамм-эквивалентов, находящихся в определенном объеме
। I НН|111 II-.IIH.
Ч и ирные концентрации указывают на число грамм-молекул
। । inipriiкого вещества в одном литре раствора.
I liiiipiiMcp, 1 М H2SO4. Это означает, что в каждом литре такого
 iiinpii находится 1 грамм-молекула серной кислоты, или 98 г
I'lltill Ь IH-ЛОТЫ.
Пример 4 Найти молярность 36%-ной соляной кислоты (плотность
П|
I' и in I' и и е. Найдем вес НС1 в 1 л раствора указанной концентрации:
и Нт ,• раствора—36 г НС1
и и.I »	36 г НС1
и НИШ .«л раствора — хг
36-11,9
Ответ-. 11 М НС1
61
Нормальные концентрации являются, так же как и молярпы
объемными.
Прежде чем рассмотреть нормальные, или грамм-эквивалентнм
растворы, остановимся кратко на понятии грамм-эквивалент ело»
ного вещества.
Если эквивалент простого вещества определяется как вес, рп
считанный на единицу валентности, то при определении эквип
лента сложного вещества расчет ведется следующим образом.
Если нужно осуществить полную нейтрализацию находящей!
в растворе 1 грамм-молекулы щелочи NaOH (молекулярный вес 4
и в нашем распоряжении имеются следующие кислоты:
HNO3	H2SO	Н3РО4
молекулярный все 63	98	98
то какие весовые количества их необходимо взять для нейтрализат
40 г едкого натра (одна грамм-молекула)? Очевидно, нужно взя
такое весовое количество кислоты, в котором содержится од|
грамм-атом водорода, т. е. эквивалентное весовое количество кп
лоты:
нием молекулярного веса на
катиона:
грамм-молекулярный вес
грамм-эквивалентный вес
грамм-эквивалентный вес
Следовательно, нормальность раствора — это число грамм-экп
валентов растворенного вещества, находящихся в 1 л раствор
Определим грамм-эквивалент других сложных веществ — гидр
окисей и солей.
Если грамм-эквивалент кислот находится делением грамм-мол
кулярного веса на основность кислоты, то грамм-эквивалент осн
ваний получаем делением грамм-молекулярного веса на чис,
гидроксильных групп основания, грамм-эквивалент солей —дел
произведение заряда и числа атом!
NaOH Ва(ОН)2
40 г	171 г
40 г	ф = 85,5 г
?NO3	К3РО4 AI2(SO4),
„ М. В. М. В. М. В.
ЧВ- ------------3------6“
Пример 5. Сколько миллилитров раствора соляной кислоты, содеря
щей 36% НС1 (плотность 1,19), необходимо взять для приготовления 4 л 0,5
раствора?
Решение. Для приготовления 1 л 1 н. раствора надо взять 36,5 г Hl
Надо учесть, что раствор полунормальный, к тому же его не один литр, а четы|
1 н. — 36,5 г
0,5 н. — х г
х = 18,25 г
1 л — 18,25 г
4 л —у г
у= 18,25-4 = 73 г.
62
 ........ i.o'iii'iecTDO (m) НС1, необходимое для приготовления 4 л 0,5 н. рас-
i'-i ||ц|1||1| । рамм-эквивалентному весу, умноженному на нормальность н
т = 36,5 • 0,5 • 4 = 73 г.
М ।нем пес 36%-ного раствора НС1, в котором содержится 73 г НС1:
и ню , ;iiiu/„-iioro раствора—36 г НС1
и *	»	»	73 г НС1
100-73
Х~ 36 •
il'iibiiM iiOi.i-m V этого раствора:
Ответ- V = 170 мл
I |i ||<>,1||,1()папие грамм-эквивалентных или нормальных растворов
и|И‘||| ।ннлнст значительные удобства для расчетов, так как, со-
। и, пи uiKoiiy эквивалентов, все вещества реагируют друг с другом
....... г।пах, прямо пропорциональных их эквивалентам.
При м г р 6. Имеется 100 мл 0,1 и. раствора едкого натра. Сколько мл
 I и |и|1 iiinpa серной кислоты потребуется на его полную нейтрализацию?
1‘ г in |- и и е. Очевидно, что если эти растворы равной нормальности, то
 .|.|Пу‘ |'|| 1ЯК0Й же объем.
I.....ipi-дыдущем примере мы взяли бы раствор серной кислоты вдвое более
.........т. е. 0,2 н. H2SO4, то на нейтрализацию 100 лм0,1 н раствора
Ц||||| пицц было взять вдвое меньший объем кислоты: 50 мл. Из закона экви-
............ екнет, таким образом, что для нормальных растворов является спра-
- । и.....II следующая зависимость:
J4 _н±
। г hi ношение объемов растворов реагирующих веществ обратно
"1'||||||||||||онально их нормальностям, или = V2//2.
I Ini Moi piiTC также на следующем примере, как знание этой зави-
юнп in упрощает вычисление.
11 I* и м г р 7. Сколько миллилитров 0,25 н. раствора Na2CO3 нужно приба-
... и 'ЛЮ м/1 0,4 н. раствора СаС12, чтобы полностью осадить кальций в виде
in к и и е. Условие задачи позволяет воспользоваться формулой:
Hi/Zj =
...  pill	I lllipn соды
V2H2 200-0,4
И = -77Г = -6^5“ = 320 мл-
A oiiHpi, рассчитаем по уравнению химической реакции
Na-jCOj + СаС12 = CaCO3| + 2NaCl
46 +12 + 48 40 + 71
106	111
|i jiiii in 0,4 и раствора СаС12 находится следующее количество CaC12:
Hl. 0,4  0,2 = 4,44 г.
63
На полное взаимодействие с 4,44 г СаС12 потребуется соды:
Na2CO8	CaClj
106 г	111г
х	4,44
х = 4,24 г
В каком же объеме 0,25 н. раствора соды должно содержаться 4,24 г?
в 1000 мл 0,25 и. раствора • 0,25 г
х мл »	»	4,24 г
Как видно, для получения того же ответа нам во втором случае пришлось провес
значительно большее число вычислений.
Пример 8. Сколько граммов кристаллической соды Na2CO3 -ЮН2О и»
взять для приготовления 4 л 0,2 н. раствора?
Решение.
Na2CO3
46+ 12 + 48
106
Следовательно, вес карбоната натрия найдем следующим образом:
т = 53 • 0,2 • 4 = 42,4 г,
а вес кристаллической соды находится из соотношения:
Na2CO3-ЮН2О Na2CO3
106 +180 = 286 г 106 г
х г	42,4 г
286 • 42,4	,. л .
—Тоб- = 114’4г
.Ответ-. 114,4 г Na2CO3 ЮН
П р и м е р 9. На нейтрализацию 40 мл раствора щелочи израсходова
25 мл 0,5 н. раствора серной кислоты. Какова нормальность раствора щелоч
Решение. Воспользуемся формулой
н И«У*
_0,5-24
''щелочи —	^0	—
Ответ-. 0,3 н раствор щело
Пример 10. Для нейтрализации раствора, содержащего 2,25 г кислот
потребовалось 25 мл 2 н раствора щелочи. Определить эквивалент кислот
При решении подобных задач также надо исходить из закона эквивалент
применительно к растворам; VlHl = V2H2
Если считать, что кислота была той же нормальности, что и щелочь, то
по объему также было 25 мл.
64
I. и. ।и.. iii.ih объем раствора (25 мл) и нормальность (2 н.). а также вес самой-
....... рассчитать ее эквивалент.
I'	 и/ 2 и.	раствора	находится	2,25 г	кислоты
' ... v	I 2 и. >	»	х г >
х = 90 г
Ответ-. 45 г *
S 3. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
•	и ь । ролптами называются вещества, водные растворы которых
। I i.iio ini электрический ток. Это вещества с ионной или доста-
' 	лирной ковалентной связью. В соответствии с представле-
...мп. ынорыс были развиты шведским ученым Сванте Аррениусом
। in •'> Г>'.’7), такие вещества в растворе диссоциируют на противо-
.1  и ..и и.. заряженные ионы:
NaCl Na+ + СГ
НС1 Н+ + С1-
I иннм образом, растворы электролитов являются проводниками
......... рода в отличие от металлов (проводники первого рода),
...... проводимость которых обусловлена переносом элек-
। pi 1111 и.
I' и нм образом осуществляется диссоциация (распад) электро-
........а попы? Какие электролиты являются сильными и какие
।.Hii.iMiiг‘ Ответ на эти вопросы связан с изучением взаимодействия
"" и ti \ и (пли кристаллов) электролита с молекулами воды. При
 uni и.। первый план выступает характер химической связи в рас-
|||ii'ini.имых молекулах.
ДЬпн кулы воды являются полярными: в связи Н—О электрон-
 ' .и n.ip.i смещена в сторону кислорода. В результате молекула
........	соответствующим образом около растворенного-
...................'и >.и гктролита, полярного (НС1) или ионного (NaCl). В свою
и реш. но взаимодействие молекул воды и электролита приводит
......................................юлению связи между ионами (Na+ и СГ), находящимися на
...................................... кристалла, или между ковалентно связанными ато-
...................и (II" н С1 *) в полярной молекуле. Образовавшиеся в резуль-
. >н iiiiMHо ослабления и, наконец, разрыва связи ионы (Na+, СГ,
и । окружены молекулами воды, т. е. гидратированы (рис. 8).
liihiiM образом, при изучении механизма электролитической
......пннпин необходимо рассмотрение следующих одновременно
ц|."|» । .нищих процессов: 1) ориентация молекул воды, 2) ионизация
и. >'i\ii.u полярного электролита), 3) диссоциация электролита,
I I I II 11'. I 1.1 п и я ионов.
Ali.i hi раппчнмся изложенными выше представлениями, основан*
......i.i учете электростатического взаимодействия между компо-
•....Ни может быть щавелевая кислота НаС2О4, простейшая двухосновная
......" . и.in кислота, молекулярный вес которой 90, а эквивалентный 45.
I А. Л. Макареня и др.
65
Рис. 8. Механизм электролитической диссоциа-
ции ионного (а) и полярного (б) электролитов
лентами, хотя на самом деле этим не исчерпываются все процессы
имеющие место при электролитической диссоциации.
Насколько полно электролит диссоциирует на ионы, зависи'
от природы электролита (в первую очередь от типа химическо!
связи), а также от его концентрации.
Степенью электролитической диссоциации (а) называется отн<^
шение числа молекул электролита, продиссоциировавших на ионы
к общему числу молекул растворенного в воде электролита.
Рассмотрим зависимость степени электролитической диссоциацш
от следующих трех факторов: 1) природы электролита (химически
связь), 2) концентрации электролита, 3) температуры.
При одной и той же температуре и концентрации растворо|
степень электролитической диссоциации будет определяться, гла»
ным образом, типом xi
мической связи в эле»
тролите. Условилш
разделить электролит
на сильные, слабые
средней силы. При от
санных условиях (одн<
молярные растворы пр
комнатной температур»
степень электролитич»
ской диссоциации силь
ных электролитов пре
вышает 30 %, а слабых -
не превосходит 3%.
Сильными электроли
тами являются соли
щелочи — соединения с ионным характером связи, а также некс
торые кислоты — H2SO4, HNO3, HCI.
К числу слабых электролитов относятся Н2СО3, H2S, многи
органические кислоты.
Электролитами средней силы являются Н3РО4, H,SO.
Mg(OH)2.
Тот факт, что степень диссоциации зависит от концентрацш
затрудняет использование этой величины при сравнении большое
числа электролитов. Ведь не всегда можно иметь растворы одной
выбранной концентрации.
Зависимость степени диссоциации (а) от концентрации (с) можс
быть выражена следующим образом: и-------, т. е. степень ди(
социации увеличивается с разбавлением.
Процесс диссоциации электролитов на ионы является обра
тимым:
СН3СООН сн3соо- + Н+
Химическим равновесием называется такое состояние химическо
56
 h-ii.i. когда скорость прямой реакции равна скорости обратной
М IIII II
Ч.....	кислоты и основания диссоциируют на ионы
ян и'1,11<>:
Н3РО4 Н+ + Н2РОу
Н2РО; 5* Н++ HPOf
НРО=- Н+ + POJ
 I 1,14 последующая ступень диссоциации осуществляется труднее.
......пнем примере взаимодействие трехзарядного иона РО37
in .ним водорода, несомненно, протекает более интенсивно, чем
iiriii'ii истине однозарядных ионов H2POf и Н+. *
Г.|'. MoipiiM теперь вопрос о связи силы электролита с положе-
|. о । к ментов в периодической системе. В качестве примера возь-
 I । ипроокнсн элементов третьего периода:
I.HI Mg(OH)2	А1(ОН)3	H2SiO3 Н3РО4 H2SO4 НС104
основания амфотерная	кислоты
гидроокись
। । pin ос сравнение их между собой затруднено различием форм
" инн пип, по мы воспользуемся тем обстоятельством, что все
pi'ни лепные соединения имеют хотя бы по одной связи Э—О—
'I II элемент третьего периода).
Ипирпс можно поставить так: почему NaOH диссоциирует как
и.hi,nine, a HCIO4 — как кислота? И наконец, почему сила осно-
ihiIi растет к первой группе, а сила кислот — к седьмой? Ответ
। ни вопросы надо искать в сопоставлении характера связей:
Э—О— и —О—Н
И N.iOll связь Na—О — ионная, тогда как связь —О—Н ко-
|| и hi,in. Полярные молекулы воды ориентируются у наиболее
, ।ирной связи: Na—О, что приводит в конечном итоге к ее раз-
, Н случае Н—О—О обе связи и Н—О— и О—С1 являются
.I. । п 1П11ЫМИ и полярными, но полярность связи Н—О — зна-
" и нн превосходит полярность связи —О—С1. Поэтому поляр-
" молекулы воды «атакуют» связь Н—О более энергично, что и
uiii'iiii к диссоциации НС104 на Н+ и ClOf.
। и IK,К)., к H2SiO3 сила кислот уменьшается, так как в этом
i n выравниваются полярности связей Н—О и О—Э, и, нако-
и н.н lynacT перелом: более полярной оказывается уже не связь
' у .1 связь Э—О (ионная связь). Неудивительно, что в интервале
,| г, ними находится амфотерная гидроокись А1(0Н)3.
'i нс ini пчпо изменяется сила гидроокисей элементов, принадле-
.... к одной группе системы.
' И" ной же причине при растворении в воде солей, содержащих много-
. "H i'' к,пионы или анионы, происходит взаимодействие последних соответ-
..... иннами ОН- или Н+, полученными в результате диссоциации (правда,
............ и 'ii.iioii) молекул воды: Н20 Н+ -|~ ОН". Степень диссоциации воды
....... . с повышением температуры.
J*	G7
увеличение силы
основания
Be (ОН)2
Mg (ОН)2
Са (ОН)а
Sr (ОН),
Ва (ОН),
HNO3
НРО3
HAsO3 увеличение силы
кислородных
HSbO3 кислот
Так, Ве(ОН)2 является амфотерной гидроокисью, Mg(OH)2 —
основанием средней силы, а Ва(ОН)2 — одной из сильных щелочей,
Рассмотрим теперь электролитическую диссоциацию водногс
раствора аммиака:
NH3 + Н2О NH+ + ОН-
н	Г н Г
H:N: + Н:б:Н H:N:H + :О:Н-
Н	Н
NH4OH—слабый электролит.
Аналогичный процесс, как уже отмечалось ранее, имеет место
при взаимодействии аммиака с кислотами:	।
NH3 + НС1= NH4C1
NH3 + HNO3= NHjNO3
Полярность связи NH4—A (A — анион) зависит от полярности
связи Н—А в молекуле, соединяющейся с аммиаком. Поэтому соли
аммония являются сильными электролитами, так как перетягива-
ние Н к атому азота в аммиаке осуществляется легче, чем при взаимо-
действии аммиака с водой.
§ 4. РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ И ИОННЫЕ
УРАВНЕНИЯ
Так как электролиты в воде диссоциируют на ионы, то реакции
между электролитами, осуществляемые в растворе, надо рассма-
тривать как результат взаимодействия ионов. Наряду с выраже
нием таких реакций с помощью молекулярных уравнений, принять
ионные уравнения. Ионное уравнение отражает суть тех основные
изменений, которые происходят при взаимодействии растворо:
электролитов. В зависимости от силы электролитов и их раствори
мости реакции могут либо идти до конца, либо быть обратимыми
Рассмотрим это на примерах реакции нейтрализации:
NaOH + НС1 = NaCl + Н2О
сильный сильный сильный слабый
Na+ + ОН" + Н+ + Cl- = Na+ + СГ + Н2О
Единственным слабым электролитом в этом случае является вода
Так как три остальных электролита сильные, то концентраци:
ионов натрия и хлора (в достаточно разбавленном растворе) и
должна измениться. Тогда сущность реакции нейтрализации, пре
текающей между сильным основанием и сильной кислотой, може
быть выражена ионным уравнением в сокращенной форме:
Н+-|-ОН--> Н2О	а
€8
•in реакция идет до конца, т. е. при взаимодействии эквивалент-
ных количеств исходных веществ получается соль и вода.
I шерь заменим один из сильных электролитов слабым. На-
пример:
NH4OH+ НС1 = NH4C] 4- Н2О
слабый сильный сильный слабый
В этом случае реакция не может дойти до конца, так как среди
in модных продуктов также есть слабый электролит. В этом случае
|чц|курируют два процесса, ведущие к образованию слабого элек-
I ролита:
NH4OH + НС1 -► NH4C1 4- Н2О
NH4OH 4- НС1 <- NH4C1 4- H2O
I'ели слабый электролит представить в ионном уравнении в виде
молекул, то эта реакция нейтрализации будет выражена так:
NH4OH 4- Н+ + СГ NH+ 4- СГ 4- Н2О
(полное ионное
уравнение)
НЛП
NH4OH 4- Н+ NH+ 4- Н2О
(ионное уравнение
в сокращенной форме)
Для оценки количественной стороны процесса небезразлично,
loihoii именно слабый электролит участвовал в реакции. Здесь уже
inльзя сказать, что при взаимодействии эквивалентных количеств
in модных веществ мы получим только конечные продукты. В рас-
торг будут все четыре вещества. Правда, вода диссоциирует на
попы значительно слабее, чем NH4OH, и поэтому конечных продук-
|оц будет все же больше.
К тому же количественному соотношению концентраций конеч-
ных и начальных продуктов (если принять за основу написанное
\ р.ц|||спие) мы придем, если будем растворять в воде хлористый
1Л1МОНИЙ *
NH4C1 4- Н2О NH4OH 4- НС1
NH+ 4- Н2О NH4OH 4- Н+
Для сравнения скажем, что при растворении поваренной соли —
। пли, образованной сильным основанием и сильной кислотой, такой
процесс не имеет места.
К числу реакций, практически идущих до конца, относятся
ргпкции образования труднорастворимых соединений. Например:
ВаС12 4- H2SO4 = BaSOJ 4- 2НС1
Ва2+ 4- 2СГ 4- 2Н+ 4- SO2" = BaSO4| 4- 2Н+ 4- 2СГ
Ва2+ 4- SO2- = BaSO4l
* Эта реакция, обратная реакции нейтрализации, называется реакцией
Iндролпза.
69
Последнее уравнение выражает сущность тех изменений, котори
происходят при взаимодействии растворов двух указанных эле!
тролитов.
Если при взаимодействии двух сильных электролитов так»
получается два сильных электролита, и к тому же ни одно из эти
соединений не выпадает в осадок, то в этом случае мы имеем дел
с обратимой реакцией. Например:
2NaCl + H2SO4 2НС1 + Na2SO4
2Na+ + 2d' + 2Н+ + SO?-	2H+ + 2СГ + 2Na+ + SO?-
Этот пример выбран не случайно. В средней школе изучают peai
цию образования соляной кислоты, протекающую следующи
образом:
2NaCl + H2SO4 = 2HC1J+Na2SO4
в твердом концентри-
состоянии рованная
(с последующим растворением хлористого водорода в воде). Однаи
абитуриенты нередко забывают, в каких условиях осуществляете
эта реакция — твердая соль (хлорид металла) взаимодействуй
с концентрированной серной кислотой, — и приводят уравнеш
в ионном виде, чего в данном случае делать нельзя.
Наконец, реакции идут до конца в том случае, когда происхс
дит выделение газообразных продуктов. Например:
Na2CO3 + 2НС1 = 2NaCl + Н2О + CO2f
ИЛИ
СОГ + 2Н+ = Н2О + СО2[
Следовательно, практически доходят до конца следующие peai
ции: 1) образования труднорастворимых соединений, 2) образовани
малодиссоциированных соединений, 3) образования газообразны
соединений.
Теперь на основе теории электролитической диссоциации ра<
смотрим некоторые вопросы образования солей.
Амфотерные гидроокиси растворяются и в кислотах и в щел<
чах. На примере гидроокиси алюминия этот процесс можно выр!
зить следующим образом:
А1(ОН)3
+ЗН+	|	+ зон-
А13+ + ЗН2О	A1OJ- + ЗН2О
(точнее (А1(ОН)4]_)
Таким образом, в зависимости от среды, трехвалентный алюмини
может находиться в растворе в виде различных соединени)
А1(ОН)3 — в нейтральной, А13+ — в кислой, А1О33 (или AIO7) -
в щелочной. Следовательно, при действии на раствор, содержащи
NaA102 (щелочная среда), какой-либо сильной кислотой мы внача;
70
uii’iv'iiiM осадок A1(OH)3, который в избытке кислоты растворится
 пОразованием другой соли алюминия (например, А1С13, если дей-
। 1|1п|1<ГГЬ СОЛЯНОЙ КИСЛОТОЙ).
Кислые соли можно получить одним из следующих методов:
I. Неполная нейтрализация многоосновной кислоты. Например,
при взаимодействии одной грамм-молекулы двухосновной кис-
|чн>| (Н2СО3) и одной грамм-молекулы едкого натра образуется
мн,'1,1я соль:
Н2СО3 + NaOH = NaHCO8 -|- Н2О
Н2СОЭ + Na+ + ОН” = Na+ + НСОу -|- Н2О
2. Взаимодействие средней соли с кислотой. Например:
Na2SO4 + H2SO4 2NaHSO4
11 in
Na2CO3 4- H2CO3 Tt 2NaHCO3
Mii/hiio сместить равновесие этой реакции в сторону образования
ми Лий соли, увеличивая концентрацию одного из начальных про-
1ПН1ИВ. В данном случае это можно сделать, пропуская через рас-
ой ф соды избыток двуоокиси углерода.
Вспомните опыт, который наверняка проделывали в школьной
|||Гюратории: если через пробирку, на дне которой находится не-
рпе нюримая в воде средняя соль СаСО3, пропускать двуокись
\|л< рода, то образуется растворимая в воде кислая соль. При
и, и заточном пропускании СО2 осадок исчезает. При нагревании
Пигг обратная реакция. Кислая соль распадается на среднюю соль
и кислоту:
Са (НСО3)2 = СаСО3 + COJ + Н2О
• и донательно, кислая соль является промежуточным продуктом
мгжду кислотой и средней солью
Н2СО3 NaHCO3 Na2CO3
Н2СО3 Са(НСО3)2 СаСОэ
I iiiuiM образом, механизм реакций между электролитами в водных
рш 1 порах может быть раскрыт только с помощью теории электро-
'III । ичсской диссоциации.
§ 5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Ранее мы рассмотрели сущность окислительно-восстановитель-
,11.14 процессов на примере взаимодействия простых веществ.
Теперь рассмотрим реакции замещения, являющиеся, как пра-
ц|| и», реакциями окисления — восстановления, с позиций теории
епшролитической диссоциации и окислительно-восстановительных
процессов.
Напомним, что отличительным признаком окислительно-вос-
। пин ти гельных реакций является изменение окислительного числа
I'ICMell ГОВ.
71
Пример 1 Определите, какие из предложенных четырех реакций
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Си	(
ВаС12 + CuSO4 = BaSOJ + СиС12	(
Zn + 2НС1 = ZnCl2 + H2[	(.
NaaCOs + SiO2 = Na2SiOs + CO2f	(
являются окислительно-восстановительными.
Решение. При сравнении окислительных чисел элементов мы убеждаема
что реакции (1) и (3) являются окислительно-восстановительными:
Zn + Cu2+ + Zn2+ + Си	(
Zn + 2Н+ = Zn2+ + H2	(
Цинк выступает в качестве восстановителя, а окислителями являются со»
ветственно ионы меди и ионы водорода.
Нетрудно убедиться также в том, что реакции (2) и (4) к окислитель»!
восстановительным не относятся.
Таким образом, электроны от атома одного элемента переход!
к атомам другого, т. е. одновременно происходит процесс окислен!
восстановителя и восстановления окислителя, что можно отобр
зить с помощью электронной схемы:
Zn—2е —►Zn21' (процесс окисления)
восстановитель
Си2+ + 2е —► Си0 (процесс восстановления)
окислитель
или, например, для реакции
С12 + 2KBr = 2КС1 + Вга
2Вг1- — 2е —► Brg (процесс окисления)
восстановитель
С1а + 2е—►2С1" (процесс восстановления)
окислитель
Рассматривая способность простых веществ выступать в качест
восстановителя или окислителя, мы обращали внимание на Д1
обстоятельства, определяющие решение вопроса: 1) принципиал
ную возможность принимать или отдавать электроны (решает»
на основе изучения строения атома) и 2) наличие партнера 1
реакции, способного соответственно принимать или отдавать эле
троны.
Эти же обстоятельства должны, быть приняты во внимание
при рассмотрении окислительно-восстановительных свойств с
единений.
Возьмем в качестве примера соляную кислоту. В этом соед
нении Н является «потенциальным» окислителем, так как мож
-1
только принимать электроны, а С1 — «потенциальным» восст
новителем, так как может только отдавать электроны. При обы
ных условиях это соединение устойчиво, т. е. указанные возмо;
ности не реализуются (речь идет о внутримолекулярной реакщ
72
11  ( I), так как H является слишком плохим окислителем для С1.
Н>' можно подобрать вещества, которые окажутся достаточно энер-
'11ЧН1.1МП партнерами для осуществления окислительно-восстано-
•IIIюльных реакций с участием соляной кислоты:
2НС1 + Zn = ZnC]2 + Н2
4НС1 + МпО2 = МпС12 + С12 + 2Н2О
Однако, как известно, не каждый металл может вытеснить во-
'|ород из кислоты. Точно так же можно сказать, что не любой потен-
iiiiii.'i 1.ный окислитель может быть использован для получения хлора
HI и VI я ной кислоты.
Гнким образом, от относительной силы окислителя и восстано-
iiiiиля зависит возможность осуществления реакции окисления —
hoiстановления. Эта относительная сила зависит от ряда факторов
(пппрпмер, окислительного числа). Так, марганцовокислый калий
-ri
1KM11O.1) является более сильным окислителем, чем МпО2. При
in пользовании двуокиси марганца процесс получения хлора при-
in.’uiгея вести с нагреванием.
11а следующих примерах мы покажем, как влияет изменение
ины восстановителя на течение реакции с одним и тем же окис-
III илем:
H2SO4 + 2NaCl = Na2SO4 + 2НС1[	(1)
конц. тверд.
+ п	-1
2H2SO4 + 2NaBr = Na2SO4 + Br2 + SO2 + 2H2O	(2)
кони. тверд.
+0	-1
5H2SO4 + 8Na 1 = 4Na2SO4 + 12 + H2S + 4HaO	(3)
конц. тверд.
(унизаны окислительные числа окислителя и восстановителей).
В первом случае — реакция (1) — происходит реакция двойного
iifiMeiia. Таким способом в лабораториях получают газообразный
к лор истый водород. Но как видно из уравнений (2) и (3), таким же
шлем ни бромистого, ни йодистого водорода получить нельзя.
I юратите внимание на тот факт, что окислитель (H2SO4) восста-
+4	-г
пипливается либо до SO2 — реакция (2), либо до H2S, реакция
(Л) - что объясняется увеличением силы восстановителя в ряду:
i I, Hr, 1. Аналогичная картина имеет место при изучении продук-
Н1П восстановления концентрированной серной и разбавленной
и ннной кислот в зависимости от положения металлов в ряду актив-
ности (см. стр. 82).
Другим фактором, влияющим на осуществление окислительно
восстановительных реакций, является концентрация окислителя и
восстановителя. Известно, что при взаимодействии металлов с водой
в растворами большинства кислот (кроме HNO3) идет реакция,
| А А. Макареня в др.
73
которую в общем виде можно представить следующим иопи> I
уравнением:	|
М + «Н+ = Мл+ + у Н2г,
где М — металл, ап — заряд его иона.
Так как концентрация ионов водорода в воде ничтожно mii.i
то водород из воды способны восстанавливать только самые акпв
ные металлы (щелочные, щелочноземельные и алюминий), тем 
как водород из кислот восстанавливает гораздо большее чи< 
металлов (см. стр. 76).
По различию числа соединений и числа элементов, у котори
происходит изменение степени окисления, реакции окисления -
восстановления можно разделить на несколько типов.
Обычно окислителем и восстановителем являются разные м
щества. Подобные примеры были рассмотрены ранее. Обрати»!
внимание, что к этому общему случаю относятся и такие реакции
в которых в качестве окислителя и восстановителя выступают pat
ные соединения одного элемента. Например:
+SOj, + 2Н35> =	+ 2Н2О
Если окислителем и восстановителем являются разные элементы(
находящиеся в одном соединении, то такие реакции называютсЦ
внутримолекулярным окислением — восстановлением. Например:
2кд1б’й-^=2КС1 + .Д
Часто эти реакции идут только при определенных условиях)
при нагревании и в присутствии катализатора.
В реакциях самоокисления — самовосстановления элемент с опре<
деленным окислительным числом * выступает и как окислитель и
как восстановитель. Это мы уже наблюдали, рассматривая взаимо*
действие особых окислов (NO2) в воде (стр. 54). Аналогичный процесс
идет при «растворении» хлора в воде:
cia + н2о нос! нci
Окислительно-восстановительные реакции играют большую роль
во многих технологических процессах. Поэтому к рассмотрению
ряда конкретных примеров мы обратимся при описании свойств
элементов по группам периодической системы.
Задачи и упражнения к главе VI
1.	Вычислить процентную концентрацию вещества в растворе, полученном
при добавлении 50 г воды к 50 а 50%-ного раствора этого вещества.
2.	Сколько миллилитров 10%-ной серной кислоты (плотность 1,07) потре-
буется для нейтрализации раствора, содержащего 16 г едкого натра?
* В этом случае окислительное число всегда будет меньше номера группы
периодической системы, к которой относится данный элемент.
I < колько граммов 30% -ной соляной кислоты потребуется на взаимодействие
чини 11,1м железом для получения 5,6 л сероводорода? (Условия нормальные)
I I hi нейтрализацию 50 г раствора серной кислоты потребовалось 2 г едкого
п|ы < колько процентов серной кислоты содержал раствор?
ь К раствору, содержащему 0,2 люль хлорного железа, прибавили 0,24 моль
.......ггра Сколько молей гидрата окиси железа образовалось в результате
,'линии и сколько молей хлорного железа осталось в растворе?
ь Ни нейтрализацию 20 мл раствора, содержащего в одном литре 12 г ще-
и1, было израсходовано 24 мл 0,25 н. раствора кислоты. Найдите эквивалент
I Напишите в ионном виде уравнения следующих реакций:
2КОН + НаСО8 ->	КОН + CHgCOOH -►
КОН + НаСОэ->	КОН + AI (ОН)8-►
2КОН + HaSO4->
Укажите, какие из этих реакций являются обратимыми и какие практически
witvi до конца.
II Составьте молекулярные и ионные уравнения для следующих реакций:
CHsCOONa + НС1 ->	Ala(SO4)3 + 6NaOH —►
СаСО3 + 2HNO3 ->	Са(НСО8)а + НС1 -►
NaaCOs 4- ВаС1а	CuSO4 + HaS -►
0 Напишите ионные уравнения реакций образования хлористого калия и
। fpiiiкислой меди
10	Напишите ионные уравнения реакций образования кислого углекислого
МИ1 НИИ.
11	Найдите окислитель и восстановитель и подберите коэффициенты в урав-
1НЧ1ННХ следующих реакций:
КСЮа + НС1 —> С12 + КС1 + НаО
РЬОа + MnSO4 + HNOa PbSO4| + HMnO4 + Pb(NO3)a + HaO
la + HaO + Cl2 -> НЮ3 + HC1
12.	Под действием сильных восстановителей соединения трехвалентного
•и’лсзя восстанавливаются до двухвалентных. Допишите уравнение этой реакции:
FeCl3 4-KI—»-
Глава VII
ХИМИЯ И ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ТОК *
§ 1. РЯД НАПРЯЖЕНИЙ (АКТИВНОСТИ) МЕТАЛЛОВ
Если расположить металлы по их способности вытеснять из
||пстворов солей другие металлы, то можно составить ряд отно-
сительной активности металлов:
Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb (H) Cu Ag
усиление восстановительной способности металлов
* В этой главе будут рассмотрены те химические изменения, которые яв-
лиются результатом перехода электронов от одних соединений или ионов к дру-
гим При этом будут использованы представления, изложенные ранее в разделах
«Окислительно-восстановительные процессы», «Электролитическая диссоциация»,
и также ряд понятий, обычно излагаемых в курсе физики. Поэтому прежде чем
приступить к их изучению, рекомендуем повторить по учебнику физики следую-
щие темы: природа электрического тока в электролитах, электродвижущая сила
источника тока, гальванический элемент, электролиз, законы Фарадея.
4*
75
Этот ряд характеризует восстановительную способность метал-
лов только при следующих условиях; металл опускается в раствор
соли другого металла. Например,
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Си
Fe° + Си2+ = Fe2’1' + Си»
восстановитель окислитель
Иными словами, процесс перехода электронов возможен при нали-
чии соответствующего восстановителя и окислителя. Окислитель-
ная способность ионов может быть отражена рядом, аналогичным
ряду напряжений
Mg Al ]Zn Fe Ni Sn Pb (H) Cu Ag	(4
Na+ Mg2+ Al3~HZn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+H+ Cu2+ Ag+	(2)
усиление окислительной способности катионов
Это два взаимосвязанных ряда. При составлении ряда окислителей
учтен также и другой фактор, который мы принимали во внимание,
изучая окислительно-восстановительные процессы, — роль концен-
трации. Растворы электролитов должны быть равной кон-
центрации (например, однонормальные растворы). Приведем при-
мер, поясняющий сказанное. В воде концентрация ионов водорода
незначительна (10-7 г-ион!л), тогда как в однонормальном растворе
кислоты (при а= 100%) она равна 1 г-ион/л. Водород из воды
вытесняют только самые активные металлы (по алюминий вклю-
чительно), а из кислоты — почти все металлы, кроме Си, Ag,
Au, Pt и Hg.
Если бы мы стали изучать способность различных металлов вы-
теснять другие из расплавов солей, то мы получили бы другой ряд
активности металлов и т. д.
Еще раз подчеркнем, что ряд напряжений металлов характери-
зует относительную активность металлов. Тем не менее, рассма-
триваемый нами ряд выделяется из всех других благодаря широ-
кой практической применимости. Многие процессы идут именно
при таких условиях: металл погружен в раствор электролита.
В частности, непосредственное отношение к рассматриваемому
имеет вопрос о гальванических элементах (химических источни-
ках тока). Разве в цинково-медном гальваническом элементе хими-
ческое изменение происходит не в результате процесса, аналогич-
ного описанному выше?
Zn» + Cu2+ = Zn2+ + Си
восстано- окисли-
витель тель
Правда, для получения электрического тока пришлось отделить
окислитель от восстановителя. Прямой контакт для этих целей не
годился. Так, цинково-медный гальванический элемент состоит из
76
ипух электродов: цинковой пластины, погруженной в раствор
/tiSO4, и медной пластины, погруженной в раствор CuSO4.
Вели соединить металлические пластины и растворы солей
Электролитическим ключом) *, начнется движение электронов от
цинковой пластины на медную: окислитель и восстановитель начали
 работать».
Надо заметить, что измерение электродвижущих сил гальванических эле-
ши ion позволило оценить с количественной стороны ряд напряжений или ак-
нишости металлов. Если измерить э. д. с. различных гальванических элементов,
приняв один из электродов за стандартный (им выбран водородный электрод),
in можно вычислить относительные величины потенциалов других электродов.
Таким образом, при работе гальванических элементов осуще-
гшляется переход химической энергии в электрическую. С дру-
гой стороны, при действии электрического тока на химические
соединения, например, при электролизе, осуществляется химиче-
ское превращение **.
§ 2. ЭЛЕКТРОЛИЗ
Процесс окисления — восстановления протекает особенно легко
при взаимодействии наиболее энергичных окислителей и восстано-
вителей:
2Na + С1а = 2NaCl
Не случайно в природных соединениях натрий и хлор находятся
п состоянии ионов Na+ и О". Алюминий образует устойчивое сое-
динение А12О3. Между тем, промышленность нуждается в свободном
хлоре, в металлических натрии и алюминии, т. е. в простых веще-
ствах. Вытеснить их из указанных соединений затруднительно,
тик как Na+ или А13+ не являются хорошими окислителями. Мы
не можем для них подобрать соответствующих партнеров—восстано-
вителей, которые отдали бы свои электроны ионам натрия и алю-
миния. Единственным надежным путем оказывается путь «принуди-
тельного» присоединения электронов, что достигается с помощью
электролиза.
Электролизом называются окислительно-восстановительные про-
цессы, протекающие в растворах или расплавах электролитов под
*	Иными словами: замкнуть цепь, состоящую из проводников I и II рода.
*	* При создании аккумуляторов исходят из возможности течения процессов
и двух противоположных направлениях: получение электрического тока за счет
химической реакции (разрядка аккумулятора) и осуществление химической реак-
ции иод действием электрического тока (зарядка аккумулятора). Таким образом,
при разрядке аккумулятора «срабатывают» потенциальный окислитель и восста-
новитель. Например, в кислотном аккумуляторе происходит такая реакция:
РЬ + РЬОа + 2HaSO4 = 2p£>SO4 + 2На0
восстано- сильный
витель окислитель
Л зарядка состоит в том, чтобы вновь приготовить исходные соединения:
2РЬ2+ —> РЬ» + РЬ1+
77
действием электрического тока. Принято различать электролиз рас-
плавов и растворов электролитов. В последнем случае приходится
учитывать, что помимо ионов, на которые диссоциирует электро-
лит, в растворе содержится еще незначительное количество ионов
Н+ и ОН-, получающихся при диссоциации воды. Под действием
постоянного электрического тока начинается направленное движе-
ние ионов к соответствующим электродам. Ионы разряжаются ни
электродах в последовательности, определяемой теми же двумя
факторами: 1) силой окислителя и восстановителя, 2) их концентра-
цией.
Сила окислителей (катионы металлов) может быть оценена с по-
мощью составленного ранее ряда (2)*, однако с поправкой на то,
что в данном случае (водные растворы) концентрация иона водо-
рода незначительная.
Все же при электролизе раствора хлористого натрия на катоде
разряжается не ион натрия, а ион водорода. Хотя концентрация
последнего мала, но как окислитель он значительно превосходит
ион натрия. Но если мы возьмем раствор SnCI2, то при электролизе
на катоде выделяется не водород, а олово, так как концентрация
Sn2+ в растворе соли значительно выше, чем концентрация иона
водорода, тогда как различия по способности принимать электроны
невелики.
Если, рассматривая ряд активности металлов, мы отмечали, что
щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий способны вытес-
нять водород даже из воды, то теперь мы можем сделать такой вы-
вод: при электролизе растворов солей указанных металлов на катоде
выделяется водород. При электролизе водных растворов солей ос-
тальных металлов на катоде выделяется металл.
В какой же последовательности происходит отдача электронов
анионами на аноде при электролизе водных растворов? Оказалось,
что самыми энергичными восстановителями являются ионы галоге-
новодородных кислот: I-, Вг-, С1-. Им уступают по силе кисло-
родсодержащие анионы. Схематически этот ряд можно выразить
так:
I- Вг- С1- он- no8- СО*- SO*-
возрастание восстановительной способности анионов
Для понимания процессов, происходящих на аноде при электро-
лизе водных растворов различных солей, существенно то, что гид-
роксильная группа ОН- занимает в этом ряду положение между
ионами бескислородных кислот и ионами кислородных кислот. Сле-
довательно, при электролизе раствора хлорида натрия на аноде
разряжаются ионы хлора
анод:	2СГ — 2е — С1,
* См. стр 76.
78
а при электролизе раствора сульфата натрия — ионы гидроксила
анод: 4ОН“ — 4е = О2 + 2Н2О
Количество вещества, выделившегося при электролизе, можно
подсчитать, пользуясь законом Фарадея:
A Q
т = — ту,
п г
(Iдо A — атомный вес в у. е.; п — число электронов, соответственно
шляпных или присоединенных; Q — количество электричества
и кулонах, F = 96 493 к—постоянная Фарадея). Вычисление
можно провести также, исходя из уравнения реакции, однако
нельзя забывать, что коэффициенты в уравнениях катодного и анод-
ного процесса определяются с учетом равного числа отданных и при-
соединенных электронов.
Пример. Одинаковые ли количества железа и хлора выделяются на уголь-
ных электродах при электролизе растворов FeCl2 и FeCls, находящихся в последо-
шпельно соединенных ячейках?
Решение. Хлора выделится одинаковое количество, а железа — разное,
ык как при пропускании одного и того же количества электричества (равное
количество электронов!) масса выделившегося вещества будет находиться в за-
висимости от изменения степени окисления:
Первая ячейка
(раствор FeCla)
3Fe«+ + бе = 3Fe°
6С1- — бе = ЗС12
Как видно, в первой ячейке железа выделится в 1,5 раза больше, чем во второй.
Вторая ячейка
(раствор FeCl3)
2ге8+ + бе = 2Fe°
6С1" — бе = ЗС12
§ 3. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Коррозией называется процесс разрушения материалов под дей-
ствием окружающей среды. Такому разрушению в той или иной
степени подвержены многие материалы. Мы ограничимся рассмотре-
нием коррозии металлов.
Трудно оценить тот ущерб, который наносит народному хозяй-
ству этот разрушительный процесс. Примерно 10% ежегодно добы-
ваемого в мире металла расходуется на возмещение потерь из-за
коррозии.
Причина коррозии заключается в том, что металлы, являясь ти-
пичными восстановителями, способны самопроизвольно переходить
в ионное состояние. Этот переход сопровождается образованием сое-
динений на поверхности металла, что нередко приводит к механи-
ческому разрушению изделия, выполненного из этого металла. Этот
процесс совершается под действием окислителей, находящихся
во внешней среде.
Различают два вида коррозии: химическая и электрохимическая
коррозия. Химические и электрохимические реакции, протекающие
79
на границе металл—среда, и приводят к разрушению поверхности
металла.
Химическая коррозия — это непосредственное взаимодействие
металла с токонепроводящей внешней средой. Например, окисление
металла кислородом воздуха при высокой температуре (газовая кор-
розия) или разрушение, происходящее при низких температурах
в органических растворителях, нефти, и т. п. Наиболее распростра-
ненной является газовая коррозия, при которой поверхность ме-
талла покрывается различными по составу, толщине и свойствам
пленками. Некоторые окисные пленки защищают в той или иной
степени металлы от дальнейшего разрушения (А12О3, ZnO, MgO,
NiO, Сг2О3), другие — напротив, способствуют развитию процесса
коррозии (окислы железа, щелочных и щелочноземельных металлов).
Широко распространена электрохимическая коррозия — процесс
разрушения металла в растворе электролита. Взаимодействие ме-
талла с растворами, способными проводить электрический ток,
происходит не только при непосредственном погружении металли-
ческого изделия в раствор электролита, но даже при хранении в ат-
мосферных условиях, так как на его поверхности образуется (адсор-
бируется) тонкая пленка влаги. В этом тонком слое воды раство-
ряются газы, содержащиеся в атмосфере, и, таким образом, соз-
даются условия взаимодействия металла с раствором электролита.
В этом случае коррозия принципиально отличается — как по харак-
теру протекания, так и по продуктам реакции — от химической кор-
розии. Механизм электрохимической коррозии по существу напо-
минает механизм работы гальванического элемента, ибо практиче-
ски любой металл содержит те или иные примеси. Вследствие этого
коррозионное разрушение металлов в растворах электролитов чаще
всего протекает в результате работы огромного количества корот-
козамкнутых микроскопических гальванических элементов. Раз-
рушение металла вызывается не только наличием включений и при-
месей, создающих электрохимическую неоднородность поверхности,
но также неодинаковым строением материала, неоднородностью
поверхности и т. д.
Механизм химической и электрохимической коррозии металлов
показан на рис. 9. Роль образования гальванических пар в процессе
взаимодействия с электролитом может быть выяснена на таком
примере. Известно, что ни медь, ни серебро не вытесняют водород
из кислот, но если в раствор соляной кислоты опустить соединенные
вместе пластины из меди и серебра (короткозамкнутый гальваниче-
ский элемент), то происходит выделение водорода. Медь раство-
ряется	Си— 2е = Си2+ (на аноде)
а на серебрянкой пластинке идет восстановление водорода:
2Н+ + 2е = Н2 (на катоде)
Таким образом, «чистота» металла, его восстановительные свой-
ства, характер и концентрация окислителя во внешней среде — вот
80
основные факторы, определяющие процесс коррозии и образование
продуктов коррозии.
В некоторых случаях на коррозию металлов оказывают влияние
и другие факторы, являющиеся специфическими для данной геогра-
фической среды. При рассмотрении коррозии в морской воде при-
ходится учитывать не только ее солевой баланс, но также флору и
фауну морей. Так, некоторые морские организмы прикрепляются
к днищу корабля, увеличивая его коррозию, и т. д.
Какие же существуют методы борьбы с коррозией?
Прежде всего обратим внимание на тот факт, что многие металлы,
ивляющиеся хорошими проводниками электрического тока (серебро,
Me Me2’ ©О	МеО
Рис. 9. Схематическое изображение химической (а) и электрохимической (б)
коррозии:
Анод; Мс->Ме’+*пН2О + 2е
Н,0
Катод: О8 + а?->ОН-
Раствор; Ме£+ 2ОН- -*Ме(ОН)2-*МеО* Н2О
медь, золото, хром, алюминий, марганец, вольфрам), вместе с тем
обладают и достаточной коррозионной устойчивостью. Последняя
определяется их кристаллической структурой, либо возникающими
на поверхности металла прочными окисными пленками, препят-
ствующими коррозии. При борьбе с коррозией получили приме-
нение как металлические, так и окисные пленки.
К числу неметаллических покрытий, помимо окисных (оксиди-
рование), относятся фосфатные и некоторые другие. Поверхность
металла может быть также защищена от контакта с внешней средой
лаками, красками, смолами, эмалями и т. п.
Все указанные методы борьбы с коррозией предусматривают за-
щиту металлического изделия, но не устраняют окислительного
действия внешней среды. Имеются также методы, предусматри-
вающие воздействие на агрессивную внешнюю среду, например, вве-
дение ингибиторов (в том числе атмосферных), т. е. веществ, способ-
ных замедлять течение реакций, проходящих при коррозии.
Взаимодействие металлов с кислотами. Разрушение металлов
осуществляется при действии растворов кислот, в частности таких,
как концентрированная азотная и серная. Продукты реакции зави-
сят от активности металла и концентрации кислоты. Если взаимодей-
61
ствие цинка с разбавленной серной кислотой сопровождается выделе-
нием водорода
Zn + 2Н+ = Zn2+ + Н2
то при действии концентрированной серной кислоты на цинк реак-
ция протекает по-иному:
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + HaS + 4H2O
т. е. в этом случае окислителем являются уже не ионы водорода,
а молекулы серной кислоты. Кроме того, нередко наблюдаются раз-
личия и в зарядах катионов (и формулах солей) металлов, имеющих
переменные окислительные числа. Так, при действии соляной или
разбавленной серной кислоты на железо происходит образование
соли двухвалентного железа:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + Н2
разб.
Ясно, что в атмосфере выделяющегося водорода (особенно сильный
восстановитель в момент выделения) не может образоваться соедине-
ния трехвалентного железа. Если на холоде действовать на железо
концентрированной H2SO4 или HNO3, на поверхности железа обра-
+8
зуется окисная (Fe) пленка, не растворимая в кислотах-окисли-
телях.
При взаимодействии металлов с азотной кислотой никогда не вы-
деляется водород: и в концентрированной, и в разбавленной азотной
кислоте окислителем выступает азот с окислительным числом +5.
Таблица 2
Продукты восстановления кислот
Кислота	Рад активности	
	NaMgAlZn ... N1 .. . Sn	H	Cu ...
H2S*O4 (разб.)	н2 Zn + HaSO4 = ZnSO4 Ц- H2	—
+в H2SO4 (конц.)	HgS	s 4Zn 4- 5H,SO4 = 4ZnSO4 i 4-H2S + 4HaO	so2 Cu 2H2SO4 = CuSO4 -+- + SO2 + 2HaO
HNO3 (разб.)	NH, N, NaO 4Zn4- 10HNO, = 4Zn (NO,)24- + NH4NO,H-3H2O	NO 3Cu + 8HNO, = 3Cu (NO,)2 + + 2NO+4HaO
н№о3 (конц.)	no2 Zn + 4HNO, = Zn (NO3)2 4- 4-NOa + 2HaO	no2 Cu 4- 4HNO3 = Cu (NO3)2 -4- + NOa4-2HaO
82
Можно установить связь между составом продуктов взаимодей-
11 ни а металлов с кислотой и положением металлов в ряду активности
(напряжений), что отражено в табл. 2. В качестве примера приведены
||<'.’1кции взаимодействия кислот с цинком (один из активных метал-
лов) и медью.
11риведенные в таблице реакции взаимодействия меди с концен-
||>ированной HaSO4 и разбавленной и концентрированной HNO3
имеются в школьном учебнике. Их используют для лабораторного
получения SO2, NO, NO2. Обратите внимание на то обстоятельство,
ню при взаимодействии металла с концентрированной кислотой,
помимо продуктов окисления и восстановления, образуется также
иода. Если ее не удалять (нагревание выше 100°), то кислота ста-
новится более разбавленной и тогда при взаимодействии меди, на-
пример с концентрированной HNO3, получается смесь двух газов:
NO., и NO.
Табл. 2 указывает основные направления процессов; изменив-
шиеся условия меняют их характер.
Задачи и упражнения к главе VII
1.	Почему при действии натрия (активного металла) на раствор сернокислой
мели нельзя получить металлическую медь?
2.	Алюминий при обычных условиях не реагирует с водой, так как этому
препятствует окисная пленка, не растворимая в воде. Однако если эту пленку
растворить щелочью, алюминий взаимодействует с водой. Напишите все реакции,
которые имеют место при взаимодействии алюминия с раствором щелочи.
3.	В раствор сулемы HgCl2 опущена медная пластинка весом 50 г. По окон-
чании реакции пластинку вынули из раствора, обмыли, высушили и взвесили
Нес ее оказался равным 52,74 г.
Сколько граммов сулемы было в растворе?
4.	Напишите уравнения катодной и анодной реакций, происходящих при
электролизе раствора хлористого бария. Какие продукты выделяются па электро-
дах, что остается в растворе?
5.	Почему электролитическое получение водорода и кислорода из воды ведут
не с чистой водой, а добавляя к последней сильный электролит?
6.	Сколько килограммов металлического натрия получат при электролизе
расплава поваренной соли, если известно, что на аноде выделилось 5600 л хлора
(объем хлора приведен к нормальным условиям)?
7.	Через соединенные последовательно ячейки с растворами хлористого олова
SiiCIj и хлорного олова SnCl4 пропускали в течение некоторого времени электри-
ческий ток. Одинаковые ли количества олова и хлора выделились из того и дру-
гого раствора?
8.	Почему для защиты железа от коррозии его покрывают цинком (оцинко
ванное железо)? Цинк «активнее» железа. Разве цинк не окисляется?
9.	Сравните коррозионную устойчивость оцинкованного и луженого железа
при механическом нарушении поверхностей.
10.	Почему некоторые сплавы обладают большей коррозионной устойчн-
иостью, чем исходные компоненты?
11	Какие процессы происходят при коррозии изделий, выполненных на
основе сплавов меди (латунь, бронза)? Почему они «зеленеют»?
ЧАСТЬ И
КРАТКИЕ СВЕДЕНИЯ ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ
И ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Глава I
СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРВЫХ ТРЕХ ПЕРИОДОВ
ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ И ЖЕЛЕЗА
§ 1.	СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП 1 И 2
ГРУПП ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ И АЛЮМИНИЯ
Li Be	Атомы элементов главных подгрупп 1, 2 и 3
Na Mg Al групп периодической системы характеризуются спо-
К Са собностью к перестройке электронной конфигура-
ции за счет отдачи соответственно I, 2, 3 электронов.
...... При обычных условиях их простые вещества явля-
ются металлами и в ряду напряжений находятся
слева как самые активные восстановители.
Некоторые физические свойства рассматриваемых простых ве-
ществ приведены в табл. 3.
Таблица 3
Физические константы	ы	Na	К	Be	Mg	Са	Al
Радиус атома, А...............
Т. пл., °C....................
Т. кип., °C...................
d, г'смя......................
1,55	1,89	2,36	1,13	1,60	1,97	1,43
180	98	63	1280	651	850	660
1350	900	476	2471	1103	1482	2520
0,53	0,97	0,86	1,85	1,74	1,55	2,70
Реакции соединения с простыми веществами. Щелочные, щелочно-
земельные металлы и алюминий энергично взаимодействуют не
только с кислородом и галогенами (при обычных условиях), но и
с подавляющим большинством других простых веществ (при нагре-
вании).
При взаимодействии с кислородом помимо окислов
4Na + О2 = 2NaaO
2Са + О2 = 2СаО
84
нПрщуются перекиси?
2Na + О2 = NaaOa
Са 4- 02 = СаО2
Вс, Mg и А1 при обычных условиях образуют только окислы.
Многие соединения с неметаллами (NaH, NaCl, Na2O) являются
и единениями с ионной связью. Ранее мы уже обращали внимание
пн швисимость таких физических свойств, как температуры плавле-
нии и кипения, от типов химической связи в соединениях.
Так, например, переход от ионных соединений к соединениям
। ковалентной связью, наблюдаемый у хлоридов элементов II и 111 пе-
риода, сопровождается уменьшением прочности кристаллов, тем-
ператур плавления и кипения этих соединений (табл. 4):
Таблица 4
Физические константы	LIC1	BeCl,	ВС1Э	СС14
ПЛ., "С	 кип., °C		614 1382	440 520	—107 18	—23,7
	NaCl	MgCl2	А1С1Э	SiCl4
пл., °C		800	713	193	—70
Теперь остановимся на кислотно-основных свойствах кислород-
ных соединений Ме1+, Ме2+, А13\
Изменение свойств окислов этих элементов по группам и перио-
дам периодической системы иллюстрируется следующей таблицей,
I де пунктирными линиями отделены основные, амфотерные и кис-
лотные окислы (табл. 5):
Таблица 5
1	2	3	4
Il Li2O i	BeO	! B2O3	co2 кислотные
III Na2O	MgO :	A12O3 1	SiO2
IV K2O	CaO i	Oa2O3	GeOa
основные		амфотерные	
Окислы щелочных и щелочноземельных металлов являются
ионными соединениями, легко взаимодействующими с водой с обра
юванием щелочей:
Na2O + Н2О = 2NuOH
85
Рассматриваемые элементы способны также вступать во взаимо-
действие с металлами. При этом образуются как соединения, так и
твердые растворы. Надо заметить, что формулы металлических
соединений часто не согласуются с окислительными числами тех же
элементов в ранее рассмотренных соединениях *.
Свойства сплавов также определяются характером связи (метал-
лическая, либо металлическая с примесью ионной). Близкие по
химическим свойствам металлы, как правило, не образуют соедине-
ний. Однако даже и в этом случае многие свойства меняются далеко
не параллельно с изменением состава. Например, сплав висмуте
(6 весовых частей), свинца (4 весовые части), олова (2 весовые части)
и кадмия (1 весовая часть) плавится при 75° С, хотя температура
плавления наиболее легкоплавкого из четырех компонентов (олово
232° С) намного выше. Этот так называемый сплав Вуда.
Большей твердостью, чем составные компоненты, обладает дюр-
алюминий, составленный на основе А1 и содержащий добавки (Си,
Мп, Mg). Многие сплавы, в состав которых также входит алюминий,
обладают большой легкостью (сплавы титана и алюминия туго-
плавки, легки и обладают достаточной твердостью).
Казалось бы, сплавы, в состав которых входят щелочные и ще-
лочноземельные металлы, почти не должны иметь практического
применения из-за агрессивности этих металлов. Однако при образо-
вании сплавов происходят химические изменения и их свойства
нередко существенно отличаются от свойств исходных компонентов.
Так, например, добавка лития приводит к образованию легких и
коррозионно стойких сплавов (магнит, содержащий 1% лития,
приобретает хорошие литейные свойства и коррозионную устойчи-
вость). Литий улучшает электропроводность и механические свой-
ства меди.
При изготовлении железнодорожных осевых подшипников при-
меняется сплав на основе свинца, в состав которого входят Na
(0,58%), Li (0,04%) и Са (0,73%). Число подобных примеров можно
было бы продолжить.
Взаимодействие простых веществ со сложными соединениями.
Все рассматриваемые простые вещества реагируют с водой:
2Na +42Н2О = 2NaOH + На
Mg + 2Н2О = Mg(OH)2 + Н2
2А1 + 6Н2О = 2А1(ОН), 4- ЗН2
Интенсивность взаимодействия падает от натрия к алюминию. На-
помним, что поверхность алюминия покрыта окисной пленкой. Од-
* Например, известно около десяти соединений натрия с оловом (от NaSne до
NajSn). Приведены два граничных соединения, содержащие наивысшее число
атомов Sn и Na соответствен но.
зб
Нико если эту пленку растворить щелочью, то реакция идет. В этом
(Лучае процессы можно выразить следующими уравнениями:
А12Оа + 2NaOH = 2NaA102 + Н2О
2А1 + 6Н2О = 2А1(ОН)8 + ЗН2
А1(ОН)а + NaOH = NaAlO2 + 2НгО
Последнюю реакцию можно представить иначе:
А1(ОН)Э + NaOH = Na |A1(OH)J
II образовании такого соединения проявляется возможность иона
АI"' иметь большее число связей, чем это соответствует его окисли-
1слыюму числу. Как и при образовании иона аммония, здесь воз-
никает координативная связь. (Правда, в молекуле аммиака имелась
псподеленная пара электронов, в AI(OH)S, наоборот, ее не хватает.)
Н
о
Na+ [НО:А1:ОН]-
(5
н
Некоторые важнейшие соединения. Едкий натр NaOH полу-
чается путем электролиза раствора поваренной соли. При электро-
лизе анодное и катодное пространство должны быть отделены во
и (бежание взаимодействия продуктов электролиза:
2NaOH + С12 = NaCl + NaOCl + Н2О
Едкий натр хорошо растворяется в воде, гидратация сопровождается
большим выделением тепла.
Едкий натр является одним из основных продуктов химической
промышленности. Основные области применения: производство
органических красителей, искусственного шелка, бумаги, мыла,
очистка нефтепродуктов. Техническое название: сода каустиче-
ская, каустик. Кальцинированная сода Na3CO3 • ЮН2О. Безводная
соль Na2CO3 идет на получение каустика:
NaaCOa + Са(ОН)2 = 2NaOH -f- СаСОа|
используется в стекольной промышленности для получения «ра-
створимого стекла»:
/О
Na2COs + SiO2 = Na2SiO3 + CO2|
Кальцинированная сода находит также применение в текстиль-
ной, мыловаренной промышленности; применяется при устранении
постоянной жесткости воды, связанной с наличием в природных
подах сульфатов или хлоридов кальция и магния:
MgSO4 + Na2CO3 = MgCOs -|- Na2SO4
Двууглекислая, или питьевая, сода NaHCO3. Применяется для
наполнения огнетушителей, используется в медицине и хлебопече-
нии.
87
Глауберова соль Na2SO4  10Н2О. Применяется в медицине и
ветеринарии.
Сульфат натрия Na2SO4. Находит применение в целлюлозно-
бумажной, текстильной, кожевенной и стекольной промышлсп-
ности.
Поваренная соль NaCl. Это один из важнейших продуктов, упот-
ребляемых в технике и быту, является также сырьем для производ-
ства натрия, хлора, едкого натра, соляной кислоты, соды, приме-
няется в мыловарении и красильном производстве.
Хлористый калий, азотнокислый калий и сернокислый калий.
Используются в качестве удобрений. Калий является необходимым
элементом в питании растений.
Корунд А12О3. Это один из самых твердых материалов, встре-
чающихся в природе (второй после алмаза). Примеси других соеди-
нений окрашивают кристаллы корунда в красный или синий цвет
(рубины и сапфиры являются драгоценными камнями). В настоящее
время кристаллы рубинов применяют как квантовые усилители
электромагнитных излучений (световых волн — лазеры, радио-
волн — мазеры).
Гашеная известь Са(ОН)3. Получается из негашеной извести)
СаО + Н2О = Са(ОН)2
Насыщенный раствор гидроокиси кальция называется известковой
водой. Гашеная известь применяется для известкования почвы (унич-
тожение кислотности, улучшение структуры почвы). Известковая
вода применяется для устранения временной жесткости воды, свя-
занной с присутствием в природных водах кислого углекислого
кальция:
Са(НСО,)2 + Са(ОН)2 = 2СаСОэ1 + 2Н2О
Известковое молоко. Взболтанная в воде гашеная известь, нося-
щая название известковое молоко, применяется в производстве
сахара для очистки сахара от примесей.
Известковый раствор. Так называется смесь гидроокиси кальция,
песка и воды. Она находит широкое применение в строительном деле
(используется при кладке стен). Затвердевание извести происходит
в результате испарения воды и взаимодействия с углекислым газом
воздуха:
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О
Цемент, Вырабатывается из природных известняка и глины.
При прокаливании указанной смеси выделяются углекислый газ
и вода; оставшиеся окислы кальция, алюминия, кремния и железа
(последний — как примесь из глины) представляют собой зелено-
вато-серый порошок, являющийся прекрасным строительным ма-
териалом. Примерный химический состав цемента: 62—65% СаО,
21—23% SiO2, 6—8% А12О3, 2—3% Fe2O3, 2—3% MgO и примеси.
88
Бетон. Составлен на основе цемента за счет добавления гравия
н щебня, уменьшающих стоимость строительного материала. Проч-
||| ни, бетонных сооружений возрастает при введении в массу бетона
железных стержней или каркасов.
Гипс CaSO4-2H2O. Является исходным сырьем для производ-
11 lei еще одного вяжущего материала — алебастра, который полу-
•шегся в результате удаления из гипса 3/4 воды нагреванием до
160—170°. Состав алебастра может быть выражен формулой
(( jiSO4)2 • Н2О. Впитывая влагу, алебастр затвердевает, превра-
щаясь в гипс. «Схватывание» алебастра сопровождается небольшим
расширением. Это обстоятельство используется в строительном
цело, а также при заполнении форм для изготовления гипсовых ко-
пий изделий, статуэток и т. п.
Нахождение в природе и получение. Промышленное применение
того или иного элемента, использование на практике образуемых им
простых веществ или соединений нередко зависит от того, насколько
легко удается осуществить их извлечение из природных источников.
()т того, как много имеется исходного сырья и в каком виде оно
находится, зависят способы химической переработки и, наконец,
жопомический эффект. Не последнюю роль при этом играет распро-
страненность элементов.
Щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий принадлежат
к числу самых распространенных на земле элементов *.
В виде каких же соединений они находятся в природе? Известно,
нто щелочные металлы встречаются в природе в виде солей: хлори-
дов или сульфатов. Они являются наиболее подвижными элемен-
1.1ми земной коры, так как соли их растворимы. Мы находим их
в морской воде, в водах других природных источников (глауберова
соль, Na2SO4 • 10Н2О в большом количестве содержится в заливе
Кара-Богаз-гол на Каспийском море). Хлористый натрий также на-
ходится в морской воде. Отложения каменной соли на месте бывших
морей являются источниками получения КС1, NaCl,MgCl2 (Соликамск
и СССР, Эльзас во Франции, район Стассфурта — в Германии).
В природных водах в результате выветривания горных пород оказа-
лись ионы щелочных металлов. Так, например, натрий содержится
и некоторых минералах сложного состава, алюмосиликатах или
полевых шпатах (NaAlSi3O8 — альбит).
Щелочноземельные элементы содержатся в так называемых
«изверженных» горных породах — в виде силикатов (например,
асбест Mge(OH)eSi4On 'Н2О — минеральное волокно). Образуя труд-
норастворимые карбонаты, щелочноземельные металлы составляют
также осадочные породы — магнезитMgCO3, доломитMgCO3 -СаСО3,
известняк СаСО3. Осадочные породы являются продуктами разруше-
ния изверженных пород. Если щелочные металлы практически
* Al, Са, Na, Mg, К входят в число десяти наиболее распространенных эле-
ментов.
89
не образуют нерастворимых солей и их концентрация в природа
связана, главным образом, с геологическими изменениями, проис-
ходившими на поверхности земной коры, то распределение щелочно-
земельных металлов зависит от химических свойств соединений.
Так, помимо карбонатов, мы должны ожидать присутствия в земной
коре нерастворимых сульфатов (гипс — CaSO4-2НаО) и фосфатов.
Алюминий — входит в состав глин и полевых шпатов (алюмо-
силикатов). Наряду с кремнием алюминий выступает в качества
породообразующего элемента. Эта особенность его будет рассмот-
рена далее при обсуждении свойств кремния.
Исходным сырьем для получения щелочных металлов являются
хлориды и гидроокиси, для получения щелочноземельных метал-
лов — хлориды, а для получения алюминия — боксит в смеси с кри-
олитом Na8AlFe. Во всех случаях, как уже отмечалось выше, ведут
электролиз расплавов указанных соединений.
Рассмотрим подробнее электролитическое получение алюминия.
Специальная электролитическая ванна, выложенная графитом, за-
полняется чистыми А1аО3 и Na3AlFe, которые расплавляются при
температуре около 1000° С. Графитовые (или угольные) плиты,
которыми выложена ванна, служат катодом, а анодом являются
опущенные в расплав графитовые пластины. Сила тока составляет
около 35 000 а, напряжение 4—5 в. В результате электролиза на
катоде образуется алюминий (собирается на дне ванны), на аноде
выделяется кислород:
Na3AlF, —► 3Na+ + A1FJ-
сильный
электролит
А1аОя А18+ -|- A10J-
слабый
электролит
Разряжаются ионы А1О’з~ и А18+
2А1’+ + бе = 2А1
2A10j--6e = А1аО, + уОа
В настоящее время во всем мире ежегодно выплавляется около
10 млн. т алюминия.
§ 2.	СВОЙСТВА ЖЕЛЕЗА
Если алюминий (наряду с кремнием и кислородом) является од-
ним из основных элементов силикатной оболочки внешнего слоя
земной коры (литосферы), то железо, как полагают, составляет основу
ядра земного шара.
Хотя железо находится в восьмой группе, однако нет ни одного
соединения, в котором окислительное число железа равно восьми.
У следующих за ним по группе сверху вниз элементов Ru и Os уже
90
ппречаются такие соединения: RuO4 или OsO4. Их отсутствие у же-
1г la объясняется тем, что 8 «валентных» электронов железа (осо-
бенно те шесть, которые находятся на предпоследнем уровне)
располагаются слишком близко к ядру. Потребовалась бы очень
+8
большая энергия на образование Fe (вырывание 8 электронов),
погорая не компенсируется энергией, выделяющейся при образова-
нии соединения $ХЯ (т. е. энергия связи с F или О). Для железа
характерны следующие степени окисления: 2 и 3, реже 6.
Физические свойства. Железо — металл серебристого цвета,
довольно мягкий и пластичный. Температура плавления выше
IfiOO' С. Железо притягивается магнитом и намагничивается под
действием электрического тока. Известно несколько аллотропных
видоизменений (модификаций) железа рис. (10). До 898° С кристаллы
имеют центрированно-кубическую решетку (a-железо), а затем в ин-
ициале 898—1401° С—гранецентрированную (у-железо).
Рис. 10. Структура железа, a-железо имеет центри-
рованно-кубическую решетку, у-железо — гранецент-
рированную
Выше 1401 и до 1528° С (температура плавления) вновь обра-
зуется центрированно-кубическая решетка. В отличие от а-железа,
у-железо оказывается немагнитным. После резкого охлаждения
(закалка железа) у «закаленного» образца сохраняется структура
у-железа и при комнатной температуре.
Химические свойства. Железо является одним из активных вос-
становителей, окисляется на воздухе. Соединения Fe2+ довольно
легко окисляются до Fe8+:
4Ре(ОН)г + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3
С углеродом железо образует соединения FeaC и Fe3C; последнее
входит в состав чугуна. С кремнием образует соединения FeSi2,
FeSi, FegSij, Fe2Si, входящие в состав «ферросилиция». Как видно,
формы карбидов и силицидов, так же как формы интерметаллидов,
не укладываются в обычные представления об окислительных чис-
лах, наблюдаемых в соединениях, образованных при взаимодействии
типичных металлов с типичными неметаллами.
61
Сплавы железа. Едва ли не самыми распространенными мате-
риалами в технике были и остаются чугун и различные стали. Те
и другие являются соединениями железа и углерода (исключая спе-
циальные стали). Различное содержание углерода заметно влияет на
физические свойства указанных сплавов. Мягкая сталь содержит
не выше 0,3% углерода. Ее отличительная особенность — высокая
пластичность. Например, из мягкой стали изготовляются гвозди.
Твердая сталь содержит от 0,3 до 2% углерода. Ее отличительная
особенность — упругость. Наконец в чугуне — от 2 до 4,5% угле-
рода. Чугун тверд, но хрупок. Легированные стали являются спла-
вами железа с другими металлами. Ценные свойства — упругость,
жаростойкость, кислотоупорность и др. — таким сталям придают
добавки ванадия, хрома, молибдена, вольфрама, марганца, никеля,
кремния и бора. Их введение приводит к образованию соединений
или твердых растворов, обеспечивающих соответствующие свойства
стали.
Выплавка чугуна и стали. Важнейшими железными рудами яв-
ляются магнитный железняк Fe3O4, красный железняк Fe2O3, бурый
железняк 2Fe2O3-3H2O и пирит FeS2.
Из большинства руд железо можно получить при действии соот-
ветствующих восстановителей. Так, чистое железо получается при
взаимодействии окислов железа с водородом. Одним из основных
промышленных способов является получение железа в виде чугуна.
В качестве восстановителя используется углерод. Процесс ведут
в доменных печах.
Одним из важных технологических процессов в металлургии
является переработка чугуна в сталь. Как уже было сказано ранее,
в сталях содержание углерода ниже, чем в чугуне. Следовательно,
переработка чугуна в сталь сводится, в первую очередь, к удалению
избытка углерода. Кроме того, механические свойства стали зна-
чительно улучшаются при удалении серы и фосфора. И то и другое
достигается окислением примесей кислородом. Окись углерода
выделяется в виде газа, а окислы серы и фосфора удаляются с по-
мощью флюсов.
Основными способами переработки чугуна в сталь служат марте-
новский, бессемеровский и томасовский способы. В последние деся-
тилетия широкое развитие получил электротермический способ, поз-
воляющий получать легированные стали, содержащие примеси ту-
гоплавких металлов.
§ 3.	СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП
5, 6, 7 ГРУПП ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ
Ранее, при рассмотрении тенденций к перестройке электронной
структуры у свободных атомов элементов 5—7 групп периодической
системы отмечалось, что перечисленные элементы должны образовать
простые вещества с ковалентной связью (неметаллы и окислители).
92
N	0	F
I»	S	Cl
As	Se	Br
Sh	Те	I
Bl	Po	At
В отличие
Эта способность к присоединению электронов
должна возрастать от азота к фтору и от астата
к фтору. Указывалось также, что условная и на-
ходящаяся в зависимости от внешних влияний
граница деления на металлы и неметаллы прохо-
дит через As — Те — At. Следовательно, Sb, Bi
и Ро относятся к числу металлов.
от элементов седьмой группы, элементы 5 и 6 групп
образуют по нескольку аллотропных видоизменений. Температуры
плавления и кипения для простых веществ всех трех групп нара-
riaiOT сверху вниз и падают слева направо по периоду. Прочность
двухатомных молекул уменьшается в периоде слева направо, о чем
можно судить по их энергиям диссоциации (Q):
Na	Qs
Q 225 ккал 170 ккал
Fa
58 ккал
Это уменьшение прочности может быть объяснено возрастанием сум-
марного числа электронов, находящихся на внешнем уровне в ка-
ждом из атомов (10 — у двух атомов в молекуле азота, 12 — в мо-
лекуле кислорода и 14 — в молекуле фтора), при уменьшении числа
связей. Уменьшение прочности связи в молекуле Э2 от азота к
фтору сопровождается возрастанием окислительной способности
указанных простых веществ.
Все элементы 5—7 групп легко образуют соединения с ме-
। а л л а м и. Это, как правило, соединения с ионной или ковалент-
ной (полярной) связью. Исключение составляют соединения, обра-
зованные Sb, Bi и Ро — они являются металлическими соедине-
ниями. Особое место занимают нитриды металлов, многие из которых
обладают высокими механическими свойствами и электропровод-
ностью (надо заметить, что когда мы берем широкий диапазон
элементов для сравнения, то немедленно сталкиваемся с большими
различиями в характере изменения сопоставляемых свойств).
Кроме того, указанные элементы образуют также соединения
собой. Эти соединения, как правило, неустойчивы.
ОН2 FH Из наиболее важных соединений с неме-
SH	С1Н	таллами должны быть	рассмотрены водо-
SH	RH	родистые соединения	(ЭНП), кото-
Ьепа	Вгп	рЫе обычно получают	прямым	синтезом из
ТеН2	IH	простых веществ.
Рассматривая эти процессы, мы вновь обратимся к некоторым
положениям о химическом равновесии. Они позволяют определить
оптимальные (наилучшие) условия работы доменных печей, аппара-
тов для получения аммиака, серной кислоты и многих других важ-
ных продуктов химической промышленности.
Рассмотрим реакцию синтеза аммиака, которая является экзотер-
мической (+Q)
Na + ЗН2 2NH, + Q
между
NIK
HL,
AsH.,
Sbll..
»3
Все три вещества, находящиеся в смеси, газообразны; реакция
обратима. Соотношение между количеством начальных и конечных
продуктов зависит от внешних условий. Следовательно, можно
выбрать условия, при которых количество аммиака, концентрация
его в равновесной смеси может оказаться довольно высокой. Какие
же это условия? Какие температуру и давление надо выбрать, чтобы
обеспечить максимальный выход аммиака? Поскольку данная реак-
ция экзотермична, то с уменьшением температуры будут создаваться
условия для протекания прямой реакции. Наоборот, нагревание
должно уменьшать выход аммиака. Кроме того, образованно
аммиака сопровождается уменьшением числа грамм-молекул газо-
образных веществ (из четырех молей исходных веществ образуется
два моля конечных). Следовательно, увеличивая давление, мы также
будем создавать условия, способствующие протеканию реакции
в сторону получения аммиака *.
Следовательно, уменьшение температуры и увеличение давления
способствуют увеличению выхода аммиака. Однако если мы обра-
тимся к технологическим прописям, то увидим, что наряду с высоким
давлением (несколько десятков атмосфер), не применяют слишком
низких температур. Дело в том, что определяя выбор оптимальных
условий синтеза, исходят не только из учета химического равновесия
в данной системе, но и из учета скорости реакции. А скорость любой
реакции возрастает в 2—3 раза при увеличении температуры на
каждые 10°. Конечно, при увеличении температуры снижается про-
цент аммиака в системе, но равновесие достигается быстрее. Учиты-
вая непрерывность проводимого процесса, нетрудно понять, что
оптимальные условия выбраны как с учетом равновесия в этой
системе, так и с учетом скорости образования аммиака.
Осуществление многих процессов ведут в присутствии катализа-
торов. Катализаторами называются вещества, присутствие которых
влияет на скорость взаимодействия между исходными веществами.
Сам катализатор остается в неизменном количестве после реакции,
однако, он участвует в ней, так или иначе способствуя (положитель-
ный катализатор) или препятствуя (отрицательный катализатор)
взаимодействию начальных веществ. В одних случаях катализ идет
на поверхности твердого катализатора, в других — катализатор
вступает в реакцию с одним из начальных веществ, образуя проме-
жуточное соединение:
А + В + К —► АК + В —► АВ + К
Так, при синтезе серного ангидрида катализатором служит VsOei
2SO2 + О2 2SO3
Химические свойства ЭНП. Все водородистые сое-
динения могут вступать в реакции присоединения (без изменения
* Например, при синтезе НС1 из простых веществ число молей газа не ме-
няется: Н2 + С12 — 2НС1. Сдвиг равновесия за счет увеличения или уменьше-
ния давления не произойдет.
94
пкнслительного числа элементов) и в реакции окисления — восста-
новления.
1. Реакции присоединения. Особенно характерны для аммиака
и воды (в меньшей степени для их аналогов)
CuSO4 + 5Н2О = CuSO4 • 5НаО
CuSO4 + 4NH3 = CuSO4  4NH3
HC1 + NH3= NH4C1
K2O + HaO = 2KOH
- N + 1
2. Реакции окисления-восстановления с участием ЭНЛ (где N —
окислительное число элемента) могут осуществляться: а) при дей-
ГПИ1И окислителей, б) при действии восстановителей. В первом слу-
-N
•те восстановителем является Э, а во втором — окислителем вы-
купает Н.
-N
а)	ЭН„ как восстановитель.
Примером таких реакций служат уже знакомые нам
МпОа + 4НС1 = МпС12 + С12 + 2НаО
SOa + 2На S“= 3$ + 2НаО
+ 1
б)	ЭНп как окислитель выступает в реакциях с металлами;
2ЙаО + 2Na = 2NaOH + Н2
2ЙС1 + Zn = ZnCl2+ Й2
Гидроокиси элементов 5—7 групп. Формы гидроокисей находятся
и зависимости от положения элементов в системе. При этом надо
учитывать, что элементы 5—7 групп могут иметь переменные окис-
лительные числа (H2SO4 и H2SO8). Кроме того, при одном и том же
окислительном числе формы гидроокисей могут быть также раз-
личными (НРО8 и Н3РО4). В пределах группы способность образо-
вать высшие формы возрастает сверху вниз.
Как уже было сказано ранее, гидроокиси перечис-
IINO3 ленных элементов являются кислотами, сила которых
Ш’О3	падает с увеличением порядкового номера элемента
Н„1’О4	рассматриваемых групп. Кислоты, в которых эле-
менты имеют высшее окислительное число, могут
+ А/
выступать в качестве окислителей (окислителем является Э). До-
вольно энергичными окислителями являются HNOa, HgSO4, НС1О4
и другие кислородные кислоты хлора. Причем НОС1 является
шачительно более сильным окислителем, чем НС1О4, так как
легко распадается с выделением атомарного кислорода.
Соединения с более низкими окислительными числами элемента
N-2	+4 +3
Э могут выступать и в качестве восстановителей (S, N) при взаи-
модействии с энергичными окислителями:
2HaSO3 + Оа = 2HaSO4
2HNOa -J- Оа = 2HNO3
95
и в качестве окислителей:
HaSO3 + 2HjS = 3S + ЗН2О
2HNO2 + 2HI = l2 + 2NO + 2Н2О
Важнейшие соединения. О многих важных соединениях указан
ных элементов с металлами говорилось уже ранее (см. стр. 88 и др.),
Аммиачная селитра (NH4NO3) содержит 46% азота. Кроме того,
в качестве удобрений используются и другие соединения (в част
ности, соли) азота и фосфора: аммиачная вода, селитры (соли
азотной кислоты), фосфаты (соли фосфорной кислоты) и аммофосы
(соли фосфорной кислоты и аммиака).
Аммиак жидкий — используется в качестве хладоагента в холо-
дильных установках и как растворитель.
Царская водка — смесь 3 объемов НО с HNO3 (ЗНС1 + HNOa) —
сильный окислитель, в котором растворимы благородные металлы,
§ 4. СВОЙСТВА НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ УГЛЕРОДА
И КРЕМНИЯ
По многообразию соединений и их роли в практике элемен-
с там 4-й группы принадлежит исключительная роль. Углерод
Si составляет остов органического мира, а кремний — минералы
Ge ного. Полимерные соединения углерода, а в последнее время
Sn и кремния используются в создании новых материалов как
p|j бытового, так и технического назначения. Полупроводниковые
свойства кремния и германия привели к созданию новых
областей в науке и технике. С незапамятных времен находят широ-
кое применение олово и свинец.
Причина проявления этих важных свойств простых веществ и
соединений, образованных перечисленными элементами, заключена
в строении их атомов, в химических связях. Ранее (стр. 40) отмеча-
лось, что в периодах системы слева направо у свободных атомов
наблюдается усиление склонности к присоединению электронов.
В противоположных направлениях наблюдается ослабление той и
другой тенденции, что в особенности характерно для углерода
(II период) и кремния (III период). При рассмотрении их аналогов
мы должны учитывать и характер изменения этих тенденций в груп-
пах. Как известно, в группах сверху вниз усиливается способность
к отдаче электронов. Неудивительно, что иные свойства мы наблю-
даем у германия, олова и свинца.
В соответствии с указанным изменением важнейших характери-
стик свободных атомов (склонность к отдаче электронов) находится
изменение свойств простых веществ.
Физические свойства простых веществ. Как известно, углерод
и кремний принято относить к неметаллам, германий — либо к ме-
таллам, либо к полупроводникам, олово и свинец — к металлам.
Однако давно уже замечена условность такого деления. Как уже
96
|цмечалось ранее (см. стр. 41), физические свойства простого ве-
щества зависят не только от отмеченных выше характеристик сво-
бодных атомов, но и еще от ряда факторов, прежде всего от темпера-
|уры и типа кристаллической решетки. Так, газообразный германий
ипллется диэлектриком, в расплавленном состоянии обладает метал-
|цческой проводимостью, а в твердом — является полупроводни-
ком.
Химические свойства соединений углерода и кремния. Наблю-
ипстся определенное различие между соединениями углерода и крем-
ния. Выше уже отмечалась роль, которая принадлежит углероду
н образовании органических соединений и кремнию в образовании
минеральных соединений земной коры. Обратим внимание на сле-
дующие факты. И углерод, и кремний при обычных условиях на-
ходятся в полимеризованном, кристаллическом состоянии. Но если
высшее соединение углерода с кислородом — двуокись углерода —
при обычных условиях является газообразным веществом и состоит
и । молекул СО2, то двуокись кремния при обычных условиях яв-
ляется веществом твердым: (SiO2)n.
Во всех имеющихся в природе разновидностях кремнезема ка-
ждый атом кремния связан с четырьмя атомами кислорода, что схе-
матически можно выразить следующим образом:
А А
—О—Si—О—А—О—
A	А
—О—li—О—Si—О—
О	А
I	I
Эго графическое изображение формулы кремнезема показывает, что
пи каждый атом кремния приходится два атома кислорода (простей-
шая формула SiO2). На самом же деле каждый атом кремния в про-
г'|р;шстве окружен четырьмя атомами кислорода и кристалл имеет
форму тетраэдра. Здесь понятие молекулы теряет свой смысл.
В этом заключается одна из особенностей химии твердого тела —
повой науки, возникшей в середине XX в.
Существуют отличия и в соединениях с водородом. Ковалентные
(вязи Si—Н менее прочны при обычных условиях, чем связи
С— Н. Правда, кремний, подобно углероду, образует соединения
с водородом, но их число невелико и они менее устойчивы, чем соот-
ветствующие соединения углерода. Таким образом, в соединениях
углерода возможно сосуществование связей С—Н и С—О—, и по-
следовательная замена связей С—Н на связи С—О— (т. е. увеличение
или уменьшение числа связей атома углерода с кислородом) не умень-
97
шает устойчивости соединений, что приводит к многообразию клвг
сов соединений углерода:
Н
Н-А—Н
А
метан
Н
н—А—о—н
I
н
метиловый
спирт
Н
(1=0
А
муравьиный
альдегид
\он
муравьиная
кислота
0=С=0 (I)
двуокись
углерода
Кроме того, углерод способен образовать цепи, в том число
с кратными (двойными и тройными) связями между атомами угло>
рода:
(Л
что приводит к еще большему увеличению числа классов соединг-
ний. Если к этому добавить еще возможность образования изомеров,
то становится понятным многообразие органических соединений,
Соединения углерода имеют молекулярное строение. Однако, кпк
будет показано далее, при получении полимеров образуются макро-
молекулы, в которых понятие индивидуальной молекулы также те-
ряет свой смысл.
В соединениях кремния мы наблюдаем другую эволюцию хими-
ческого состава, которая связана с изменением числа связей
—О—Si—О и —О—Н, наблюдающимся в природных системах,
Этих форм так много, что указанная область химии, подобно орга-
нической химии, также выделилась в самостоятельную науку (хи-
мия силикатов).
Из важных соединений углерода и кремния отметим силоксаны,
Они являются как бы гибридами водородных соединений углерода
и кислородных соединений кремния. В этих соединениях вокруг
каждого атома кремния образуется тетраэдр из атомов кислорода
и углеводородных радикалов:
R	R	R	R
А—О— 4i—О— 4i—R
4	A	R	R
R-4i-R
I
R
Силоксаны обладают сочетанием целого ряда ценных свойств:
жаростойкостью, несмачиваемостью и электроизоляционными свой-
ствами.
Из всего сказанного становится ясно, какую роль играет химия
в изготовлении новых материалов с заранее заданными свойствами.
Особую роль также играет выращивание монокристаллов и получе-
ние особо чистых металлов и материалов.
98
Задачи и упражнения к главе I части II
1.	Какие существуют способы получения металлов?
2.	Напишите известные вам реакции устранения жесткости воды (в молеку-
нприом и в ионном виде).
3.	Дайте описание важнейших свойств мышьяка и его соединений, исходя
и । положения этого элемента в периодической системе и пользуясь знанием свойств
и,и.1 и фосфора.
I.	На каких химических свойствах основано применение некоторых веществ
и ироительстве?
Г>. Какие вы знаете неорганические полимеры?
6.	Охарактеризуйте основные химические источники тепловой и электриче-
iiuni энергии.
7.	При взаимодействии а г сплава натрия и калия выделилось b мл водорода.
। hu.ibKO процентов натрия и калия (по весу) было в сплаве? Задачу решить ал-
цбраически.
Глава II
ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
При знакомстве с соединениями углерода обращает на себя вни-
мание большое их разнообразие и практически неограниченные
ппзможности увеличения их числа.
Соединения углерода рассматриваются как самостоятельный раз-
дел химии — органическая химия.
Деление химии на неорганическую и органическую сложилось
исторически. С давних пор принято было считать, что органи-
ческая химия изучает вещества живой природы — вещества, полу-
чаемые из организмов. К началу XIX в. сложились представления,
чго вещества органического происхождения и их превращения уп-
равляются особой силой — жизненной силой (Берцелиус). 1828 г.
принес первый факт, подрывающий основы учения о жизненной
силе, — Велер синтезировал мочевину — один из продуктов, выра-
батываемых организмом. Вслед за этим последовал синтез целого
ряда органических соединений, среди которых были жиры (Бертло,
1854 г.) и углеводы (А. М. Бутлеров, 1861 г.).
Стало очевидным, что органические соединения, так же, как и
неорганические, могут быть получены искусственным путем без
вмешательства таинственной жизненной силы.
В органической химии восторжествовали материалистические
представления. Постепенно стал расширяться круг соединений,
получаемых в лаборатории.
§ 1. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ А. М. БУТЛЕРОВА
О СТРОЕНИИ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
В конце пятидесятых годов прошлого столетия органическая
химия накопила огромный фактический материал, который не был
в достаточной мере систематизирован. Ряд особенностей органиче-
ских соединений не находил объяснения на основе существовавших
в то время представлений.
99
Так, не находило теоретического объяснения открытое в двал
цатых годах XIX столетия явление изомерии. Оно оказалось очень
распространенным в органической химии и заключается в суще
ствовании веществ, обладающих при одинаковом составе и моле-
кулярном весе различными свойствами. Оставался открытым и
вопрос о строении органических соединений. Для создания теории
строения органических соединений важное значение имело уста-
новление в 1857 г. Кекуле и, независимо от него, Купером и Кольбе
четырехвалентности углерода и способности атомов углерода сое-
диняться друг с другом с образованием цепей. При разработке тео-
рии строения органических соединений главным оставался вопрос
о возможности установления строения молекулы органического
соединения. Большинство химиков середины XIX столетия отри-
цало возможность познания структуры молекулы. Убежденным
противником таких представлений о непознаваемости молекул был
А. М. Бутлеров, которому и принадлежит честь создания теории
химического строения органических соединений (1861 г.).
Бутлеров считал, что каждое вещество имеет определенное хими-
ческое строение, которое может быть установлено на основании
изучения химических свойств этого вещества.
Под химическим строением А. М. Бутлеров понимал не только
качественный и количественный состав молекулы данного вещества,
но и последовательный порядок соединения атомов в молекуле и
их взаимное влияние.
Атомы в молекуле испытывают взаимное влияние, не только
находясь в непосредственной связи, но и будучи не связаны между
собой непосредственно.
Бутлеров показал, что для установления химического строения
вещества большое значение наряду с анализом имеет синтез его из
простейших веществ, строение которых известно.
Теория химического строения, созданная А. М. Бутлеровым,
заложила прочный фундамент органической химии. Она позволила
научно систематизировать огромный фактический материал, объяс-
нила важнейшие закономерности и определила дальнейшие пути
развития органической химии.
§ 2. КЛАССИФИКАЦИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Теория строения создала научные основы для классификации
органических соединений.
В настоящее время органические соединения классифицируются
как по строению углеродной цепи, так и по функциональным груп-
пам.
В соответствии со строением углеродной цепи все органические
соединения подразделяются следующим образом.
I. Ациклические соединения, называемые также алифатиче-
скими, или соединениями жирного ряда. К этой группе относятся
100
органические соединения с так называемой «открытой цепью»
углеродных атомов. Среди них различаются насыщенные, или пре-
дельные, и ненасыщенные, или непредельные. Предельные соеди-
нения содержат только простые (одинарные) углеродные связи,
например:
Н Н
н—ё—с—и
I I
н н
этап
Непредельные соединения содержат наряду с простыми и крат-
ные — двойные или тройные — связи между атомами углерода
н\	/н
;с=с(	н-с=с—н
н/	\н
этилен	ацетилен
II. Циклические, или карбоциклические, соединения, содержа-
щие в молекуле кольца, или циклы, состоящие из одних углеродных
атомов.
Среди этих соединений различают алифатические циклические
или сокращенно алициклические и ароматические:
а)	алициклические соединения содержат циклы, состоящие из
углеродных атомов, соединенных между собой простыми или крат-
ными связями, например:
н/\н	н/\н
циклогексан	циклогексен
6)	ароматические соединения содержат шестичленные углеродные
циклы, в которых имеется сопряженная система чередующихся про-
стых и двойных связей между углеродными атомами, например:
Н	ОН
бензол	фенол
101
III. Гетероциклические соединения, содержащие циклы, в состан
которых, наряду с углеродными, входят атомы и других элементов,
например:
Н
I
С
у\
Н-С С—и
Н И н
пиридин
Органические соединения в зависимости от состава подразделяются
на классы:
1.	Углеводороды.
К этому классу относятся соединения, состоящие только из
углерода и водорода, например:
Нч	/Н
н-^с—С^-Н
н/	\н
этан
Н\ /Н
н/С=С\н
этилен
Н—С=С—Н
ацетилен
Н Н
Н—A—А—н
н—A—А—н
н н
циклобутан
И Т. Д.
2.	Галогенопроизводные углеводородов.
Содержат, наряду с углеродом и водородом, атомы галогенов
(F, Cl, Br, I). Эти соединения являются производными углеводоро-
дов, в которых один или несколько атомов водорода замещены гало-
геном, например:
НН	НН
н—А—А—н	ci—А—с—н
II	II
н н	НН
этан	хлорэтан
Н Н
I I
С1-С—С—С1
I I
н н
дихлорэтан
(сим лг-дихлорэтан)
3.	Кислородсодержащие соединения:
а)	спирты, производные углеводородов, содержащие одну или
несколько гидроксильных групп ОН
H
н—А—он
метиловый спирт
102
б)	эфиры, кислородсодержащие соединения, характеризующиеся
наличием в углеродной цепи группировки С—О—С, например:
Н	Н
н-d—о—i—н
I	I
н	н
лиметиловый эфир
(простой)
уксуснометиловый эфир
(сложный)
в)	альдегиды и кетоны характеризуются наличием в соединении
группы —С— , называемой карбонильной. У альдегидов эта
группа располагается в начале цепи и с одной стороны связана с во-
дородом, с другой — с углеводородным радикалом, например:
Н
н-d-c/0
А Хн
уксусный альдегид
У кетонов карбонильная группа располагается между углево-
дородными радикалами, например:
НОН
H-d-c-d-H
fl н
ацетон
г)	органические кислоты характеризуются наличием в соедине-
пни карбоксильной группы —cf	, например:
ХОН
уксусная кислота
4.	Азотсодержащие соединения:
а)	нитросоединения — характеризуются наличием группы NO2,
например:
Н Н
H-d—d—NOa
Н fl
нитроэтан
103
б)	Амины. Эти соединения могут быть рассмотрены как произ
водные аммиака, в котором один, два или три атома водорода заме-
щены углеводородными радикалами, например:
/Н сна\	снв\
СНЭ—N(	)N—Н	CHa-^N
\н сн3/ снв/
метиламин диметиламип триметиламин
Вот далеко не полный перечень основных классов органических
соединений.
Прежде чем переходить к описанию различных классов органи-
ческих соединений, необходимо хотя бы кратко остановиться ни
электронных представлениях о природе химической связи в орга-
нических соединениях.
В молекулах большинства органических соединений атомы свя-
заны между собой ковалентной связью. Как уже указывалось
(стр. 26), для ковалентной связи характерно наличие общей элект-
ронной пары между атомами. Такая связь возникает между атомами,
характеризующимися примерно одинаковым отношением к элект-
рону.
Если атом обозначить символом данного элемента, а точками
вокруг него — электроны, находящиеся в наружном электронном
слое атома в нормальном состоянии, то формулы молекул метана и
этана примут следующий вид:
Н	НН
Н:С:Н Н:С:С:Н
Н	Н Н
Связь между атомами углерода в этане не поляризована, что
объясняется одинаковым отношением к электрону обоих атомов.
Связь между углеродом и водородом оказывается слабо поляризо-
ванной, так как связующая пара электронов смещена к атому угле-
рода. Это объясняется несколько большим притяжением электрона
к атому углерода, чем к атому водорода.
Н
В хлорэтане
Н Н
Н:С:С:С1:
Н Н"
связь углерода с хлором также поляризована, но вследствие боль-
шего притяжения электрона к атому хлора, чем к атому углерода,
связующая пара электронов смещена от углерода к хлору
<Ч’
-с ci:
• •
104
Многие органические соединения малополярны (например, угле-
водороды несимметричного строения). Эти вещества характеризуются
малой плотностью, низкими температурами кипения и плавления
них соединений.
УГЛЕВОДОРОДЫ
§ 3. ПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (ПАРАФИНЫ)
В предельных углеводородах атомы углерода связаны между
собой простыми (одинарными) связями. Простейший углеводород
лого ряда — метан СН4 состоит из одного углеродного атома, все
четыре валентности которого насыщены четырьмя атомами водорода:
Н
Н—(t—н
it
По мере роста углеродной цепи происходит увеличение молекулы
каждого последующего члена ряда предельных углеводородов по
сравнению с предыдущим на метиленовую группу —СН2:
НН	ННН	НН НН
этан	пропан	бутан
II	н н н	н	н	н	н н н н
с,н|а H-i-i-i—i-^-H	свн14 н-i—с:—(i— н
H	ll 11 Н	ll	ii	н	н н н н
пентан	гексан
Нетрудно заметить, что состав предельных углеводородов под-
чиняется определенной закономерности, выраженной следующей
общей формулой СлН2я+2, где п — число углеродных атомов в мо-
лекуле.
Органические соединения одного и того же класса, характери-
<ующиеся общей для всех членов формулой, и разностью — СН2 —
между каждым последующим и предыдущим членами, называются
гомологическим рядом, а разность — СН2 — гомологической раз-
ностью.
Начиная с четвертого члена ряда предельных углеводородов,
наблюдается изомерия.
Явление изомерии состоит в существовании соединений, обла-
дающих при одинаковом составе и молекулярном весе различными
свойствами. Такие соединения получили название изомеров.
а А. А. Макареня и др.	105
Изомерия, наблюдаемая в ряду предельных углеводородов, вы-
звана различным строением углеродной цепи. Например;
Н Н Н Н	Н Н Н
С4Н10
По мере увеличения числа углеродных атомов возрастает и число
изомеров. Так, формуле С5Н12 отвечают три изомера; СвНп — пять;
С7Н10 — девять; С8Н18 — восемнадцать; СвН20 — тридцать пять;
С10Н22 — семьдесят четыре, а С35Н72 — четыре миллиарда изомеров.
Изомерия, таким образом, является одним из факторов, обус-
ловливающих многообразие органических соединений.
При громадном числе органических соединений чрезвычайно
важным является установление единых правил составления их
названий (номенклатуры). Наиболее последовательной и строгой
является Женевская (1892 г.) так называемая научная номенкла-
тура, разработанная Международным конгрессом химиков в Женеве
в 1892 г. В основу номенклатуры органических соединений поло-
жены названия предельных углеводородов нормального строения.
Характерным в названии предельных углеводородов является окон-
чание «ан». Корни наименования первых четырех членов ряда пре-
дельных углеводородов являются случайными: метан, этан, пропан,
бутан. Названия следующих углеводородов этого ряда склады-
ваются из названий греческих чисел и окончания «ан»: С5Н12 — пен-
тан, СвН14 — гексан; С7Н19 — гептан и т. д.
Одновалентные углеводородные радикалы, сохраняя в назва-
нии корни соответствующих углеводородов принимают окончание
«ил»: СН3 — метол; С2Н6 — этол; С3Н7 — пропал и т. д. Исключе-
ние составляет радикал — СБНП, который называется амил, а не
пентил.
Радикал — группировка атомов, содержащая один или несколько
неспаренных электронов.
Например, если в метане
Н
Н:С:Н
И
одна из общих электронных пар между углеродом и водородом раз-
деляется таким образом, что образуется остаток — СН3 с одним
непарным электроном, то при этом возникает радикал
н
Н:С-.
Н
106
Числом неспаренных электронов определяется валентность ра-
дикала.
Основу названия углеводородов разветвленного строения (изост-
роения) составляет название углеводорода нормального строения,
соответствующего самой длинной (главной) цепи углеводорода изо-
строения.
При составлении наименования углеводорода разветвленного
строения сначала дается название радикалов, соединенных с глав-
ной цепью, вместе с цифрами, указывающими, с каким углеродным
атомом главной цепи он связан, а затем название углеводорода,
составляющего главную цепь. Так, углеводороды строения
Н	Н	Н Н Н
н-i1—с'—i—(!:—н
н	[	н1 н н
Н—С—н
I
н
н н ИНН
L L L 11
Н-С—с—с-с-С- н
I I I I I
НН НН
Н-С-Н
I
н
по научной номенклатуре называются соответственно 2-метилпен-
тап и 3-метилпентан. 2-Метилпентан и 3-метилпентан являются изо-
мерами. Изомерия в данном случае вызвана различным положе-
нием радикала при одной и той же цепи и называется изомерией
положения.
Следующие углеводороды
н
I
Н—С—н
HHHH	HHIHH
н——с—t1—н	н—Ь—с*—d—i1—(i—н
Illi	I I I	I I
H HCH HCH H	H HCH HCH H H
II	II
H H	H H
называются соответственно: 2,3-диметилбутан и 2,3,3-триметилпен-
гап. Приставки ди- и три-, образуемые из корней греческих числи-
тельных, указывают на число одинаковых радикалов.
Предельные углеводороды широко распространены в природе.
В большом количестве они содержатся в нефти. Низшие углеводо-
роды, главным образом метан, составляют основу природных газов.
11ри разложении органических веществ без доступа кислорода всегда
образуется метан. Этим объясняется выделение метана со дна болот,
а также в родниках (в результате разложения в каменноугольных
пластах). Накопление метана в шахтах часто является причиной силь-
ных взрывов, так как метан образует с воздухом взрывчатые смеси.
Физические свойства предельных углеводородов закономерно
изменяются с увеличением молекулы. Первые четыре углеводорода
этого ряда — бесцветные газообразные вещества без характерного
5*
107
запаха. Углеводороды нормального строения состава Св—С15 — бес
цветные жидкости с запахом нефти. Начиная с углеводороди
С1вН34, — твердые вещества без запаха. Углеводороды изостроеним
характеризуются более низкими температурами кипения и плавле-
ния, чем соответствующие им по составу углеводороды нормального
строения.
В химическом отношении предельные углеводороды являются
чрезвычайно устойчивыми. Кислород и сильные окислители при
низких температурах не окисляют предельные углеводороды. При
сгорании углеводородов образуются СО2 и Н2О.
Предельные углеводороды не способны к реакциям присоедине-
ния и с трудом вступают в реакцию замещения атомов водорода ин
другие одновалентные группы.
Из реакций замещения особое значение имеет галогенирование
предельных углеводородов, т. е. замещение в их молекулах атомов
водорода на атомы галогена (F, Cl, Вг, I).
Так, при действии хлора на свету на этан происходит образова-
ние хлорэтана:
НН	НН
н-i—н + ci2 -► н—i—ci + Hci
II	II
НН	НН
При этом может происходить замещение и остальных атомов водо-
рода на хлор:
НН	НН
н—i—i—ci + cia -► ci—i—i—ci + hci
II	II
H H	H H
1, 2-дихлорэтан
Возможность замещения атомов водорода в предельных углеводо-
родах на атомы галогена позволяет осуществить цепь взаимных
превращений предельных углеводородов в непредельные, в спирты
и другие классы органических соединений, что будет рассмотрено
при разборе соответствующих соединений.
Из других превращений предельных углеводородов следует от-
метить открытую М. И. Коноваловым (1889 г.) реакцию нитрования,
состоящую в замещении одного из атомов водорода на нитрогруппу
и выделении воды.
НН	НН
н—(!—(i н + но -no2 -> н—i—no2 + н2о
А ।	:..... । 1
п п	п п
нитроэтан
108
§ 4. АЛИ ЦИКЛИЧЕСКИЕ ПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ
Алициклические (предельные) углеводороды содержат в своем
составе циклы, состоящие из углеродных атомов, соединенных между
собой простыми связями:
циклопропан метилциклопропан циклобутан
СэНе	С4Н,	С4Н,
НН	НН
С6Н10
циклогексан
свн12
Название циклических углеводородов складывается из названия
углеводородов нормального строения, лежащего в основе цикла,
с добавлением приставки цикло.
Если циклический углеводород содержит боковые группы, то
к его названию добавляют наименование радикала, а при необхо-
димости, и цифру, указывающую, с каким именно углеродным
атомом цикла связан радикал.
Так, углеводород
Н СНЭ
называется 1,2-диметилциклогексан.
Сопоставление метилциклопропана с циклобутаном показывает,
что изомерия в указанном ряду углеводородов может вызываться
различным строением циклов (изомерия циклов).
109
По химическим свойствам высшие циклопарафины напоминают
предельные углеводороды с открытой цепью. Для алициклических
насыщенных углеводородов, начиная с циклопентана, характерными
являются реакции замещения
НН	Н С1
V	V
W	w
<1	|>НС.
)С—С(	/С—С(
н/ \н н/ \н
хлорциклопентан
Низшие циклопарафины, заключающие в своем составе трех-
или четырехчленные циклы, вступают в реакции, идущие с разры-
вом цикла:
сн2
СН2-----СН2 + Вг2 —► ВгСН2СН2СН2Вг
1, 3-дибромпропан
В настоящее время существует много способов превращения сое-
динений с открытой цепью в циклические соединения. Так, при дей-
ствии металлов на дигалогенопроизводные с отдаленными друг от
друга атомами галогена получаются циклические углеводороды:
СН2
Вг4-СН2СН2СН2
+ ZnBr»
Если учесть, что галогенопроизводные углеводородов могут быть
получены из соответствующих предельных углеводородов, то оче-
видной становится возможность осуществления взаимных переходов
углеводородов с открытой цепью в углеводороды циклического
строения.
§ 5. НЕПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ
Непредельные углеводороды характеризуются меньшим содер-
жанием атомов водорода по сравнению с соответствующими предель-
ными. Чем меньше содержит углеводород атомов водорода, по
сравнению с предельными, тем больше степень его непредельности.
Первый гомологический ряд непредельных углеводородов может
быть произведен от соответствующих предельных путем отнятия
двух атомов водорода. Общая формула этого ряда СлН2л. Простей-
ший член этого ряда С2Н4 имеет следующее строение:
Н\	/Н
/с = с\
Н/	\Н
и широко известен под названием этилен. Этилен — родоначальник
гомологического ряда — углеводородов ряда этилена.
ио
Для всех членов гомологического ряда этилена характерно на-
личие одной двойной связи в молекуле:
Н
Н\	I /Н
)С=С—С(-Н
н/ \н
пропен С,Н,
По женевской номенклатуре название углеводорода ряда эти-
лена сохраняет корень названия соответствующего предельного
углеводорода и принимает окончание «ен».
При этом, начиная с четвертого углеводорода этого ряда по-
является новый вид изомерии — изомерия по положению двойной
связи. В названии углеводорода положение двойной связи в цепи
обозначается цифрой, стоящей за окончанием «ен» и указывающей,
от какого углеродного атома в цепи исходит двойная связь.
Н Н
н\	1 J.	/н
)С-С-С—С^-Н
н/ I	\н
н
бутен-1 С4Н8
н н
н\ 11 /н
Н-^С—С=С—с^н
н/ \н
бутен-2 С4Н8
Формулы углеводородов еще более непредельных, чем этилено-
вые, могут быть выведены из формул соответствующих предельных
углеводородов путем отнятия от последних четырех атомов водо-
рода. Общая формула углеводородов этого ряда С„Н2я_2.
Первый член этого ряда С2Н2 имеет следующее строение:
11—С = С—Н и широко известен под названием ацетилен, давшим
общее название всему гомологическому ряду. Для всех членов го-
мологического ряда ацетилена характерно наличие одной тройной
С1>м:п1 в молекуле.
11о женевской номенклатуре, название углеводорода ряда аце-
тилена сохраняет корень названия соответствующего предельного
углеводорода и принимает окончание «ин».
В тех случаях, когда это необходимо, вслед за окончанием
ставится цифра, указывающая положение тройной свяаи в цепи
/н
Н—С=С—Н Н—СмС—С^Н
Н
I /Н
С-С^-Н
этим, С2Н2 пропин, СЯН.
н
бутин-1, С4Н,
6»с—
н/ \н
бутин-2, С4Нв
111
Физические свойства углеводородов ряда этилена и ацетилена
изменяются так же, как и предельных углеводородов, с возраста-
нием молекулярного веса.
Так, первые четыре представителя обоих рядов — газы, угле-
водороды состава С5—С17 — жидкости. Начиная с углеводородов
С18Нзв в ряду этилена и С18Н30 в ряду ацетилена — твердые веще-
ства.
Непредельные углеводороды чрезвычайно активны в химическом
отношении. Для них характерными являются реакции присоеди-
нения, сопровождающиеся разрывом кратной (двойной или трой-
ной) связи. Присоединяя водород, непредельные углеводороды пере-
ходят в соответствующие предельные. Образование этана из эти-
лена (этена) происходит по следующей схеме:
Н\	/Н	Нх /Н Н\	/Н
;с=с( +Н2-> )С-С( + Н-^Н^С-С^-Н
н/	\Н	Н/	I |\н	I н/	\н
н
Эта реакция осуществляется при 150—200° С в присутствии мел-
кораздробленного никеля как катализатора. Еще легче происходит
присоединение к этилену галогенов.
Так, при взаимодействии этилена с бромом
С—С. + Вг2 —>	С.
н/ \н Н/ I | \н
Вг Вг
образуется 1,2-дибромэтан. При этом происходит обесцвечивание
раствора брома. Этой реакцией часто пользуются как качественной
реакцией на двойную связь.
Также легко присоединяются по двойной связи и галогеново-
дороды
н/С-С\н+
Н\	/Н
Н1 -> Н-ЭС—С^-Н
н/	XI
В определенных условиях непредельные соединения присое-
диняют элементы воды, превращаясь при этом в соответствующие
спирты. Ниже показано образование этилового спирта из этилена:
Н\	/Н	Н\	/Н
)С«С;	+ Н-ОН ->- Н-^С—С^-ОН
н/	\н	н/	ХН
Эта реакция протекает под влиянием таких катализаторов, как
серная кислота, хлористый цинк. Получение этилового спирта имеет
большое народнохозяйственное значение и позволяет заменить пи-
щевое сырье синтетическим.
112
Реакции присоединения с углеводородами ряда ацетилена про-
текают в две стадии: сначала образуются производные ряда этилена,
а затем предельные соединения:
Н\	/Н
Н—с=с—н + н2 ;с=с<
н/	\н
н н
Н\	/Н	II
н- Н2	Н-С—С—н
н/	\н	II
н н
Присоединение водорода к ацетилену и его гомологам происхо-
дит только в присутствии катализатора (например, никеля) и при
нагревании.
Очень активно взаимодействует ацетилен с галогенами.
Н Н
н—с=с-н + ci, -> А=А
A. L,
1, 2-дихлорэтен
НН	С1 С1
i=C + С12 —Н—(i—С—Н
i (Ji	(ii ci
1, 1, 2,2-тетрахлорэтан
Продукты взаимодействия ацетилена с галогенами нашли широ-
кое применение как растворители жиров.
В присутствии катализатора углеводороды ряда ацетилена при-
соединяют галогеноводороды:
Н\	/Н
Н—С=С—Н + Н—С1 -+	)С=С(
Н/	\С1
К полученному хлористому винилу (хлорэтен) можно присоеди-
нить еще одну молекулу галогеноводорода:
Н	С1 Н
(i-=c/ + на —► н—н
i Хн А
1, 1-дихлорэтан
гк /Н
Радикал Н/С=С\ называется винилом.
При этом присоединение галогеноводорода по месту разрыва (двой-
ной или тройной) связи происходит таким образом, что водород
из
направляется к тому углероду, у которого водорода больше (правило
Марковникова)
Н
Н—А=С—СН, + Н—С1->А=С—СН3
'	1 A Al
S-хлорпропен
Н	Н Cl
А=С—СНВ + НС1 -> Н—А—А-сн3
н А	А А
2, 2-дихлорпропан
В 1881 г. Кучеровым была открыта реакция присоединения к
ацетилену молекулы воды (катализатором этой реакции являются
соли двухвалентной ртути):
Н Н
Н—С—С—Н + нон	А=А
Анн
Образующийся непредельный спирт, содержащий гидроксиль-
ную группу при двойной связи, является неустойчивым и претерпе-
вает перегруппировку (изомеризацию) в альдегид:
НН НН
А=А —- А—А—н
ОН-^Н о н
уксусный альдегид
Реакция Кучерова открыла путь синтетического получения
этилового спирта и уксусной кислоты из уксусного альдегида
уО	/О-
СН3—cf +Н2->СНЭ—С< + 2Н‘—► СН3—СН2ОН
\Н	\н
/°
сн,—с
О X
О
СН-С^
ОН
уксусная кислота
Сам ацетилен получается в промышленности при взаимодейст-
вии карбида кальция с водой
СаС2 + 2Н2О СаН2 + Са(ОН)2
Кроме указанных областей применения, ацетилен широко исполь-
зуется для автогенной сварки металлов, так как при горении ацети-
лена в смеси с кислородом развивается температура выше 3000° С.
Ацетилен находит широкое применение в качестве исходного сырья
114
для многочисленных синтезов, из которых наиболее важное значе-
ние имеет производство синтетического каучука, пластических масс,
этилового спирта, уксусной кислоты и др.
Чрезвычайно важной для характеристики непредельных соеди-
нений является их способность к реакциям полимеризации, приво-
дящим к получению высокомолекулярных соединений — полиме-
ров. Процесс полимеризации заключается в соединении большого
числа (5000—10 000) молекул исходного продукта между собой за
счет разрыва кратных связей.
Так, при определенных условиях (повышенное давление, нагре-
вание, катализатор) можно вызвать полимеризацию этилена:
Н\ /Н Ik /Н Нч /Н
н/С=<н + нХн + н/С=С<н + -^
н н н н н н
Реакцию полимеризации удобнее записывать следующим обра-
зом:
этилен полиэтилен
Число п, показывающее, сколько молекул исходного продукта
соединялось в макромолекулу полимера, называется степенью поли-
меризации; п может достигать значений 5000—10 000.
Исходные соединения для получения полимеров называются
мономерами.
Замечательные свойства высокомолекулярных соединений, число
которых постоянно увеличивается, определяют ведущее положение
полимеров среди материалов современности. Низкая плотность,
которой характеризуются органические полимеры, в сочетании с
высокой механической прочностью делают эти материалы незаме-
нимыми в самых разнообразных областях науки и техники. Боль-
шинство полимеров характеризуется высокими диэлектрическими
показателями, что обеспечивает их широкое применение в электро-
технике и радиотехнике.
§ 6. АРОМАТИЧЕСКИЕ УГЛЕВОДОРОДЫ
Ароматические углеводороды характеризуются наличием в их
составе шестичленных циклов, состоящих из атомов углерода, сое-
диненных между собой чередующимися двойными и простыми свя-
зями.
115
Строение простейшего углеводорода этого ряда — бензола —
обычно изображают следующей формулой, предложенной впервые
Кекуле в 1865 г.
н
н.
ceHf | II
УСЧЧ ZC-H
Гомологи бензола могут быть произведены из бензола замеще-
нием в нем одного или большего числа атомов водорода углеводо-
родными радикалами.
СНЭ
Н—(/	н
н-i L н
V
н
метилбензол
(толуол)
Для производных бензола, содержащих два боковых радикала,
наблюдается изомерия по положению радикалов в бензольном
кольце. Так, существует три изомера диметилбензола. Углеводород,
содержащий два боковых радикала при соседних углеродных ато-
мах, называется орто-изомером. Например, 1,2-диметилбензол,
широко известный под названием ортоксилола
СНа
Z\
Н—С6 1 2С—СНЭ
Н—С5 4 ЗС—Н
Н
1, 2-диметилбензол, или о-ксилол
Углеводород, содержащий два боковых радикала у углеродных
атомов бензольного кольца, отдаленных друг от друга одним угле-
116
родным атомом, называется .мемо-изомером. Например, 1,3-диметил-
бензол, широко известный под названием метаксилола.
СНЭ
А
Н—С6 1 * * * * * * В 2С—Н
Н— . 3(!-СН3
V/
I
н
1,3-диметилбензол, или л/-ксилол
Наконец, положению боковых радикалов у первого и четвертого
углеродных атомов бензольного кольца соответствует лоро-изомер.
Например:
СН8
I ||>|1 '.’(Г С большинство UpOMII 111*11 I KIIR VI ..  >•	•» lll-H'W
жидко* in с характерным запахом, < imhhihh |ьй* мн uh • *•"**"••
in рас i коримые в воде Бензол ,nri ммкчу . 
при 80 С, замерзает при 5,5° С, нлопки и. О.Н.Ч Г	(
•усг с воздухом взрывоопасные смеси
Основным источником получения аромлприч кия у* »• и»(*f ..
является каменноугольная смола (продукт сухой и* р< ншкп пн* и
пого угля) и нефть.
В химическом отношении ароматические углеводороды im-ii.mii
своеобразны, что проявляется в высокой устойчивое!и лих ни ш
нений к окислению, склонности их к реакциям замени ним при
малой активности в реакциях присоединения. «Лромаппкч i.nii
характер» обусловлен особенностями строения этих углеводородов,
а именно наличием в них системы чередующихся двойных и
простых связей (сопряженной системы), стабилизирующих их
молекулы.
117
Так, при взаимодействии бензола с хлором в присутствии ката-
лизатора легко происходит замещение атома водорода в бензоле
хлором
При обработке бензола концентрированной азотной кислотой
образуется нитробензол, который может быть рассмотрен как про-
дукт замещения атома водорода в бензоле нитро-группой — NO2
нитробензол
В определенных условиях ароматические углеводороды вступают
в реакции присоединения. Так, в присутствии мелкораздробленного
палладия при повышенной температуре бензол присоединяет шесть
атомов водорода и переходит в циклогексан
Ароматические углеводороды нашли широкое применение в на-
родном хозяйстве. Они являются исходными веществами в синтезе
красителей, лекарственных препаратов, взрывчатых веществ и др.
§ 7. НЕФТЬ И ОСНОВНЫЕ ПРОДУКТЫ ЕЕ ПЕРЕРАБОТКИ
Нефть является одним из основных природных источников раз-
личных углеводородов. Она представляет собой маслянистую жид-
кость зеленовато-бурого цвета с плотностью 0,73—0,96 г/смл. Нефть
118
залегает в земле на значительной глубине и добывается через
буровые скважины.
Основу нефти составляют углеводороды (свыше 90%) различного
строения. В небольшом количестве содержатся в ней кислородсо-
держащие производные углеводородов, главным образом кислоты,
азотистые и сернистые соединения. Последние сообщают нефти не-
приятный запах. В зависимости от месторождения состав углеводо-
родов нефти различен.
В уральской нефти преобладают ароматические углеводороды.
Бакинская и эмбенская нефти содержат, главным образом, алицик-
лические углеводороды. Майкопская нефть содержит приблизи-
тельно равные количества предельных алициклических, ацикличе-
ских и ароматических углеводородов. В американской (Пенсильва-
ния) нефти преобладают предельные углеводороды.
Для получения технически ценных продуктов нефть подвергают
дробной перегонке, собирая отдельные фракции, кипящие в опре-
деленных интервалах температуры. С помощью такой дробной перс
гонки (фракционирования) удается разделить нефть на более про
стые по составу смеси углеводородов.
Первая фракция нефти, отбираемая в интервале гемн< р/пур I”
150° С, так называемый бензин, содержит, главным oOpnioM, \i “ >"
дороды с длиной цепи СБ—Св.
Бензин находит широко»* iipiiMein-iiii* 1 лк пи инн. i н >
гателей внутреннего cnipmiiiH I» hti'uiii f |
и др.
В интервале ieMinpiit\p IhO <	....... 1
жашпи у< в-в< > и ip>  п I imiiiii» I, • ,	1
горючее дли IIIUOIplU |>>п . II | . «О If HIM ••• I <
керосин <охрани'	•	 > 
СИНОМ OTI ОНЯЮН II |||р|||	I
Соляровые масли pni iii'iuiii <н
ши.
Неперегоняющийся при ш-ю |  ।  и • 
мазут подвергают вакуумной pn . । .
выделяют смазочные масли Inepi i. ши- • uiNHi
И ДР-).
Из мазута посредством перегонки i нит..............
зелии. Из некоторых сортов нефш hi.nu мнич . . (ш
няющийся остаток мазута — гудрон н< но и
рования дорог.
Для повышения выхода бензина из ue<|nn, шн л. ..	.	.
крекингу (расщеплению). С этой целью нефть или n hi in 
погоны нагревают до 500—700° С без доступа шнлуха ..............
нием 7—30 атм. При этом высшие углеводороды pin пн  шип.......
углеводороды с меньшим молекулярным весом, киннипн н шн (
вале температур бензиновой фракции. Этим ну|ем удленн вин-
повысить выход бензина из нефти.
Н’|
Задачи и упражнения к § § 1 —7 главы П
1.	Назовите следующие соединения по женевской номенклатуре
СНа
СН3—СН—СН,—СН—СН3	сн8—с—сна—сн3
();нэ	(!н3	(!н3
2.	Напишите формулы соединений по их названиям
2,3-диметилпептан,
2,4-диметилгексан,
2,2,3-триметилпентан.
3.	Составьте формулы всех возможных изомеров пентана и дайте им назва-
ния по женевской номенклатуре.
4.	Назовите следующие соединения по женевской номенклатуре
СНЯ—С=СН2	СН3—С=СН—СН3
сн3	Ан3
5.	Составьте формулы всех возможных изомеров углеводорода СЬН1О и дайте
им названия по женевской номенклатуре.
6.	Напишите формулы соединений по их названиям:
2-метилпентен-1
З-метилгексен-2
7.	Составьте формулы всех возможных изомеров углеводорода С4Нв и дайте
им названия по женевской номенклатуре.
8.	Определите формулу углеводорода, при сжигании 3 г которого образуется
8,8 г двуокиси углерода и 5,4 г воды и плотность которого по водороду равна 15.
9.	Определите молекулярный вес углеводорода ряда этилена, если известно,
что 4,2 г его присоединяют 2,24 л хлора (при нормальных условиях).
10.	Сколько литров водорода (при нормальных условиях) потребуется для
восстановления 2,6 г ацетилена в этан?
11.	Натуральный каучук является полимером непредельного углеводорода
изопрена
/—СН2—С=СН—СН2—\
\	<^Н3	/„
Определить, сколько граммов брома может присоединить 6,8 г натурального
каучука.
КЛАССЫ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
§ 8.	СПИРТЫ
Спиртами называются органические соединения, содержащие
функциональную гидроксильную группу ОН. Спирты могут быть
рассмотрены как производные углеводородов, в которых один или
несколько атомов водорода замещены гидроксильными группами.
По числу гидроксильных групп спирты подразделяют на одно-
атомные, двухатомные и т. д. Наибольшее практическое значение
приобрели в настоящее время предельные спирты, являющиеся
производными предельных углеводородов. Одноатомные предель-
ные спирты характеризуются общей формулой СлН2п+1ОН.
Названия спиртов по женевской номенклатуре складываются
120
из названий соответствующих углеводородов с добавлением окон-
чания «ол».
Н
Спирт Н—<1-ОН называется метиловым (метанол), а спирт
Н
Н Н
II—d—d—ОН —этиловым (этанол).
Н Н
Для спиртов характерна изомерия как по строению углеводо-
родного радикала, так и по положению гидроксильной группы. Так,
от пропана можно произвести два изомерных спирта, соответственно
замещая гидроксильной группой атом водорода первого углеводо-
родного атома и второго
Н Н Н	Н Н Н
НН Н	Н J)H
пропанол-1	пропанол-2
В названии изомерных спиртов цифрой, следующей за оконча-
нием «ол», обозначают положение гидроксильной группы в цепи.
Физические свойства спиртов, так же как и углеводородов, за-
висят от молекулярного веса. Первые представители спиртов — жид-
кости, а начиная с С1вН33ОН — твердые вещества. Растворимость
спиртов в воде уменьшается по мере увеличения их молекулярного
веса. Метанол и этанол смешиваются с водой в любых соотношениях.
Являясь производными углеводородов, спирты обладают всеми
химическими свойствами, характерными для соответствующих угле-
водородов. Вместе с тем наличие гидроксильной группы в спиртах
определяет их индивидуальные химические свойства.
Характерной для спиртов является реакция взаимодействия с ме-
таллическими натрием и калием
2СН3ОН + 2Na -► 2CH3ONa + Н2
метилат натрия
При этом образуются так называемые алкоголяты. Спирты взаимо-
действуют с галогеноводородами
С2НБОН + НВг С2НаВг + Н2О
с образованием соответствующих галогенопроизводных углеводо-
родов. Эта реакция является обратимой и, в зависимости от условий,
позволяет получать либо спирты из галогенопроизводных углеводо-
родов, либо галогенопроизводные углеводородов из спиртов.
При нагревании и в присутствии водоотнимающих средств спирты
претерпевают либо внутри- либо межмолекулярное отщепление
воды. В первом случае образуются углеводороды ряда этилена:
12)
н н
II	Н\ zH
н-с-с-н \с=с( + Н20
II	н/	\н
: Н ОН
Во втором — простые эфиры:
НН	НН	нннн
H-d—d—он + но-с—с—н —> н-d—d—о—d-d-н + н2о
Н J	НН fl fl н н
Спирты легко окисляются.
В зависимости от строения исходного спирта получаются различ-
ные продукты окисления. При окислении этилового спирта в мяг-
ких условиях образуется уксусный альдегид
zO
2СН,СН2ОН + О2	2СН3—С" + 2Н2О
\н
Наиболее широкое применение в настоящее время находит эти-
ловый спирт. Этиловый спирт — легкоподвижная бесцветная жид-
кость с плотностью 0,79, кипит при 78,3° С, замерзает при 117,3° С.
С водой смешивается в любых соотношениях.
Получается этиловый спирт брожением сахаристых веществ.
Исходными материалами служат крахмалосодержащие вещества —
картофель, хлебные злаки и др.
Крахмал превращают в глюкозу, которая под действием фермен-
тов дрожжей распадается на спирты и двуокись углерода
С3Н12О3 -► 2С2Н5ОН + 2СО2
Для получения этилового спирта все шире используется непище-
вое сырье. С этой целью используют клетчатку, содержащуюся в дре-
весных опилках или других отходах лесопроизводства. Клетчатку
подвергают кислотному гидролизу, в результате которого образуется
глюкоза, а из нее брожением получают этанол.
Наиболее перспективным методом синтеза этилового спирта яв-
ляется образование его из этилена прямым гидратированием прп
высоком давлении и нагревании
СН2=СН2 + Н2О —> СН3СН2ОН
Этиловый спирт нашел широкое применение для получения син-
тетического каучука по способу академика С. В. Лебедева, а также
для получения красителей, фармацевтических препаратов, при мно-
гочисленных синтезах, для консервирования анатомических препа-
ратов.
Н Н
I j
Простейший двухатомный спирт — этиленгликоль Н—С—С—Н
(1нЬн
122
широко используется для приготовления не замерзающих при низ-
кой температуре растворов (антифризов), используемых в зимнее
нремя для охлаждения цилиндров автомобильных моторов.
Простейший трехатомный спирт глицерин
н н Н
н—<i—(i—н
I I I
OH OH OH
нашел широкое применение в медицине, в косметике (мягчитель
кожи), для приготовления антифризов. Глицерин идет на приготов-
ление взрывчатого вещества — тринитроглицерина и динамита.
§ 9.	ФЕНОЛЫ
Производные ароматических углеводородов, содержащие одну
или несколько гидроксильных групп ОН, непосредственно связан-
ных с бензольным кольцом, носят общее название фенолов.
Простейший представитель этого ряда — фенол, давший общее
название этому классу соединений, имеет следующее строение:
фенол
Фенол представляет собой кристаллическое вещество с темпера-
турой плавления 43° С и характерным запахом. При попадании на
кожу фенол вызывает ожоги. Водные растворы фенола служат хо-
рошим дезинфицирующим средством.
Получаются фенол и его гомологи из каменноугольной смолы и
синтетическим путем.
Для фенолов характерны свойства спиртов. Они взаимодействуют
с металлическими натрием и калием, дают эфиры, обменивают гид-
роксильную группу на галоген и т. п.
Вместе с тем фенолы обладают и рядом специфических особен-
ностей, вызванных взаимным влиянием бензольного кольца и гидро-
ксильной группы. Это проявляется в кислых свойствах фенола,
который взаимодействует со щелочами:
СсН6ОН 4- NaOH CeH6ONa + Н2О
123
Введение гидроксильной группы в бензольное кольцо значи-
тельно увеличивает реакционную способность ароматического ра-
дикала. Так, фенол легко бронируется
ОН
I
н
до трибромфенола, выпадающего в виде белого осадка. Это качест-
венная реакция на фенол.
Фенол широко используется для получения красителей, прояви-
телей в фотографии, медикаментов. В большом количестве фенол
расходуется для приготовления пластических масс — фенопластов.
§ 10.	АЛЬДЕГИДЫ И КЕТОНЫ
Для альдегидов и кетонов характерно наличие в молекуле кар-
бонильной группы ^С=О.
У альдегидов в простейшем случае карбонильная группа связана
с двумя атомами водорода:
Н\
н>С_0
муравьиный альдегид
Во всех остальных карбонильная группа соединена с углеводород-
уО
ным радикалом (R) и атомом водорода R—с\н-
Названия альдегидов производятся от названия соответствующих
углеводородов с добавлением окончания «аль».
Н Н
I I \н
Н—।
Н
I /,о
Н—।
Н
уксусный альдегид
(этаналь)
пропионовый альдегид
(пропаналь)
У кетонов карбонильная группа заключена между двумя углево-
дородными радикалами
О
СНЭ—(L сн#
ацетон
124
Характерным в названии кетонов является окончание «он»:
О
сна—<Lch2-ch8
бутанов
Наличие у альдегидов и кетонов одной и той же функциональной
группы ^;С=О определяет ряд общих свойств этих соединений, а
также и общих методов получения этих веществ.
Альдегиды и кетоны получаются окислением соответствующих
спиртов:
/£>
2СНаСН2СН2ОН + О2 —► 2СНа—СН2-С^ + 2Н2О
2СНаСНОНСНа + О2 -► 2СН3(Х-СНа + 2Н2О
Как уже указывалось выше, уксусный альдегид получают по
реакции Кучерова из ацетилена:
H—С=С—H + Н2О —— СН,—с^°
хн
Из гомологов ацетилена по реакции Кучерова получают кетоны
,* ОН-,	о
сн3- С=С - н + н - он -^сн3-с=сн2—*снэ—с—сн3
Карбонильная группа определяет высокую активность альдеги-
дов и кетонов. Для карбонилсодержащих соединений характерна
реакция присоединения. Так, альдегиды и кетоны легко восста-
навливаются до соответствующих спиртов
СН,—сн,с(	+ Н—Н
VH /
СН3СН,СН2ОН
О>—
сн,—с—сн,+н—н—— сн,—снон—сн3
3 V	3	у	•»	w
Различия в строении альдегидов и кетонов определяют и ряд
отличительных свойств этих соединений.
Так, альдегиды легко окисляются даже под действием такого
слабого окислителя, каким является аммиачный раствор окиси се-
ребра, образуя при этом соответствующие кислоты
Л О
Н-С^ + Ag2o 2Ag + Н - Cf
\н	Хон
муравьиная кислота
125
При этой реакции выделяется металлическое серебро, которое, ост
дая тонкимслоем на стенках стеклянного сосуда, образует серебряное
зеркало. Реакция образования серебряного зеркала служит качест
венной реакцией на альдегиды.
Кетоны в эту реакцию не вступают.
Наиболее широкое применение имеет простейший муравьиный
альдегид. Он используется для получения красителей, лекарствен
ных веществ, синтетического каучука. 40%-ный водный раствор
его — формалин — используется как сильное дезинфицирующее
средство. Формалин применяется для протравления семян, для
консервирования ароматических препаратов, при выделке кожи.
Широкое применение приобрел формальдегид, или метаналь, дли
синтеза фенопластов (бакелитов), в основе получения которых ле
жат процессы поликонденсации с участием метаналя.
Процессы поликонденсации, так же, как и процессы полимериза-
ции, позволяют получать из большого числа молекул исходных мо
номеров (п = 50 — 100) высокомолекулярные соединения — по-
лимеры.
В процессы поликонденсации вступают соединения, содержащие
активные функциональные группы, способные к реакции конденса-
ции. Эти процессы, наряду с образованием полимера, всегда сопро-
вождаются выделением низкомолекулярных веществ, таких, как
вода, аммиак, хлористый водород и др.
Например, образование фенолформальдегидной смолы может
быть представлено следующими последовательно протекающими
реакциями взаимодействия фенола с формальдегидом:
Н	ОН
A I.........I i
H—С С—H + H—С"	H—С C—CHaOH
I II	\H I II
H-C	C—H	H—с C—H
W	w
Полученное соединение взаимодействует с еще одной молекулой
фенола.
ОН 1	он 1	он 1	он
с н—(/ ''b—сн2- 1 А	с 	 z\ ОН + Н:—С С—н 	 1	II -	с н—с с >	1 А	z\ —сн2—с с—н 1 II + н,0
Н—с с—н	Н—С С—н	Н—с с	—Н Н-С С—н
	V		Y
А	1 н	н	1 н
126
Образующееся соединение взаимодействует с молекулой формаль-
дегида:
ОН	ОН
I
Н
Это соединение взаимодействует со следующей молекулой фенола:
и т. д.
127
В результате происходящих процессов образуются высокомо-
лекулярные фенолформальдегидные смолы, идущие на получе-
ние пластмасс — фенопластов (бакелитов). Из них изготовляются
разнообразные материалы: строительные, электроизоляционные, а
также предметы бытового назначения.
§11. ОРГАНИЧЕСКИЕ КИСЛОТЫ
Органические соединения, содержащие карбоксильную группу
—c\qH’ составляют класс органических карбоновых кислот.
Органические кислоты могут быть рассмотрены как производные
углеводородов, в которых один или несколько атомов водорода за-
мещены карбоксильными группами.
Число карбоксильных групп, содержащихся в молекуле органи-
ческой кислоты, определяет ее основность.
Так, муравьиная кислота — Н~С\он одноосновная-
Одноосновные предельные карбоновые кислоты характеризуются
общей формулой СпН2л+1СООН.
Названия органических кислот по научной номенклатуре произ-
водятся от названий соответствующих углеводородов с добавлением
окончания «овая» и слова кислота:
Н—<
У0
Н—С—ОН метановая (муравьиная) кислота
Н
I У0
-С—С—ОН этановая (уксусная) кислота
I
Н
н н
I I ^О
пропановая кислота
Н—<
Органические кислоты легко получаются окислением соответ-
ствующих альдегидов
/'О	уО
2СНЭ—Cf + 02 -> 2CH8Cf
\Н	\0Н
Химические свойства кислот определяются прежде всего функ-
циональной карбоксильной группой. Органические кислоты диссо-
циируют в полярных растворителях (например, в воде) по кислот-
ному типу:
СН.СООН СН3СОО- + Н+
128
Следует иметь в виду, что органические кислоты, за исключе-
нием простейшей (муравьиной), являются слабыми электролитами.
Органические кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими
в ряду напряжений левее водорода, образуя соли:
2СН3СООН + Zn —(CH3COO)2Zn + Н2
Вступают в реакцию нейтрализации с основаниями:
СН3СООН + NaOH CH3COONa + Н2О
При взаимодействии кислот со спиртами образуются сложные
эфиры:
CH3-Cf + НОС2Н3 CH3-Cf
\ОН	\ОС2Н5 4- Н2О
Методом меченых атомов было показано, что гидроксильная
группа уходит из кислоты.
Эта реакция обратимая, т. е. образующийся сложный эфир ча-
стично подвергается гидролизу с образованием исходных кислоты
и спирта.
При действии восстановителей кислоты переходят в альдегиды
сн-с + Н7о
хн
Среди одноосновных предельных кислот наиболее широкое прак-
тическое применение находит уксусная кислота. Как уже указы-
валось выше, уксусная кислота получается окислением уксусного
альдегида. Последний получается по реакции Кучерова из этина
(см. стр. 114).
Уксусная кислота при комнатной температуре — бесцветная
жидкость с резким кислым запахом. Химически чистая уксусная
кислота замерзает при 4-16,6° С, кипит при 4- 118,1° С, растворима
в воде. Разбавленные водные растворы уксусной кислоты (5—7%),
известные под названием уксуса, широко применяются в пищевой
промышленности.
Уксусная кислота в больших количествах расходуется на при-
готовление красителей, лекарственных препаратов, для получения
искусственных материалов (ацетатный шелк), пластмасс.
Некоторые соли уксусной кислоты (алюминиевые, хромовые
и др.) нашли применение для крашения тканей.
Уксуснокислый свинец идет на изготовление свинцовых белил.
Широкое практическое применение находят соли высших пре-
дельных кислот, представляющих собой мыла. Натриевые соли этих
кислот — твердые мыла, калиевые — жидкие.
12!)
В технике мыла получают путем гидролиза (омыления) жиров
(см. § 12. Жиры), а также нейтрализацией высших предельных кис-
лот, получаемых окислением парафинов.
С17НИ—СООН + NaOH —>• C17H38COONa + Н2О
стеариновая кислота	стеарат натрия
Мыла находят широкое применение не только в быту, для мытья
и стирки, но и в технике для отделки тканей, промывки шерсти и т. д.
§ 12. ЖИРЫ
Важнейшая составная часть пищи — жиры — представляют
собой сложные эфиры глицерина (пропантриола — трехатомного
спирта) и высших предельных кислот.
Наиболее часто в состав жиров входят сложные эфиры таких
кислот, как пальмитиновая С16Н31СООН, стеариновая С17Н35СООН
и непредельная — олеиновая С17Н33СООН. Глицерин входит в со-
став всех жиров. Сложные эфиры глицерина и высших предельных
кислот представляют собой твердые продукты, к которым, собст-
венно, и относится название жиры, а сложные эфиры глицерина и
высших непредельных кислот — жидкие вещества, которые назы-
вают маслами.
Образование твердого жира можно представить схемой]
СН2—ОН Н—О—С—С17НЗВ	СН2—О—С—С17НЗВ
Н-ОН + Н-О—(Хс17Н36	СН—О—С—С17НЭ6 + ЗН2О
I	У3 1
СН2—ОН Н—О—С—С17НЗВ	СН2—О—С—с17н35
глицерид
стеариновой кислоты
Эта реакция является обратимой и позволяет получать из жиров
в результате гидролиза глицерин и высшие предельные кислоты
(их называют жирными кислотами).
Примером масла может служить глицерид олеиновой кислоты;
СН2-О-С^-(СН2)7—СН=СН—(СН2)7—сн3
<!;Н —О—С^(СН2)7—СН=СН—(СН2)7—СНЭ
(^Н2—О—С—(СН2)7—СН=СН—(СН2)7—сн3
Присоединяя водород по двойным связям указанного выше
масла, можно перевести его в соответствующий твердый жир — гли-
церид стеариновой кислоты
СН2—О—С—(СН2)7—СН=СН—(СН2),—СНа	СН2—О—С—С17НЗВ
(^н — О—сУ(СН2)7-СН=СН—(СН2)7—СН3 + зн2 —><!:н — о—с—с17нЭ5
d:H2—О—С—(СН2)7 -СН=СН-(СН2),-С113	^Н2--О-С^С17Н8В
130
Этот процесс гидрогенизации жиров очень широко используется
в промышленности для получения из растительных масел более цен-
ных твердых жиров.
При гидролизе жиров в присутствии щелочей получают глицерин
и мыла:
СНа—О-С^-С17НЭ5	СН2—ОН
(!н —О—С—С17Н35 + 3NaOH —3C17H36COONa + (!н —ОН
(!н2—О—С—С17Н36	сн2-он
Этот процесс получил название омыления жиров.
§ 13.	УГЛЕВОДЫ
К углеводам относятся сахароподобные вещества, содержащие
одновременно несколько гидроксильных групп и альдегидную или
кетонную группу. Таким образом, углеводы представляют собой
многоатомные альдегидоспирты или многоатомные кетоспирты.
Состав многих углеводов выражается следующей формулой:
(С)т(Н2О)„, в которой формально углерод в определенном соотноше-
нии связан с водой. Поэтому этот класс соединений и получил назва-
ние углеводов. Хотя в настоящее время известны углеводы и не от-
вечающие приведенной выше формуле, название углеводы прочно
укрепилось за этим классом веществ, имеющим важное значение
в физиологических процессах, протекающих в живых организмах.
По сложности строения углеводы подразделяются на следующие
группы:
1.	Моносахариды,
2.	Дисахариды.
3.	Полисахариды.
Моносахариды. Важнейшим представителем моносахаридов яв-
ляется глюкоза (виноградный сахар) и фруктоза (фруктовый сахар).
Глюкоза СвН12Ов является многоатомным альдегидоспиртом и
имеет следующее строение:
сн2—сн—сн—сн-сн—
in Ьн с!)н <^н Ьн
Фруктоза СвН12Ов — многоатомный кетоспирт, изомерный глю-
козе:
СНа—СН—СН—СН—С—СНаОН
in in Ьн Ьн (!)
Химические свойства этих соединений обусловливаются теми
функциональными группами, которые входят в их состав. Для глю-
козы характерны свойства спиртов и альдегидов. Так, глюкоза вза-
131
имодействует с металлическим натрием с образованием алкоголятов
(сахаратов); взаимодействует с кислотами, образуя сложные эфиры
с/°	^0 С^-Н
1>н снон	in—о—с—снэ
1	0 СНОН	II	<{:н—О—С—сн8
|	+5 С-СН3— снон /	>1	лО + 5Н2О СН—0—С^-СН3
| нб снон (^Н2ОН	(Ь—О—С—СНЭ in—о—С—снэ
Будучи альдегидом, глюкоза легко восстанавливается до соот-
ветствующего спирта с^-н 1	СН2ОН 1
снон 1	снон 1
снон 1	снон
снон + н2 -	1 >снон 1
1 снон	снон
1 СН2ОН	1 сн2он
окисляется, вступая в реакцию образования серебряного зеркала!
//Q С^-Н 1	/Я> С^-ОН 1
снон 1	СНОН 1
снон 1	+ Ag2O — СНОН 1	СНОН >1	+ 2Ag СНОН
снон 1	1 снон 1
СН2О	сн2он
Как уже указывалось выше (см. §8. Спирты), глюкоза под влия-
нием ферментов дрожжей распадается на спирт и двуокись углерода)
СвН1аО„ 2СОа + 2СаНвОН
Для фруктозы характерны свойства спиртов и кетонов. Фруктоза
не вступает в реакцию образования «серебряного зеркала».
Глюкоза и фруктоза широко распространены в природе. Глюкоза
в большом количестве содержится в виноградном соке (поэтому ее
называют виноградным сахаром), в соке многих других плодов,
цветов и т. д. Глюкоза является также составной частью меда.
В большом количестве ее получают при кислотном гидролизе крах-
мала и свекловичного сахара.
132
Глюкоза — белое кристаллическое вещество, сладкое на вкус,
хорошо растворимое в воде. Она находит применение в пищевой
(кондитерской) промышленности, в медицине, а также для отделки
и крашения тканей.
Дисахариды. Наиболее важное значение среди дисахаридов
имеет сахароза, известная также под названием тростникового, или
свекловичного, сахара. Сахароза встречается во многих растениях,
но в наибольшем количестве она содержится в сахарном тростнике
(14—26%) и в сахарной свекле (16—20%). В Советском Союзе са-
хароза (продажный сахар) получается из сахарной свеклы. Сахарозе
отвечает формула C^F^Or- Сахароза при действии разбавленных
кислот гидролизуется с образованием двух молекул моносахаридов:
глюкозы и фруктозы
CiaHjjOu -|- Н2О рр- 2С0Н12О0
Вот почему эта группа углеводов и названа дисахаридами. В мо-
лекуле сахарозы содержится большое число гидроксильных групп,
но отсутствуют карбонильные группы, за счет которых и происходит
соединение глюкозы и фруктозы в одну молекулу сахарозы. Поэтому
для сахарозы характерны химические свойства спиртов и не харак-
терны реакции на альдегидную и кетоппую группы. Так, сахароза
не вступает в реакцию образования «серебряного зеркала».
Применение сахарозы как важного питательного вещества (са-
хара) общеизвестно.
Полисахариды. Важнейшие углеводы группы полисахаридов:
крахмал и клетчатка.
Крахмал является продуктом фотосинтеза, происходящего в зе-
леных растениях при участии зеленого пигмента растений — хлоро-
филла — и солнечной энергии. Крахмал в большом количестве со-
держится в клубнях картофеля (до 24%), в пшеничных зернах (64%),
в зернах риса (до 75%), кукурузы (70%), из которых в промышлен-
ности и получают крахмал.
Крахмал — белый аморфный порошок, напоминающий муку
(картофельная мука), не растворимый в холодной воде. В горячей
воде набухает, образуя внешне однородный раствор крахмального
клейстера. Состав крахмала выражается формулой (СвН10О6)„.
При действии кислот или энзимов (ферментов) крахмал подвер-
гается гидролизу, в результате которого из молекулы крахмала
образуется большое число (до 1000) молекул моносахарида — глю-
козы
(СвН10О3)я + ?гН2О —> «СвН12Ов
Отсюда и название углеводов этой группы — полисахариды, т. е.
составленные из большого числа моносахаридов.
Остатки моносахаридов соединены в молекуле полисахарида —
крахмала — за счет альдегидных групп. В молекуле крахмала
поэтому нет свободных альдегидных групп, а вследствие этого для
крахмала свойства альдегидов не характерны. Так, крахмал не всту-
133
пает в реакцию образования серебряного зеркала. Для обнаруже-
ния крахмала используется цветная реакция его с иодом, сопрово-
ждающаяся ярким синим окрашиванием.
Крахмал играет чрезвычайно важную роль в жизни человека,
являясь основным углеводом пищи — хлеба, круп, картофеля.
Широко известно его применение в текстильной и полиграфической
промышленностях, в медицине и др.
Широкое применение в технике и в быту находит другой распро-
страненный в природе полисахарид — клетчатка, называемая также
целлюлозой. Стенки растительных клеток почти целиком состоят из
клетчатки. В древесине содержание клетчатки достигает 60%, а
в волокнах хлопка 90/6. Хлопчатобумажные волокна, бумага, вата
почти нацело состоят из клетчатки.
Клетчатка не растворима в обычных растворителях. Раствори-
телем для нее является аммиачный раствор гидрата окиси меди (ре-
актив Швейцера). Клетчатка растворяется также в концентрирован-
ных кислотах (соляной и серной), но при этом происходит разру-
шение клетчатки, ее гидролиз, в результате которого образуется
моносахарид—глюкоза. Гидролиз клетчатки происходит и при
кипячении ее с разбавленной серной кислотой и при этом также
образуется глюкоза. Следовательно, молекула клетчатки так же,
как и крахмала, состоит из остатков глюкозы и характеризуется
формулой (СвН10О5)п.
Процесс гидролиза выражается уравнением:
(СвН10О6)л -j- пН2О —> пСбН^Об
В клетчатке также отсутствуют альдегидные группы, и она не
дает реакции «серебряного зеркала». Наличие же в молекуле клет-
чатки большого числа гидроксильных групп позволяет получать ее
разнообразные производные — простые и сложные эфиры, которые
находят самое широкое применение для изготовления искусственных
материалов (ацетатный шелк), взрывчатых веществ, лаков и др.
Задачи и упражнения к § 8—13 главы II
1.	Напишите структурные формулы следующих соединений: 2-метилпропа-
нол-1; 2-метилпропанол-2.
2.	При действии металлического натрия на 4,6 е спирта выделилось 1120 мл
водорода (при нормальных условиях). Определить молекулярный вес спирта.
3.	Какие простые эфиры могут быть получены при взаимодействии метанола
с этанолом при нагревании в присутствии водоотнимающего средства?
4.	Напишите структурные формулы следующих альдегидов: 2-метилпропа-
наль, 2-метилбутаналь.
5.	Какие спирты образуются при восстановлении следующих альдегидов:
пропаналь, 2-метилпентаналь?
6.	Окислением каких альдегидов могут быть получены: пропановая кислота,
2-метилбутановая кислота?
7.	Определить молекулярный вес одноосновной органической кислоты, на
нейтрализацию 6 г которой израсходовано 4 г едкого натра.
8.	Сколько граммов этилового спирта образуется при спиртовом брожении
180 г глюкозы?
ОГЛАВЛЕНИЕ
Стр.
Предисловие.......................................................... 3
Часть 1
Основные законы и понятии химии
Введение ............................................................ 5
§1.0 предмете химии............................................ 7
§ 2. Значение химии. Роль химии в создании материально-техниче-
ской базы коммунизма ..................................... 8
Глава 1. Основные представления лтомно-молекулярной теории. Важ-
нейшие законы химии .................................... 10
§ 1.	Атомно-молекулярная	теория........................ 11
§ 2.	Закон сохранения массы вещества. Расчеты по уравне-
нию химической реакции.................................. 13
§ 3	Закон эквивалентов ................................ 15
§ 4	Закон Авогадро и его	следствия..................... 16
§ 5.	Нахождение простейших формул химических соедине-
ний .................................................... 19
Задачи и упражнения к главе I....................... 21
Глава II. Строение атома и основные представления о структуре ве-
щества ............................................................. 21
§ 1.	Строение атома..................................... 22
§ 2.	Некоторые характеристики	свободных атомов ......... 24
§ 3.	Электронная перестройка при образовании химической
связи .................................................. 26
§ 4.	Простое и сложное вещество......................... 27
§ 5.	Основы стехиометрии................................ 29
Задачи и упражнения к главе П ...................... 32
Глава III Строение атома и периодический закон Д. И. Менделеева.
Периодическая система химических элементов.......................... 33
§ 1.	Строение атома и периодическая система элементов
Д. И. Менделеева ...................................... 33
§ 2.	Периодический закон и периодическая система элемен-
тов ................................................... 36
Задачи и упражнения к главе III.................... 39
Глава IV. Простые вещества.......................................... 39
§ 1.	Металлы и неметаллы. Относительность деления про-
стых веществ на металлы и неметаллы ....	. .	40
§ 2.	Аллотропия........................................ 42
§ 3.	Понятие об окислительно-восстановительных процессах 43
Задачи и упражнения к главе IV .................... 47
Глава V.	Химические соединения.................................. 47
§ 1.	Смесь и химическое	соединение...................... 47
§ 2.	Простейшая и истинная формула химического соедине-
ния .................................................... 48
135
§ 3.	О постоянстве состава вещества...................... 49
§ 4.	Химические связи в соединениях...................... 50
§ 5.	Классификация неорганических соединений............. 52
§6.	Графическое изображение формул химических соединений 55
Задачи и упражнения к главе V........................ 57
Г л а в а VI. Растворы. Теория электролитической диссоциации. Реакции
в растворах электролитов ....................................... 58
§ 1.	Растворы..........................................  58
§ 2.	Способы выражения концентрации растворов ....	60
§ 3.	Электролитическая диссоциация ..................... 65
§ 4.	Реакции в растворах электролитов и ионные уравнения 68
§5.	Окислительно-восстановительные реакции ............ 71
Задачи и упражнения к главе VI....................... 74
Глава VII. Химия и электрический ток................................. 75
§ 1.	Ряд напряжений (активности) металлов.............. 75
§ 2.	Электролиз........................................ 77
§ 3.	Коррозия металлов ................................ 79
Задачи и упражнения к главе VII..................... 83
Часть II
Краткие сведения по неорганической и органической химии
Глава I. Свойства элементов первых трех периодов периодической
системы и железа ....................................... 84
§ 1.	Свойства элементов главных подгрупп 1 и 2 групп пе-
риодической системы	и	алюминия.................................................... 84
§ 2.	Свойства железа................................................................... 90
§ 3.	Свойства элементов главных подгрупп 5, 6, 7 групп пе-
риодической системы.................................................................... 92
§ 4.	Свойства неорганических соединений углерода и кремния 96
Задачи и упражнения к главе I части II ........................................... 99
Глава II. Органическая химия...................................................................... 99
§ 1.	Основные положения теории А. М. Бутлерова о строе-
нии органических соединений ........................................................... 99
§	2.	Классификация органических соединений ..... 100
Углеводороды ................................................................... 105
§	3.	Предельные углеводороды (парафины)..... 105
§	4.	Алициклические предельные углеводороды.	109
§	5.	Непредельные углеводороды ...... ПО
§	6.	Ароматические углеводороды. 115
§	7.	Нефть и основные продукты ее переработки. 118
Задачи и упражнения к §§ 1—7 главы II .......................................... 120
Классы органических соединений.................................................. 120
§ 8.	Спирты ................................... 120
§ 9.	Фенолы ................................... 123
§ 10.	Альдегиды	и	кетоны........................ 124
§11.	Органические кислоты........................................................... 128
§ 12.	Жиры...................................... 130
§ 13.	Углеводы....................................................................... 131
Задачи и упражнения к §§ 8—13 главы II.......................................... 134
Школьные учебники (((Р
SHEBA.SPB.&U/SHKOLA