ПОСОБИЕ
ПО ХИМИИ
ДЛЯ ПОСТУПАЮЩИХ
В ВУЗЫ

М. А. ВОЛОДИНА, О. Г. НЕМКОВА, Л. П. РЕШЕТНИКОВА,
Ю. Я. КУЗЯКОВ, В. С. МАСТРЮКОВ, С. С. ЧУРАНОВ
ПОСОБИЕ
ПО ХИМИИ
ДЛЯ ПОСТУПАЮЩИХ
В ВУЗЫ
ИЗДАНИЕ ВТОРОЕ,
ПЕРЕРАБОТАННОЕ И ДОПОЛНЕННОЕ
ИЗДАТЕЛЬСТВО
МОСКОВСКОГО УНИВЕРСИТЕТА
19 7 1

УДК 54
Книга является учебным пособием по химии для
поступающих в вузы. Содержание ее соответствует
программе вступительных экзаменов. В настоящее изда-
ние вошли некоторые вопросы, которые включены в но-
вую программу по химии средней школы. В пособии
рассматриваются основные теоретические положения и
законы химии, что позволяет излагать весь последующий
материал на основе современных теоретических положений.
Большое внимание обращено на вопросы, связанные со
строением атома, типами химической связи. Детально изло-
жен периодический закон Д. И. Менделеева, на основе
которого рассматривается химия отдельных элементов и
их соединений. Фактический материал по основным клас-
сам органических соединений излагается на основе теории
строения органических соединений, современных пред-
ставлений о взаимном влиянии атомов в молекуле и
взаимосвязи между отдельными классами органических
соединений. Приведены вопросы и задачи по основным
разделам программы вступительных экзаменов, решения
некоторых типовых задач, а также задачи, предложен-
ные для поступающих в.МГУ в 1967—1969 гг.
Пособие может быть использовано учащимися стар-
ших классов средней школы и техникумов, а также и
преподавателями химии средних общеобразовательных
и специальных учебных заведений.
Печатается по постановлению
Редакционно-издательского совета
Московского университета
2-5-1
' 218—71

ПРЕДИСЛОВИЕ
Пособие по химии предназначено для лиц, поступающих в вузы.
Новое издание дополнено разделами из области общей, неорганиче-
ской и органической химии, которые в настоящее время включены
в программу по химии средней школы.
Многолетний опыт авторов по приему вступительных экзаменов
по химии на химический, биолого-почвенный, физический и геоло-
гический факультеты МГУ показал, что одним из основных недостат-
ков в знаниях абитуриентов является неумение обобщать материал и
применять теоретические знания при изложении отдельных вопросов
программы. Этот недостаток в значительной степени объясняется тем,
что при изучении химии в средней школе начальные разделы курса
химии не могли, естественно, опираться на теоретические представ-
ления, которые получают школьники в старших классах. Поскольку
данным пособием будут пользоваться лица, имеющие законченное
среднее образование (выпускники средних школ и техникумов) и,
следовательно, знакомые с материалом по химии в объеме программы
средней школы, авторы построили пособие так, чтобы основные теоре-
тические представления предшествовали изложению химии отдель-
ных элементов и их соединений. Такое распределение материала
позволило рассмотреть химию всех элементов на более высоком тео-
ретическом уровне.
Подобным образом начинается и изложение органической химии
с детального обсуждения теории строения органических соединений
А. М. Бутлерова и современных электронных представлений о строе-
нии органических молекул. На основе этих представлений рассма-
триваются отдельные классы органических веществ, причем основное
внимание уделяется характеристике класса в целом и теоретическому
объяснению особенностей того или иного класса.
Для более глубокого понимания некоторых разделов химии
(строение атома, растворы, теория электролитической диссоциации)
авторы считают необходимым в ряд глав внести материал, несколько
выходящий за рамки программы средней школы. Внесенные дополне-
ния не только не затруднят, по нашему мнению, усвоение, а, наоборот,
будут способствовать более осмысленному пониманию предмета.
1*
3

В некоторых главах пособия часть дополнительного материала
приведена мелким шрифтом. Эти сведения рассчитаны на лиц, особен-
но интересующихся химией. Авторы стремились излагать материал
по неорганической и органической химии по определенному плану с
целью приучить абитуриентов к четкому изложению материала. Не-
которая подробность в описании условий протекания реакций (теп-
ловой эффект, температура прохождения процесса и т. д.) приводится
не для механического запоминания, а для более глубокого понимания
читателем той или иной химической реакции.
В IV части пособия даны вопросы, задачи и упражнения по основ-
ным разделам программы вступительных экзаменов по химии. При
изучении содержания каждой главы читателю весьма полезно для
закрепления знаний ответить на вопросы и задачи, помещенные в этой
части. Поскольку решение задач часто вызывает большие затруднения
у абитуриентов, в IV части приведен разбор решений некоторых типо-
вых задач расчетного и качественного характера. Там же даны задачи,
предложенные на экзаменах по химии в МГУ в 1967—1969 гг.
Задачи качественного характера, приведенные в пособии, имеют
целью обратить внимание на конкретные свойства химического веще-
ства и применение некоторых экспериментальных приемов при работе
с этими веществами. Подобные задачи могут быть предложены на всту-
пительных экзаменах в качестве дополнительных вопросов, не требу-
ющих практического осуществления.
При подготовке пособия авторы руководствовались действующей
программой по химии средней школы, а также проектом новой програм-
мы вступительных экзаменов по химии для поступающих в вузы, сос-
тавленной коллективом преподавателей химического факультета МГУ.
Пособие составлено коллективом преподавателей и научных со-
трудников химического факультета МГУ. I и II части написаны до-
центами кафедры неорганической химии О. Г. Немковой, Л. П. Ее-
шетниковой, ст. научн. сотр. и научн. сотр. кафедры физической химии
Ю. Я. Кузяковым и В. С. Мастрюковым. III часть написана препода-
вателями кафедры органической химии доцентом М. А. Володиной и
ассистентом С. С. Чурановым. IV часть составлена всеми авторами.

ВВЕДЕНИЕ
§ 1. ПРЕДМЕТ И ЗАДАЧИ ХИМИИ
Химия — наука, изучающая состав, строение, свойства, получение
и превращения веществ, В настоящее время в химии уделяется большое
внимание изучению причин и закономерностей химических превра-
щений. Химическая наука включает такие обширные разделы, как
неорганическая и органическая химия. Использование в химии физи-
ческих методов и математических выводов привело в прошлом столетии
к созданию большого раздела — физической химии, включающей в на-
стоящее время такие области знания, как электрохимия, кинетика,
катализ, кристаллохимия и др. Очень важными областями химии яв-
ляются также аналитическая химия, радиохимия, химическая техноло-
гия и др.
§2. ЗНАЧЕНИЕ ХИМИИ. РОЛЬ ХИМИИ В СОЗДАНИИ МАТЕРИАЛЬНО-
ТЕХНИЧЕСКОЙ БАЗЫ КОММУНИЗМА В СССР
В современных условиях в производственной деятельности чело-
века химия играет важную роль. Природные полезные ископаемые —
руда, соль, каменный уголь, нефть и т. д.— представляют лишь ис-
ходные материалы, из которых на заводах и фабриках получают раз-
нообразные вещества, необходимые для развития всех областей народ-
ного хозяйства, а также вещества, применяемые в домашнем обиходе.
Продуктами химической переработки природного сырья являются:
металлы, горючее, краски, минеральные удобрения, лекарственные
вещества и др.
Чтобы уметь осуществлять процессы переработки, надо знать об-
щие законы химических превращений. Понимание этих законов и дает
нам химия.
К числу вопросов, которыми также занимается химическая наука,
относятся вопросы экономного использования природного сырья,
утилизации побочных продуктов и отходов производства, нахождения
новых способов получения и очистки различных веществ и т. д. Так,
в настоящее время возникает потребность в получении очень чистых
продуктов для производства полупроводников.
5

От уровня развития химической промышленности в известной мере
зависит рост материальных, благ народного хозяйства. Весьма харак-
терно, что нужда в химической продукции такова, что химическая
промышленность по темпам своего роста обгоняет все другие отрасли
народного хозяйства. Чтобы в полной мере оценить успехи в развитии
химической промышленности в СССР, следует напомнить, что в доре-
волюционной России существовало лишь несколько химических заво-
дов с отсталой техникой. Химическая продукция ограничивалась про-
изводством серной кислоты, соды, некоторых красок. Сырье вывозилось
за границу, а готовая продукция химических заводов ввозилась. В те-
чение первых трех пятилеток в СССР было создано азотное, коксо-
химическое, калийное, апатитовое производство, заложены основы про-
мышленности синтетического каучука, искусственного волокна, пла-
стических масс.
В период с 1933 по 1938 г. валовая продукция химической промыш-
ленности возросла почти в три раза и превысила уровень 1913 г. почти
в 15 раз*. По сравнению с 1*913 г. химическая промышленность в 1938 г.
дала стране почти в 25 раз больше суперфосфата, в 8 раз больше ани-
линовых красителей. Сырьевой базой химической промышленности того
времени являлись хибинские апатиты, карабогазские сульфаты, Соли-
камские месторождения калийных солей, самородная сера, нефть
второго Баку. Были построены химические комбинаты: Новомосков-
ский, Березниковский, Воскресенский и др.
Период после Отечественной войны характеризуется новым подъе-
мом химической промышленности. В 1950 г. довоенный уровень про-
изводства повысился в 1,8 раза. В этом же году промышленность дала
сельскому хозяйству азотных удобрений в 2,2 раза, фосфорных —
в 1,9 раза, калийных — в 1,4 раза больше, чем в 1940 г. Увеличен вы-
пуск синтетического каучука.
В послевоенный период происходил дальнейший рост всех отрас-
лей химической промышленности. Наиболее высоких темпов достигло
производство соды, минеральных удобрений и синтетического каучу-
ка. Выпуск кальцинированной соды увеличился по сравнению с
1950 г. примерно на 84%, едкого натра 79%, синтетического каучука —
на 82%.
Созданные химией новые материалы, пластмассы, во многих случа-
ях заменили металлы и стекло, дерево, строительные материалы, а так-
же растительные волокна. Детали автомобилей, самолетов и других
машин, а также множество предметов домашнего обихода изготовляют
теперь из пластмасс. Текстильная промышленность использует раз-
личные искусственные и синтетические волокна.
Нефть и газ ценны не только как источник энергии, но и в большой
степени как сырье для производства пластических масс, синтетических
волокон, каучуков и др.
* Эти данные, как и другие показатели роста химической промышленности,
приводятся не для запоминания*
е

В 1960 г. добыча нефти составила 148 млн. т, в 1970 г. она
достигла 353 млн. т.
Добыча газа в 1960 г. достигла 47 млрд. м3, а в 1970 г. она
возросла до 200 млрд. м3.
В 1960 г. производство пластмасс достигло 332 тыс. т, а искусст-
венных и синтетических волокон — 211 тыс. т. К 1970 г. производство
пластмасс и смол возросло до 1,67 млн. т, т. е. увеличилось в 5 раз
по сравнению с 1960 г. Производство искусственных и синтетических
волокон в 1970 г. достигло 0,623 млн. т, т. е. увеличилось в 3 раза
по сравнению с 1960 г. Задача расширения добычи угля как топлива
и как сырья для химической промышленности также является очень
важной.
Большое количество веществ и продуктов добывают химическим
путем из каменного угля. Продуктами коксохимического производства
являются краски, лаки, смазочные масла, лекарства и др.
Большое влияние на ускоренное развитие химической промышлен-
ности оказали решения ЦК КПСС и Советского правительства. Одна
из важнейших задач, поставленных этими решениями,— увеличение
производства минеральных удобрений, что связано с подъемом сель-
ского хозяйству. Если в 1963 г. производили 20 млн. т минеральных
удобрений, то в 1965 г. выработано 31,3 млн. т, а в 1970 г. получено
55,4 млн. т.
Различные химические препараты используют в сельском хо-
зяйстве для борьбы с вредителями растений. Разработан химический
способ борьбы с сорняками. Для этой цели используют такие вещества,
которые, будучи распыленными с самолета, оседают на листьях расте-
ний. Через листья химикаты проникают в стебли сорняков, доходят до
корней и парализуют их. Через несколько дней сорняки гибнут, а зла-
ковые растения остаются неповрежденными. Этот метод прополки
основан на том, что растворы некоторых веществ убивают всходы
двудольных растений-сорняков, но совершено безвредны для
однодольных злаковых растений: пшеницы, ржи, ячменя и др.
Пути дальнейшего развития химии и ее ро#и в построении мате-
риально-технической базы коммунизма tf СССР раскрыты в Программе
Коммунистической партии. В ней говорится: «Одна из крупней-
ших задач — всемерное развитие химической промышленности, полное
использование во всех отраслях народного хозяйства достижений
современной химии, в огромной степени расширяющейся возможности
роста народного богатства, выпуска новых, более совершенных и де-
шевых средств производства и предметов народного потребления.
Металл, дерево и другие материалы будут все более заменяться эконо-
мичными, практичными и легкими синтетическими материалами. Резко
возрастет производство минеральных удобрений и химических средств
защиты растений *.
* «Программа Коммунистической партии Советского Союза». М., «Правда»,
1961, стр. 70.

В Программе КПСС также указано, что производство металлов по-
прежнему остается одной из важнейших народнохозяйственных задач.
За двадцать лет черная металлургия достигнет уровня, позволяющего
выплавлять примерно 250 млн. т стали. Соответственно- возрастет и
производство чугуна.
Развитие химической промышленности потребовало квалифициро-
ванных кадров химиков: технологов и научных сотрудников. В цар-
ской России было 15 химических вузов, теперь их около 200.

ЧАСТЬ ПЕРВАЯ
ВАЖНЕЙШИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ,
ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ И ПОНЯТИЯ ХИМИИ
ГЛАВА I
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
§ 1. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОГО УЧЕНИЯ
Согласно атомно-молекулярному учению все вещества состоят из
отдельных частиц — атомов и молекул. Однако это, казалось бы, про-
стое утверждение прошло долгий путь развития. Первые представле-
ния о дискретности окружающего нас мира были высказаны еще Лев-
киппом и Демокритом в V—IV вв. до нашей эры. Они объясняли все
изменения, происходящие в природе, соединением или разъединением
атомов, предполагая, что атомы — это мельчайшие неделимые тела.
Однако эти представления были общефилософскими положениями и
не были подтверждены опытом. Более конкретные представления о
дискретности материи появились значительно позже, в результате раз-
вития химии и физики. Так, в XVII в. Р. Бойль положил в основу
объяснения химических превращений атомистические представления.
Он ввел понятие химического элемента как составной части вещества,
которая не подвергается дальнейшему химическому разложению.
Дальнейшее развитие атомистика получила в работах М. В. Ло-
моносова, сформулировавшего основные положения атомно-молеку-
лярного учения в применении к химическим и физическим явлениям.
Согласно представлениям Ломоносова все тела состоят из «кор-
пускул», которые, в свою очередь, содержат некоторое число «элемен-
тов». В зависимости от того, каким образом «элементы» соединены в
«корпускулы», зависит бесконечное разнообразие тел. На основе ато-
мистики Ломоносов развил кинетическую теорию материи, рассматри-
вая все частицы находящимися в непрерывном движении. Например,
природу теплоты он пытался объяснить вращательным движением ча-
стиц. Идеи Ломоносова послужили в первой половине XIX в. отправ-
ным пунктом кинетической теории газов. Новым в его работах было
признание существования «корпускул» и «элементов» как качественно
отличных частиц. Согласно современным представлениям «корпус-
кулы» — это молекулы, а «элементы» — это атомы. В зависимости от
числа и порядка соединения атомов и молекул между собой образу-
ются вещества с различными свойствами. При химических реакциях
происходят превращения веществ, причиной которых являются пре-
вращения одних молекул в другие. Например, при реакции
Zn + 2HCl=ZnCla + H2
9

образовалось новое вещество Н2, молекула которого состоит из ато-
мов водорода, которые до химической реакции входили в состав
молекул НС1. Все атомы и молекулы находятся в непрерывном движе-
нии. В газах и жидкостях молекулы находятся в непрерывном хаоти-
ческом движении. Молекулы в твердых телах совершают колебания
около своего положения равновесия. Атомы в молекулах совершают
колебательное движение около положения равновесия и вращаются
вокруг центра тяжести молекулы.
§ 2. АТОМЫ И МОЛЕКУЛЫ
Впервые определения понятий атома и молекулы были даны
в 1858 г. С. Канниццаро и приняты в 1860 г. на первом съезде химиков
в г. Карлсруэ.
Атом — это наименьшая частица элемента в химических соеди-
нениях.
Согласно современным представлениям атом — это электроней-
тральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и
одного или нескольких электронов (подробно см. гл. II, § 1).
Химические свойства всех атомов с одинаковым положительным
зарядом ядра одинаковы. При соединении атомов образуется новая
частица — молекула. Химические свойства молекулы не являются
суммой химических свойств образующих ее атомов. Например; при
соединении атома натрия с атомом хлора образуется молекула хлори-
стого натрия, химические свойства которой резко отличаются от хи-
мических свойств атомов натрия и хлора. Это означает, что в процессе
образования молекулы атомы сильно изменяются. Однако эти изме-
нения таковы, что атомы не полностью утрачивают свою индивиду-
альность, так как при распаде молекулы, например HgO, получаются
те же самые атомы, из которых данная молекула была получена (атомы
Hg и О). Именно в этом смысле говорят, что молекула состоит из ато-
мов.
Молекула — это наименьшая частица вещества, обладающая всеми
химшиескими свойствами данного вешрства.
Бессмысленно говорить о сохранении молекулой физических
свойств данного вещества, так как понятия температуры кипения,
температуры плавления, удельного веса и т. д. неприменимы к отдель-
ным молекулам, а являются характеристиками вещества. Например,
нельзя сказать, что температура кипения молекулы воды равна 100°.
^Если какое-либо вещество подвергнуть дроблению, то химические
свойства отдельных частей будут оставаться неизменными до тех пор,
пека не будет получена молекула данного вещества. Например, возь-
мем кусок сахара, расколем его на две части, одну из них вновь рас-
колем и т. д. Химические свойства каждой частицы куска сахара будут
тождественны до тех пор, пока в результате процесса дробления не
получится молекула сахара — наименьшая частица, которая будет
иметь те же химические свойства, что и весь сахар.
ю

Подобным образом могут быть получены молекулы веществ, на-
ходящихся при нормальных условиях как в жидком (например, спирт
С2НбОН, бензол СвНв и т. д.), так и в газообразном состоянии (напри-
мер, N2, H2).
Для некоторых веществ (в основном для металлов) понятия атома
и молекулы совпадают. Например, атом натрия — это наименьшая ча-
стица натрия, обладающая всеми химическими свойствами натрия.
Как атом, так и молекула имеют очень малые размеры и их нельзя
видеть непосредственно или при помощи оптического микроскопа.
В настоящее время имеются многочисленные доказательства реальности сущест-
вования атомов и молекул. Если в первоначальной стадии разработки атомно-молеку-
лярной теории для ее подтверждения использовались результаты изучения химиче-
ских реакций, то методы современной физики позволили в последующий период
получить непосредственные доказательства существования атомов и молекул. Напри-
мер, метод дифракции рентгеновских лучей позволяет определить расположение
атомов в кристалле.
Было обнаружено, что рентгеновские лучи, проходя через твердое вещество,
рассеиваются не во всех направлениях, а лишь под некоторыми избранными углами.
Наблюдаемая картина в точности напоминает картину дифракции света, т. е. картину,
получающуюся при отражении света от зеркальной поверхности с нанесенными на
нее на равном расстоянии друг от друга параллельными линиями, а так как рентге-
новские лучи представляют собой электромагнитные волны, подобные свету, только
с меньшей длиной волны, то естественно предположить, что атомы в твердом теле
также располагаются правильным образом на равных расстояниях друг от друга.
Такое предположение оказалось правильным и, используя этот метод, удалось опре-
делить, что расстояния между атомами в твердых телах имеют величину порядка
10~8 см. Вследствие этого для характеристики межатомных расстояний применяется
специальная единица длины: ангстрем (обозначается А), который равен 10~8 см.
Точное положение атомов в молекуле, кроме рентгенографического метода
может быть установлено при помощи спектроскопии и электронографии. Значитель-
ным достоинством двух последних методов является возможность изучения геометри-
ческого строения молекул в газообразном состоянии, т. е. в условиях, когда взаимо-
действие с соседними молекулами сведено к минимуму. Исследование одних и тех же
молекул различными физическими методами приводит обычно к согласующимся
результатам*
В последние годы оказалось возможным наблюдать и фотографировать некото-
рые макромолекулы при помощи электронного микроскопа, дающего увеличение
в 20 000 раз (оптические микроскопы дают увеличение в 2000 раз и более).
Кроме того, имеется много косвенных доказательств, убедительно свидетель-
ствующих об атомно-молекулярном строении вещества. Например, большая сжимае-
мость газов обусловлена тем, что газ — это не сплошное вещество, а совокупность бес-
порядочно движущихся частиц — молекул. Расстояния между молекулами велики
по сравнению с размерами самих молекул и поэтому при повышении давления эти
расстояния относительно легко уменьшаются.
Диффузия, броуновское движение, давление газов на стенки сосуда и тому
подобные явления также легко могут быть объяснены с точки зрения существования
атомов и молекул.
§ 3. АТОМНЫЙ И МОЛЕКУЛЯРНЫЙ ВЕС
В 1804 г. английский химик Дальтон ввел представление об атом-
ном, весе, как числе, показывающем, во сколько раз атом какого-либо эле-
мента тяжелее атома другого элемента. В качестве единицы атомных
весов был выбран вес самого легкого атома — атома водорода.
11

R практической работе атомные веса значительно удобнее абсо-
лютных весов атомов, так как последние имеют очень малые значения,
Например, атом водорода имеет вес 1,67- 10~24г. Введение атомных весов
в химию положило начало количественной разработке атомистического
учения.
Ввиду того что атомные веса элементов вычисляли на основе опыт-
ных данных по их весовым отношениям в соединениях, а кислород
образует соединения с гораздо большим числом элементов посравнению
с водородом, то в последующие годы в качестве единицы атомного веса
приняли 1/1В часть веса атома кислорода. Атомный вес кислорода стали
считать равным 16,00000, а атомные веса выражать в кислородных
единицах.
В 1961 г. по международному соглашению в качестве единицы
атомных весов принята V12 часть веса изотопа атома углерода, атом-
ный вес которого принят равным 12,00000. Атомные веса, основанные
на новой единице, равны старым, умноженным на 0,99996, так что
изменения прежних атомных весов настолько малы, что не скажутся
при большинстве химических расчетов *.
Таким образом, атомным весом элемента называется вес атома,
выраженный в углеродных единицах (у. е.), или число, показывающее, во
сколько раз атом данного элемента тяжелее Vi2 части веса атома
углерода (12С).
Многие элементы представляют собой смесь изотопов, поэтому
атомные веса элементов, приведенные в таблице Д. И. Менделеева,—
это средние значения атомных весов для природного изотопного со-
става каждого элемента. Например, по таблице атомный вес хлора равен
35,5. Элемент хлор имеет два стабильных изотопа с массами 35 и 37.
Относительная распространенность в природе составляет соответст-
венно 75,4 и 24,6%. Отсюда легко подсчитать, что средний атомный
вес хлора будет равен 35,5.
В тех случаях, когда рассматриваемый элемент в природе не встре-
чается, а синтезирован в лабораторных условиях (например, технеций,
астат, франций, трансурановые элементы), в периодической таблице
приводится атомный вес наиболее долгоживущего изотопа. Обычно эти
цифры взяты в скобки.
Молекулярным весом называется вес молекулы, выраженный в угле-
родных единицах, т. е. число, показывающее, во сколько раз молекула
данного вещества тяжелее 11Х2 части веса атома углерода (12С).
Молекулярный вес может быть легко рассчитан, если известно
число атомов, входящих в состав молекулы; для этого необходимо
сложить их атомные веса.
' Обычно не указывают размерности атомных и молекулярных
весов, помня о том, что они выражены в углеродных единицах.
Высокая точность определения атомных весов, когда после запя-
той указываются два или три десятичных знака, вызывает интерес
к столь тонким измерениям веса. «Взвешивание» атомов или молекул, а
* О причинах введения углеродной единицы атомных весов см. гл. VII, § 2.
12

точнее их положительных ионов, может быть проведено с большой
точностью в приборе, называемом масс-спектрометром. Образование
положительных ионов исследуемого вещества происходит в газовой
фазе в результате бомбардировки молекул газа пучком электронов.
Далее положительные ионы попадают в однородное магнитное поле,
где их траектории искривляются. Радиус кривизны будет тем мень-
шим, чем меньше масса иона при данном заряде. Измерение отклоне-
ний ионов от первоначального направления позволяет определить их
массу. В настоящее время масс-спектрометрия является наиболее рас-
пространенным методом определения атомных и молекулярных весоз
самых разнообразных веществ.
§4. ВЕЩЕСТВА ПРОСТЫЕ И СЛОЖНЫЕ. АЛЛОТРОПИЯ
С точки зрения состава все вещества можно разделить на два
класса — вещества'простые и сложные, или соединения.
Простым веществом называется вещество, молекулы которого состо-
ят из атомов одного элемента, например водород, кислород, азот и т. д.
Каждый элемент имеет определенный химический знак, соответ-
ствующий первой букве латинского названия данного элемента. На-
пример, водород (Hydrogenium) обозначается как Н, калий (Kalium) —
К и т. д. В том случае, если названия нескольких химических элемен-
тов начинаются на одну букву, то для обозначения каждого из этих
элементов используется несколько букв названия элемента. Например,
кальция (Calcium) — Са, меди (Cuprum) — Си.
Соединениями* или сложными веществами, называются такие ве-
щества, молекулы которых состоят из атомов разных элементов.
Например, молекула воды состоит из атомов элемента водорода и ато-
мов элемента кислорода, молекула хлористого водорода — из атома
элемента водорода и атома элемента хлора.
Одним и тем же химическим элементом могут быть образованы
несколько простых веществ. Это свойство химического элемента на-
зывается аллотропией. Различные простые вещества могут отличаться
либо количеством атомов данного элемента, входящих в состав их мо-
лекул, либо образованием различных кристаллических форм при опре-
деленных внешних условиях. Например, элемент кислород может су-
ществовать в виде двух простых веществ — кислорода, молекулы ко-
торого состоят из двух атомов 02, и озона, молекулы которого состоят
из трех атомов кислорода 03. Элемент углерод известен в виде двух
простых веществ, отличающихся строением кристаллической решет-
ки — алмаза и графита.
Различные аллотропические формы простых веществ называются
также аллотропическими модификациями, или аллотропическими видо-
изменениями. Кроме указанных случаев аллотропические модифика-
ции известны также для серы, фосфора, кремния и других элементов.
13

§5. ЯВЛЕНИЯ ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ
Явления, происходящие с веществами, можно разделить на два
вида: физические и химические. Примером физического явления может
служить превращение воды в лед. Хотя вода и лед обладают различ-
ными физическими свойствами, они представляют собой одно и то же
вещество, находящееся в двух различных агрегатных состояниях.
Если нагреть лед, то он снова превратится в воду. Таким образом,
любое изменение вещества, не приводящее к изменению состава и строе-
ния его молекул, называется физическим явлением.
Химическими явлениями или химическими реакциями называются
такие явления или реакции, при которых из одних веществ образуются
другие, новые вещества. Как указывалось выше, изучение подобных
явлений или превращений и составят одну из задач химии.
Примеры химических явлений или реакций разнообразны и много-
численны. Они постоянно совершаются в живой и неживой природе.
Процессы ржавления, горения топлива, гниения представляют хими-
ческие явления.
Явления физические и химические не всегда проявляются отдельно.
Часто они происходят одновременно, маскируя друг друга. Напри-
мер, нагревание (NH4)2S04 приводит к образованию жидкости, что
сходно с физическим явлением плавления. Однако анализ полученного
расплава показывает, что он представляет собой смесь сульфата
и бисульфата аммония, образование которой произошло вследствие
разложения нестойкой соли аммония и улетучивания газообразного
аммиака. Другим примером может служить пропускание электриче-
ского тока через медную проволоку, сопровождающееся явлениями
физического характера: нагревание проволоки, расширение ее, увели-
чение сопротивления, испускание света. Но нагревание проволоки на
открытом воздухе может привести к явлениям уже химического харак-
тера: медь при нагревании реагирует с кислородом воздуха, превраща-
ясь в окисел.
§ 6. МЕХАНИЧЕСКИЕ СМЕСИ И ХИМИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ
Если взять произвольное количество порошкообразной серы
и железа и тщательно смешать их, то можно приготовить однородную
на вид смесь. Никакого химического изменения взятых веществ при
этом не произошло. Получилась механическая смесьжелеза и серы, что
легко доказать путем разделения ее на составные части при помощи
магнита, взбалтыванием с водой, растворением серы в каком-нибудь
растворителе, например сероуглероде и т. д. В приготовленной смеси
и сера, и железо сохранили свои свойства.
Если же смесь, состоящую из 4 весовых частей серы и 7 весовых
частей железа, нагреть, то произойдет химическая реакция, сопро-
вождающаяся большим выделением тепла, вследствие чего вся масса
раскалится. Между серой и железом произойдет химическое взаимо-
действие^ в результате которого образуется новое вещество—сернистое
14

железо:
Fe + S = FeS.
То, что получилось новое вещество, сульфид железа, можно до-
казать следующим образом: 1) продукт реакции не притягивается маг-
нитом, а это указывает на отсутствие железа; 2) при взбалтывании из-
мельченного вещества в воде оно не разделяется на серу и железо;
3) при действии на продукт реакции разбавленной соляной кислотой
выделяется газ с неприятным запахом тухлых яиц — сероводород,
в то время как при действии кислоты на механическую смесь серы и же-
леза выделяется водород вследствие взаимодействия железа с соляной
кислотой. Таким образом, в результате реакции сера и железо пере-
стали существовать как два самостоятельных вещества и образовалось
новое вещество — сульфид железа.
Механическая смесь и химическое соединение имеют следующие
основные различия.
1. При приготовлении механической смеси составные части можно
брать в любых количественных соотношениях. Чтобы получить хими-
ческое соединение и при этом ни одно из взятых веществ не осталось
в избытке, необходимо брать исходные вещества в строго определенных
(стехиометрических) отношениях. Так, в описанном выше примере
указывалось, что для полного взаимодействия серы и железа нужно
взять 4 весовые части серы и 7 весовых частей железа; это соотношение
вытекает из соответствующего уравнения реакции:
S + Fe = FeS
32 56 88
4 7
2. Свойства веществ, составляющих механическую смесь, сохра-
няются, так как составные части в смеси находятся химически неиз-
менными. При химической реакции свойства исходных веществ не со-
храняются, поскольку в результате их взаимодействия образуется
новое вещество с новыми свойствами.
3. Составные части смеси могут быть разделены на основании их
физических свойств (в случае порошка серы и железа: магнитом, раст-
ворением в сероуглероде и т. д.).
4. При механическом смешивании не наблюдается выделения или
поглощения теплоты. При химической реакции всегда происходит
выделение или поглощение тепла.
Реакции, проходящие с выделением тепла, называются экзотерми-
ческими;-реакции, проходящие с поглощением тепла,— эндотермиче-
скими.
§ 7. ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА
В 1799 г. французским химиком Прустом был установлен закон
постоянства состава:
Независимо от способа получения данного соединения весовой состав
его всегда один и тот же.
15

Этот закон встретил возражения со стороны химика Бертолле,
который полагал, что состав соединения зависит от способа приготов-
ления. Пруст, доказывая правильность закона, считал, что те вещества,
которые, по мнению Бертолле, опровергают закон постоянства состава,
представляют собой не индивидуальные соединения, а либо смеси сое-
динений, либо растворы. В результате проведенных в последующие
годы тщательных исследований закон постоянства состава получил
полное признание.
Весовой состав соединения может быть определен или путем разло-
жения сложного вещества на простые, или путем синтеза сложного
вещества из простых. Например, для определения весового состава
воды можно воспользоваться обоими путями.
1. Проводя электролиз воды и взвешивая получающиеся газы (во-
дород и кислород), можно установить, что весовое количество водорода
относится к весовому количеству кислорода как 1 : 8.
2. Для того чтобы реакция получения воды взаимодействием во-
дорода с кислородом прошла полностью и до конца, необходимо, чтобы
на 1 весовую часть водорода было израсходовано 8 весовых частей ки-
слорода.
С точки зрения атомно-молекулярного учения весовой состав сое-
динения определяется весовыми соотношениями между атомами.
В состав молекулы воды Н20 входят 2 атома водорода и 1 атом кислоро-
да. Каждый атом кислорода в 16 раз тяжелее атома водорода, поэтому
весовые соотношения атомов Н и О в молекуле Н20 равны 2 : 16
или 1 : 8.
Каждая молекула состоит из определенной) количества атомов.
Атомы имеют постоянный не изменяющийся в химических реакциях
вес, поэтому их весовые соотношения в данной молекуле остаются не-
изменными независимо от путей ее получения. Так как весовой состав
молекул постоянен, то и весовой состав вещества в целом (совокупность
молекул) также постоянен.
Если при жизни Пруста и Бертолле их спор был решен в пользу
первого, то много позже путем точных анализов было доказано, что
закон постоянства состава справедлив не всегда. Так, соединения ме-
таллов с металлами или металлов с неметаллами имеют в некоторых
пределах переменный состав, зависящий от условий получения. Сое-
динения такого рода получили название бертоллидов. Примером их
получения может служить реакция между железом и серой, которая
в зависимости от весового соотношения железа и серы может привести
к образованию вещества любого состава Fe„S,„, где п= 1,2,3, а т при-
нимает значения от 1 до 6.
Открытие изотопов привело к уточнению закона постоянства состава, а именно:
постоянство состава вещества будет наблюдаться только в том случае, если соотно-
шения изотопов, образующих молекулы, будут одинаковыми. Например, весовой
состав хлористого водорода, молекулы которого содержат атомы элемента хлора
только с массой 35, будет отличаться от весового состава хлористого водорода, моле-
кулы которого содержат атомы элемента хлора только с массой 37. Очевидно, что если
различными путями получен хлористый водород с различным процентным содержа-
нием изотопов хлора, то весовой состав будет зависеть от способа получения.
16

§ 8. ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ ВЕЩЕСТВ
Применяя количественные методы изучения химических реакции,
М. В. Ломоносов в 1748 г. открыл закон сохранения веса веществ *.
Взвешивая закрытые сосуды, в которых проводилось прокаливание
металлических порошков до и после химической реакции, Ломоносов
обнаружил, что вес сосудов не изменился. Эти опыты дали первое
экспериментальное доказательство сохранения массы веществ при
химических реакциях:
Масса (вес) веществ, вступивших в реакцию, равна массе (весу)
веществ, образовавшихся после реакции.
С точки зрения атомно-молекулярного учения этот закон может
быть объяснен следующим образом. Вес вещества является суммой
весов составляющих его атомов. При химических реакциях атомы не
изменяются, а соединяются между собой в новых комбинациях. Так,
молекула Н2 состоит из двух атомов Н, связанных между собой; моле-
кула С12— из двух атомов С1, связанных между собой. При реакции
Н2+С12=2НС1
образуются молекулы НС1, один атом Н которых связан с одним ато-
мом С1. Общее количество атомов Н и С1 до и после реакции осталось
неизменным. Это означает, что и вес суммы всех атомов остался не-
изменным, т. е. вес веществ, вступивших в реакцию, равен весу ве-
ществ, образовавшихся в результате реакции.
Более точно следует говорить о сохранении при химических реак-
циях не веса, а массы вещества, так как каждое вещество имеет массу,
а его весом называется сила притяжения данного количества вещества
к центру Земли, поэтому если бы измерения веса вступающих в реак-
цию и получающихся в результате реакции веществ были бы проведены
на разном расстоянии от центра Земли, то закон сохранения веса
веществ был бы нарушен.
Согласно достижениям физики XX в. закон сохранения массы
вещества должен быть заменен более общим законом сохранения мате-
рии. Только материя во всех процессах сохраняется постоянной,
а масса, которая является лишь одной из характеристик материи,
может переходить в другую ее характеристику — энергию. Эта связь
выражается известным уравнением Эйнштейна
Е = тс2.
Вследствие очень большой величины коэффициента
с=9,00-1020 см2/сек2 небольшим изменениям массы будут соответст-
вовать значительные изменения энергии. Рассмотрим на примерах,
какие выводы можно сделать на основании закона о взаимосвязи
между массой и энергией.
Пример 1. При делении 1000 г урана-235, происходящем при
взрыве атомной бомбы, выделяется 8,23-1020 эрг энергии. Пользуясь
* Позже закон сохранения веса веществ был сформулирован Лавуазье.
17

уравнением Эйнштейна, найдем изменение массы Am = -^ в данном про-
цессе. Вычисление дает Дт=0,915 г, т. е. в ядерной реакции 0,1%
исходного вещества превратилась в излучение.
Пример 2. При взрыве 1000 г нитроглицерина выделяется
8,0-1018 эрг энергии, чему соответствует изменение массы Лт=
te8,9-10~"8 г. Различие это столь мало, что его невозможно измерить
экспериментально.
Рассмотренные примеры показывают, что хотя закон сохранения
массы является приближенным, его можно успешно применять при
расчетах в случае химических реакций.
§9. ГРАММ-АТОМ И ГРАММ-МОЛЕКУЛА
Для количественных расчетов приняты специальные химические
меры количества вещества — это грамм-атом и грамм-молекула.
Грамм-атомом называется количество вещества, вес которого,
выраженный в граммах, численно равен атомному весу данного элемента.
Грамм-молекулой называется количество вещества, вес которого, вы-
раженный в граммах, численно равен молекулярному весу данного ве-
щества..
Например, грамм-атом натрия — это 23 г натрия, так как атомный
вес натрия равен 23. Грамм-молекула воды — это 18 г воды, так как
молекулярный вес воды равен 18.
Нельзя путать понятия атомного и молекулярного весов с поня-
тиями грамм-атомного и грамм-молекулярного весов. Если значения
атомного и молекулярного весов есть числа относительные и показы-
вают, во сколько раз атом или молекула тяжелее V12 части атома изо-
топа углерода, то грамм-атом и грамм-молекула — это числа абсолют-
ные, показывающие количество граммов вещества.
Очень часто грамм-молекулу вещества называют молем, например
1 моль воды — это 1 грамм-молекула воды, т. е. 18 г; 0,1 моля воды —
это 0,1 грамм-молекулы воды, т. е. 1,8 г.
Понятие грамм-атома и грамм-молекулы очень широко исполь-
зуется в химии при расчетах по уравнениям реакций, так как моль
(грамм-атом) любого вещества, вне зависимости от. агрегатного со-
стояния, содержит постоянное число молекул (атомов). Докажем
это положение пока для частного случая молекул Н2 и 02. Известно,
что молекулярный вес водорода равен 2, молекулярный вес кислорода
равен 32. Предположим, что в моле водорода (2 г) содержится N мо-
лекул. Каждая молекула кислорода в 16 раз тяжелее молекулы водо-
рода и весит -^г- г, N молекул кислорода весят -^- N = 32 г, т. е.
в одном моле кислорода (32 г) также содержится N молекул.
Аналогичное рассуждение можно провести для любой пары других
молекул, что и доказывает справедливость постоянства числа N.
Число N является одной из фундаментальных констант физики
и химии и называется числом Авогадро. Многочисленные эксперимен-
18

тальные измерения его приводят к средней величине
N = 6,02-1023.
Число Авогадро тесно связано с коэффициентом перехода от уг-
леродных единиц к граммам. Действительно, пусть моль вещества
равен 2 г; это количество вещества содержит 6,02-1023 частиц каждая
весом в 2 углеродных единицы, т. е.
2г = 2-6,02-1023 у. ед.,
1 у.ед. = ё^р = 1,67-10-2*г.
При решении задач по химии мы пользуемся понятием грамм-
молекулы. Необходимо, однако, все время помнить, что это исполь-
зование целиком основано на тесной связи весового количества вещества
с конкретным числом молекул. Рассмотрим рассуждения на примере
двух простых реакций:
NaOH + HC1 = NaCl + H20, (1)
2NaOH + H2S04= Na2S04+ 2H20. (2)
Вопрос о количестве реагирующих веществ не вызывает затрудне-
ний. Надо взять по одному молю NaOH и НС1 для реакции (1) и 2 моля
NaOH на 1 моль H2S04 для реакции (2). Давая такой ответ, важно
понимать, что мы берем данные количества веществ только потому,
что они содержат нужные числа молекул, необходимых для про-
текания реакций. Так, в первом случае в 40 г NaOH и 36,5 г НС1 со-
держится одинаковое число молекул, а во втором случае количество
молекул в 80 г едкого натра вдвое больше количества молекул в 98 г
серной кислоты.
Решение задач при использовании грамм-молекулярных отноше-
ний существенно упрощает многие вычисления. Таким же преимущест-
вом обладают молярные концентрации перед процентными концен-
трациями.
§ 10. ЗАКОН АВОГАДРО
В 1811 г. итальянский физик Авогадро с целью объяснения неко-
торых экспериментальных результатов выдвинул гипотезу, которая
после тщательной проверки превратилась в закон, носящий имя Аво-
гадро. Он формулируется следующим образом:
В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (рав-
ные температура и давление) содержится одинаковое число молекул.
Закон Авогадро непонятен без дополнительных сведений о при-
роде газообразного состояния. Действительно, неясно, почему равные
количества молекул самых разнообразных газов должны занимать оди-
наковый объем вне зависимости от собственного объема их молекул.
Рассмотрим случай двух газообразных веществ: инертный газ гелий
Не и углеводород пентан C5Hi2. Молекула первого одноатомна, а дру-
19

гого содержит 17 атомов. Очевидно, что собственный объем молекулы
пентана во много раз превосходит объем атома гелия. Но по закону
Авогадро одинаковые числа молекул обоих газов займут одинако-
вые объемы при равных условиях. Это положение становится понят-
ным только в том случае, если иметь в виду, что в газообразном состоя-
нии при обычных давлениях и температурах молекулы газа в среднем
находятся на расстояниях друг от друга, в десятки раз превышающих
их собственные размеры. Разумеется, при таких условиях различия
в объеме индивидуальных молекул перестают играть какую-либо роль.
Указанный физический смысл закона Авогадро дает возможность
выяснить границы его применимости, так как точные эксперименталь-
ные измерения показывают его приближенность. Можно ожидать, что
отступления от закона Авогадро будут наблюдаться тогда, когда меж-
молекулярные расстояния в газе сокращены и отдельные молекулы мо-
гут взаимодействовать друг с другом. Такое состояние будет осущест-
вляться при повышенных давлениях или пониженных температурах.
Предельным случаем для газа будет его переход в жидкость и, далее,
в твердое тело. Как известно, жидкости и твердые тела практически
несжимаемы, т. е. их молекулы уже находятся на предельно близких
расстояниях друг от друга. В этом случае объем, занимаемый вещест-
вом, будет зависеть от собственного объема молекул. Таким образом,
закон Авогадро так же, как и газовые законы Бойля — Мариотта,
Гей-Люссака и Шарля, справедлив только для идеального газа. Для
реальных газов его применимость будет наилучшей при низких
давлениях и повышенных температурах.
Следует заметить, что если закон Авогадро применим только для
газов, то число Авогадро имеет универсальный характер вне зависи-
мости от агрегатного состояния.
§ 11. ОБЪЕМ ГРАММ-МОЛЕКУЛЫ ГАЗОВ
Отличительная особенность грамм-молекулы в том виде, как она
пояснена в § 9, справедлива для любого агрегатного состояния.
В частности, такое утверждение для газов может быть сформулировано
следующим образом:
Моль любого газа содержит постоянное количество молекул.
В сочетании с законом Авогадро это приводит к важному поло-
жению:
Грамм-молекулы различных газов при одинаковых условиях зани-
мают одинаковые объемы.
В качестве нормальных условий выбраны температура 0° С и дав-
ление 760 мм рт. ст. При этих условиях грамм-молекула любого газа
занимает объем 22,4 л — так называемый грамм-молекулярный, или
мольный объем. Экспериментально его можно проверить, определяя аб-
солютную плотность газа.
Это следствие из закона Авогадро позволяет определить молеку-
лярные веса всех газообразных веществ. Например, из эксперимен-
20

тальных измерений было найдено, что 2,8 л кислорода весят 4 г (усло-
вия нормальные). Вес 22,4 л кислорода при тех же условиях соответст-
вует его молю, или, другими словами, молекулярному весу:
2,8 л кислорода весят 4 г
22,4 л » » х г,
откуда
22,4-4 QO
х = -^Г = 32г.
Следовательно, молекула кислорода весит 32 у. ед., т. е. молекула
кислорода двухатомна.
Та же самая последовательность рассуждений используется при
вычислении плотности газа с известным молекулярным весом.
§ 12. ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ПЛОТНОСТЬ ГАЗОВ
Рассмотрим равные объемы двух различных газов при одинаковых
условиях, т. е. при одинаковых температуре и давлении. Взвесим их.
Обозначим вес первого газа через gu вес второго — g2, тогда можно
написать, что
gi=Nmu g2=Nm2, (l)
где тх и т2— веса молекул соответственно первого и второго газов,
г N — число молекул в каждом из взвешиваемых объемов.
По закону Авогадро количество молекул в первом и втором объе-
мах одинаково. Составим отношение:
Найдем выражение веса молекул через молекулярные веса. Моле-
кулярный вес первого газа
щ
где т0— это V12 часть веса атома углерода. Для второго газа
откуда тх=Мхт0 и т2=М2т0.
Подставляя их значения в формулу (2), имеем
iL = !^!!!il9 ИЛИ «L = ^L.
g2 M2m0 g2 М2
Обозначим
^-D, тогда D = ¥± (3)
21

Это отношение веса данного газа к весу такого же объема другого
газа, взятого при той же температуре и давлении, т. е. число, показыва-
ющее, во сколько раз первый газ тяжелее второго, называется относи-
тельной плотностью первого газа по второму.
Из формулы (3) следует, что относительная плотность D равна
отношению молекулярных весов исследуемых газов, т. е. если мы зна-
ем молекулярный вес какого-либо газа и относительную плотность
неизвестного газа по известному, то можно рассчитать молекулярный
вес неизвестного газа. Если определять относительную плотность по
водороду, то
M = 2D,
т. е. молекулярный вес неизвестного газа равен удвоенной плотности
данного газа по водороду. Если относительная плотность неизвестного
газа определяется по воздуху, то
M = 29D,
где 29 — средний молекулярный вес воздуха, так как основные его
компоненты это: 21% 02 (М=32), 78% N2 (Л1=28) и 1% Аг (Л1 = 40).
Понятие относительной плотности очень полезно при определении,
какой из двух газов легче или тяжелее. Например, требуется опреде-
лить тяжелее или легче воздуха сернистый ангидрид. Молекулярный
вес S02 равен 64; D ==^ = 2,2. Это значит, что SOa в 2,2 раза тяжелее
воздуха.
§ 13. ОБЪЕМНЫЕ ОТНОШЕНИЯ РЕАГИРУЮЩИХ ГАЗОВ
И ГАЗООБРАЗНЫХ ПРОДУКТОВ РЕАКЦИЙ
В 1805 г. Гей-Люссак сделал важное открытие, состоящее в том,
что 1000 мл кислорода требуют точно 2000 мл водорода для образова-
ния воды, а 1000 мл хлористого водорода соединяются точно с 1000 мл
аммиака. Накопление экспериментальных данных позволило Гей-Л юс-
саку сформулировать закон соединительных объемов:
Объемы газов, реагирующих между собой или образующихся в ре-
зультате реакции, находятся в отношениях небольших целых чисел.
Закон Авогадро легко объясняет полученную закономерность.
Рассмотрим ряд реакций:
Н2 + С12 = 2НС1,
Оа + 2СО = 2С02,
N2 + 3H2 = 2NH3.
Чтобы взятые вещества полностью прореагировали, требуются
соотношения реагирующих молекул 1:1, 1:2, 1:3, что в случае
газов будет равно отношению объемов реагирующих веществ. Посколь-
ку отношения коэффициентов в уравнениях химических реакций обыч-
22

но выражаются небольшими целыми числами, то и отношение объемов
должно следовать этому правилу.
Закон Гей-Люссака удобно использовать в расчетах, касающихся
реакций, протекающих в газовой фазе. В качестве примера рассмотрим
сжигание пропана С3Н8:
С3Н8 + 502 = ЗС02 + 4Н20.
Если необходимо сжечь 300 мл пропана, то требуется 1500 мл
кислорода, а продукты реакции, приведенные к начальным условиям,
займут объемы 900 мл С02 и 1200 мл водяных паров. Вычисления на ос-
нове весовых соотношений оказываются заметно сложнее, так как с
помощью плотности сначала необходимо перейти к весу пропана, а за-
тем по грамм-молекулярным соотношениям найти веса других газов и,
наконец, с использованием их плотностей найти их объемы.
ГЛАВА II
СТРОЕНИЕ АТОМА И ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
§ 1. РАЗВИТИЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ О СТРОЕНИИ АТОМА
Открытия конца XIX и начала XX в. показали, что атомы не не-
делимы, а состоят из более мелких частиц, которые имеют электриче-
ские заряды. Первые указания о сложном строении атома были полу-
чены при изучении процессов прохождения электрического тока через
жидкости и газы. В 1833 г. Фарадей установил, что если наложить раз-
ность потенциалов на пластины, опущенные в расплав или раствор ка-
кой-либо соли; то через него пойдет электрический ток, а на пластинках
будут выделяться вещества, из ионов которых состоит находящаяся в
расплаве или растворе соль. Например, при электролизе расплава
NaCl на пластинах-электродах будут выделяться металлический натрий
и хлор.
Определяя количество электричества, необходимое для выделения
определенного весового количества вещества, и зная вес атома данного
вещества, можно вычислить заряд, переносимый каждым атомом с од-
ной пластины на другую. Было установлено, что атомы в расплавах или
растворах способны переносить не произвольные, а строго определен-
ные порции электричества, кратные наименьшей из них. Это навело
на мысль, что электричество существует в виде отдельных единичных
зарядов, величины которых были определены на основе результатов
исследований прохождения электрического тока через разряженные
газы.
Оказалось, что если наложить разность потенциалов ~10 000 в
на электроды, расположенные на расстоянии 50 см в стеклянной труб-
ке, давление газа в которой ~0,01 ммрт. ст., то стекло трубки начи-
нает светиться слабым зеленоватым светом, возникающим в результа-
те воздействия на стекло лучей, испускаемых катодом (катодные лучи)*
23

Препятствие, помещенное на пути катодных лучей, оставляет на стекле
тень. Вертушка, помещенная на пути катодных лучей, начинает вра-
щаться. Если вблизи трубки располагались пластинки, заряженные
электричеством, то катодные лучи отклонялись в сторону положитель-
но заряженной пластинки. Все это указывало на то, что катодные лу-
чи — поток отрицательно заряженных частиц. Эти частицы получили
название электронов. Заряд электрона оказался наименьшим наблю-
даемым на опыте электрическим зарядом, поэтому он выбран в каче-
стве единицы отрицательного количества электричества. В результате
последующих опытов были получены абсолютные значения заряда и
массы электрона, которые оказались равными: заряд—1,6* 10"19 к
(кулона), масса — 1/1840 массы атома водорода.
Наряду с электронами при прохождении электрического тока че-
рез газы были обнаружены положительно заряженные частицы с мас-
сами, равными массе атомов материала, из которого сделаны электроды.
Их заряд оказался равным или кратным заряду электрона только с
противоположным знаком, т. е. положительным.
Аналогичные частицы были обнаружены при электролизе солей.
Их массы были такие же, как массы атомов, входящих в состав элек-
тролизуемой соли, а электрические заряды равны или кратны заряду
электрона, причем как противоположного, так и одинакового с ним
знака.
Очевидно, эти частицы представляют собой атомы, потерявшие
или присоединившие некоторое число электронов. В результате всей
совокупности исследований стало ясно, что электроны входят в состав
атома.
Теряя электрон, атом приобретает положительный заряд и дви-
гается в электрическом поле к отрицательному электроду. Атом, при-
соединивший электрон, приобретает отрицательный заряд и двигается
в электрическом поле к положительному электроду. Масса электрона
мала по сравнению с массой атома, поэтому при присоединении или
отдаче электрона масса атома практически не изменяется.
Электрически заряженные атомы называются ионами. Положи-
тельно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно
заряженные ионы — анионами.
Внутреннее строение атома было изучено английским физиком
Резерфордом. Он исследовал отклонения, которые испытывали а-ча-
стицы *, пролетая через тонкие пленки металлов. Оказалось, что ос-
новная масса а-частиц пролетала через металлические пластинки,
не изменяя своего первоначального направления, и лишь небольшая
часть их отклонялась на большие углы. Схема опыта Резерфорда
представлена на рис. 1.
Кусочек радия испускает а-частицы во все стороны. Для выделения
узкого пучка а-частицы пропускали через тонкое отверстие в свинцо-
вом блоке, поглощавшем все частицы, летящие в других направлениях.
* Альфа-частица (а-частица) представляет собой атом гелия, лишенный двух
электронов (ядро атома гелия).
24

На пути узкого пучка устанавливали металлические пластинки, на-
пример из золота, толщиной порядка 0,00005 см. Это составляет
примерно 1000 слоев атомов. В этом случае из 100 000 прошедших через
пластинку ос-частиц лишь одна отклонялась на 180°.
Рис. I. Схема опыта Резерфорда:
/ - свинцовый блок; 2 - радий; 3 - пучок а-частиц; 4 - рассеивающее вещество;
5 - проникающий пучок, содержащий большую час1ь а-частиц; 6 - флуорес-
цирующий экран; 7 — немногие отклонившиеся сс-частицы
Для объяснения наблюдаемого явления Резерфорд предложил
планетарную модель строения атома. Согласно этой модели в центре
атома находится очень малое по размерам положительно заряженное
ядро, в котором практически сосредоточена вся масса, а вокруг него
на значительном расстоянии вращаются электроны. Число электро-
нов таково, что атом в целом электронейтрален. Электроны движутся
вокруг ядра подобно планетам в поле притяжения Солнца. Атомное
ядро мало по сравнению с размерами атома, как мало Солнце по срав-
нению с орбитами планет.
При прохождении а-частиц через атомы их отклонения от перво-
начального направления возможны только при столкновении с ядром,
имеющим значительно большую массу, чем а-частица, и одноименный
с ней заряд. При столкновении с электронами а-частица не изменит
направления своего полета, так как она во много раз тяжелее электро-
нов. Размеры ядра малы по сравнению с размерами атома, поэтому ве-
роятность столкновения а-частицы с ядром мала, следовательно, основ-
ная масса а-частиц не должна изменить направления полета, что и на-
блюдал Резерфорд.
Для наглядности представим себе атом, например атом золота,
увеличенный в миллиард раз. При этом диаметр атома окажется рав-
ным 60 см, а размеры ядра будут соответствовать размерам маленькой
песчинки. Для а-частицы, которая при таком увеличении также была
бы мельчайшей песчинкой, атом практически пуст. Опыт Резерфор-
да—это бомбардировка такого атома потоком мельчайших песчинок.
Отклонение какой-либо песчинки от первоначального направления при
прохождении через атом может возникнуть только в результате ее
столкновения с другой песчинкой, являющейся ядром атома.
25

В 1913 г. датский физик Нильс Бор сделал следующий шаг в изу-
чении строения атома, создав теорию расположения электронов в атоме.
Согласно теории Бора, электроны вращаются вокруг ядра по опреде-
ленным орбитам. Чем ближе к ядру вращается электрон, тем меньшую
энергию он цмеет. Чем дальше от ядра вращается электрон, тем боль-
шую энергию он имеет.
Орбиты, на которых находятся электроны, имеющие одинаковую
энергию, образуют один энергетический уровень. На ближайшем к яд-
ру энергетическом уровне электрон буден иметь минимальную энер-
гию, на наиболее удаленном — максимальную.
При переходе электрона с более удаленного уровня на более близ-
кий к ядру его энергия уменьшается. При этом атом испускает порцию
(квант) света — фотон, энергия которого равна изменению энергии
электрона в атоме. При облучении светом атом может поглотить фотон
определенной энергии. При этом один из электронов перейдет на более
удаленный от ядра энергетический уровень. Энергия фотона обратно
пропорциональна длине световой волны. Чем большую энергию имеет
фотон, тем короче длина волны испускаемого света.
Теория Бора легко объяснила явление испускания и поглощения
света атомами различных элементов. Известно, что атомы способны
испускать или поглощать свет только строго определенных длин волн.
Например, при введении в пламя газовой горелки нескольких крис-
талликов поваренной соли или ее раствора пламя окрасится в желтый
цвет. Источником желтого свечения являются атомы натрия, которые
образовались при повышенной температуре. Присутствие атомов
натрия в пламени можно установить по характерному поглощению
атомами определенной длины волны, которая в точности равна длине
волны, испускаемой атомом натрия при излучении.
Согласно теории Бора способность атомов к испусканию или по-
глощению света строго определенных длин волн связана со скачко-
образным изменением энергии электронов при переходе с одного энерге-
тического уровня на другой.
§ 2. РАСПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОНОВ ПО ЭНЕРГЕТИЧЕСКИМ УРОВНЯМ
Значение теории, созданной Бором, выходило далеко за пределы
объяснения лишь спектральных свойств атома. Разработав принципы
построения электронных оболочек атомов, Бор нашел ключ к объясне-
нию периодичности химических свойств элементов, к физическому
смыслу таблицы Д. И. Менделеева. В этом состоит основной вклад
в химию атомной теории начала XX столетия.
В последующие годы в связи с новыми экспериментальными фак-
тами по дифракции электронов некоторые положения теории Бора
пришлось переосмыслить, видоизменить или дополнить. Наиболее
существенным нововведением явилось понятие об электронном облаке,
которое пришло на смену понятия об электроне как частице.
26

Согласно новейшим представлениям электроны, непрерывно дви-
гаясь в поле ядра, образуют так называемое электронное облако, а
орбиты вращения электронов, понятие о которых было введено Бором,
есть не что иное, как те места в пространстве, в которых чаще всего
находятся электроны. Таким образом, каждый электрон вращается не
точно по орбите, а по некоторому объему пространства, для которого
орбита является как бы центральной линией. Тем не менее в дальней-
шем мы будем пользоваться понятием орбиты, не забывая о том, что
каждый электрон является как бы «размазаным» по некоторому объему
пространства.
Располагаясь на различных расстояниях от атомного ядра, элек-
троны образуют электронные слои или электронные оболочки. Электрон-
ные оболочки нумеруют, начиная от самой близкой к ядру: 1,2,3... п.
Число, обозначающее номер оболочки, называется глазным квантовым
числом. С главным квантовым числом непосредственно связана энергия
электронов, находящихся на данной оболочке, или занимающих данный
энергетический уровень. Чем меньше число п, тем меньше энергия
электронов, чем больше п — тем больше энергия.
Так как при образовании молекул из атомов поведение электронов
с различной энергией различно, то интересно знать энергетические
характеристики электронов в атоме.
Одним из наиболее важных результатов теории Бора является
формула 2п2, представляющая собой максимальное число электронов,
находящихся на оболочке номера п. В процессе заполнения, например
при движении вдоль периода, оболочка может содержать различное
число электронов, но оно никогда не превышает величины 2/г2.
Если на энергетическом уровне п находятся 2п2 электронов, то
говорят о завершенном, заполненном уровне. Обычно такие уровни
энергетически устойчивы и для того, чтобы изменить число имеющихся
на них электронов, необходимо затратить большее количество энергии
по сравнению с энергией, необходимой для изменения числа электронов
на незавершенных уровнях.
Для самого последнего энергетического уровня число электронов,
образующих энергетически устойчивый уровень, равно не 2 я2, а 8 эле-
ктронам (исключением является первый уровень, для которого завер-
шенным уровнем является уровень с максимально возможным числом
электронов, равным 2). До настоящего времени считалось, что атомы,
на внешнем энергетическом уровне которых расположено 8 электронов,
не встулают в химические реакции (например, атомы инертных газов).
В последние годы получены соединения некоторых инертных газов с кисло-
родом и фтором, например Хе03, XeF2, XeF4. Получение таких соединений невозможно
объяснить с точки зрения полной химической инертности внешнего восьмиэлектрон-
ного энергетического уровня. Поэтому более точно следует говорить о том, что атомы,
на внешнем энергетическом уровне которых расположены 8 электронов, с трудом
вступают в химические реакции.
Рассмотрим теперь более подробно строение отдельно взятой элек-
тронной оболочки номера п. Оказывается, что энергия находящихся на
ней электронов различна и поэтому, начиная со значения главного
27

квантового числа я=2, энергетические уровни расщепляются на под-
уровни энергии. Число таких подуровней равно самому значению глав-
ного квантового числа я, поэтому понятно, почему уровень энергии
с я=1 не расщепляется на подуровни.
Энергетические подуровни соответствуют электронным орбитам.
Каждая орбита не может содержать более двух электронов (принцип
Паули). Это положение дает возможность понять происхождение фор-
мулы 2/га, хотя мы не приводим здесь ее полного вывода. Максимальное
число электронов получается, если учесть, что /г-ный уровень энергии
расщеплен на п видов подуровней, общее число которых равно па.
Орбиты принято обозначать буквами s, /?, d, /, g в порядке их
удаления от ядра. В табл. 1 показано, как главное квантовое число
связано с максимальным числом электронов для первых четырех обо-
лочек.
Таблица I
Главное квантовое число, типы орбит и число электронов для
заполненных электронных оболочек
Главное кван-
товое число п
1
2
3
4
Число под-
уровней энер-
гии, равное
п
1
2
3
4
Орбиты
ь
S, Р
s, л, d
s, P, d, f
Число орбит, равное
1 (одна s)
4 (одна s, три р)
9 (одна s, три р,
пять d)
16 (одна s, три р,
пять df семь f)
Максималь-
ное число
электронов,
равное 2л*
2
8
18
32
Таким образом, для характеристики электронов в атоме необходи-
мо задать главное квантовое число, указывающее принадлежность элек-
трона к определенной электронной оболочке, и тип орбиты, по которой
происходит движение его около ядра.
S-opduma
р- орд и ты
Рис. 2. Формы s- и р-орбит
Необходимо отметить, что электронное облако различных орбит
имеет различные формы. Облако s-орбиты имеет форму шара и, сле-
довательно, не обладает направленностью в пространстве. Форма
28

/7-орбит имеет явную пространственную направленность, так как элект-
ронное облако в этом случае имеет форму объемной восьмерки. Обла-
ка всех трех /7-орбит взаимно перпендикулярны, поэтому для простоты
считают, что они направлены вдоль осей пространственных координат
и называют их орбитами рХУ ру и pz (рис. 2). Направленность р-орбит
в пространстве весьма существенна с точки прения структуры обра-
зующейся молекулы. Поэтому можно ожидать, что если атом образует
химические связи с участием /7-орбит, углы между такими связями
должны быть близки к 90°. Более подробно эти вопросы рассмотре-
ны в § 7.
Следующие орбиты типа d, fy h и т. д. имеют более сложные кон*
фигурации и здесь не рассматриваются. После обсуждения числа и
форм наиболее простых орбит перейдем к порядку их заполнения. В со-
гласии с общими принципами каждый электрон в атоме стремится за-
нять свободную орбиту с наиболее низкой энергией. Таким образом
при переходе от одного элемента к другому электроны будут постепенно
заполнять орбиты и оболочки в порядке возрастания их энергии. На
основании экспериментальных данных установлено, что для различных
орбит в многоэлектронных нейтральных атомах энергия возрастает
в такой последовательности: Is, 2s, 2/7, 3s, 3/?, 4s, 3d, 4/7, 5s, 4d, 5/?, 6s,
4/. Графически это изображено на рис. 3.
Рис. 3. Энергетические уровни орбит
Обычно расстояние между соседними подуровнями значительно
меньше, чем между уровнями энергии. Однако с увеличением главного
квантового числа увеличивается число орбит, объединенных в данную
электронную оболочку, поэтому возможны случаи, когда, например,
электрон, находящийся на d-орбите оболочки с главным квантовым чис-
лом 3, будет иметь энергию больше, чем электрон, находящийся на
s-орбите оболочки с главным квантовым числом 4. Практически это
осуществляется на примере элементов четвертого периода.
Оболочка 4s заполняется в первых двух элементах периода, калии
и кальции, а в атоме скандия следующий электрон размещается на
Зб!-орбите. Далее Зй-орбиты постепенно заполняются при переходе от
одного элемента к другому показываются завершенными у атома меди.
Заполнение орбит, обладающих одинаковой энергией, несколько
своеобразно. Рассмотрим, например, заполнение трех/7-орбит. Первый
29

электрон может попасть на орбиту рх> или ру1 или рг, что не имеет
никакого значения, так как их энергии одинаковы. Следующий элек-
трон попадает на другую ^-орбиту и третий электрон попадает на ор-
биту, на которой еще нет электрона. Таким образом, на каждой /?-ор-
бите имеется по одному электрону. Последующие электроны так же
будут располагаться на р-орбитах, образуя на каждой из них пару
электронов (максимально возможное число электронов на одной орби-
те). Порядок заполнения трех р-орбит схематически показан на рис. 4.
Рис. 4. Порядок заполне-
ния трех р-орбит
Используя вышеизложенные правила заполнения электронных
уровней, можно написать квантовые числа для всех электронов в атоме,
т. е. написать электронную конфигурацию. Запись производится сле-
дующим образом: если электрон находится на первом, считая от ядра,
энергетическом уровне и занимает орбиту типа s, то его обозначают как
Is; если электрон расположен на втором энергетическом уровне и за-
нимает орбиту типа р, то его обозначают как 2 р. Если количество
электронов на данной орбите больше одного, то их число обозначают
цифрой справа вверху над буквой типа орбиты. Например, обозначе-
ние 3 р4 означает, что четыре электрона находятся на третьем энерге-
тическом уровне и все они занимают орбиты типа р.
Запишем электронные конфигурации атомов, расположенных в
30

первом и втором периодах периодической системы, а также атомов
хрома и железа:
Н Is
Не Is2
Li Is2
Be Is2
В Is2
С Is2
N Is2
0 Is2
F Is2
Ne Is2
Cr Is2
Fe Is2
2s
2s2
2s2
2s2
2s2
2s2
2s2
2s2
2s2
2s2
2p
2p%
2p3
2p<
2pb
2p*
2pe
2p«
3s2
3s2
3pe
3/>e
3d*
3de
4s
4s»
§ 3. СТРОЕНИЕ ЯДРА АТОМА
Опыты Резерфорда по рассеянию а-частиц, описанные в § 1,
позволили дать не только качественные представления о строении
атома, но также и количественно оценить некоторые отличительные
особенности ядра. В частности, из опытов следовало, что размеры ядра
близки к 10~12 см. Поскольку размеры атома составляют 10~8 см, то
ядро занимает лишь десятимиллиардную долю процента всего объема
атома. Кроме этого, Резерфорд доказал, что его метод можно применить
для определения заряда ядер. Первые такие опыты были не очень точ-
ными, но и они уже показали, что различные элементы имеют различ-
ные заряды ядер. В дальнейшем метод был настолько усовершенство-
ван, что его можно было применять для точного определения заряда
ядер. Характеристики частиц, входящих в состав атомных ядер, при-
ведены в табл. 2.
Таблица 2
Частицы, входящие в состав ядра
Частица
Протон
Нейтрон
Масса
1,0078
1,0090
Заряд
+i
0
Символ
lP\ H+
о"1
Количество
Равно атомному номе-
ру Z
Равно разности атом-
ной массы и атом-
ного номера, А — Z
Малые размеры атомного ядра являются одной из важнейших его
особенностей и приводят к следующим существенным выводам. Состо-
яние, в котором находятся составляющие ядро частицы, протоны и
31

нейтроны, определенно является одной из наиболее уплотненных
форм материи. Ничтожные расстояния, которые разделяют протоны
в ядре, вызывают очень сильное электростатическое отталкивание.
Такое отталкивание должно было бы привести к крайней неустойчиво-
сти ядер, в то время как опыты, проведенные с атомными ядрами,
свидетельствуют об их высокой стабильности. Чтобы ликвидировать
такое противоречие, было введено представление об ядерных силах,
как причине устойчивости ядер. Очевидно, что ядерные силы должны
обладать такой величиной, чтобы образовать стабильные атомные яд-
ра, преодолев электростатическое отталкивание. В настоящее время
физики накопили довольно подробную информацию о свойствах атом-
ных ядер. Однако строение ядра в деталях остается неизвестным, так
же как не выяснена еще природа ядерных сил.
Представление о величине ядерных сил могут дать количества
энергий, выделяемые при ядерных превращениях (см. примеры 1 и 2,
гл. I, §8).
При определенных условиях ядро служит источником некоторых
элементарных частиц, которые не входят в его состав. Примером может
служить испускание ядром электронов е~ ф-радиоактивность) и по-
зитронов е+ (явление, открытое.И. Кюри и Ф. Жолио-Кюри в 1934 г.
и известное под названием искусственная радиоактивность *). Ка-
чественный состав ядра, состоящего из протонов и нейтронов, сохраня-
ется неизменным до и после испускания электронов или позитронов;
изменяются лишь количественные соотношения между протонами и
нейтронами. Этот факт наводит на мысль, что электроны и позитроны
могут быть лишь продуктами взаимных превращений:
нейтрон —► протон и протон —► нейтрон
Ядерные реакции таких превращений, записанные с учетом сохра-
нения массы и заряда, позволяют объяснить появление электронов и
позитронов при радиоактивном распаде:
о/г^^+ё, (1)
>р1 = 0п* + е. (2)
Наибольший интерес представляет собой уравнение (1), согласно
которому ядро после выбрасывания электрона увеличивает свой заряд
на единицу, т. е. перемещается на одну клетку вперед в периодической
системе. Такая особенность р-распада открывает большие перспективы
в синтезе новых элементов. Действительно, если у элемента с поряд-
ковым номером Z, являющегося последним в периодической системе,
можно вызвать р-распад, то это будет эквивалентно образованию нового
элемента с атомным номером Z+1.
Обычно р-распад характерен для тяжелых элементов и почти не
наблюдается у легких. Это объясняется различным строением легких
* Позитроном называется элементарная частица, имеющая те же свойства, что
и электрон за исключением заряда, равного по величине, но противоположного
по знаку.
32

и тяжелых ядер. В начале периодической системы ядра построены так,
что на один протон приходится один нейтрон. Например, ядро азота —
14 состоит из семи протонов и семи нейтронов, ядро кислорода—16 сос-
тоит из восьми протонов и восьми нейтронов. Такие ядра наиболее
устойчивы. С увеличением атомного веса стабильность ядер понижает-
ся, что связано с относительным увеличением количества нейтронов по
сравнению с количеством протонов (ядро урана — 238 состоит из
92 протонов и 146 нейтронов). Вследствие этого уравнение (1) — прев-
ращение нейтронов в протоны — можно рассматривать как тенденцию
атомного ядра к более устойчивому состоянию.
§4. ИЗОТОПЫ
Точными измерениями атомных весов элементов с помощью масс-
спектрометрии было показано, что практически все элементы представ-
ляют собой смеси ядер различного веса.
Атомы, ядра которых содержат одинаковое количество протонов,
но различное количество нейтронов, называются изотопами.
Хотя явление изотопии очень распространено в природе, все-таки
оно не является абсолютным, поскольку такие элементы, как фтор,
натрий, алюминий, не имеют стабильных изотопов. Все же остальные
элементы имеют по несколько изотопов. Максимальное число изотопов,
равное десяти, известно для олова.
Обычно изотопы различных элементов не имеют специальных наз-
ваний. Единственным исключением является водород, изотопы которо-
го имеют специальные химические символы и названия: 1Н1— протий,
XD2— дейтерий, ХТ3— тритий. Это связано с тем, что относительное
отличие масс изотопов для водорода является максимальным.
Широкое применение изотопов, особенно радиоактивных, связано
с методикой меченых атомов. Она основана на том, что химические
свойства изотопов данного элемента практически одинаковы, поскольку
обусловлены зарядом ядра, а не его массой. Радиоактивные изотопы
применяются для изучения перемещения или концентрации элементов
по радиоактивному излучению меченых атомов. Кроме химии и физики
радиоактивные изотопы используются в биологии, медицине и технике.
§5. ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ
Согласно современным представлениям химическим элементом
называют вид атомов, характеризующихся определенным зарядом ядра.
Bee атомы одного и того же химического элемента имеют одинаковый
положительный заряд ядра. Например, атомы элемента хлора имеют
положительный заряд, равный 17, атомы элемента кислорода — поло-
жительный заряд, равный 8.
Каждый элемент отличается от другого количественно порядко-
вым номером и качественно всей совокупностью своих химических и
физических свойств.
2 Пособие по химии
33

Существенным является разграничение понятий элемент и простое
вещество. Если речь идет о кислороде, то этот термин может означать,
с одной стороны, элемент кислород, а с другой — простое вещество,
т. е. газообразный кислород 02. В подобных случаях необходимы спе-
циальные пояснения, чтобы исключить имеющуюся неточность. При-
веденный пример не является исключением, так как аналогичные пояс-
нения нужны, когда мы говорим: натрий, азот, сера и т. д;
Как известно, атомы элементов состоят из электронов, нейтронов
и протонов. Интересно выяснить, какую роль играет каждая из этих
частиц в формировании понятия элемент.
Поскольку химические свойства элемента теснейшим образом
связаны со строением электронной оболочки, то можно было бы ду-
мать, что существенным является число электронов, вращающихся
вокруг ядра. Однако это положение справедливо только для электро-
нейтрального атома, а в общем случае число электронов может быть
переменным. Примером может служить ион водорода Н+, вообще не
имеющий электронов, хотя водород как элемент не утратил своего зна-
чения. В качестве другого примера можно привести атом железа, ко-
торый в зависимости от условий теряет два либо три электрона, прев-
ращаясь в ионы Fe2+ и Fe3+ соответственно. Внешне это сопровождается
исчезновением железа как простого вещества, но как элемент железо
сохраняется. Вообще сохранение элементов характерно для любой хи-
мической реакции * . Из сказанного следует, что число электронов не
является однозначной характеристикой элемента, так как не только
один элемент может иметь переменное число электронов, но и одинако-
вое число электронов может принадлежать различным элементам.
Например, десять электронов, кроме атома неона, имеют ионы 02Г
F", Na+, Mg2+.
Существование нескольких изотопов одного и того же элемента
доказывает, что число нейтронов, как и число электронов, может ме-
няться в пределах одного и того же элемента.
Однозначной характеристикой химического элемента является
только его порядковый номер в периодической системе, равный числу
протонов в ядре. Всякое изменение заряда ядра, т. е. числа протонов,
неизбежно ведет к переходу от одного элемента к другому.
§6. ПРЕВРАЩЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
До открытия Беккерелем в 1896 г. явления радиоактивности в хи-
мии безраздельно господствовала теория Лавуазье о вечности и неиз-
менности химических элементов. Радиоактивные превращения пред-
ставляют собой пример перехода одних химических элементов в дру-
гие. Таково превращение радия:
88Ra22e = 2Не4 + 8CRn222.
* Превращения одного элемента в другой возможны только в ядерных реакциях
(гл. II, § 6),
84

В ядерных реакциях сумма атомных весов (индексы справа ввер-
ху) реагентов и продуктов всегда одинаковы. То же самое относится
и к зарядам ядер (индексы слева).
В 1919 г. Резерфорд впервые осуществил искусственное превра-
щение атома одного элемента в другой. Это было достигнуто бомбарди-
ровкой азота а-частицами, результатом было превращение азота в ки-
слород:
7N14 + 2He4 = 8017 + 1H1.
В 1930 г. Лоуренс создал первый циклотрон, после чего было от-
крыто и изучено множество разнообразных ядерных реакций. В на-
стоящее время специальная часть химии, ядерная химия, занимается
изучением превращения элементов. Искусственным путем получен не
только целый ряд изотопов известных нам элементов, но и большое
число неизвестных ранее элементов, например тритий, изотоп водорода
с массовым числом 3- у. ед. Ядро трития, состоящее из двух нейтронов
и одного протона, неустойчиво и распадается с выделением Р-частицы:
J*=e+2He3.
Особую важность представлял синтез неизвестных ранее элемен-
тов технеция, франция, астата и др., а также всех трансурановых
элементов. Первым из них в 1940 г. был получен нептуний путем
бомбардировки урана-238 ядрами дейтерия:
„U^ + iD'^U^ + ^S
92U23» = £>+e3Np23>.
Следующим из этой серии был плутоний. В настоящее время полу-
чены все элементы с атомными номерами до 104.
§ 7. ОБРАЗОВАНИЕ МОЛЕКУЛ. ВИДЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ
В природе редко можно встретить атомы в свободном состоянии.
Чаще всего они реагируют с другими атомами, образуя огромное число
самых разнообразных соединений. Количество атомов, входящих
в состав молекулы, колеблется от двух в простых молекулах (Н2, С12,
НС1 и т. д.) до нескольких тысяч в молекулах сложных полимерных
веществ. Нередко образование молекул из отдельных атомов сопро-
вождается выделением значительного количества энергии. Причина
устойчивости молекул состоит в том, что между соседними атомами
в молекуле образуется химическая связь.
Химическую связь принято изображать в структурных формулах
черточками — валентными штрихами.
Химические связи характеризуются прежде всего способностью
разрываться и возникать при определенных химических реакциях.
Эти связи могут быть также охарактеризованы и с количественной
точки зрения. Наиболее важными величинами в этом отношении яв-
ляются:
2*
35

1) энергия связи, равная работе, затраченной на разрыв связи
(обычно измеряется в ккал/моль * );
2) длина связи, т. е. расстояние между связанными атомами
(обычно измеряется в ангстремах: 1А = 10~8 см).
Основы учения о химической связи с точки зрения электронных
представлений были заложены в начале нашего века. С тех пор раз-
новидности химических связей, условия их образования и прочность
находятся в центре внимания теоретической химии.
Уже давно было установлено, что в образовании химической связи
между атомами главную роль играют электроны, расположенные на
внешней оболочке и поэтому связанные с ядром наименее прочно; это
так называемые валентные электроны, так как они определяют хими-
ческую индивидуальность того или иного элемента. Строение валент-
ной электронной оболочки атомов является определяющим фактором
при рассмотрении условий образования химической связи. С этой точки
зрения наибольший интерес вызывает валентная оболочка атомов
инертных газов. Химическая неактивность инертных газов по сравне-
нию с остальными элементами восьмой группы периодической системы
является общеизвестной.
Такие факты говорят в пользу исключительной устойчивости ва-
лентной оболочки в инертных газах. Каково же ее строение? Оказы-
вается, что на последнем уровне всех инертных газов находится 8 эле-
ктронов, за исключением гелия, имеющего 2 электрона. Такая простая
закономерность позволила сформулировать положение, которое являет-
ся основным при рассмотрении образования молекул:
Для получения молекулы в ходе химической реакции атомы стре-
мятся к образованию устойчивой восьмиэлектронной (октет) или
двухэлектронной (дублет) оболочки.
Действительно, вокруг атомов, входящих в состав молекул, на
внешнем электронном уровне находится 8 электронов (исключение
составляют атомы, для которых внешним уровнем является первый
уровень; в этом случае очевидно, что устойчивый уровень состоит
из двух электронов).
Естественно, что атомы с небольшим числом электронов на внеш-
нем уровне (один, два, три электрона) будут стремиться отдать их.
При этом обнажится предпоследний, устойчивый восьмиэлектронный
уровень.
Атомы, на внешнем уровне которых число электронов близко к
восьми, стремятся принять недостающие электроны.
Столкновения атомов, имеющих небольшое число электронов на
внешнем уровне, с атомами, на внешнем уровне которых число элек-
тронов близко к 8, сопровождается переходом электронов от одних
атомовк другим и образованием молекулы. В молекуле как атом, от-
давший электроны, так и атом, принявший электроны, имеют устой-
чивую восьмиэлектронную конфигурацию.
* Энергия связи Н—Н, равная 109 ккал/моль, означает, что данное количество
энергии необходимо затратить для диссоциации 2 г молекулярного водорода на атомы
содорода, согласно реакции Н2=2Н.
36

Следует отметить, что двухэлектронная и восьмиэлектронная кон-
фигурации являются наиболее распространенными, но не единствен-
ными способами стабилизации атомов. Известны и другие возможные
случаи, которые будут рассмотрены позже.
Образование устойчивой электронной конфигурации может про-
исходить несколькими способами, поэтому различают несколько видов
химической связи: ионная, ковалентная и донорно-акцепторная. Кроме
этих типов связи существуют другие, не относящиеся непосредственно
к рассмотренным электронным оболочкам: водородная и металличе-
ская связь. Рассмотрим каждый из указанных типов связи отдельно.
Ионная связь
Элементы I и II групп периодической системы непосредственно
соединяются с элементами VI и VII групп. В большинстве случаев
получаются соединения с высокими температурами плавления и кипе-
ния, расплавы которых проводят электрический тдк. Образование
подобных соединений происходит в соответствии с правилами об ус-
тойчивости восьми- или двухэлектронных оболочек. Резкое отличие
в свойствах элементов приводит к тому, что атом металла полностью
теряет свои электроны, а атом неметалла присоединяет их. Образовав-
шиеся в результате такого перераспределения электронов положитель-
но и отрицательно заряженные ионы удерживаются в молекулах сила-
ми электростатического притяжения.
В качестве примера рассмотрим образование молекулы NaCl в га-
зовой фазе. Строение электронной оболочки атомов натрия Is2 2sa
2pe 3s и хлора Is2 2s2 2/?e 3s2 Зръ показывает, что они легко могут быть
превращены в оболочки атомов инертных газов неона Is2 2s2 2р6 и ар-
гона Is2 2s2 2pe 3s2 3/?e соответственно при переходе одного электро-
на от натрия к хлору:
Na°—е~—► Na+,
ci°+i~-*ci-.
Ионы Na+ и СГ образуют молекулу NaCl, притягиваясь друг к
другу силами электростатического притяжения:
Na+ + Cl- — NaCl.
Вещества, образованные ионными молекулам^, при обычных ус-
ловиях являются твердыми телами с высокими температурами плав-
ления и кипения. Например, температура плавления NaCl равна 800°,
а температура кипения 1454°. Это свойство объясняется тем, что моле-
кулы типа NaCl сильно взаимодействуют друг с другом, вследствие
того, что положительно заряженный ион натрия притягивает к себе
отрицательно заряженный ион хлора не только свой, но и других мо-
лекул NaCl.
Такое взаимодействие приводит к тому, что молекулы NaCl су-
ществуют лишь в газе, когда вероятность столкновения между-моле-
37

кулами мала. В твердом веществе не существует отдельных молекул
NaCl , так как силы взаимодействия каждого иона Na+ со всеми ионами
СГ, которые его окружают, одинаковы. Поэтому говорят, что твердое
вещество состоит из ионов Na+ и СР.
Как уже отмечалось, электронная структура атомов инертного газа
является предпочтительной, но не единственной для образования
устойчивых ионов. Такого рода ионы известны для металлов больших
периодов, например Fe2+, Fe3+, Сг2+, CrJ+Zn2+, Ag+, Cu2+ и т. д.
Образование восьмиэлектронной оболочки в этих случаях должно
сопровождаться потерей большого количества электронов и появлением
нестабильных многозарядных положительных ионов, например Fe8+
или Си11+. Поэтому возникают промежуточные электронные конфигу-
рации, оказывающиеся стабильными в подобных случаях.
Ковалентная связь
Механизм дбразования молекул из атомов с одинаковыми тенден-
циями (например, оба атома стремятся отдать или принять электроны)
несколько иной. Образование устойчивой электронной конфигурации
происходит путем обобществления электронов. Рассмотрим несколько
примеров. Атом водорода имеет один электрон. При его столкновении
с другим атомом водорода может образоваться пара электронов, кото-
рая будет вращаться вокруг обоих ядер, создавая устойчивую элек-
тронную конфигурацию каждому из них. Изобразим электроны в виде
точек, тогда схематично реакцию образования молекулы водорода
можно представить следующим образом:
Н- + .Н-+ Н:Н
Электронная конфигурация атома водорода в молекуле водорода
приближается к структуре гелия. Настоящая гелиевая оболочка воз-
никает в анионе Н", существование которого доказано в молекулах
гидридов металлов (LiH, NaH, CaH2 и т. д.).
Если учесть, что электроны атомов водорода, участвующих в об-
разовании химических связей, находятся на ls-орбитах, то можно по-
лучить другое описание ковалентной связи, возникающей в результате
перекрывания электронных облаков, принадлежащих различным ато-
мам водорода:
Заштрихованная область между ядрами имеет повышенную элек-
тронную плотность, которая уменьшает отталкивание между ядрами и
способствует образованию ковалентной связи.
68

Аналогично построена ковалентная связь в молекулах галогенов
VII группы периодической системы, где каждому из атомов не хватает
до октета одного электрона:
:СЬ атом хлора
:Cl:Ci:, или С1—С1 молекула хлора.
Валентный штрих символизирует химическую связь, образован-
ную одной парой электронов.
В VI группе каждому атому недостает двух электронов до октета,
поэтому устойчивая электронная конфигурация достигается образо-
ванием двух ковалентных связей. Примером может служить молекула
S8, имеющая циклическую структуру
Молекула кислорода Оа представляет собой случай необычной
электронной конфигурации. Можно было бы думать, что в молекуле
кислорода образуется двойная связь, как принято в большинстве
учебников химии.
:б::б:, или 0 = 0
На самом деле молекула 02 парамагнитна *, т. е. имеет неспарен-
ные электроны. Количественные измерения показывают, что она обла-
дает двумя неспаренными электронами. В таком случае более правиль-
ной структурой будет следующая:
:6:6:t или 0—6
Однако это тоже не является окончательным ответом, так как
энергия связи в молекуле кислорода значительно превышает энергию
одинарной ковалентной связи О—О, как например, в молекуле перекиси
водорода Н202. Таким образом, правильное изображение электронной
структуры молекулы кислорода пока не имеет однозначного решения.
Атому азота Is2 2s2 2р3 недостает трех электронов до октета, по-
этому устойчивая электронная конфигурация достигается образова-
* По отношению к внешнему магнитному полю различают вещества диамаг-
нитные и парамагнитные. Первые выталкиваются из магнитного поля, вторые втяги-
ваются в него. Большинство органических соединений представляют собой диамаг-
нитные вещества. Парамагнитными оказываются молекулы обычно имеющие нечетное
количество электронов, т. е. имеющие, по крайней мере, один неспаренный электрон.
39

нием одной тройной связи или трех одинарных связей:
Молекула N2, :N: : :N:, или N = N
Молекула NH3, :N:H, или N —H
Тройная связь в молекуле азота является очень прочной (энергия
226 ккал/моль), что обусловливает большую инертность азота в хими-
ческих реакциях. (
Представление о ковалентных связях с учетом типа орбит,- участ-
вующих в образовании химической связи, позволяет делать некоторые
суждения о форме молекул.
Если химическая связь образуется с помощью s-орбит, как напри-
мер в молекуле Н2, то в силу сферической формы s-орбит не существует
никакого преимущественного направления в пространстве для наи-
более эффективного завязывания ковалентных связей. Электронная
плотность в случае р-орбит распределена в пространстве неравномерно,
поэтому появляется некоторое выделенное направление, вдоль которо-
го наиболее вероятно образование ковалентной связи. Для этой цели
рассмотрим электронное строение атомов кислорода и азота:
Атом кислорода Атом азота
Заполнение /?-орбит будет осуществляться в соответствии с рис. 4.
Как видно, двухвалентность атома кислорода и трехвалентность
атома азота обусловлена наличием неспаренных 2/?-электронов. Рас-
смотрим в качестве примера образование молекул Н20 и NH3. Связи
Рис. 5. Направленные валентности в моле-
кулах Н20 и NH3 (упрощенная схема)
Н-—О и Н-—N получаются при взаимодействии ls-орбиты атома водо-
рода с 2/7-орбитами атомов кислорода и азота. Электронные облака
2р-орбит расположены под углами 90° друг к другу (гл. II § 2).
Химическая связь возникает в том направлении, в котором про-
исходит наибольшее перекрывание электронных облаков взаимодей-
40

ствующих атомов. Очевидно, что при перекрывании Is- и 2/7-злектрон-
ных облаков, химические связи должны быть направлены под прямыми
углами друг к другу (рис. 5). Опытные данные не дают точного совпа-
дения с предсказанными величинами для молекул Н20 и NH3, хотя для
случаев H2S и РН3 расхождение заметно уменьшается (табл. 3).
Таблица 3
Экспериментальные данные по валентным углам гидридов V и VI групп
V группа
NH3
РН3
< HNH
< НРН
107°
94°
VI группа
НоО
h;s
< нон
< HSH
105°
92°
Увеличение валентного угла в Н20 и NH3 по сравнению с 90°
объясняют отталкиванием друг от друга атомов водорода. Такое оттал-
кивание в молекулах H2S и РН3 слабее, поэтому валентные углы близ-
ки к 90°.
Из рассмотренного материала можно сделать важный качествен-
ный вывод:
Двухвалентный атом неметалла с двумя валентными р-орбитами
образует изогнутую (угловую) молекулу', а трехвалентный атом с тре-
мя валентными р-орбитами — молекулу пирамидальной формы.
Если образующие молекулу атомы различны, то электронные пары
могут быть смещены к какому-либо атому. Например, при образова-
нии молекулы НС1 из водорода и хлора электронная пара значительно
смещена к атому хлора:
Н- + .С1:-н>Н:С1:
Смещение электронной пары вызывает несимметричное распре-
деление положительного и отрицательного зарядов внутри молекулы:
на одном конце молекулы преобладает положительный заряд, на дру-
гом — отрицательный. Молекулы с несимметричным распределением
заряда называются полярными.
Ионную связь также можно рассматривать как крайний случай
ковалентной связи, когда электронная пара полностью перешла в поль-
зование одного из атомов, например
Na- + .Cl:-^[Na]+[:Ci:]-
Отсюда видно, что ковалентный тип связи является более общим.
Вследствие того, что взаимодействие друг с другом молекул с ковалент-
ными связями мало, вещества, образованные такими молекулами,
имеют низкие температуры плавления и кипения. При обычных
условиях эти вещества газообразны. Например, свободный хлор,
в молекуле которого между атомами существует ковалентная связь,
газообразен. Температура плавления хлора равна —ЮГ, а темпера-
тура кипения —34°.
41

Вещества, образованные полярными молекулами, по своим фи-
зическим свойствам занимают промежуточные положения между ве-
ществами, в молекулах которых имеется только ионная связь, и ве-
ществами, в молекулах которых обобществленные пары электронов
принадлежат в равной степени обоим атомам.
Если в состав молекулы входят не 2, а большее число атомов, то
связь между ними может быть различной, т. е. между одними парами
атомов связь может быть ковалентного типа, между другими — ионного
типа. Например, в молекуле KN03 связь между атомами азота и кисло-
рода близка к ковалентному типу, в то время как связь между атомом
калия и группой N0^ близка к ионному типу. Что это действительно
так, следует из диссоциации KN03 в растворе на ионы К+ и N03~.
Известно, что силы, вызывающие электролитическую диссоциацию,
действуют лишь на ионные связи, находящиеся в молекуле. Следует
отметить, что именно поэтому не наблюдается электролитическая дис-
социация группы NOj, а также таких молекул, как 03, N2, H2 и т. д.
Донорно-акцепторная связь
Особый вид связи образуется между атомами, когда один из них
(донор) имеет пару электронов, не участвующую в химической связи,
а другой (акцептор) имеет свободную орбиту, на которую может быть
принята эта электронная пара. В этом случае возникает обычная ко-
валентная связь, которую по способу ее образования принято назы-
вать донор но-акцептор ной. Способность к отдаче пары электронов
(ее называют неподеленной парой электронов) возникает у атомов с
большим количеством электронов, но образующих малое количество
ковалентных связей. Для II периода такая возможность имеется у
трехвалентного азота (одна неподеленная пара), двухвалентного кис-
лорода (две неподеленных пары) и одновалентного фтора (три неподе-
ленных пары). Схематически это можно представить следующим обра-
зом, если электроны, участвующие в образовании связи, формально
обозначить крестиками:
:Nx xOx :Fx
х
Типичным случаем донорно-акцепторного взаимодействия яв-
ляется образование иона аммония, протекающее по следующей схеме:
Н
H+ + :N:H
Н
Н
H:N:H
Н
В образовании связи участвует неподеленная пара атома азота в
молекуле аммиака :NH3 и свободная ls-орбита атома водорода. Полу-
чившийся ион аммония имеет две важные особенности.
1. Образовавшаяся донорно-акцепторная связь целиком экви-
валентна трем прежним ковалентным связям. Эта эквивалентность
42

всех четырех связей NH следует из структуры иона NHJ, имеющего
форму тетраэдра, характерного для молекулы метана СН4.
2. Положительный заряд, принесенный протоном, сообщается
всему иону аммония, в целом, т. е. распределяется по всем пяти ато-
мам, входящим в состав иона.
Аналогичным путем образуется ион гидроксония из молекулы воды
и иона Н+, который никогда не существует в свободном состоянии:
Н+ + Н:6:Н-»ГН:б:Н1 +
Такой ион гидроксония присутствует во всех водных растьорах
кислот, хотя для простоты в написании сохраняется символ Н+.
Водородная связь
Сравнение температур плавления и кипения гидридов V, VI и
VII групп показывает, что для HF, Н20 и NH3 эаи характеристики ока-
зываются намного выше по сравнению с предполагаемыми. Например,
можно думать, что Н20 будет плавиться и кипеть при температурах
более низких, чем H2S. Из экспериментальных данных следует обрат-
ный порядок (рис. 6). Фтористый водород и аммиак дают аналогичные,
Рис. 6. Температуры кипения гидридов неме-
таллических элементов. Аномальное поведение
заметно для воды, фтористого водорода и аммиака
но несколько меньшие отклонения. Объяснение подобных аномалий
было дано с помощью понятия водородной связи.
Водородная связь — это специфическая химическая связь, го-
раздо более слабая, чем ионная или ковалентная, но более сильная,
чем обычные межмолекулярные взаимодействия. Энергия водородных
связей составляет 3—5 ккал/моль, в то время как прочность ковалент-
ных связей оценивается десятками и сотнями килокалорий на грамм-
моль.
Рассмотрим образование водородной связи между двумя моле-
кулами воды. Связи ОН в Н20 имеют заметный полярный характер
с избытком отрицательного заряда на атоме кислорода. Атом водорода
приобретает небольшой положительный заряд и может взаимодейство-
43

Возникающая водородная связь обозначается пунктиром в отли-
чие от обычных химических связей:
Взаимодействие между молекулами воды оказывается столь проч-
ным, что даже в водяном паре присутствуют комплексы состава (Н20)2,
(Н20)3 и т. д. В растворах могут возникать длинные цепи вида
В пределе каждая молекула воды, как видно, может образовать
4 водородные связи.
В щородные связи оказываются достаточно прочными также для
фтористого водорода, в результате чего HF в газообразном состоянии
в значительной мере полимеризован, образуя частицы состава
(HF)„(n = 2, 3, 4, 5, 6).
Молекулы органических соединений, содержащие группы РН, С=0,
NH2, также ассоциированы вследствие образования водородных
связей. Типичные случаи ассоциации наблюдаются для спиртов, орга-
нических кислот, а также двойных смесей: амин+спирт, амин+кислота,
спирт+кислота.
Водородные связи могут возникать как между различными моле-
кулами, так и внутри одной молекулы, если в этой молекуле
имеются группы с донорной и акцепторной способностями. Внутримо-
лекулярные водородные связи играют основную роль в образовании
пептидных цепей, которые определяют строение белков.
44
Однако поскольку атом кислорода имеет две неподеленные пары,
могут возникать более сложные образования
Еать с неподеленными парами атома кислорода в молекуле воды

Металлическая связь
Большинство металлов обладает рядом свойств, имеющих общий
характер и отличающихся от свойств других простых или сложных сое-
динений. Такими свойствами являются сравнительно высокие темпе-
ратуры плавления, способность к отражению света, высокая тепло-
и электропроводность, способность к прокатыванию. Эти особенности
объясняются существованием в металлах особого вида связи — ме-
таллической.
В соответствии с положением в периодической системе атомы ме-
таллов имеют небольшое число валентных электронов и много незапол-
ненных орбит. Кроме того, валентные электроны достаточно слабо свя-
заны со своими ядрами и поэтому обладают большой свободой пере-
мещения в кристаллической решетке металла. Следовательно общая
картина металлического состояния может быть представлена в сле-
дующем виде. Узлы кристаллической решетки металла заняты как
отдельными атомами, так и ионами, между которыми сравнительно сво-
бодно перемещаются электроны, называемые иногда электронным га-
зом. Поскольку валентные электроны распределены в кристалле ме-
талла почти равномерно, невозможно говорить о какой-либо направ-
ленности металлических связей. В этом состоит их важное отличие от
ковалентных связей, которые имеют строгую направленность в про-
странстве. Металлическая связь отличается от ковалентной также и
своей прочностью: ее энергия в 3—4 раза меньше энергии ковалент-
ной связи. Существование подвижных электронов в кристалле ме-
таллов объясняет их многие характерные особенности (электропровод-
ность, теплопроводность).
Таким образом, металлическую связь можно определить как раз-
новидность ненаправленной ковалентной химической связи, когда
атомы имеют мало валентных электронов, много свободных орбит, а
валентные электроны слабо удерживаются ядром.
§8. ПРИРОДА ОДИНАРНОЙ, ДВОЙНОЙ И ТРОЙНОЙ УГЛЕРОД-УГЛЕРОДНОЙ
связи
Атом углерода является единственным атомом периодической
системы, который в состоянии максимальной валентности не имеет
неподеленных пар и свободных орбит. Специфические свойства атома
углерода состоят в способности образовывать практически бесконеч-
ные цепи. Кроме того, между атомами углерода кроме обычной связи
могут образовываться связи повышенной кратности, двойная и трой-
ная.
Сопоставление энергий углерод-углеродных связей (табл. 4)
указывает на то, что двойная связь по энергии не является вдвое более
прочной, чем одинарная. Энергия тройной связи также не является ут-
роенной энергией одинарной связи. Такие данные наводят на мысль, что
две связи в двойной и три связи в тройной связи не являются равно-
45

ценными, хотя в структурных формулах изображаются валентными
штрихами одинаковой длины. Расположение заместителей^ вокруг ато-
ма углерода, образующего соответственно одинарные, двойные и трой-
ные связи, резко отличается друг от друга:
Одинарные связи атома углерода направлены к вершинам те-
траэдра, в центре которого находится сам атом углерода. Если атомы
углерода в молекуле вещества соединены двойной связью, то образуется
система, в которой все шесть атомов, т. е. два атома углерода и четыре
заместителя, лежат в одной плоскости. Тройная углерод-углеродная
связь образует линейную систему валентностей.
Таблица 4
Энергия и межатомные расстояния углерод-углеродных
связей
Связь
1 II III
Межатомные расстояния, А
1,54
1,35
1,21
Энергия связи,
ккал/моль
82,6
145,8
199,6
Электронная структура молекул этана и этилена может быть
представлена следующим образом (рис. 7).
б-связь it-с Вязь
Рис. 7. Схематическое изображение строения молекул этана и этилена
Каждый атом углерода в молекуле С2Нб имеет тетраэдрическое на-
правление валентностей, в результате чего только четыре атома из
восьми могут находиться в одной плоскости.
В молекуле этилена атом углерода образует три связи, которые
лежат в одной плоскости и по своей природе сходны со связями, об-
разуемыми в этане. Такие связи называют а-связями. Четвертый ва-
лентный электрон каждого атома углерода, который не принимал
участия в а-связи, находится на р-орбите, которая перпендикулярна
плоскости молекулы этилена. Перекрывание электронных облаков,
46

ие столь сильное, как в предыдущем случае, приводит к образованию
второй ковалентной углерод-углеродной связи, называемой я-связью.
При таком строении молекулы этилена понятно, что энергия л-связи
меньше, чем энергия а-связи; это видно также по суммарным энер-
гиям одинарной С — С и двойной С=С связей. Менее прочная я-связь,
видимо, будет разрываться легче, что и объясняет реакции присоеди-
нения по двойной связи.
В образовании тройной связи С=С принимает участие одна а-связь
и две я-связи. Поскольку я-связи образуются при помощи р-электро-
нов, то плоскости обеих я-связей должны быть перпендикулярны:
§ 9. МОЛЕКУЛЯРНЫЕ, АТОМНЫЕ, ИОННЫЕ И МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ
КРИСТАЛЛИЧЕСКИЕ РЕШЕТКИ
Твердое вещество является единственным агрегатным состоянием,
для которого можно ожидать какое-либо правильное расположение ча-
стиц, составляющих данное вещество. Движение частиц, образующих
твердое тело, не исчезает целиком, аг приобретает характер неболь-
ших колебаний относительно положения равновесия. Большинство
твердых тел имеет правильное кристаллическое строение, которое
характеризуется тем, что атом или группа атомов, составляющих
элементарную ячейку кристалла, периодически многократно повторя-
ется в пространстве. Твердые тела, не имеющие регулярного располо-
жения частиц, называются аморфными.
Совокупность точек пространства, в которых находятся частицы,
образующие кристалл, называется кристаллической решеткой, кото-
рая служит геометрическим выражением внутренней структуры кри-
сталла. Точки, в которых расположены частицы, называются узлами
решетки. В общем случае имеется тесное соответствие между типом
кристаллической решетки и видом химической связи в молекулах ве-
ществ, из которых построен кристалл. Различают четыре вида решеток:
молекулярные, атомные, ионные и металлические.
Молекулярные решетки характеризуются тем, что в их узлах на-
ходятся отдельные молекулы. Обычно такие молекулы построены из
ковалентных связей, имеющих иногда полярный характер. Примером
решетки такого вида является кристаллический иод. В узлах этой ре-
шетки находятся двухатомныевмолекулы 12, в которых атомы иода рас-
положены на расстоянии 2,70А, а минимальное расстояние между ато-
мами иода, принадлежащими разным молекулам, составляет 3,54 А.
Большинство органических соединений кристаллизуется в молекуляр-
47

ные решетки. Конечно, характер самих молекул может сильно ме-
няться, начиная от простейших, как СН4, С0Нб и CeHiaOG и кончая та-
кими сложными молекулами, как белки.
Атомная решетка в качестве структурной единицы имеет атом.
Эти атомы могут быть независимы друг от друга либо связаны ковалент-
ными связями. В первом случае это кристаллические решетки Ne, Аг,
Кг и т. д., во втором — это решетки некоторых простых веществ, та-
ких как алмаз или графит.
Для соединений, построенных по ионному типу, характерны ион-
ные решетки, в узлах которых расположены ионы противоположного
заряда. К таким веществам относятся почти все соли, многие окислы
и еще некоторые соединения.
Типичным примером ионной решетки может служить решетка
хлористого натрия (рис. 8). Элементарная ячейка такой решетки имеет
Рис. 8. Кристаллическая решетка поваренной соли
форму куба, где каждый из ионов окружен шестью ионами противо-
положного заряда. Такая особенность ионной решетки приводит к
важному следствию, имеющему общий характер: в кристаллах ионных
веществ не существует изолированных молекул. Существование от-
дельных молекул типа КС1, LiBr или Nal можно ожидать только в га-
зовой фазе при высоких температурах.
Металлическая химическая связь определяет особый вид кристал-
лической решетки — решетки металлов. В узлах такой решетки на-
ходятся положительные ионы и атомы, окруженные электронами, спо-
собными легко перемещаться по всему кристаллу металла. Поскольку
металлические связи не имеют направленного характера, неудивитель-
но, что многие металлы можно легко деформировать, не разрушая их
кристаллической структуры. Такое явление неизвестно для решеток,
рассмотренных ранее. Под действием нагрузки одна плоскость кри-
сталлической решетки может скользить по другой, но при этом электро-
ны еще могут сохранить связь между двумя плоскостями. Введение
некоторых добавок, способных образовывать ковалентные связи с ато-
мами металла, приводит к тому, что отдельные кристаллические слои
утрачивают подвижность друг относительно друга. Выбор соответству-
ющих добавок может приводить к получению сверхпрочных спла-
вов.
48

§ 10. ВАЛЕНТНОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ
Понятие валентности было введено в 1853 г., когда Франкленд,
изучая реакции некоторых органических соединений, заметил, что
один атом данного химического элемента может соединяться с опре-
деленным числом атомов другого. В дальнейшем способность атома
элемента присоединять или замещать в молекулах различных соединений
определенное число атомов других элементов получило название валент-
ности. В качестве единицы валентности был выбран атом водорода.
Поэтому валентность элемента определяется как число, показывающее,
сколько атомов водорода присоединяет или замещает атом данного эле-
мента.
Например, атом хлора соединяется с одним атомом водорода,
образуя НС1. В этом соединении хлор одновалентен, так как он соеди-
нен с одним атомом водорода. Атом натрия реагирует с молекулой НС1
и замещает атом водорода с образованием соли NaCl. Натрий однова-
лентен, так как он заместил один атом водорода. Атом алюминия реа-
гирует с тремя молекулами НС1, образуя соль А1С13. Алюминий трех-
валентен в А1С13, так как он заместил 3 атома водорода (по одному в
каждой молекуле НС1). Кислород во всех соединениях проявляет ва-
лентность, равную двум. Это дает возможность определять валент-
ность тех элементов, которые не дают соединений с водородом, но легко
соединяются с кислородом; например, CaO, A1203, Fe203 и т. д. В этих
соединениях Са имеет валентность, равную двум, а А1 и Fe, равную 3.
Отсюда видно, что валентность элемента можно определять по формуле
соединения с элементом, валентность которого известна.
В дальнейшие годы развития химии учение о валентности сильно
обогатилось и видоизменилось. Этому способствовало получение и
изучение новых веществ, а также создание более глубоких представ-
лений о структуре атомов. В частности, все большую важность при-
обретали электронные представления в химии.
Современный этап развития теории валентности начался в 1927 г.,
когда Гайтлер и Лондон на основе квантовой механики впервые дали
удовлетворительное объяснение причины устойчивости молекулы Н2.
В последующие годы развитие теоретической химии смогло достаточ-
но хорошо истолковать многие ранее неясные проблемы учения о ва-
лентности, а в некоторых случаях даже предсказать синтез новых ве-
ществ.
В настоящее время валентность элементов целиком связывается
с перераспределением электронов. Такое перераспределение зависит
от природы взятых элементов и занимает центральное место в понятии
валентность. С другой стороны, валентность может быть охарактери-
зована количественно по числу принятых или отданных элементом
электронов. Рассмотрим оба этих положения.
I. Под валентностью понимается способность атомов, вступая в
химические соединения, отдавать или принимать определенное количе-
ство электронов (электровалентность) или объединять их для образо-
вания электронных пар общих для двух атомов (ковалентность). В та-
49

кой постановке вопроса валентность сводится к рассмотрению основ-
ных типов химических связей, которые были нами обсуждены ранее
(гл. II, §7).
В самом общем виде причина образования молекулы из двух от-
дельных атомов состоит в уменьшении полной энергии при сближе-
нии этих атомов. Современная теория валентности по существу пред-
ставляет собой как раз теорию вычисления энергии молекулы. Ре-
зультаты таких трудоемких вычислений удается иногда обобщить в
более простой форме, которыми являются классические структурные
формулы.
II. Число валентности представляет собой число электронов
атома элемента, участвующих в образовании соединения, и количест-
венно характеризует валентность. Поскольку элементы в свободном сос-
тоянии не соединены с другими элементами, то их число валентности
принято равным нулю. Элементы, приобретающие электроны, имеют
отрицательные числа валентности, а элементы, теряющие их,— поло-
жительные числа валентности. Большинство элементов имеет несколь-
ко чисел валентности, зависящих от частного вида образуемых соеди-
нений. Правила, позволяющие находить числа валентности для из-
вестных элементов, следующие:
1. Элементы I группы периодической системы обычно имеют число
валентности, равное +1; элементы II группы — равное +2, а эле-
менты VII группы — равное —1 (в соединениях бинарного типа, т. е.
состоящих из двух элементов).
2. В ионных соединениях обычно заряд иона равен числу валент-
ности.
3. В ковалентных соединениях число валентности равно числу
электронных пар, которые атом делит с другими атомами. Например,
в молекуле СН4 атом углерода делит с атомами водорода четыре элек-
тронных пары, поэтому его число валентности равно 4. В молекуле
ацетилена из четырех электронных пар одна образует связи С—Н, а
остальные три используются для углерод-углеродных связей, и поэто-
му число валентности атома углерода в ацетилене сохраняется рав-
ным 4.
Элементы подобные углероду, кремнию, азоту, фосфору, сере,
хлору, если они не являются концевыми, имеют обычно положитель-
ные числа валентности.
4. Алгебраическая сумма всех чисел валентности для данной мо-
лекулы должна быть равна нулю.
Обычно говорят о положительной или отрицательной валентности
только в том случае, если электронная пара достаточно сильно сме-
щена к какому-либо атому. Если же смещение мало, то обычно пред-
почитают не говорить о знаке валентности. Для многих углеводородов
СН4. С2Нв и др. не говорят о знаке валентности, т. е., что углерод, на-
пример, имеет положительную или отрицательную валентность, а го-
ворят только о числе единиц валентности, что углерод в этих соедине-
ниях четырехвалентен. Это значит, что атом углерода дал для связи че-
тыре электрона.
50

Знание знака и числа валентности позволяет вычислить валент-
ность элементов в сложных соединениях, состоящих более чем из двух
атомов. Следует заметить, что водород почти во всех соединениях имеет
валентность, равную +1, а кислород — равную —2, поэтому задачу
определения валентности серы в серной кислоте (H2S04) следует ре-
шать следующим образом. Два атома водорода дают +2 единицы ва-
лентности, четыре атома кислорода дают — 2-4=—8 единиц валент-
ности. В целом количество положительных и отрицательных единиц
валентности должно быть равно. Поэтому для серы следует
принять валентность, равную +6. Рассуждая аналогичным образом,
найдем, что сера в H2S03 имеет валентность +4, азот в HN03— ва-
лентность +5, фосфор в Н3Р04— валентность +5, хлор в HC10 — ва-
лентность + 1.
Необходимо отметить, что валентность серы (+6) в H2S04, азота
(+5) в HN03 или фосфора (+5) в Н3Р04не имеет ничего общего с элек-
трическим зарядом, сосредоточенным на том или ином ионе. Такое
описание является целиком формальным и не отвечает сути дела. Ис-
тинные электронные заряды, сосредоточенные на атомах, оказываются
во много раз меньше.
ГЛАВА III
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА
§ 1. ОТКРЫТИЕ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВЫМ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА
Одним из важнейших теоретических положений химии является
периодический закон.
Открытый Д. И. Менделеевым в 1869 г. периодический закон явил-
ся обобщением сведений об известных в то время элементах.
Попытки классифицировать химические элементы имели место и
до Менделеева. Предшественники Менделеева, замечая сходство неко-
торых элементов, объединяли их в отдельные группы (Мейер), отмечали,
что свойства веществ в порядке возрастания атомного веса повторяются
через семь элементов (Ньюлендс), выделяли триады элементов, в кото-
рых свойства среднего элемента являлись средними между свойствами
крайних элементов (Доберейнер). В этих работах не было теоретиче-
ских обобщений, не было найдено причины замеченных изменений
свойств.
Ко времени открытия периодического закона было известно 63 эле-
мента, определены их атомные веса и изучены свойства, а также свой-
ства их соединений.
Менделеев считал, что основным свойством элементов является
их масса или относительные величины масс атомов элементов — атом-
ные веса.
Располагая элементы по возрастанию атомных весов, Менделеев
получил следующий ряд (табл. 5).
51

Таб л и ца 5
Изменение некоторых свойств элементов в связи с изменением
атомных весов
Продолжение
Химические знаки
элементов . . .
Атомные веса
(прибл.) ....
Формулы окислов
Свойства окислов
Mg
24
MgO
0
Al
27
А1203
а
Si
28
Si02
слк
р
31
р2о5
к
S
32
so3
к
С1
35,5
С1207
ск
К
39
к2о
со
Са
40
СаО
со
Примечание: о—основной; к — кислотный; слк —слабокислот-
ный; со—сильноосновной; ск—сильнокислотный; а—амфотерный.
При возрастании весов элементов от Li к F изменяются последова-
тельно свойства от металлических к неметаллическим. Следующий за
фтором элемент натрий по свойствам резко отличается от фтора, но
близок по свойствам к литию. При дальнейшем увеличении атомных
весов происходит последовательное изменение свойств от натрия до
хлора, от металлических к неметаллическим. Следующий за хлором
элемент калий опять резко отличается по свойствам от хлора и близок
к литию и натрию. Менделеев отмечает периодичность в изменении
свойств с возрастанием атомных весов элементов.
Подставляя сходные по свойствам элементы друг под другом,
Менделеев получает следующее расположение элементов (табл. 6).
Таблица 6
Расположение элементов (с учетом периодичности) при возрастании атомных весов
Периоды
1
2
3
1
Li
Na
К
1 Э20
II
Be
Mg
Са
ЭО
Группы элементов
III
В
А1
э2о3
IV
С
Si
эо2
V
N
Р
э2об
VI
О
S
Э03
VII
F
О
Э207
Менделеев назвал элементы, попавшие в один вертикальный ряд,
группой, и внизу каждой группы поставил формулу окисла, свойствен-
ную всем элементам, попавшим в одну группу. Элементы IV, V, VI
и VII групп образуют газообразные соединения с водородом, общие
52
Химические знаки
элементов . . .
Атомные веса
(прибл.) ....
Формулы окислов
Свойства окислов
Li
7
Li20
со
Be
9
BeO
а
В
11
В203
слк
С
12
со2
слк
N
14
NA
ск
О
16
—
"
F
19
—
Na
23
Na20
со

формулы которых также проставлены в периодической таблице
(табл. 7).
Таблица 7
Водородные соединения элементов
Группы
Формулы водород-
ных соединений
IV
СН4
SiH4
эн4
V
NH3
РН3
ЭН3
VI
Н20
H2S
н2э
VII
HF
НС1
НЭ
Периодический закон Менделеев сформулировал следующим об-
разом:
Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений
элементов находятся в периодической зависимости от величины атом*
ных весов элементов.
Над составлением периодической таблицы элементов Менделеев
работал с 1869 по 1905 г. В течение этого времени ученый сталкивается
с рядом трудностей, связанных с тем, что многие элементы еще не от-
крыты и атомные веса многих элементов определены неправильно.
Все эти затруднения были преодолены Менделеевым, глубоко убежден-
ным в существовании периодического закона.
Так, до открытия периодического закона бериллий считали трехвалентным эле-
ментом и его окислу приписывали формулу Ве203, а атомный вес бериллия прини-
мали равным 13,5; бериллию с такой характеристикой места в периодической системе
не находилось. Менделеев решил, что валентность и атомный вес бериллия определе-
лены неправильно, принял его за двухвалентный элемент и поместил во 2-й период
таблицы над сходным по свойствам с ним элементом магнием, а атомный вес исправил
на 9. Позднее исправления, сделанные Менделеевым, были подтверждены экспери-
ментальными данными.
Менделеев приходит к следующим положениям: 1) должны быть
открыты.неизвестные в то время элементы; 2) должны быть исправлены
атомные веса ряда элементов; 3) переход от типичных металлов к ти-
пичным неметаллам не должен быть очень резок.
Менделеев называет неоткрытые элементы: экабор, экаалюминий,
экасилиций, экамарганец. Слово эка в переводе на русский язык оз-
начает одно и то же; таким обозначением Менделеев показал, что эти
элементы должны быть по свойствам близки к уже открытым ранее
элементам: бору, алюминию, кремнию и т. д.
Менделеев очень подробно описывает как физические, так и хими-
ческие свойства этих недостающих элементов, выводя их как среднее
из свойств элементов окружающих неизвестный элемент. Например,
атомный вес экабора он рассчитывает как средний из атомных весов
бора, иттрия, кальция и титана. Удельный вес экабора равен среднему
арифметическому из удельных весов окружающих элементов и т. д.
В качестве примера сопоставим свойства экасилиция, описанные
Менделеевым в 1871 г., со свойствами германия, открытого Винклером
в 1886 г.:
53

Свойства экасилиция
Атомный вес 72
Серый тугоплавкий металл
Удельный вес 5,5
Должен получаться восстановле-
нием окиси водородом
Формула окиси Э02
Удельный вес окиси 4,7
Хлорид ЭС14 жидкость
Удельный вес ЭС14 1,9
Температура кипения ЭС14 ... 90°
свойства германия
Атомный вес . 72,6
Серый тугоплавкий металл
Удельный вес 5,35
Получается восстановлением окиси во-
дородом
Формула окиси Ge02
Удельный вес окиси 4,7
Хлорид GeCl4 жидкость
Удельный вес GeCl4 ... . . 1,887
Температура кипения GeCl4 • . 86°
Совпадение, как видно из приведенных данных, изумительное.
Винклер пишет Менделееву: «Уведомляю Вас о новом триумфе Ва-
шего гениального исследования и свидетельствую Вам свое почтение
и глубокое уважение».
При жизни Менделеева были открыты также элементы: галлий
(экаалюминий) французским химиком Лекок де Буабодраном в 1867 г.,
скандий (экабор) шведским химиком Нильсоном, свойства которых
оказались близкими к предсказанным Менделеевым, и, наконец,
инертные газы: аргон в 1893 г., гелий в 1895г., неон, криптон и ксенон
в 1898 г. Менделеев поместил инертные газы в нулевую группу; таким
образом, был заполнен переход от типичных неметаллов к типичным
металлам. В 1905 г. Менделеев пишет в связи с этим: «По-видимому,
периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только
надстройкой и развитие обещается».
Окончательная таблица, составленная Менделеевым в 1905 г.,
имела IX групп, в числе их одну нулевую, и 7 периодов: 1, 2, 3 —
малые периоды, содержащие по одному ряду, 4, 5, 6 — большие, со-
держащие по два ряда, и 7 — незаконченный период.
В начале каждого периода стоит элемент, обладающий сильно вы-
раженными металлическим свойствами; заканчиваются периоды инерт-
ными газами.
В больших периодах, состоящих из двух рядов (четного к нечетно-
го), переход от ярко выраженных металлических свойств элементов
к неметаллическим совершается медленнее, через большее число эле-
ментов, чем в малых периодах. Большие периоды состоят в основном
из металлов, и лишь в конце нечетного ряда появляются неметаллы.
В пределах каждого большого периода высшая валентность элемента
дважды возрастает. Так, например, у элементов 5 периода происходит
изменение высшей валентности по кислороду от единицы у Rb до семи
у технеция, и вторичное увеличение от единицы у Ag до семи у иода.
В конце каждого четного ряда большого периода находятся три эле-
мента (триада), весьма близких между собой по свойствам: Fe, Co,
Ni; Ru, Rh, Pd; Os, Ir, Pt, связывающие конец четного и начало нечет-
ного ряда большого периода. Эти элементы составляли VIII группу
периодической системы.
Элементы четных рядов больших периодов имеют более ярко вы-
раженный металлический характер, или более слабо выраженный не-
металлический характер, чем элементы того же периода, но нечетного
S4

ряда. Это находит свое отражение в таблице в том, что элементы чет-
ных рядов больших периодов сдвинуты влево в группах, а элементы
с менее выраженным металлическим характером сдвинуты вправо каж-
дой клетки.
Таким образом, металлические свойства наиболее ярко выражены
у элементов, находящихся в левом нижнем углу периодической таб-
лицы, а неметаллические свойства ярче выражены у элементов, за-
нимающих верхний правый угол таблицы. Условная граница, отде-
ляющая металлы от неметаллов, проходит по линии от верхней сред-
ней точки к нижнему правому углу; элементы, расположенные вблизи
этой прямой, характеризуются промежуточными свойствами. Таковы
элементы: бор, кремний, германий, мышьяк, сурьма, теллур и
полоний.
§ 2. ЗАКОН МОЗЛИ И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
В 1913 г. Мозли открыл закон, сущность которого заключалась
в том, что величина зарядов ядер атомов последовательно возрастает от
элемента к элементу на единицу.
Заряд ядра водорода равен 1, гелия 2, лития 3, бериллия 4 и т. д.
Заряд ядра равен порядковому номеру элемента. Порядковый номер
показывает заряд ядра и количество электронов в атоме элемента.
Заряд ядра является основным свойством элементов, обусловливаю-
щим остальные свойства. В связи с открытием закона Мозли закон Мен-
делеева теперь формулируется иначе:
Свойства простых тел, а также свойства соединений элементов
находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома
{порядкового номера).
При составлении таблицы Менделеев поставил аргон перед ка-
лием, кобальт перед никелем, теллур перед иодом вопреки тому, что
атомный вес калия меньше, чем аргона, никеля меньше, чем кобальта,
и иода меньше, чем теллура, хотя такое положение этих элементов
противоречило формулировке периодического закона.
Открытый Мозли закон подтвердил правильность установленного
Менделеевым положения этих элементов в таблице, так как заряд ядра
аргона меньше, чем заряд ядра калия, кобальта — меньше, чем ни-
келя, теллура — меньше, чем иода.
Как указывалось в гл. II § 4, у большинства элементов имеются
изотопы, распространенность их в природе различна. Калий имеет
3 изотопа 39К, 40К и 41К. Соотношение между атомами изотопов калия
в природе следующее: 39К — 7820, 40К— 1, 41К— 580.
Атомный вес калия равен 39,9, так как распространенность в при-
роде у самого легкого изотопа 3*К наибольшая.
И

§3. ЗАПОЛНЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ УРОВНЕЙ АТОМОВ ЭЛЕМЕНТОВ
ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ
Рассмотрим строение атомов в связи с положением элементов в
периодической таблице Менделеева.
В главе II «Строение атома и химическая связь» подробно изла-
гались вопросы, связанные с энергетическим состоянием атома; ука-
зывалось на то, что из всех возможных состояний, электрон переходит
в то, которому соответствует наименьшая энергия. Число электронных
уровней в атоме равно номеру периода, в котором располагается эле-
мент. I {оказано, что наибольшее количество электронов на каждом энер-
гетическом уровне выражается формулой 2/г2, где п — порядковый
номер уровня, начиная счет от ядра атома. Так, максимальное коли-
чество электронов на первом уровне 2-12=2, на втором —2-22=8,
на третьем — 2-32=18, на четвертом — 2-42=32 и т. д.
Число электронов, находящихся на внешнем уровне в атомах
элементов, располагающихся в порядке увеличения порядкового но-
мера, периодически повторяется.
Периодическое изменение свойств элементов с увеличением поряд-
кового номера объясняется периодическим изменением строения их
атомов, а именно числа электронов на их внешних энергетических уров-
нях.
Малые и большие периоды периодической системы
Периоды включают химические элементы, располагающиеся в
порядке увеличения заряда ядра (порядкового номера), с одинаковым
числом электронных уровней в атомах.
Период начинается элементом, в атоме которого на внешнем энер-
гетическом уровне находится один s-электрон (атомы водорода и ще-
лочных металлов), и заканчивается инертным газом, в атоме которого
на внешнем уровне имеется восемь электронов (s2/?6). Исключением
является первый период заканчивающийся гелием, у которого на энер-
гетическом уровне находится два s-электрона.
Водород, занимающий первое место, имеет атом, состоящий из
одного протона и одного s-электрона. Вторым по порядку элементом
является гелий. Заряд ядра атома гелия равен двум, т. е. в два раза
больше, чем заряд ядра атома водорода, а масса атома гелия в четыре
раза больше массы атома водорода. Ядро атома гелия состоит из двух
протонов и двух нейтронов. Положительный заряд двух протонов
нейтрализуется двумя s-электронами.
Водород и гелий — два элемента первого периода таблицы Мен-
делеева. Водород легко взаимодействует с другими веществами, тогда
как для гелия соединения не получены. Атом водорода может отдавать
электрон и превращаться в положительный одновалентный ион Н+,
а также принимать электрон, образуя отрицательно заряженный ион
Н", расположение электронов в котором подобно нейтральному атому
56

гелия:
Отрицательно заряженный ион водорода имеет 2 электрона, как и
нейтральный атом гелия.
Третье место в таблице занимает литий, находящийся во втором
периоде. Заряд ядра атома лития равен 3, ядро состоит из трех прото-
нов и трех нейтронов. Нейтрализующие заряд ядра три электрона рас-
положены на двух уровнях. У всех атомов элементов, стоящих во вто-
ром периоде, электроны расположены на двух уровнях.
В табл. 8 приведено расположение электронов в атомах элементоз
второго периода.
Т абл и ца 8
Расположение электронов в атомах элементов второго периода
Порядковый
номер
3
4
5
6
7
8
9
10
Химический знак
элемента
Li
Be
В
С
N
О
F
Ne
Расположение электронов по
уровням
1 »
2
2
2
2
2
2
2
2
1
! 2
3
4
5
6
7 1
8
! Электронная конфигурация
1 s2 2 s
1 s2 2 s2
1 s2 2 s2 2р
1 s2 2 sa 2 р2
1 s2 2 s2 2 р3
1 s2 2 s2.2 р*
1 s2 2 sa 2 рь
1 s2 2 s2 2 р«
Литий легко отдает 1 электрон и превращается в положительный
ион Li+; бериллий отдает 2 электрона и переходит в Ве2+ и т. д. Эле-
менты литий и бериллий расположены в левой части клетки, а начиная
с бора элементы сдвинуты в правую часть клеток. Этим подчеркива-
ются их металлические и неметаллические свойства.
От лития к кислороду постепенно уменьшается радиус атомов и
потеря электронов затрудняется, т. е. металлические свойства умень-
шаются. Кислород и фтор не проявляют положительной валентности,
так как ввиду малых размеров радиусов притяжение электронов ядром
очень сильно.
Начиная с углерода элементы образуют газообразные соединения
с водородом. Валентность элементов в соединениях с водородом от
углерода к фтору уменьшается от 4 до 1.
В табл. 9 дано расположение электронов в атомах элементов треть-
его периода.
57

Таблица 9
Расположение электронов в атомах элементов третьего периода
Порядковый
номер
11
12
13
14
15
16
17
18
Химический
знак элемента
Na
Mg
Al
Si
P
S
CI
Ar
Расположение электронов по
уровням
1
2
2
2
2
2
2
2
2
2
8
8
8
8
8
8
8
8
3
1
2
3
4
5
6
7
8
Электронная конфигурация
Is2 2s2 2pe 3s
Is2 2s2 2p* 3s2
Is2 2s2 2p* 3s2 3p
Is2 2s2 2pe 3s2 3p2
Is2 2s2 2pe 3s2 3p3
Is2 2s2 2pe 3s2 3p4
Is2 2s2 2рв 3s2 3p*
Is2 2s2 2pe 3s2 3pe
Элементы третьего периода могут отдавать все электроны третьего
уровня от натрия до хлора включительно. Радиусы атомов в третьем
периоде так же, как и во втором, уменьшаются от натрия к хлору, но
радиусы атомов элементов третьего периода соответственно больше
радиусов атомов второго периода.
Отдавая электроны, атомы элементов третьего периода принимают
конфигурацию атома неона.
Натрий, магний и алюминий не проявляют отрицательной валент-
ности; они не образуют летучих водородных соединений. Начиная
с кремния элементы, присоединяя электроны, принимают конфигу-
рацию аргона; для них известны прочные летучие водородные соеди-
нения.
Элементы, стоящие в первых группах системы и имеющие малое
количество электронов на внешних уровнях, легко отдают электроны
и являются типичными металлами. Отдавая электроны, элементы при-
нимают конфигурацию инертного газа предыдущего периода.
Элементы, стоящие в V, VI и VII группах, имеют большое коли-
чество электронов на внешних уровнях, легко принимают электроны,
т. е. проявляют свойства неметаллов. Принимая электроны, элементы
приобретают конфигурацию, инертного газа того периода, в котором
они занимают место.
Четвертый и другие следующие за ним периоды являются боль-
шими периодами и заполнение уровней в них происходит не так просто,
как в первых трех периодах.
В четвертом и пятом периодах между s-электронами внешнего
уровня и р-подуровнем предыдущего уровня происходит «достройка»
d-подуровня, на котором максимально могут разместиться 10 электро-
нов, а это приводит к увеличению в четвертом и пятом периодах числа
элементов до 18.
Четвертый период начинается с калия, у которого, как и у сле-
дующего за ним кальция, заполняется четвертый энергетический уро-
вень. Электронная конфигурация атома калия может быть представ-
лена следующим образом: ls22s22p63s23/?e4s и для атома кальция:
58

ls22sa2pe3s23/?e4s2. Но у следующего за кальцием элемента скандия
начинается достройка третьего, предыдущего уровня энергии, т. е.
формирование Зй-подуровня (ls22s22pe3s23p63d4s2). Эта достройка за-
канчивается у цинка. После цинка вплоть до инертного газа криптона
продолжается заполнение четвертого уровня энергии (4/?-подуровня).
Таким образом, за первым периодом, состоящим из двух элемен-
тов, и двумя малыми периодами, включающими по 8 элементов, сле-
дует четвертый большой период, содержащий 18 элементов. Заполнение
энергетических уровней у последующих 18 элементов (Rb—Хе) пя-
того периода аналогично заполнению у рассмотренных 18 элементов
четвертого периода (К—Кг): после Rb(5s) и Sr(5s2) у десяти элементов
Y(4d5s2) — Cd(4d105s2) заполняется 4^-подуровень, а у элементов, сле-
дующих за кадмием, электроны занимают /?-подуровень пятого уровня,
хотя свободен подуровень 4/.
Из рассмотренного ясно, в чем заключается различие в электрон-
ных конфигурациях атомов элементов главных и побочных подгрупп
периодической системы, так называемых «переходных элементов».
Как уже указывалось, начиная со скандия в четвертом периоде и
с иттрия в пятом периоде идет заполнение электронами предпоследнего
уровня энергии (3 и 4 соответственно). На внешнем уровне энергии
в атомах этих элементов и следующих за ними не больше двух электро-
нов, что определяет металлические свойства. Лишь после заполнения
электронами 3d- и 4й-подуровней (в атомах элементов цинка и кадмия
соответственно) увеличивается количество электронов на последнем
уровне энергии, что обусловливает постепенное усиление неметалли-
ческих свойств.
В шестом и седьмом периодах имеет место «достраивание» не только
d-, но и /-подуровня (более глубокого, третьего от внешнего энергети-
ческого уровня), на котором могут разместиться 14 электронов и, та-
ким образом, происходит удлинение периода до 32 элементов. Так,
у атомов элементов начала шестого периода следующая электронная
конфигурация *: Cs(6s), Ba(6s2), La(5d6s2), а от Ce(4/5s25/?65d6s2) до
Lu : 4/145s25pe5d6s2. Электроны поступают в недостроенный ранее
более глубинный третий уровень энергии на подуровень /. Эти четыр-
надцать редкоземельных элементов с чрезвычайно близкими химиче-
скими свойствами с порядковыми номерами от 58 до 71 выделяют из
таблицы в виде отдельного ряда (семейство лантаноидов). То, что ка-
залось прежде (в период их открытия) исключением, вытекает с не-
обходимой закономерностью из строения атома.
После лютеция от Hf (4s24pe4d104/145s25jt?e5d26s2) до Au(5s25/?e5d106s)
заканчивается заполнение ^-подуровня, а начиная от Hg и кончая Rn
продолжается достройка шестого энергетического уровня. Так завер-
шается шестой период, содержащий 32 элемента.
Заполнение энергетических уровней электронами в атомах эле-
ментов седьмого периода происходит аналогично тому, как это имело
* Далее приведена не полная электронная конфигурация атомов, а рассматри-
ваются только три последних уровня энергии.
59

место в шестом периоде, а именно за 7s элементами (Fr, Ra) начинается
декада Ac(6d7s2), которая прерывается «вклиниванием» 14 актиноидов
от тория Th(6d27s2) долауренсия Lr(5/146s26/?66d7s2). После них возобнов-
ляется заполнение (id-поду ровня, но пока известен лишь один элемент —
курчатовий (2=104). Следовательно, седьмой период не завершен.
Особенности электронных конфигураций атомов актиноидов (об-
разование 5/-подуровня) приводят к тому, что эти элементы, как
и лантаноиды, образуют отдельное семейство, выделяемое из таблицы
в виде отдельного ряда.
Группы и подгруппы периодической системы
Периодически повторяющаяся аналогия в свойствах элементов
и их соединений является следствием периодически повторяющейся
аналогии в строении атомов.
Элементы, стоящие в одном вертикальном столбце, проявляют
сходство в строении атомов и составляют группу. Каждая группа
периодической системы делится на главную и побочную. Это де-
ление основано на различии в заполнении электронами энергети-
ческих уровней. У всех элементов главных подгрупп заполняются или
внешние s-подуровни (I и II группы, эти элементы называются «-эле-
ментами), или внешние р-подуровни (III — VII группы, такие эле-
менты называют ^-элементами). У элементов побочных подгрупп за-
полняется внутренний d-подуровень, это — d-элементы. Символы эле-
ментов, входящих в главные и побочные подгруппы, пишутся со сдви-
гом; этим подчеркивается их различие. И, наконец, особо выделены два
семейства лантаноидов и актиноидов, включающих по 14 элементов,
в атомах которых происходит заполнение /-подуровня — соответст-
венно 4/ и 5/. Эти элементы называют /-элементами.
Таким образом, периодическое изменение свойств, элементов и их
соединений обусловлено периодически повторяющимся строением
электронных уровней их атомов.
В пределах каждой группы свойства элементов главных и побоч-
ных подгрупп заметно отличаются. Но будучи значительным в первой
группе, это различие ослабевает и вновь усиливается в седьмой группе.
Так, если в побочную подгруппу I группы входят весьма неактивные
металлы — медь, серебро, золото, резко отличающиеся по свойствам
от элементов главной подгруппы этой группы — щелочных элементов,
то все элементы III группы сравнительно близки по своим свойствам,
а элементы подгруппы марганца сильно отличаются от галогенов.
Таким образом, рассматривая периодическую систему, можно
сделать выводы:
1. Порядковый номер элемента указывает на заряд ядра и на
количество электронов, окружающих ядро.
2. Номер периода указывает, на скольких энергетических уров-
нях расположены электроны.
60

3. Номер группы, в которой расположен элемент, указывает на
максимальное количество электронов валентности или на максималь-
ную положительную валентность, свойственную элементу.
4. Элементы, проявляющие наибольшие металлические свойства,
расположены в левом нижнем углу таблицы. Металлические свойства
в группе снизу вверх убывают. Металлические свойства слева направо
убывают.
5. Элементы, проявляющие наибольшие неметаллические свойства,
расположены в верхнем правом углу таблицы, и их неметаллические
свойства уменьшаются сверху вниз и справа налево. Приблизительно
по диагонали от угла верхнего левого к углу правому нижнему распо-
ложены элементы, гидроокиси которых имеют амфотерный характер.
6. Металлические свойства проявляют элементы с малым коли-
чеством внешних электронов.
7. Неметаллическими свойствами обладают элементы с большим
количеством валентных электронов.
8. Периодичность объясняется определенной повторяемостью в рас-
положении электронов при возрастании зарядов ядер элементов на
величину от 1 до 8 в малых и от 1 до 18 в больших периодах.
Ознакомившись со строением атомов, ответим на ряд вопросов.
1. Чем объясняется периодичность в изменении свойств элементов
с возрастанием их атомных весов, порядковых номеров, зарядов ядер?
Каждый новый период характеризуется тем, что валентные элект-
роны располагаются на новом уровне, более далеко отстоящем от ядер
атомов, чем предыдущие уровни. Если это так, то взаимодействие
электронов с ядром должно ослабевать.
Периодичность связана с тем, что в атоме электроны располагаются
на различных уровнях, расстояния от ядра этих уровней различны, но
заполнение совершается одинаково от единицы до восьми в малых
периодах или более сложно в больших периодах.
2. Чем объясняется увеличение металлических свойств элементов
одной и той же группы с увеличением атомного веса (порядкового
номера)?
Чем больше атомный вес, тем больший заряд ядер атомов, тем
больше общее количество электронов, следовательно, тем больше
и уровней энергии, на которых расположены эти электроны, тем в более
отдаленном периоде стоит элемент и тем больше расстояние электронов
от ядра, тем меньше их притяжение ядром, тем легче отдача электронов,
тем больше, значит, металлические свойства. Из ряда Li, Na, К, Rb,
Cs самый энергичный элемент цезий.
Если калий бросить в воду, то происходит взрыв. Калий очень
энергично реагирует с водой, выделяя большое количество тепла,
и водород в смеси с кислородом взрывается:
2К + 2Н20 = 2КОН + Н2.
Натрий бурно реагирует с водой, но выделяющийся при этом водо-
род не загорается.
Литий довольно спокойно выделяет водород из воды.
61

3. Почему ослабевают металлические свойства при увеличении
атомных весов элементов второго и третьего периодов с увеличением
атомного веса?
Причина в том, что радиусы атомов от Li, Na и К вправо умень-
шаются. А если это так, то расстояние электронов от ядра умень-
шается и сила воздействия между ядром и электронами возрастает.
Труднее теряет электроны Be, чем Li, Mg чем Na, Ca, чем К.
Кальций настолько спокойно реагирует с водой, что выделяю-
щийся водород можно собирать.
Разберем химические свойства некоторых соединений.
4. Как изменяются свойства оснований в подгруппе щелочных металлов первой
группы?
Щелочные свойства гидроокисей возрастают потому, что расстояние гидро-
ксильного иона от иона металла с увеличением атомного веса элемента увеличивается „
и таким образом облегчается диссоциация
62

па соответствующие ионы металла и гидроксила под влиянием полярных молекул
воды.
Сила оснований элементов I группы главной подгруппы увеличивается сверху
вниз.
5. Как изменяются свойства галогеноводородных кислот?
От фтористого водорода к йодистому водороду с увеличением расстояния ионов
водорода от ядра атомов галогенов сила притяжения между ними уменьшается. От-
сюда следует, что в воде более легко диссоциирует йодистый водород, чем фтористый
водород.
Сила галогеноводородных кислот сверху вниз по группе увеличивается.
6. Почему ослабевают основные и усиливаются кислотные свойства гидроокисей
элементов одного и того же периода (второго и третьего)?
На схеме упрощенно для многоосновных гидроокисей указана связь централь-
ного атома с одной группой ОН:
На электроны кислорода оказывают влияние заряды ядер атомов как самого
кислорода, так и атомов водорода и элемента, образующего гидроокись.
Можно считать, что взаимодействие между кислородом и водородом во всех
соединениях остается одинаковым. Действие же заряда ядер атомов элементов.
63

образующих гидроокиси, различно, и оно тем больше, чем меньше расстояние между
ядром и электронами кислорода.
В случае едкого натра расстояние ядра атома натрия от внешних электронов
кислорода настолько велико, что_ ионизация в водном растворе протекает легко на
ионы Na+ и ионы гидроксила ОН .
Едкий натр — сильное основание. Гидроокись магния является более слабым
основанием, так как воздействие ядра атома магния на электроны кислорода сильнее,
чем у ядра атома натрия (меньше радиус). Гидроокись алюминия является амфотер-
ным электролитом; диссоциация этой гидроокиси протекает двояко — как основания
и как кислоты:
§4. ЗНАЧЕНИЕ ОТКРЫТИЯ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА
И СОЗДАНИЯ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ ТАБЛИЦЫ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВЫМ
«Менделеев совершил научный подвиг, который смело можно
поставить рядом с открытием Леверье, вычислившего орбиту еще не-
известной планеты — Нептуна»,— так оценивает Энгельс значение
открытия периодического закона.
Периодический закон и создание периодической системы послу-
жили движущей силой для открытия новых элементов (так как по поло-
жению их в периодической таблице оказывались известными свойства
самих элементов и их соединений), а также облегчили работу по опре-
делению атомных весов.
Значение периодического закона огромно и остается таким же и в
настоящее время.
«Периодический закон послужил и продолжает служить путевод-
ной звездой для тысяч новых исследований и творческих исканий в
области химических, физических, геологических, технических и дру-
гих наук»,— сказал академик А. Н. Бах во вступительном слове на
заседании, посвященном 75-летию периодического закона Д. И. Мен-
делеева.
«Периодический закон Менделеева является истинным компасом
для исследователей»,— писал Рамзай в связи с открытием инертных
газов.
64
Причина заключается в том, что воздействие зарядов ядра алюминия и ядра
водорода на электроны кислорода как бы выравнивается; отсюда вытекает возмож-
ность двоякой диссоциации. Гидроокись кремния проявляет лишь кислотные свойства;
кислотные свойства усиливаются от кремниевой кислоты к хлорной. Причиной дис-
социации этих гидроокисей как кислот является то, что воздействие зарядов ядер
атомов от кремния к хлору возрастает по мере уменьшения радиуса, а следовательно,
все больше и больше превышает воздействие зарядов ядра водорода на электроны
кислорода и диссоциация этих гидроокисей протекает только по кислотному типу
и тем легче, чем сильнее воздействие зарядов ядер, образующих гидроокиси элемен-
тов, чем зарядов ядер водорода.

ГЛАВА IV
РАСТВОРЫ, ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
§ 1. ТИПЫ РАСТВОРОВ
Вода—самый распространенный растворитель для твердых,
жидких и газообразных веществ.
Если растворенное вещество имеет частицы молекулярныхили атомных разме-
ров и величина их составляет менее 1 ммк (1 ммк=0>00\ мк=\0 я см), та такие раст-
воры называются молекулярными (или истинными).
Системы, в которых частицы (агрегаты молекул) имеют размер от 1 до 100 ммк,
называются коллоидными растворами, а системы с частицами более \00 ммк относятся
к суспензиям и эмульсиям:
Размер частиц, см
Молекулярные растворы, коллоидные растворы, суспензии и эмульсии (механи-
ческие смеси) отличаются друг от друга не только размером частиц, но и рядом
других признаков.
В настоящей главе рассматриваются лишь молекулярные растворы.
Из повседневной жизни хорошо известно, что если взбалтывать с
водой, например; сахар или поваренную соль, то указанные вещества
растворяются в ней; при этом образуется раствор, представляющий
собой прозрачную гомогенную (однородную) жидкость, в которой
нельзя ни при каких доступных увеличениях отличить глазом воду от
растворенного вещества.
Растворами называются гомогенные (однородные) системы, со-
держащие два или больше веществ.
Роль растворителя может выполнять не только вода, но и другая
жидкость, например этиловый спирт, эфир, бензол и т. д.
К жидким растворам относятся: растворы твердых веществ в жид-
ких, например раствор соли в воде; растворы жидкостей в жидкостях,
например раствор этилового спирта в воде; растворы газов в жидкостях,
например газированная вода — раствор двуокиси углерода С02 в воде.
Растворы могут быть не только жидкие, но и твердые, например
стекло, сплав серебра и золота. Известны также и газообразные раст-
воры, например воздух.
Наиболее важными и распространенными являются водные раст-
воры, их и рассматривают в курсе химии средней школы.
Растворы имеют большое значение как в промышленности (про-
изводство кислот, щелочей, солей и т. д.), так и в жизненных процессах
3 Пособие по химии
65

(например, пищеварение и усвоение пищи в организме человека и
животных связано с переводом питательных веществ в раствор).
В чем заключается сущность процесса растворения? Почему раст-
воры устойчивы и однородны? Каким образом происходит дробление
растворяемого вещества до молекулярных размеров?
Согласно современным представлениям растворение есть результат
химического взаимодействия растворителя и растворенного вещества;
при этом образуются молекулярные соединения. В водных раст-
ворах эти соединения называются гидратами, & в неводных —
сольватами.
При внесении в воду какого-либо твердого вещества, например
сахара, молекулы его, находящиеся на поверхности, взаимодействуют
с молекулами растворителя (воды), в результате чего устанавливается
химическая связь между молекулами сахара и воды. Вследствие такого
взаимодействия и в силу теплового движения молекул растворителя
(воды) молекулы сахара оторвутся от кристалла и окажутся в растворе,
а затем распределятся по всему объему растворителя. В растворитель
переходит новый слой молекул сахара, которые также распределяются
во всем объеме растворителя и т. д.
Для разрушения связей между молекулами в кристалле (сахара)
энергия затрачивается, а при образовании сольвата (гидрата) энергия
выделяется; разница между этими энергиями будет наблюдаться в виде
теплового эффекта при растворении.
Количество молекул растворителя, связанных с одной молекулой
растворенного вещества, может изменяться, а сольват (гидрат) в раст-
воре распадается на молекулы вещества (сахара) и молекулу раствори-
теля (воды); между всеми этими молекулами в растворе устанавли-
вается динамическое равновесие. Таким образом, растворение твердого
вещества (сахара) в воде можно записать в виде обратимого процесса
сахар (в кристалле) + дгН20 ^ сахар-jcH20 (гидрат)+ Q.
В связи с тем, что количество молекул воды х может меняться,
в растворе будут присутствовать в состоянии равновесия одновременно
гидраты, содержащие разное количество молекул воды.
У ряда веществ некоторые из таких гидратов могут быть настолько
прочными, что в определенных условиях выделяются из раствора
в виде кристаллогидратов, например CuS04-5H20, СаС12-6Н20.
По мере увеличения концентрации вещества в растворе находя-
щиеся в непрерывном движении растворенные молекулы при столкно-
вении с поверхностью растворяемого вещества задерживаются на ней и
могут образовать вновь твердое вещество. Такое обратное выделение
вещества из раствора будет тем больше, чем больше вещества в единице
объема, т. е. чем выше концентрация раствора. Наступит такой мо-
мент, когда в единицу времени выделяется из раствора столько же мо-
лекул, сколько и растворяется. Соответствующий такому состоянию
раствор называется насыщенным.
Насыщенным раствором называется такой раствор9 который
66

находится в равновесии с избытком растворяемого вещества; он содер-
жит максимально возможное (при данных внешних условиях) коли-
чество растворенного вещества.
Следует отметить, что вследствие медленности процесса диффузии
в растворах слой жидкости, прилегающий к растворяемому веществу,
быстро становится насыщенным, тогда как дальнейшее равномерное
распределение растворенных молекул по всему объему раствора про-
исходит медленно. Поэтому для быстрого растворения необходимо
искусственно ускорять диффузию путем энергичного механического
перемешивания раствора.
Концентрация насыщенного раствора для данного вещества при
определенных условиях (температура, растворитель) есть величина
постоянная и отвечает растворимости вещества.
Описанное равновесие является динамическим (подвижным), сама
система «растворяемое вещество — насыщенный раствор» при по-
стоянных условиях (температуре) может без видимых изменений су-
ществовать длительное время.
Изменяя условия, можно нарушить равновесие. Как уже указы-
валось выше, при растворении идут одновременно два противополож-
ных процесса — растворение и кристаллизация. При определенной
концентрации раствора (при данной температуре) скорости обоих
процессов становятся одинаковыми и наступает равновесие. Повышение
температуры нарушит равновесие, так как изменяется не в одинаковое
число раз скорости одновременно протекающих процессов растворения
и кристаллизации.
Увеличение, например, скорости процесса растворения в первый
момент приведет к увеличению концентрации вещества в растворе, что
вызовет в дальнейшем увеличение скорости обратного процесса —
кристаллизации, и через некоторое время, когда скорости обоих про-
цессов выравнятся, неизбежно наступит новое равновесие, но уже при
иной концентрации вещества.
Таким образом, каждой температуре отвечает определенная раст-
воримость, определенное состояние равновесия.
Понятие «насыщенные растворы» следует отличать от понятия
«концентрированные растворы». Концентрированным раствором назы-
вается раствор с высоким содержанием растворенного вещества. На-
сыщенные же растворы разных веществ могут сильно различаться по
концентрации. У веществ хорошо растворимых (нитрат калия, сахар)
насыщенные растворы обладают высокой концентрацией, т. е. яв-
ляются концентрированными. У веществ малорастворимых (хлорид
серебра, сульфат бария) насыщенные растворы обладают небольшой
концентрацией растворенного вещества.
Если концентрация раствора не достигает концентрации насы-
щения при данных условиях^ то раствор называется ненасыщенным.
В таких растворах возможно дальнейшее растворение вещества.
Таким образом, мерой растворимости вещества служит концент-
рация его насыщенного раствора при данной температуре.
Очень часто растворимость выражается числом граммов раство-
з*
67

ренного вещества, содержащихся в 100 г раствора (в весовых процен-
тах) «ли в 100 г растворителя.
При осторожном охлаждении горячего насыщенного раствора
(например, медного купороса или глауберовой соли) можно полу-
чить так называемые пересыщенные растворы. Концентрация вещества
в пересыщенных растворах больше той, которая отвечает насыщен-
ным при данных условиях.
Пересыщенные растворы неустойчивы, они способны существовать
только при отсутствии твердой фазы. Соприкосновение с кристаллами
растворенного вещества, а иногда просто встряхивание приводит к
мгновенной кристаллизации. При этом пересыщенный растврр пере-
ходит в насыщенный, и концентрация его будет соответствовать раст-
воримости при данных условиях. Весь избыток растворенного вещества
выделится в твердом состоянии.
§2. РАСТВОРИМОСТЬ
В большинстве случаев с ростом температуры растворимость твер-
дых (и жидких) веществ повышается.
Как будет меняться в том или другом случае растворимость ве-
щества с увеличением температуры, это зависит от теплового эффекта,
которым сопровождается процесс растворения: если при растворении
твердого вещества тепло выделяется, то растворимость такого твердого
вещества уменьшается с повышением температуры, а если при раство-
рении теплота поглощается, то растворимость с повышением темпера-
тура увеличивается.
Рис. 9. Кривые растворимости
68 '

При растворении большинства солей тепло поглощается,, р соот-
ветствии с этим при увеличении температуры растворимость их увели-
чивается. Лишь некоторые соли, будучи безводными, как например
Na2S04, CuS04, при растворении которых тепло выделяется, обладают
растворимостью, уменьшающейся с повышением температуры..
На рис. 9 представлена зависимость растворимости некоторых
веществ от температуры (кривые растворимости). Как видно из рисунка,
растворимость хлористого натрия очень медленно увеличивается с
повышением температуры, а азотнокислого калия — очень быстро.
По способности растворяться в воде вещества делят на хорошо
растворимые, как например сахар, поваренная соль, азотнокислый
калий, плохо растворимые — гипс, известь, у которых растворимость
выражается долями грамма, и практически нерастворимые — хлори-
стое серебро, сернокислый барий, углекислый кальций. Следует от-
метить, что абсолютно нерастворимых веществ нет; в действительности
практически нерастворимые вещества растворяются, но в таких незна-
чительных количествах, что их можно считать нерастворимыми.
Подобно твердым веществам различную растворимость имеют
и жидкости. Этиловый спирт, серная кислота растворяются в воде
или, как часто говорят, смешиваются с водой во всех отношениях, дру-
гие (например, вода и бензин) практически нерастворимы друг в друге.
Растворимость газов в воде различна. Например, при .обычных
условиях объем воды растворяет 0,02 объема водорода или 400 объемов
хлористого водорода.
При нагревании растворимость газов в воде, как правило, умень-
шается. Кипячением воды можно полностью освободить ее от раство-
ренных в ней газов воздуха.
Растворимость газов в воде зависит от давления; с увеличением
давления растворимость увеличивается, а с уменьшением—пони-
жается.'Это легко наблюдать при открывании бутылки с минеральной
газированной водой. На заводах, где разливают в бутылки минераль-
ную воду, ее насыщают под давлением двуокисью углерода. Если от-
крыть пробку, давление газа в бутылке уменьшается и вода с шипе-
нием и силой выливается в стакан.
Как указывалось выше, некоторые явления, наблюдаемые при
растворении, свидетельствуют о химическом взаимодействии раство-
ряемого вещества с растворителем: при растворении всегда погло-
щается или выделяется теплота и происходит изменение объема. В от-
дельных случаях эти эффекты весьма заметны. Так, при растворении
серной кислоты в воде выделяется значительное количество теплоты;
аналогичное явление наблюдается при растворении в воде безводной
сернокислой меди {порошка белого цвета).
При растворении одного объема этилового спирта в одном объеме
воды раствор занимает не два объема, а меньше. Это говорит о взаимо-
действии в растворе растворенного вещества с растворителем, в ре-
зультате которого образовалась система с новыми химическими свя-
зями, изменившими расстояние между молекулами, что и сказалось
на уменьшении объема раствора.
69

Исследование растворов различными методами показало, что в
водных растворах образуются более или менее прочные соединения
частиц растворенного вещества с молекулами воды — гидраты. В слу-
чае сернокислой меди наличие гидратов легко обнаружить по измене-
нию цвета: безводная соль белого цвета, растворяясь в воде, образует
раств'ор синего цвета.
Иногда гидратная вода настолько прочно связана с растворенным
веществом, что при выделении его из раствора входит в состав его
кристаллов. Кристаллические вещества, содержащие в своем составе
воду, называются кристаллогидратами, а вода, входящая в структуру
таких кристаллов, называется кристаллизационной. Состав кристал-
логидратов выражают коэффициентом, указывая при формуле ве-
щества число молекул кристаллизационной воды, приходящееся на
одну его молекулу. Так, формула кристаллогидрата сернокислой
меди (медного купороса) CuS04-5H20. Как и раствор сернокислой
меди, кристаллогидрат имеет синий цвет.
Впервые хМшческое взаимодействие растворенного вещества с
растворителем, происходящее при растворении, было замечено, а за-
тем изучено Д. И. Менделеевым и легло в основу разработанной им
гидратной теории растворов.
Таким образом, растворы занимают промежуточное положение
между химическими соединениями и смесями. С одной стороны, раст-
воры, как и химические соединения, однородны. Образование раство-
ров сопровождается тепловым эффектом, изменением объёма, что сви-
детельствует о взаимодействии растворенного вещества с молекулами
растворителя.
При изложении механизма образования раствора указывалось,
что в растворе все время находятся в равновесии сольваты разного со-
става, поэтому изменение количества растворителя в растворе приведет
лишь к изменению соотношения между этими сольватами, но не на-
рушит однородности и не изменит в известных пределах химических
свойств растворов.
Природа сил, действующих при растворении, та же, что и при
образовании химических соединений. В растворах проявляются раз-
личные виды взаимодействия, однако в отдельных случаях одни из
них могут преобладать над другими. Так в расплавах солей, например,
NaCl и КС1 преобладают силы взаимодействия между ионами Na+,
К+ и СГ; в сплавах металлов основное значение имеет металлическая
связь. Лучше растворяются друг в друге вещества, имеющие одинако-
вый вид связи.
Известное еще в древности положение «подобное растворяется в
подобном» следует понимать теперь так: полярные жидкости лучше
растворяются в полярных (спирт — вода), неполярные хорошо раст-
воряются в неполярных (толуол—бензол) и почти нерастворимы в по-
лярных. Металлы нерастворимы в обычных растворителях (воде,
спирте, толуоле), но в расплавленном состоянии взаимно растворяются,
образуя сплавы.
С другой стороны, в растворах нет строгого, стехиометрического
70

соотношения между растворенным веществом и растворителем, т. е.
растворы не подчиняются закону постоянства состава; кроме того, они
могут быть разделены на составные части (например, при упаривании
раствора хлористого натрия можно выделить из раствора NaCl). Сле-
довательно, растворение есть физико-химический процесс.
§ 3. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ
Концентрацию растворов часто выражают в процентах. Процент-
пая концентрация раствора показывает количество граммов вещества,
содержащегося в 100 г раствора. Так, 5%-ным раствором хлористого
натрия называют такой раствор, в 100 г которого содержится 5 г
растворенного хлористого натрия и 95 мл воды.
При проведении химических реакций очень часто применяют
растворы. В этом случае наиболее удобно пользоваться объемными
концентрациями раствора. Такими концентрациями являются моляр-
ная и нормальная.
Молярным раствором называется такой раствор, в одном литре
которого содержится грамм-молекула растворенного вещества. На-
пример, молярный раствор едкого натра содержит 40 г едкого натра
в литре раствора.
В литре раствора может содержаться 2,5 и т. д. грамм-молекул
или какая-либо, например 0,5—0,1 и т. д., доля грамм-молекулы;
соответственно концентрацию такого раствора называют двумолярной,
пятимолярной, полумолярной, децимолярной. Молярность раствора
определяется числом грамм-молекул, содержащихся в литре раствора.
Молярность при записи обозначается буквой М с соответствую-
щим коэффициентом: двумолярный раствор — 2М, полумолярный —
0,5 М, децимолярный — 0,1 М. Для проведения химических реакций
отмеривают такие объемы одинаковой молярности растворов, которые
соответствуют коэффициентам в уравнении данной реакции. Например,
при проведении реакции между одномолярньы раствором едкого натра
и раствором хлорного железа той же концентрации, чтобы вещества
прореагировали полностью, нужно к одному объему раствора хлор-
ного железа прилить три объема раствора едкого натра. Это будег
соответствовать уравнению реакции
FeCl8 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)8 \.
Для приготовления раствора определенной молярности поступают следующим
образом: отвешивают определенное количество вещества, соответствующее моляр-
ности приготовляемого раствора, и помещают в мерную колбу объемом в 1 л. После
этого наливают — 0,5 л дистиллированной воды, и перемешивают содержимое колбы
до полного растворения вещества; затем доливают воды до метки на горле колбы.
Нормальным раствором называется такой раствор, в литре которого содержится
один грамм-эквивалент растворенного вещества.
Эквивалентом элемента называется весовое количество элемента, соединяющееся
с одной весовой частью водорода или замещающее одну весовую часть водорода. Напри-
мер, эквивалент кислорода равен 8, так как с одной весовой частью водорода соеди-
няется 8 весовых частей кислорода. Эквивалент элемента равен его атомному весу,
71

делецк6му*на ззазентнееть гэтого «элемента ^в • дв««ом^сееди«ении4 Эквивалент меди
в хлорной меди равен
Грамм-эквивалентом (г экв) элемента называют количество граммов этого
элемента, численно равное его эквиваленту. Так, грамм-эквивалент кислорода равен
8 г, грамм-эквивалент меди в хлорной меди равен 32 г.
Грамм-эквивалентом кислоты называется число граммов кислоты, содержащее
один грамм-эквивалент водорода. Грамм-эквивалент серной кислоты равен 49 г, так
как 98 г (моль) серной кислоты содержат 2 г*экв (2 г) водорода, а 1 г -экв водорода
будет содержаться в количестве кислоты, меньшем в 2 раза, т. е. в 49 г.
Чтобы вычислить грамм-эквивалент кислоты, нужно вес грамм-молекулы разде-
лить на иисло атомов водорода, содержащееся в молекуле кислоты, или на валент-
ность кислотного остатка. Грамм-эквивалент фосфорной кислоты (Н3Р04) равен
^ = 32,66 г.
Грамм-эквивалентом основания называется число граммов основания, содержащее
1 г-экв металла. Например, грамм-эквивалент гидроокиси кальция равен 37 г, так
как 74 г (грамм-молекула) гидроокиси кальция содержат 2 г-экв кальция, а 1 г-экв
кальция будет содержаться в количестве гидроокиси, меньшем в 2 раза, т. е. в 37 г.
Чтобы вычислить грамм-эквивалент основания, нужно вес грамм-молекулы
разделить на валентность металла или на число гидроксильных групп в молекуле
основания. Грамм-эквивалент гидроокиси железа Fe(OH)8 равен
1^=35,66 г.
О
Грамм-эквивалентом соли называется число граммов соли, содержащее 1 г-экв
металла. Грамм-эквивалент сульфата меди равен 80 г, так как 160 г (моль) сульфата
меди содержат 2. г-экв меди, а 1 г-же меди будет содержаться в количестве соли,
меньшем в 2 раза, т. е. в 80 г.
Чтобы вычислить грамм-эквивалент соли, нужно вес грамм-молекулы ее разде-
лить на общее число валентностей металла или кислотных остатков. 1 г-экв серно-
кислого алюминия A12(S04)3 равен
342 е_
-g-=57a.
Приведенные примеры вычисления грамм-эк&ивалента некоторых веществ,
относящихся к различным классам неорганических соединений, связаны с их кислот-
но-основными свойствами. Для веществ, участвующих в окислительно-восстанови-
тельных реакциях, грамм-эквивалент их определяется числом отданных или присое-
диненных электронов. Этот материал выходит за пределы курса средней школы
и здесь не рассматривается.
Для приготовления раствора определенной нормальности вычисляют грамм-
эквивалент вещества и в соответствии с заданной нормальностью поступают так же,
как и при приготовлении раствора определенной молярности.
При использовании растворов одинаковой нормальности для проведения хими-
ческих реакций отмеривают одинаковые объемы растворов, так как в них содержатся
равные доли грамм-эквивалентов реагирующих веществ. При проведении реакции
между однонормальными растворами хлорного железа и едкого натра, чтобы вещества
прореагировали полностью, нужно взять одинаковые объемы растворов, например
АО мл хлорного железа и 10 мл едкого натра, так как в 1 л обоих растворов содержится
по одному грамм-эквиваленту растворенных веществ, т. е. V* моля хлорного железа
и 1 моль едкого натра.
Нормальность раствора при записи обозначают так: 1 н. (однонормальный), 2 н.
(двунормальный), 0,1 н. (децинормальный).
72

Несколько более сложно приготовление растворов кислот определенной нор-
мальности. Для Приготовления раствора нужной концентрации берут не 100%-ную
кислоту, а раствор какой-то меньшей концентрации. Поэтому предварительно нужно
вычислить, в каком количестве раствора содержится грамм-эквивалент или его доля,
нужные для приготовления раствора кислоты. Поясним это примером.
Пусть нужно приготовить 0,5 л 0,1 н. раствора серной кислоты. Произведем
расчет: моль HaS04=98 г; грамм-эквивалент H2S04=49 г; для приготовления 1 л 1 н.
раствора требуется 49 г H2S04, Для приготовления 0,5 л 1 н. раствора — 24,5 г H2S04,
а для 0,5 л 0,1 н. раствора — 2,45 г.
Допустим, что у нас имеется раствор серной кислоты, плотность которого 1,825.
Находим по таблице концентрацию этого раствора; она равна 91%. Вычислим, в ка-
ком количестве этого раствора кислоты содержится 2,45 г H2S04:
91 г H2S04 содержится в 100 г раствора
2,45 г H2S04 » х г »
х = 2,7 г.
Найдем, какой объем займут 2,7 г раствора кислоты:
После этого в мерную колбу объемом 500 мл наливают около половины дистил-
лированной воды; бюреткой отмеривают 1,48 мл раствора серной кислоты и мед-
ленно приливают его в мерную колбу, помешивая. Затем содержимое колбы осторожно
перемешивают, дают остыть и доливают водой до метки.
§4. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
Сущность теории электролитической диссоциации, основополож-
ником которой является шведский химик Аррениус, можно выразить
следующими основными положениями.
1. Молекулы веществ—солей, кислот, оснований,-^ имеющих
полярную и ионную связи, при растворении в воде распадаются (дис-
социируют) на ионы. Диссоциация называется электролитической,
поскольку такие растворы проводят электрический ток, т. ё. являются
электролитами или проводниками второго рода. К проводникам вто-
рого рода относятся также расплавленные соли и щелочи, в твердом же
состоянии эти вещества тока не проводят.
Электролитическая диссоциация происходит за счет химического
взаимодействия молекул растворителя с молекулами растворяемого
вещества; при этом решающее значение имеет химическая связь и строе-
ние молекул растворителя и растворенного вещества.
Рассмотрим механизм диссоциации на ионы на примере трех ве-
ществ: Н2 — с неполярной ковалентной связью, NaCl—с чисто
ионной * и НС1 — с полярной ковалентной связью:
Н:Н; Na+Cl-; H:C1:
В молекуле водорода электроны, участвующие в образовании
химической связи, располагаются симметрично относительно атомов
* Для наглядности упрощенно рассматривается строение отдельной молекулы
хлористого натрия, как молекулы, состоящей из ионов натрия и хлора (более под-
робно см. гл. II, § 9).
73

и никакого смещения зарядов нет. В хлористом натрии, соединении с
ионной связью (см. стр. 37), отрицательный заряд находится у хло-
ра (СГ), а положительный — у натрия (Na+), так что в твердом состо-
янии кристаллическая решетка хлористого натрия состоит из ионов.
В молекуле хлористого водорода электроны смещены в сторону хло-
ра, но не полностью, как в хлористом натрии. Молекула хлористого
водорода является полярной и представляет собой диполь с отри-
цательным и положительным полюсами:
н :а:
Необходимо различать полярность связи и полярность молекулы.
В двухатомных молекулах эти понятия совпадают: полярная связь в
молекуле обусловливает полярность самой молекулы, как у моле-
кулы хлористого водорода. В трехатомных молекулах связь может
быть полярной, а молекула в целом остается неполярной; -например,
молекула С02, обладая полярной связью, не будет диполем, так как,
имея линейную структуру, отрицательный заряд в молекуле COj
будет равномерно распределяться относительно положительного:
б::С::б
Если у трехатомной молекулы, имеющей полярную связь, струк-
тура отличается от линейной, то такая молекула будет полярной.
Полярность молекулы воды обусловлена тем, что центры поло-
жительного и отрицательного зарядов ее не совпадают. Атомы.водо-
рода в молекуле воды расположены под углом 105°. В такой молекуле
ввиду полярности связи отрицательный заряд смещен к кислороду, а
положительный — к водороду, а так как атомы водорода расположены
несимметрично относительно кислорода, то вся молекула становится
полярной, т. е. диполем:
н н н н
Большая полярность молекул воды обусловливает хорошую
растворимость в ней веществ с ионной и полярной связью и вызывает
их диссоциацию в растворе.
Водя обладает очень высокой диэлектрической постоянной; при комнатной тем-
пературе она равна 80. По закону Кулона электростатическое притяжение двух
разноименно заряженных частиц зависит не только от величины их зарядов и рас-
стояния между ними, но и от природы той среды, в которой находятся заряженные
частицы:
74

где / — сила взаимодействия между заряженными частицами; ех и е2 — величины их
зарядов; г — расстояние между ними и е — диэлектрическая постоянная среды.
Диэлектрическая постоянная среды показывает, во сколько раз взаимодействие
между заряженными частицами ех и е2 в данной среде слабее, чем в пустоте. Это зна-
чит, что два противоположно заряженных иона в воде взаимно притягиваются с силой,
равной 1/80 силы их взаимного притяжения в вакууме (в пустоте). Так, если кристалл
хлористого натрия находится в воде, то образующие его ионы отделяются от кристалла
значительно легче, чем если бы кристалл находился в пустоте, так как электростати-
ческая сила, притягивающая ион к поверхности кристалла из водного раствора,
составляет Vgo силы притяжения в пустоте.
Процесс диссоциации веществ с ионной и полярной связями не-
сколько различается. Если поместить кристаллы хлористого натрия
в воду, то молекулы воды положительными полюсами будут направ-
лены к отрицательным ионам хлора, а отрицательными полюс.ми —
к положительным ионам натрия. Под влиянием этого взаимодействия
и в силу теплового движения молекул воды хлористый натрий оказы-
вается разъединенным на ионы; при этом ионы Na+ и С1~ будут нахо-
диться в растворе в виде гидратированных ионов. В молекуле хло-
ристого водорода, обладающей полярной связью, нет готовых ионов,
но при растворении хлористого водорода под действием растворителя
молекулы его распадаются на ионы. Таким образом, в результате вза-
имодействия между молекулами НС1 и воды электронная пара, участ-
вующая в образовании полярной связи в НС1, сместится полностью в
сторону хлора, и вследствие этого произойдет образование ионов,
которые будут в растворе гидратированы. Так, ион водорода находится
в воде в виде гидроксония:
Н+ + Н2О^Н30+.
Устойчивости ионов в растворе способствует образование гидра-
тированных ионов. Механизм диссоциации можно представить схемой
(рис. 10).
Рис. 10. Влияние дипольных молекул воды на
процесс диссоциации
При диссоциации каждое вещество образует два вида ионов —
одни заряженные положительно (катионы), другие — отрицательно
(анионы). У кислот, оснований и солей положительно заряженными
ионами являются ионы водорода и металлов, а отрицательно заряжен-
ными — ионы кислотных остатков и гидроксила. Например, молекулы
азотной кислоты распадаются на положительно заряженные ионы водо-
рода Н+ и отрицательно заряженные ионы NOg.
Число ионов положительных и число ионов отрицательных в раст-
воре может быть разное, но сумма всех положительных зарядов всегда
75

равна сумме всех, отрицательных зарядов у ионов, находящихся в
растворе, поэтому раствор электронейтрален. В растворе сернокислого
алюминия на каждые 2 иона алюминия приходится 3 сульфат-иона;
у двух катионов алюминия 6 положительных зарядов и у трех сульфат-
ионов 6 отрицательных зарядов:
A12(S04)3 ^ 2A13+ +3SOr.
2. Заряженные ионы (катионы и анионы) отличаются по свойствам
от нейтральных атомов и молекул. Так, ионы водорода не похожи на
газообразный водород, последний почти не растворяется в воде, а
ионы водорода могут содержаться в ней в большой концентрации;
ионы натрия не действуют на воду, тогда как металлический натрий
бурно реагирует с водой, образуя едкий натр и водород; ионы хлора
не имеют ни запаха, ни цвета, ни окислительных свойств газообраз-
ного хлора; ионы SOJ", как и ОН", могут существовать только в раст-
ворах, пока они заряжены отрицательно; нейтральные молекулы та-
кого состава неизвестны.
3. При пропускании электрического тока через водные растворы
электролитов ионы перемещаются по двум противоположным направ-
лениям: положительно заряженные ионы (катионы) направляются к
отрицательно заряженному электроду — катоду, а отрицательно за-
ряженные ионы (анионы) движутся к положительно заряженному
электроду — аноду; отсюда и произошли названия «катион» и «анион».
Таковы основные положения теории электролитической диссоциа-
ции, впервые сформулированные Аррениусом и в дальнейшем развитые
русским .ученым И. А. Каблуковым.
§5. СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ. СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Между молекулами электролитов и образуемыми ими ионами в
водных растворах устанавливается динамическое (подвижное) рав-
новесие, т. е. процесс диссоциации молекул на ионы и противоположный
ему процесс ассоциации (соединения ионов в молекулы) протекают
непрерывно. Равновесным состоянием называется такое состояниеу при
котором количество молекул, распавшихся на ионы, равно количеству
молекул вновь образовавшихся за тот же период времени.
Таким образом, в растворе электролита одновременно содержатся
недиссоциированные молекулы и отдельные ионы, образовавшиеся в
результате диссоциации молекул этого электролита.
Степенью электролитической диссоциации называется число, по-
казывающее, какая часть молекул растворенного электролита распа-
лась на ионы. Степень диссоциации обозначают буквой а и часто выра-
жают в процентах, указывая, сколько молекул из ста растворяемых
распалось на ионы.
В зависимости от степени диссоциации все электролиты условно
делятся на сильные (а>30%), средние (а от 30 до 3%) и слабые (а<
<3%).
76

Степень электролитической диссоциации зависит от природы
растворяемого вещества, природы растворителя, концентрации раст-
вора и температуры. Различные вещества, растворяемые в воде, дис-
социируют в разной степени. Соляная кислота диссоциирует в боль-
шей степени, чем уксусная (при одинаковых условиях). С разбавле-
нием раствора степень диссоциации веществ увеличивается.
В табл. 10 приведена степень диссоциации различных электроли-
тов для децинормальных растворов. Из таблицы видно, что все соли
принадлежат к сильным электролитам.
Таблица 10
Степень диссоциации а водных 0,1 н. растворов некоторых кислот, оснований
и солей при 18 С
Электролит
Кислоты
серная
фтористоводородная
Основания
Соли
сернокислый калий
Формула
HN03
НС1
H2S04
HF
CH3COOH
н2со3
H2S
КОН
NaOH
Ba (OH)2
NH4OH
KG
NaCl
NH4Cl
K2S04
Na2S04
MgCl2
MgS04
a. %
92
91
58
15
1,3
0,17
0,07
89
84
77
1,3
86
84
85
; 73
69
76,5
' 44,9
§6. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
Все многообразие химических реакций, происходящих между
веществами, можно разделить на два вида: 1) реакции, при которых
не происходят изменения валентного состояния атомов, входящих в
соединения; 2) реакции, протекающие с изменением валентного со-
стояния атомов некоторых элементов, входящих в соединения.
Прежде чем рассматривать окислительно-восстановительные ре-
акции, при которых происходят взаимные превращения атомов и
ионов, следует напомнить (об этом было уже сказано в разделах, посвя-
щенных вопросам химической связи в молекулах), что ионный харак-
тер связи проявляется лишь у галогенидов щелочных элементов.
77

В большинстве случаев связь в молекуле имеет частично ионный,
полярный характер, обусловленный более сильным оттягиванием
электронов к одному из атомов, входящих в состав молекулы. Полинг
предложил приписывать элементам определенные числа, соответствую-
щие силе притяжения электронов в ковалентной связи; при помощи
этих чисел был количественно выражен частично ионный характер
связи. Сила притяжения электронов в ковалентной связи была наз-
вана электроотрицательностью данного атома. Электроотрицательность
атома — условная величина, характеризующая относительную спо-
собность атома в молекуле приобретать отрицательный заряд. Напри-
мер, в молекуле хлористого водорода атом хлора более электроотри-
цателен, чем атом водорода, поэтому атом хлора смещает к себе пару
электронов и заряжается отрицательно, а атом водорода — положи-
тельно. В табл. 11 приведена шкала электроотрицательное™, предло-
женная Полингом.
Та5лицаН
Шкала злектрротрицотельности Вля
некоторых элементов
1 н
\2,1
Li
и
Na
\йЗ
К
0,8
Rb
\Ц8
1 0,7
Be
1,5
"Hg
В •
2,0
AL-
1,5
2,5
Si
1,8
Ge
1,8
H
3,0
P
.2,1
As
2,0
0
3,5
S
2,5
Se
2,4
F I
CX
3,0
Br
2,8
I
2,5
Эта шкала охватывает значения электроотрицательности 0,7 для
цезия до 4,0 для фтора. Фтор является наиболее электроотрицатель-
ным элементом, затем идут кислород, азот и хлор. Водород занимает
среднее положение. Металлы имеют значение электроотрицательности
1,8 и меньше. Электроотрицательность возрастает в направлении слева
направо для каждого периода и уменьшается в направлений сверху
вниз для любой группы периодической системы элементов. Шкалу
электроотрицательности можно применить для приблизительного
определения устойчивости и прочности связи. Чем дальше стоят два
элемента друг от друга по шкале электроотрицательности, тем прочнее
связь между ними. Необходимо также упомянуть здесь о понятии со-
стояния окисления, называемом также степенью окисления или элект-
рохимической валентностью. Степень окисления — это положительное
или отрицательное число, выражающее заряд атома в молекуле, вы-
численный исходя из предположения, что молекула состоит только из
ионов. Понятие степень окисления практически равноценно понятию
78

гетеровалентности или зарядности иона. Так, в бихромате калия
(КгСг207) хром имеет степень окисления +6 или положительно шести-
валентен. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю,
например, хлор, бром и т. д.
Указанное представление является, в известной мере, произволь-
ным и не отражает реальное состояние атома в молекуле. Но при
рассмотрении окислительно-восстановительных реакций, протекаю-
щих с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реа-
гирующих веществ, является весьма полезным.
Окислительно-восстановительные реакции
Характерным признаком окислительно-восстановительных реак-
ций является то, что атомы или ионы некоторых элементов, входящих
в состав реагирующих веществ и получившихся после реакции, изме-
няют свое валентное состояние.
Рассмотрим два примера:
СаО + Н20 = Са(ОН)„
4FeO + 02 = 2Fe203.
В первом случае валентность кальция, кислорода и водорода не
изменились, а во втором — железо положительно двухзарядное (Fe2+)
перешло в железо положительно трехзарядное (Fe3+),a электронейт-
ральный атом кислорода (0°) перешел в отрицательно двухзарядный
ион кислорода (О2").
Процесс, сопровождающийся принятием электронов атомами
или ионами, называется восстановлением. Процесс, идущий с отдачей
электронов атомами или ионами, называется окислением.
Восстановителем называется вещество, атомы или ионы которого
отдают электроны. Окислителем называется вещество, атомы или
ионы которого принимают электроны.
Для лучшего понимания сущности окислительно-восстановитель-
ных процессов и подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-
восстановительных реакций полезно научиться использовать вспомо-
гательные электронные уравнения.
Следует иметь в виду, что для простоты при описании ок 'сли-
тельно-восстановительных процессов с помощью электронных уравне-
ний допускаются значительные упрощения. Известно, что при обра-
зовании соединения чаще всего не происходит полного перехода элект-
ронов от одного атома или иона к другому и в действительности не
существуют такие многозарядные ионы как, Se+, N6+, С15+ и т. д. Но
для простоты при подборе коэффициентов в уравнениях окислительно-
восстановительных реакций будет идти речь об отдаче или присоеди-
нении электронов атомами или многозаряднымй ионами, несмотря на
то, что реально они не существуют.
При химических реакциях электроны не появляются извне и не
выделяются, а только переходят от одних атомов или ионов к другим.
Процесс не может быть только окислительным или только восстанови-
79

тельным — процесс при передаче электронов всегда окислительно-
восстановительный.
Как подбираются коэффициенты в уравнениях окислительно-вос-
становительных реакций, пользуясь вспомогательными электронными
уравнениями, покажем на ряде примеров.
Пример 1. Окисление алюминия кислородом. Процесс окис-
ления алюминия кислородом может быть представлен следующей схе-
мой:
А1 + 02-+А12Оэ.
Исходные вещества (алюминий и кислород) электронейтральны.
Атом алюминия, отдавая три электрона, становится положительно
трехзарядным (А18+). Атом кислорода, принимая два электрона,
превращается в отрицательно заряженный ион (О2"). Процесс измене-
ния валентности этих элементов может быть представлен электронными
уравнениями (1, 2, 3), в левой и правой частях которых должно соб-
людаться равенство числа атомов каждого элемента и алгебраической
суммы зарядов:
Слева от написанных уравнений (1, 2) следует поставить коэффи-
циенты, которые должны уравнять число отданных восстановителем
(А1°) и присоединенных окислителей (О0) электронов. Так как атом
алюминия теряет три электрона, а атом кислорода присоединяет два
электрона, то для эго, чтобы число принятых электронов было равно
числу отданных, слева поставлены коэффициенты 2 и 3. Но так как
молекула кислорода состоит из двух атомов, требуется удвоение коэф-
фициентов обоих уравнений, что и делается за второй вертикальной
чертой слева. Затем следует написать суммарное электронное уравнение
(3) и на основании этих данных проставить коэффициенты в молекуляр-
ном уравнении реакции (4):
4А1 + 30, = 2А1101- (4)
Пример 2. Окисление железа. Известно, что при горении
железа в кислороде образуется окалина Fe304 по химическому составу,
отвечающая закиси-окиси железа. Данная химическая реакция может
быть представлена схемой:
Fe + 02-+ Fe304.
Железо в окалине имеет разную степень окисления, причем на два
иона положительно трехзарядных приходится один ион двухзарядный.
Это соотношение надо учесть при записи электронных уравнений.
Таким образом, процесс окисления железа должен быть представлен
80

следующими электронными уравнениями-:
Запишем суммарное электронное уравнение обоих процессов —
окисления и восстановления:
Затем необходимо проследить, чтобы число отданных электронов
было равно числу принятых электронов. Поскольку три атома железа
теряют восемь электронов, то это количество электронов принимают
четыре атома кислорода, что отмечается коэффициентом, ставящимся
слева за вертикальной чертой у электронного уравнения (3).
Итог рассмотренного окислительно-восстановительного процесса
записывается одной строчкой под горизонтальной чертой. Коэффици-
енты уравнения (4) ставятся в молекулярное уравнение реакции
3Fe + 202 = Fe304.
Прочитать это уравнение реакции можно так: три атома железа
окисляются двумя молекулами кислорода, при этом образуется одна
молекула окалины.
Приме-р 3. Обжиг пирита. Реакцию можно представить сле-
дующей схемой:
FeS2* + 02-*Fea08 + S02.
Изменения валентных состояний у элементов, входящих в состав
исходных веществ и продуктов реакции, могут быть представлены
электронными уравнениями (1, 2, 3, 4), при написании которых
следует произвести уравнивание числа атомов и числа отданных и
* Двусернистое железо представляет соль железа двусернистоводородной кис-
лоты (H2S2); по строению последняя аналогична перекиси водорсйа (Н202). Рассмат-
ривать в FeS2 формально одну серу как отрицательно двухзарядную, а другую как
электронейтральную нам кажется менее правильно, а лучше записать в электронном
уравнении окисление в целом группы S2~.
81
Но не может быть процесса окисления без сопутствующего ему
процесса восстановления. Окислителем является кислород, в резуль-
тате реакции он восстанавливается, превращаясь в отрицательно двух-
зарядный ион:

В качестве примера рассуждений, используемых при составлении
электронных уравнений, рассмотрим уравнение (2), выражающее
процесс окисления серы. Группа 5|", окисляясь, превращается в два
положительно четырехзарядных иона 2S4+, т. е.
SJ- -+2S4+.
Алгебраическая сумма зарядов правой части составляет плюс
восемь, а левой — минус два. Чтобы алгебраическая сумма зарядов
левой части равнялась правой, нужно в левой части отнять десять элект-
ронов.
Поскольку теряется одиннадцать электронов, а принимается од-
ним атомом кислорода два электрона, то за вертикальной чертой пишут
слева коэффициенты: 2, относящийся к процессу окисления, и 11 —
к процессу восстановления. Так как молекула кислорода двухатомна,
то не может быть нечетного числа атомов кислорода, поэтому проводят
еще вертикальную черту и удваивают коэффициенты. На основании
составленных электронных уравнений, отражающих полностью окисли-
тельно-восстановительный процесс, пишут под горизонтальной чертой
суммарное электронное уравнение (4), а затем расставляют коэффи-
циенты в уравнении реакции, написанном в молекулярной форме (5):
4FeS2 +1102 = 2Fe203 + 8S02. (5)
Еще раз проверяют, одинаковое ли количество атомов всех
элементов находится в^ левой и правой частях молекулярного урав-
нения (5).
Таким образом, на окисление четырех молекул двусернистого же-
леза требуется одиннадцать молекул кислорода, при этом получаются
две молекулы окиси железа и восемь молекул сернистого газа.
Пример 4. Окисление меди азотной кислотой средней кон-
центрации. Схема реакции:
Следует помнить, что коэффициенты, полученные в электронном
уравнении, показывают число атомов и ионов, участвующих в окис-
лительно-восстановительном процессе. Расставлять коэффициенты в
молекулярном уравнении окислительно-восстановительного процесса
удобнее начиная с правой части уравнения. Поставим коэффициенты,
82
принятых электронов:

полученные в электронном уравнении, в правую часть молекулярного
уравнения
Си + HN03 -> 3Cu(N03)2 + 2NO + H20,
затем в левую часть уравнения .
3Cu + 8HN08 -* 3Cu(N03)2 + 2NO + H20.
Проверяем количество атомов водорода и кислорода и ставим знак
равенства:
2Си + 8HN03 = 3Cu(NO,)t -f 2NO + 4Н20.
Из восьми молекул азотной кислоты только две молекулы идут на
окисление трех атомов меди, остальные шесть молекул азотной кис-
лоты необходимы для образования трех молекул нитрата меди
3Cu(N03)2; валентность азота в них не изменяется, и они поэтому не
попадают в электронное уравнение.
Пример 5. Взаимодействие алюминия со щелочью. Схема
реакции:
А1 + NaOH + Н20 -*NaA102 + На.
Напишем электронное уравнение и поставим слева коэффициенты
для уравнивания количества электронов:
2| А1°—Зе = А13+
3 1 2H+-f2g = H2
2А1°+6Н+=2А13++ЗН2
Подставим эти коэффициенты в молекулярное уравнение
2Al + Na0H + H2O —■ 2NaA102 + 3H2.
Уравняем количество атомов натрия:
2Al + 2NaOH + H20 -* 2NaA10f + 3He.
Уравняем количество атомов водорода:
2Al + 2NaOH + 2HaO -> 2NaA10t + 3Hf.
Проверим количество атомов кислорода и поставим знак равенства:
2А1 + 2NaOH + 2Н20 = 2NaA102 + ЗН2.
В уравнениях окислительно-восстановительных реакций, проте-
кающих в водных растворах, коэффициенты подбирают с помощью
электронно-ионных уравнений. Они отличаются от электронных урав-
нений тем, что в них записывают ионы того состава, который действи-
тельно отвечает существованию их в водном растворе с точки зрения
теории электролитической диссоциации.
Например, если реакция проходит с участием перманганата калия
(КМп04), то окислителем будут ионы МпО^, а не ионы Мп?+> которые
реально не существуют,
83

Кроме того, окислительно-восстановительные процессы сильно
зависят от реакции среды, в которой они протекают. Для создания
кислой среды обычно добавляют серную кислоту *, а щелочной среды —
едкий натр или едкое кали.
Вспомогательные электронно-ионные уравнения показывают пе-
реход электронов от одних ионов и атомов к другим с учетом характера
среды (кислая, щелочная или нейтральная), в которой протекает рас-
сматриваемая реакция. При написании электронно-ионных уравнений
для уравнивания числа атомов кислорода и водорода, входящих в со-
став окисляемых и восстанавливаемых атомов и ионов, вводят в за-
висимости от среды или молекулы воды и ионы водорода, если среда
кислая, или молекулы воды и ионы гидроксила, если среда щелочная.
Соответственно и в получаемых продуктах в правой части электронно-
ионного уравнения будут находиться ионы водорода и молекулы воды,
если среда кислая, и ионы гидроксила и молекулы воды, если среда
щелочная.
Надо иметь в виду, что электронно-ионные уравнения не передают
механизма реакции, что их написание носит формальный характер,
но они полезны для более глубокого понимания существа окислительно-
восстановительного процесса.
Таким образом, при написании электронно-ионных уравнений
нужно исходить из, состава ионов, действительно имеющихся в раст-
воре,^, как при написании сокращенных ионных уравнений, вещества
малодиссоциирующие, плохо растворимые или выделяющиеся в виде
газа следует писать в молекулярной форме. Рассмотрим ряд примеров.
Пример 1. Один из способов получения хлора заключается
в окислении соляной кислоты перманганатом калия или двуокисью
марганца. Протекающую реакцию моЖно изобразить следующей
схемой:
КМп04+НС1^КС1+МпС12+С12+Н20..
Окислителем является перманганат-ион, а восстановителем —
ион хлора.
Электронно-ионные уравнения (1) и (2) описывают процессы вос-
становления Мп04" и окисления С1~:
При описании процесса восстановления ясно, что перманганат-
ион в кислой среде восстанавливается до положительно двухзарядного
катиона марганца. В состав перманганат-иона МпО^ входят четыре
атома кислорода, а так как среда кислая, то они связываются восемью
* В окислительно-восстановительных реакциях подкисление осуществляется
серной кислотой потому, что соляная кислота обладает восстановительными свойст-
вами, а азотная кислота, даже будучи разбавленной, проявляет окислительные
свойства.
84

ионами водорода и образуют четыре молекулы воды; в связи'С этим
для уравнивания, числа атомов кислорода в левой части уравнения (I)
написано восемь ионов водорода, а в правой части — четыре молекулы
воды. Когда выполнено требование, чтобы число атомов в правой и
левой частях уравнения было одинаково, можно перейти к уравниванию
алгебраической суммы зарядов левой и правой частей уравнения.
Алгебраическая сумма зарядов правой части уравнения (1) состав-
ляет плюс два, а левой — плюс семь; чтобы алгебраическая сумма
зарядов обеих частей уравнения (1) была одинакова, нужно в левую
часть уравнения прибавить пять электронов (нужно принять во внима-
ние, что условно мы всегда алгебраическую сумму зарядов левой
части уравнения приравниваем к правой, поэтому электроны отнимают-
ся и прибавляются в левой части уравнения).
Такое же уравнивание числа атомов и алгебраической суммы заря-
дов осуществлено в электронно-ионном уравнении (2), выражающем
процессе окисления ионов хлора.
Затем уравнивают числа отданных и присоединенных электро-
нов * , после чего пишется суммарное электронно-ионное уравнение
(3) и на основании последнего расставляются коэффициенты в уравне-
нии реакции (4), написанном в молекулярной форме:
2КМп04 + 16НС1 = 2КС1 + 2МпС12 + 5С12 + 8Н20. (4)
При расстановке коэффициентов в уравнении реакции, написанном
в молекулярной форме, нужно соблюдать такую последовательность:
1) Прежде всего поставить коэффициенты при окислителе КМпО«,
восстановителе НС1 (эти коэффициенты являются определяющими)
и при формулах тех веществ, которые получились в результате окис-
лительно-восстановительного процесса (МпС12,С12).
2) Уравнять число атомов калия и хлора. Следует заметить, что
из шестнадцати молекул соляной кислоты, принимающих участие в
реакции, десять молекул участвуют в качестве восстановителя, окис-
ляясь и образуя пять молекул хлора, а шесть молекул-идут на образо-
вание солей — двух молекул КО и двух молекул МпС12. В заключение
следует проверить общее количество атомов водорода и кислорода.
При окислении соляной кислоты двуокисью марганца в электрон-
но-ионном уравнении следует двуокись марганца писать в молеку-
лярной форме, поскольку Мп02 не растворима:
Мп02 + 4HC1 = МпС12 + 2Н20 + С12
Мп02 + 4H+ + 2е = Мп2+ + 2Н20
С1--е = С1°
Мп02 + 2С1-+4Н+=Мп^ + 2Н20 + С12
Из написанного электронно-ионного уравнения следует, что из
четырех молекул соляной кислоты, участвующих в реакции, две
являются восстановителями и, следовательно, окисляются, образуя
* Поскольку молекула хлора состоит из двух атомов, необходимо коэффициенты,
стоящие за вертикальной чертой, удвоить.
85

молекулу хлора, а другие две молекулы соляной кислоты идут на
образование соли МпСЦ.
Пример 2. Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с
медью:
ЗСи + 8HN03 = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4Н20
3 I Си0 — 2е = Си2+
2 I N03~ + 4H++3e = NO + 2H20
3Cu° + 2N03' + 8H+ = 3Cu2+ + 2N0 + 4H20
Из восьми молекул азотной кислоты две молекулы проявляют
свойства окислителя, восстанавливаясь с образованием двух молекул
N0, а остальные шесть молекул азотной кислоты идут на образование
Cu(N03)2.
Пример 3. Получение водорода путем взаимодействия алю-
миния с 20%-ным водным раствором едкого натра. Реакцию можно
представить следующей схемой:
А1 + NaOH + Н20 -* NaA102 + Н2.
Напишем электронно-ионные уравнения (1, 2, 3), характеризую-
щие процессы окисления и восстановления, учитывая, что реакция
протекает в щелочной среде:
2 1 I Al°+40H- —Зё = А102+2Н20 (1)
6 1 3 I Н,0 + е = Н° +ОН~ (2)
2А1° +20Н- + 2Н20 = 2АЮ2 + ЗНа (3)
Для уравнивания числа атомов кислорода в левой части уравнения
(1) указано четыре иона гидроксила, потому что в состав алюминат-
иона (AlOj") входит два атома кислорода; для каждого иона кислорода
требуется два иона тидроксила; в правой части уравнения (1) следует
написать две молекулы воды. На основании коэффициентов суммарного
уравнения (3) расставляют коэффициенты в уравнении реакции, на-
писанном в молекулярной форме (4):
2А1 + 2NaOH + 2Н20 = 2NaA10a + ЗНЯ. (4)
Типы химических реакций
Существуют следующие типы химических реакций: реакции соеди-
нения, разложения, обмена и замещения.
Реакциями соединения называют такие процессы, в которых из
двух или нескольких веществ получается одно вещество с новыми, при-
сущими ему свойствами:
С02 + Н20 = Н2С03,
2Na + Cl2 = 2NaCl.
Реакциями разложения называются такие химические реакции, в
которых из одного вещества получается два и более веществ с иными
86

свойствами:
СаС03 = СаО + С02,
2КСЮ3 = 2КС1 + 302,
Реакциями обмена называются такие химические процессы, при
которых происходит обмен составными частями молекул реагирующих
веществ:
NaOH + HC1 = Н20 + NaCl,
ВаС12 + Na2S04 = BaS04| + 2NaCl.
Реакциями замещения называются такие реакции, при которых
атомы{или молекулы) одного реагирующего вещества замещают часть
атомов в молекулах другого вещества:
CuS04 + Fe = FeS04 + Си,
2КВг + С1а = 2КС1 + Вга.
В отличие от других типов реакций реакции замещения всегда
являются окислительно-восстановительными.
Кроме перечисленных выше типов'реакций могут быть и более
сложные реакции.
Все химические реакции, протекающие между веществами, запи*
сывают в виде химических уравнений.
При составлении химических уравнений необходимо придержи*
ваться следующих правил:
1. Формулы веществ, вступающих во взаимодействие, должны быть
написаны правильно.
2. Формулы получающихся веществ также должны быть написаны
правильно.
При написании формул веществ следует проверять количество по-
ложительных и отрицательных валентностей; они должны быть равны,
так как молекулы веществ электронейтральны.
Валентностью химического элемента называется число, показываю*
щее, сколько атомов водорода может присоединить один атом данного
элемента или заменить их в других соединениях (более подробно о ва-
лентности см. гл. II § 10).
3. Количество атомов каждого элемента в левой и правой частях
уравнения должно быть одинаково. Это вытекает из закона сохранения
массы веществ.
4. Стрелкой показывают направление течения реакции.
Разберем несколько примеров написания химических уравнений
реакций, протекающих без изменения валентности элементов, входящих
в состав реагирующих веществ.
Реакция соединения
Р2Об + Н20 -* Н3Р04. (схема)
Уравниваем количество атомов фосфора:
РА + Н20-*2Н3Р04.
87

Уравниваем количество атомов водорода:
РА + ЗН20-*2Н3Р04.
Количество атомов кислорода проверяем в последнюю очередь,
потому что кислород является составной частью нескольких веществ.
Так как количество атомов кислорода тоже равно, то стрелку можно
заменить знаком равенства:
Р2Об + ЗН20 = 2Н3Р04.
Реакция обмена
А1208 + NaOH — NaA102 + H20. (схема)
Уравниваем количество атомов алюминия:
AlA + NaOH — 2NaA102 + H20.
Уравниваем количество атомов натрия: -
Al203 + 2NaOH — 2NaA102 + H20.
Проверяем количество водорода и количество кислорода.
Количество всех атомов в левой и правой частях уравнения равно.
Ставим знак равенства:
А1203 + 2NaOH = 2NaA102 + Н20.
Реакция нейтрализации (обмена). Сущность про-
цессов нейтрализации состоит в образовании молекул воды из ионов
водорода и гидроксила. В данном случае реагирует кислота и щелочь:
Н3Р04 +Са(ОН)2 — Н20 + Са3(Р04)2 (схема)
н++он- = н2о.
Чтобы прошла полностью нейтрализация, количество ионов водо-
рода и гидроксила должно быть одинаково. Уравниваем количество
ионов водорода и гидроксила:
2Н3Р04 + ЗСа(ОН)2 -* НаО + Са3(Р04)2.
Проверяем количество молекул воды. Оно должно быть равно
количеству ионов водорода, а также ионов гидроксила:
2Н3Р04 + ЗСа(ОН)2 — 6Н20 + Са3(Р04)2.
Проверяем количество атомов кальция и фосфора и ставим знак
равенства:
2Н3Р04 + ЗСа(ОН)2 = 6Н20 + Са3(Р04)2.
Реакция разложения. При нагревании протекает про-
цесс разложения
A12(S04)3 -* А1208 + S03. (схема)
Количество атомов алюминия одинаково. Уравниваем количество
атомов серы:
Al2(S04)3 — Ala08 + 3S03.
88

Проверяем количество атомов-кислорода и-ставим зи«к-раве^ства:
A12(S04)3=A1203 + 3SQ3.
Скорость химических реакций
Для проведения любой химической реакции необходимо некоторое
время, причем одни реакции протекают очень быстро, например ней-
трализация кислоты щелочью, другие — крайне медленно. Так, смесь
водорода с кислородом может при комнатной температуре сохраняться
длительное время без изменения, но при 500—600° начинается медлен-
ная реакция, которая при более высоких температурах становится
весьма быстрой (взрыв). Одной из важнейших характеристик химиче-
ской реакции является ее скорость. Раздел химии, занимающийся
изучением скоростей химических реакций, называется химической ки-
нетикой. Скорость химической реакции измеряется количеством грамм-
молекул веществ, вступающих в реакцию в единице объема за единицу
времени. Факторы, определяющие скорость химической реакции, раз-
нообразны:
1. Природа реагирующих веществ, т. е. их состав, строение моле-
кул, характер связи. Например, выделение водорода цинком из раство-
ров соляной кислоты происходит значительно быстрее, чем в уксусной
кислоте.
2. Концентрация реагентов. Чтобы прошло взаимодействие между
молекулами, они должны столкнуться, хотя не каждое столкновение
молекул приводит к реакции между ними, но число столкновений,
в.том числе и успешных, будет пропорционально числу молекул реа-
гирующих веществ. Скорость химической реакции пропорциональна
концентрации реагирующих веществ в данный момент времени. Горе-
ние лучинки на воздухе менее ярко, чем в банке с кислородом, от того,
что концентрация кислорода в воздухе меньше.
3. Температура. Скорость химической реакции при повышении
температуры на каждые 10° увеличивается в 2—3 раза. При повышении
температуры число активных молекул, т. е. тех, которые в момент
столкновения обладают большей энергией, резко возрастает. Степень
смешения реагентов, катализатор, облучение видимым светом, ультра-
фиолетовыми и рентгеновскими лучами и ряд других условий могут
влиять на скорость химических реакций.
Все перечисленные факторы, от которых зависит скорость химиче-
ских реакций, воплощаются в математической форме в виде закона дей-
ствующих масс:
Скорость химической реакции прямо пропорциональна молекуляр-
ным концентрациям реагирующих веществ:
v = K[A][B],
где v — скорость реакции; К — коэффициент пропорциональности,
называемый константойГскорости реакции; [А] и [В1 — молярные кон-
центрации вещества Л и В в данный момент. Константа скорости реак-
89

ции К показывает, какая доля моля прореагировала в единице объема
в единицу времени. Константа скорости реакции зависит от всех фак-
торов, от которых зависит скорость реакции, кроме концентрации.
Обратимые и необратимые реакции
Если смешать пары иода с водородом и выдерживать эту смесь
при постоянной температуре, например при 300°, то произойдет реакция
H. + I, —2HI.
Однако известно также, что йодистый водород, нагретый до 300°,
разлагается на иод и водород:
2HI — 12 + Н2.
Таким образом, полного разложения йодистого водорода не про-
изойдет,' потому что продукты разложения способны взаимодействовать
между собой с образованием йодистого водорода, а из водорода и иода
полностью не образуется йодистый водород. Реакции, при которых
получающиеся вещества могут реагировать между собой с образованием
исходных веществ, называются обратимыми.
При написании химических уравнений обратимых реакций вместо
знака равенства ставят обращенные в противоположные стороны стрел-
ки. Уравнение разобранной выше обратимой реакции запишется сле-
дующим образом:
H, + It«=t2HI.
Следует отметить, что различают прямую реакцию, протекающую
в направлении, указанном стрелкой слева направо, и обратную реак-
цию, идущую справа налево.
Таким образом, в обратимых реакциях исходные вещества не пре-
вращаются полностью в продукты реакции, и в реакционном сосуде,
например для указанного выше случая, будут находиться в определен-
ных количествах три вещества HI, Н2 и 12. Об обратимых реакциях
говорят, что они «не доходят до конца», так как при этом непрерывно
протекают взаимно противоположные процессы.
Реакции, при которых одно из образующихся веществ удаляется
из сферы химического взаимодействия в виде газа, плохо растворимого
или малодиссоциирующего вещества, а также реакции, сопровождаю-
щиеся большим выделением энергии, называются практически необра-
тимыми.
В уравнениях необратимых реакций между правой и левой частя-
ми ставят знак равенства; стрелкой вверх f показывают улетучиваю-
щиеся вещества, стрелкой вниз | вещества, выпадающие в осадок:
Na2C03 + H2S04 - Na2S04 + C02t + HaO,
Na2S04 + ВаС12 = BaSOJ + 2NaCl,
H.SO/+ 2NaOH = 2HaO+ Na2S04,
2Mg + 02 = 2MgO+Q,
где Q — тепло, выделяющееся при реакции.
90

Большинство химических реакций обратимо. В необратимых реак-
циях обратный процесс выражен настолько слабо, что практического
значения не имеет.
Поскольку в основе многих производственных процессов лежат
обратимые реакции, изучение условий протекания их необходимо для
того, чтобы уметь управлять такими реакциями с целью повышения
выхода промышленно важного" продукта.
Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье
При соприкосновении реагирующих веществ их молекулы, дви-
гаясь в различных направлениях, неизбежно должны сталкиваться,
встречаться друг с другом.
Взаимодействие молекул может происходить только при их столк-
новениях, причем не всякое столкновение приводит к взаимодействию.
Особенно реакционноспособными, активными будут те молекулы, кото-
рые в момент столкновения обладают избыточной энергией. Чем чаще
молекулы реагирующих веществ будут сталкиваться и чем Дольше среди
них будет «активных» молекул, тем быстрее будет идти превращение
взятых веществ в новые, тем больше будет скорость реакции. Число
«эффективных» столкновений, определяющих скорость химической
реакции, зависит от различных причин, например от природы реаги-
рующих веществ, их концентрации, температуры, степени смешения,
присутствия катализаторов и др.
Рассмотрим обратимую реакцию, выражающуюся следующим об-
щим уравнением:
A + B^±.C + D.
При столкновении молекул вещества А и В они взаимодействуют,
образуя вещества С и D, молекулы которых при столкновении друг
с другом, в свою очередь, могут образовать вещества А и В.
Число столкновений между молекулами А и В, а следовательно
скорость прямой реакции, вначале большое, но по мере течения реак-
ций молекул А и В становится все меньше, и, следовательно, реже про-
исходят их столкновения. Наоборот, молекул С и D становится все
больше, и их столкновения становятся все чаще, т. е. в то вреа*я как
скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции
увеличивается. Наконец, наступит момент, когда скорости прямой
и обратной реакции сравняются: это будет означать, что в каждую еди-
ницу времени будет исчезать столько же молекул А и В, сколько их
будет появляться вследствие обратной реакции. С этого момента кон-
центрация всех четырех веществ А, В, С и D не будет изменяться,
несмотря на то, что взятые вещества А и В целиком не прореагировали.
Наступило химическое равновесие, которое означает не состояние по-
коя, а равенство скоростей двух противоположных процессов поэтому
оно называется еще подвижным равновесием.
При неизменных условиях химическое равновесие может сохра-
няться как угодно долго. Изменяя условия, можно нарушить равнове-
91

t*te, с результате чего концентрации веществ изменятся. Сдвиг равно-
весия обратимой реакции может быть вызван, например, изменением
температуры, давления, концентрации.
Все изменения равновесия, вызываемые изменением тех или иных
внешних условий, можно предвидеть, руководствуясь общим положе-
нием, известным под названием принципа Ле Шателье:
Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее
воздействие (изменять температуру, давление или концентрацию), то
равновесие в системе сместится в том направлении, при, котором эф-
фект произведенного воздействия уменьшится.
Так, повышение температуры будет смещать равновесие в сторону
тех реакций, которые идут с поглощением тепла; увеличение давления
будет благоприятствовать реакциям, сопровождающимся уменьшением
объема. Например, для реакции
3Ha + Na^t2NH8 + Q
увеличение давления будет способствовать получению аммиака, а для
реакции
Oa + N2^=±2NO
увеличение давления не окажет воздействия на сдвиг равновесия, так
как при протекании прямой и обратной реакций изменения объема нет.
Очень важным фактором, оказывающим влияние на скорость ре-
акции, является катализатор.
Понятие о катализаторах
Катализаторами называются вещества, изменяющие скорость ре-
акции, а процесс, протекающий под действием катализатора, назы-
вается каталитическим. Состав катализатора остается химически не-
изменным после того, как закончилось взаимодействие исходных ве-
ществ. Область науки, занимающаяся изучением каталитического
действия веществ, называется катализом. Каталитические процессы,
протекающие в одной фазе *, носят название гомогенного катализа, а
протекающие в различных фазах ** — гетерогенного катализа. Многие
металлы, окислы являются катализаторами процессов, протекающих
в газовой фазе.
Катализаторы ускоряют как прямую, так и обратную реакции,
что приводит к более быстрому установлению равновесия. Таким об-
разом, катализатор не влияет на сдвиг химического равновесия, а спо-
собствует более быстрому достижению состояния равновесия.
Катализаторы играют большую роль в технике, ускоряя химиче-
ские процессы, например при контактном способе производства серной
кислоты, Синтезе и окислении аммиака, получении ацетальдегида по
* При этом в одном агрегатном состоянии находятся и взаимодействующие
вещества и катализатор.
** Например, реагирующие вещества —газообразные,, а катализатор —твер-
дое вещество.
92

реакции Кучерова и т. д. Имеют значение и катализаторы, замедляю-
щие реакции,— это так называемые отрицательные катализаторы, (ин-
гибиторы).
В организмах животных и в растениях содержатся ферменты —
органические вещества сложного строения,— играющие роль катали-
заторов в разнообразных жизненных процессах.
Катализаторы, как правило, обладают специфичным действием,
т. е. какой-либо один катализатор может ускорять или замедлять одну
или несколько реакций, совершенно не влияя на ход остальных реак-
ций. Теория подбора катализаторов очень сложна и в настоящее время
интенсивно разрабатывается.
ГЛАВА V
КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ
Все известные чистые вещества можно разделить на две группы:
простые и сложные, или химические соединения.
Простые вещества делятся на металлы и неметаллы.
Металлы, за исключением ртути, при комнатной температуре *
представляют собой твердые вещества, характеризующиеся особым,
металлическим, блеском, хорошей тепло- и электропроводностью. Глав-
нейшие представители металлов: железо, медь, серебро, цинк, алюми-
ний, олово и др.
Неметаллы при комнатной температуре могут быть газообразные
(кислород, хлор, азот), жидкие (бром), твердые (сера, фосфор, иод, уг-
лерод); они обладают плохой тепло- и электропроводностью.
В настоящее время число изученных химических соединений со-
ставляет более 3 000 000. Большинство из них совсем не встречается
в природе и получены искусственным путем. Особенно велико число
соединений, в состав которых входит углерод. Эти соединения ввиду
их многочисленности, особенностей строения и свойств выделены в са-
мостоятельный раздел органической химии.
Наиболее важными классами неорганических соединений являют-
ся окислы, кислоты, основания и соли.
§2. ОКИСЛЫ
Окислами называются вещества, состоящие из кислорода и какого-
нибудь другого элемента. Они имеют следующие названия.
* Довольнр низкие температуры плавления, близкие к комнатной, имеют цезий
(28,5°) и галлий (29,8°).
93

1. Если элемент имеет с кислородом одно соединение, например
MgO, A1203, то это соединение называют окисью — окись магния и окись
алюминия соответственно.
Если элемент образует с кислородом два окисла, то тот окисел,
в котором степень окисления элемента меньше, называется закисью,
а тот окисел, в котором степень окисления элемента больше — окисью;
например FeO — закись железа; Fe203 — окись железа.
2. Если в окисле на один атом элемента приходится два атома кис-
лорода, то он называется двуокисью; например N02 — двуокись азота,
SOa — двуокись серы.
В том случае, когда в окисле на один атом элемента приходится
три атома кислорода, он называется трехокисью; например S03 — трех-
окись серы.
3. Если элемент образует большое число окислов, то те окислы,
которые при взаимодействии с водой дают кислоты, называют ангид-
ридами. Например, для азота известно пять окислов: N20 — закись
азота, N0 — окись азота, N203 — азотистый ангидрид, N0* — дву-
окись азота, N206 — азотный ангидрид. N203 с водой дает азотистую
кислоту HN02, а азотный ангидрид N2Oe — азотную кислоту HN03.
Способы получения окислов
Окислы могут быть получены при соединении простых веществ
с кислородом. Так, при горении в кислороде серы, красного фосфора,
угля, железной проволоки образуются соответственно сернистый газ
S02, фосфорный ангидрид Р20б, углекислый газ С02, железная окали-
на Fe304.
Подбор коэффициентов в уравнениях реакций для некоторых пе-
речисленных примеров может быть осуществлен путем написания элект-
ронных уравнений:
4Р + 50а = 2РаОв
4 I 2 1 Р— Ъе — Р*+
10 1 5 |.Q + 2g-» О-
4Р0 + 10О° = 4Рд-++10О2-
3Fe -f 202 = Fe804 (закись-окись железа FeO- Fea08)
1 I Fe —2ё -+ Fe2+
2Fe — бё -* 2Fe3+
4 [ 0 + 2g->• О2" _
3Fe° + 20° = Fe2+ + 2Fe3+ + 40a *"
Другим способом получения окислов является разложение солей
и гидроокисей.
При нагревании углекислых (карбонатов), азотнокислых (нитра-
тов), сернокислых (сульфатов) и других солей кислородных, кислот
94

происходит их разложение:
СаС03 = СаО + С02,
2Pb(N03)2 = 2РЬО + 4N02 + 02,
CuS04y-CuO + S03.
Окислы могут быть получены при термическом разложении гид-
роокисей. Например, даже при слабом нагревании гидроокись меди
разлагается:
Cu(OH)2 = CuO + H20.
По химическим свойствам окислы можно разделить на солеобра*
зующие и несолеобразующие (безразличные). Примером безразличного
окисла может служить окись азота N0 — она не образует соли.
Солеобразующие окислы подразделяются на основные (MgO, CaO),
амфотерные (ZnO, A1203) и кислотные (S03, P205, С02).
Основными окислами называются такие окислы, которые, взаимодей-
ствуя с кислотами, дают соли и воду; им соответствуют основания
(MgO — Mg(OH)2; CaO — Са(ОН)2).
Амфотерными окислами называются такие окислы, которые взаи-
модействуюти с кислотами, и с основаниями, образуя соли и воду; им
соответствуют и кислоты, и основания (ZnO — Zn(OH)2 — H2Zn02).
Кислотными окислами называются такие окислы, которые взаимо-
действуют с основаниями с образованием соли и воды; им соответствуют
кислоты (S08 — H2S04; S02 — H2S03; Si02 — H2Si03)«
Химические свойства окислов
Окислы, образованные щелочными и щелочноземельными метал-
лами (К, Na, Rb, Ca, Ba), вступают в реакцию с водой, образуя щелочи:
СаО + Н20 = Са(ОН)2,
ВаО + Н20 = Ва(ОН)2.
Эти реакции сопровождаются выделением большого количества
теплоты (экзотермические).
Все основные окислы, взаимодействуя с кислотами, дают соли
и воду. Например, при нагревании раствора серной кислоты с окисью
меди образуется голубой раствор сульфате меди:
H2S04 + CuO = CuS04 + Н20.
Основные окислы взаимодействуют с кислотными окислами с об-
разованием соли. Реакция окиси кальция с двуокисью кремния про-
исходит в доменной печи с целью удаления пустой породы в виде легко-
плавкого шлака CaSi03 (силиката кальция):
CaO + Si02 = CaSi03.
Большинство кислотных окислов взаимодействует с водой с обра-
зованием кислот. При поглощении серного ангидрида водойгобразуется
95

серная кислота:
S03+HaO=HaSO«.
Эта реакция сопровождается выделением большого количества
теплоты.
Некоторые кислотные окислы не взаимодействуют с водой, напри-
мер двуокись кремния.
Все кислотные окислы реагируют со щелочами. При пропускании
двуокиси углерода или двуокиси серы в растворы щелочей образуются
соответствующие соли и вода:
СО2+Са(0Н)2=СаСОз+НаО,
S02+2NaOH=Na2S03+H20.
При сплавлении твердых двуокиси кремния и едкого натра проис-
ходит реакция с образованием соли — силиката натрия:
2NaOH+Si02=Na2Si03+H20.
Выше уже указывалось, что кислотные окислы реагируют с основ-
ными, образуя соли.
Амфотерные окислы реагируют и с кислотами, и с основаниями.
В обоих случаях получаются соли и вода:
А12Оз+6НС1=2А1С1з+ЗН20,
А1Д+2Ыа0Н=2ЫаА1Оа+Н2О.
В первом случае получается хлорид алюминия, а во втором —
алюминат натрия.
§ 3. ОСНОВАНИЯ
: Основанием называется соединение, образующее в водном растворе
цз отрицательных ионов только одни ионы гидроксила. Общие свойства
оснований (окрашивание индикатора, взаимодействие с кислотами
и солями) обусловлены наличием в их растворах ионов гидроксила.
В растворах всех растворимых оснований содержатся анионы гидрок-
сила и катионы различных металлов:
NaOH^Na+ + OH-,
кон^к++он-,
Ва(ОН)2^Ва2++20Н-.
Когда в растворе имеется избыток ионов водорода Н+, то говорят,
что раствор имеет кислую реакцию, а при наличии избытка ионов гид-
роксила ОН" реакция среды щелочная.
Основания называют гидроокисями, например NaOH — гидро-
окись натрия, Fe(OH)3— гидроокись железа. Гидроокиси щелочных
металлов называют едкими: КОН — едкое кали, NaOH — едкий натр.
96

Классификация оснований
В основу классификации оснований положена их растворимость
в воде. Хорошо растворимые основания называются щелочами. Щелочи
(КОН, NaOH, Ba(OH)2) дают щелочные и щелочноземельные металлы.
Способы получения оснований
Растворимые в воде основания (щелочи) получают: а) электролизом
концентрированных растворов солей, например при электролизе рас-
твора хлористого натрия образуются едкий натр, хлор и водород;
б) взаимодействием окислов с водой; так получают гидрат окиси каль-
ция (гашеную известь):
CaO + H20 = Ca(OH)2 + Q.
Этот процесс, называемый гашением извести, сопровождается вы-
делением большого количества теплоты.
Нерастворимые.в воде основания получают при реакции ионного
обмена раствора соли и щелочи:
FeCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)8 j
Fe3+ + 30H- = Fe(OH)8 j
Химические свойства оснований
Все основания, растворимые и нерастворимые в" воде, реагируют
с кислотами:
NaOH + НС1 = NaCl + Н20,
Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2НаО.
Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными окислами:
2NaOH + SO, = Na2S03 + H20,
20Н-+ S02 = S023-+ Н20;
2NaOH + A1203 = 2NaA102 + H20,
20H- + A1203 = 2АЮ- + H20.
Первая реакция происходит при пропускании двуокиси серы в рас-
твор едкого натра: она имеет практическое значение для получения
солей и поглощения двуокиси серы, вредного для живых организмов
газа.
Аналогичная реакция протекает при сплавлении твердого едкого
натра и двуокиси кремния:
2NaOH + Si02 = Na2Si03 + Н20.
Так получают растворимое стекло.
4 Пособие по химии
97

Растворы щелочей взаимодействуют с растворами солей с образо-
ванием новой соли и нового основания:
CuS04 + 2KOH = K2S04 + Cu(OH)a [
Cu2+ + 20H- = Cu(OH)2|
Нерастворимые в воде основания при нагревании легко разла-
гаются на основной окисел и воду:
2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20.
§4. КИСЛОТЫ
Кислотой называется соединение, дающее в водном растворе из по-
ложительных ионов только ионы водорода.
Общие свойства кислот (вкус, действие на индикатор, взаимодей-
ствие с основаниями, металлами и др.) обусловлены гидратированными
ионами водорода*, кислотные остатки образуют анионы |С1~, NOg",
S024- и др.).
Названия кислородных кислот образованы от названий ангидри-
дов, соответствующих каждой кислоте:
Ангидрид Кислота
S03—серный H2S04—серная
S02 — сернистый H2S03—сернистая
С02 — угольный Н2С03—угольная
Р205—фосфорный Н3Р04—фосфорная
N205—азотный HN03—азотная
Названия бескислородных кислот происходят от названия водо-
родных соединений неметаллов:
Водородные соединения неметаллов Бескислородные кислоты
Хлористый водород НС1 Хлористоводородная, или соляная
Сероводород H2S Сероводородная
Бромистый водород НВг Бромистоводородная
Йодистый водород HI Йодисто водородная
Классификация кислот
Кислоты классифицируют по составу (кислородные .и бескисло-
родные), по основности и по силе.
Основность кислоты определяется числом водородных ионов, кото-
рые могут Зразоваться при диссоциации каждой молекулы. Так, при
диссоциации каждой молекулы азотной кислоты образуется один ион
* Водородный^ ион, имеющий единичный положительный заряд,— это протон.
Протон как таковой не существует в заметных концентрациях в водных растворах;
он присоединяется к молекуле воды, образуя ион гидроксония Н30+. Обычно, чтобы
не осложнять написания уравнений химических реакций с участием водных растворов
кислот, вместо Н30+ пишут ион водорода Н+, имея в виду это упрощение.
98

водорода:
HNO, ^±H+ + NO-f
поэтому она одноосновная; при диссоциации каждой молекулы серной
кислоты получается два иона водорода:
HaS04 5=2: H+ + HSO7 ^ 2H+ + SOr,
поэтому она двухосновная; при диссоциации каждой молекулы фосфор-
ной кислоты получается три иона водорода:
Н3Р04 =+ Н+ + Н2Р07 ^ 2Н+ + НРОГ ^ ЗН+ + РОГ,
она трехосновная.
Как указывалось выше, у многоосновных кислот отщепление ио-
нов водорода происходит не сразу, а постепенно. Например, в ортофос-
форной кислоте Н3Р04 из трех ионов водорода ле^че всего отщепляет-
ся один, и эта кислота в наибольшей степени диссоциирует так:
н3ро4^н++н2ро4-.
Дигидрофосфат-ионы диссоциируют дальше, но этот процесс про-
исходит в меньшей степени, чем первый:
Н2Р04- ^t H+ + HPQT
Гидрофосфат-ионы HPOJ" тоже диссоциируют, но в еще -более
слабой степени:
НРОГ *=* Н+ + РОГ
Таким образом, в водном растворе ортофосфорной кислоты наряду
с недиссоциированными молекулами Н3Р04 имеются ионы H2PO7 (наи-
большее количество), НРО|" и POJ" (последовательно все меньшие
количества).
Вступая во взаимодействие со щелочами, например NaOH, моле-
кула одноосновной кислоты реагирует е одной молекулой едкого натра,
молекула двухосновной кислоты — с двумя молекулами NaOH и т. д.
Отсюда кислоты и получили названия: одноосновные, двухосновные,
трехосновные. У приведенных выше кислот все атомы водорода в мо-
лекуле могут быть замещены металлом, так что их основность опреде-
ляется числом водородных атомов. Но есть кислоты, у которых не весь
водород, входящий в состав молекулы, может замещаться металлом.
Например, в уксусной кислоте CaH402(CH3COOH) только один атом
водорода замещается металлом, соответствующая натриевая соль
имеет состав CH3COONa; таким образом, уксусная кислота является
одноосновной, хотя в ее молекуле четыре атома водорода.
Строение молекулы ортофосфорной кислоты изображается следую-
щей структурной формулой:
/ОН
Н-0-Р=0
\он
4*
99

В молекуле ортофосфорной кислоты все атомы водорода равно-
ценны, все они связаны с атомами кислорода и могут быть замещены
металлами.
Таким образом, в молекулах кислородных кислот только те атомы
водорода способны замещаться металлами, которые непосредственно
связаны с атомами кислорода.
При замещении водорода металлом в мнЪгоосновных кислотах бы-
вают случаи, когда часть водорода, способного замещаться металлом,
остается незамещенной. Например, если взять едкий натр и серную
кислоту в таких количествах, чтобы на каждую молекулу кислоты
приходилась только одна молекула едкого натра, то при взаимодейст-
вии получается соль, в молекуле которой остается один атом водоро-
да:
NaOH + H2S04 = NaHS04 + H20.
Такие соли называются кислыми, в отличие от средних, или нор-
мальных солей, в молекулах которых не остается водорода, способ-
ного замещаться металлами.
Кислые соли легко можно превратить в средние, подействовав
на них-щелочью:
NaHS04 + NaOH = Na2S04 + H20.
Сила кислот зависит от степени их диссоциации в водном рас-
творе, т. е. от концентрации ионов водорода.
К сильным кислотам относятся: HI, НВг, НС1, HN03, H2S04.
К средним по силе кислотам принадлежат: H2S03, Н3Р04. Сла-
быми кислотами являются: СН3СООН, Н2С03, H2S.
Способы получения кислот
Большинство кислородных кислот может быть получено соедине-
нием ангидрида с водой:
S03 + H20 = H2S04,
N206 + H20 = 2HN03.
Этим способом нельзя получить кремниевую кислоту, так как
кремниевый ангидрид с водой не взаимодействует.
Кислоты ъюжно получить реакцией обмена между солью и менее
летучей кислотой, например серной:
NaCl + H2S04 = HC11 + NaHS04,
NaN03 + H2S04 = HN03 f + NaHS04.
Получающиеся при этих реакциях хлористый водород и пары азот-
ной кислоты растворяются в воде.
В настоящее время эти способы получения кислот заменены дру-
гими, экономически более выгодными. Например, соляную кислоту
получают синтезом хлора с водородом с последующим растворением
хлористого водорода в воде.
100

Химические свойства кислот
Большинство кислот хорошо растворяется в воде и диссоциирует
при этом на положительно заряженные ионы водорода и отрицатель-
но заряженные ирны кислотных остатков. Из нерастворимых кислот
можно указать кремниевую H2Si03. Некоторые кислоты существуют
только в растворе (H2S03, H2C03).
В растворах кислот изменяют цвет индикаторы: лакмус окраши-
вается в красный цвет, метилоранж — в розовый, фенолфталеин оста-
ется бесцветным.
Все кислоты взаимодействуют с основаниями:
H2S04 + Cu(OH)2 = CuS04 -f 2На0,
HC1 + NaOH = NaCl + H20.
" Сущность реакции состоит в соединении ионов водорода кислоты
с ионами гидроксила основания и образования малодиссоциирующих
молекул воды:
н++он- = н,о.
Эта реакция называется реакцией нейтрализации.
Все кислоты реагируют с основными окислами, давая соли и воду:
Fe203 + 6HC1 = 2FeCl3 + 3H20,
Fe208 + 6Н+ = 2Fe*+ + 3H20.
Эта реакция идет при слабом нагревании.
Растворы кислот вступают в реакцию с металлами. В зависимости
от положения металла в ряду активности и свойств кислот про-
дукты реакции будут различны. Металлы, стоящие в ряду активно-
сти до водорода, взаимодействуя с кислотами-неокислителями, окис-
ляются, а водород восстанавливается:
H2S04 + Zn = ZnS04 + H2 f
2H++Zn = Zn2+ + H2 t
При взаимодействии разбавленного раствора азотной кислоты
с металлами и концентрированных растворов серной и азотной кислот
восстанавливается не водород, а кислотообразующие элементы (сера
азот).
Соответствующие примеры рассмотрены в гл. IX § 6 и гл. X § 6.
Растворы кислот вступают в реакции ионного обмена с раствора-
ми солей. Эти реакции идут до конца в трех случаях.
1. ТЕсли одно из полученных веществ нерастворимо (выпадает
в осадок):
H2S04 + ВаС12 = 2HC1 + BaS041
Ba2+ + SOr = BaS041
.-101

2. Если одно из полученных веществ выделяется в газообразном
состоянии:
2НС1 + NaaC03 = 2NaCl + H20 + С021
2H++COS- = H10 + COit
3. Если одно из полученных веществ мало диссоциирует:
НС1 + NaOH = NaCl + Н20,
н++он- = н2о.
Реакции могут протекать между кислотой и твердой солью. В этом
случае реакция возможна, если с кислотой взаимодействует соль менее
сильной или брлее летучей кислоты:
H2S04 + 2KN03 = K2S04 + 2HN03 f
2HNOs + Na2C03 = 2NaN03 + H20 + C02 f
В первом случае реакция возможна, так как азотная кислота
более летучая, чем серная; во втором случае так же, потому что уголь-
ная кислота менее сильная и менее прочная, чем азотная.
При нагревании кислородные кислоты разлагаются на ангидрид
и воду:
H2S04 = H20 + S03,
H2Si03 = H20 + Si02.
§ 5. СОЛИ
Солями называются вещества, диссоциирующие в водных раство-
рах на положительно заряженные ионы металлов и отрицательно за-
ряженные ионы кислотных остатков, а иногда кроме них и на ионы
водорода и гидроксила:
Na2S04 ^ 2Na++SO|-,
NaHS04 7=t Na+,+ HS04- ^± Na+ + H+ + SOr,
MgOHCl 5=± MgOH+ + Cl- ^ Mg2++OH-+CK
Классификация солей
Соли делятся на средние (Na2S04), кислые (NaHS04) и основные
(MgQHCl). Применяют две номенклатуры солей. По одной номенкла-
туре названия солей образуют от названия кислот, а по другой — от
названия анионов (табл. 12).
Кислые соли называют по первой номенклатуре с добавлением
слова кислый к названию средней соли, а по второй номенклатуре до-
бавляют к названию средней соли приставки би или гидро: NaHS —
бисульфат натрия, или гидросульфид натрия, или кислый сернистый
натрий.
102

Таблица 12
Номенклатура солей
Названия кислоты
Фтористоводородная (плавиковая)
Хлористоводородная (соляная)
Бромистоводородная
Иодистоводородная
Серная
Сернистая
Сероводородная
Азотная
Фосфорная
Угольная
Кремниевая
Названия солей
по названию кислоты
Фтористые
Хлористые
Бромистые
Йодистые
Сернокислые
Сернистокислые
Сернистые
Азотнокислые
Фосфорнокислые
Углекислые
Кремнекислые
по названию аниона
Фториды
Хлориды
Бремиды
Иодиды
Сульфаты
Сульфиты
Сульфиды
Нитраты
Фосфаты
Карбонаты
Силикаты
Способы получения солей
Соли образуются при взаимодействии простых веществ и всех
классов неорганических соединений. Для получения каждой соли
выбирают тот способ, который экономически выгоден, учитывая наи-
более дешевые источники сырья. Приведем возможные способы полу-
чения солей.
При взаимодействии металлов с неметаллами образуется соль:
2А1 + ЗС12 = 2А1С13.
При взаимодействии кислот со щелочами получаются соль и вода:
КОН + HN03 = KN03 + Н20,
он- + н+ = н2о.
При взаимодействии основных окислов с кислотами получаются
соль и вода:
H2S04 + CuO = CuS04 + Н20,
2H+ + CuO = Cu2+ + H20.
При взаимодействии кислотных окислов со щелочами получают-
ся соль и вода:
2NaOH + S02 = Na2SOs + Н20,
20Н- + SOa = БОГ + H20.
При взаимодействии кислотных окислов с основными получается
соль:
CaO + Si02 = CaSi03.
При взаимодействии кислот с металлами получаются соль и во-
дород:
H2S04 + Fe = FeS04 + H2t
2H+ + Fe = Fe2+ + H2 |
103

При взаимодействии солей с металлами получаются новая соль
и новый металл:
Pb(N03)2 + Zn = Zn(N03)2 + Pb
Pb2+ + Zn = Zn2+ + Pb
При реакции обмена между солью и кислотой получаются новая
соль и новая кислота:
СаС12 + H2S04 = CaS04 J + 2НС1
Ca2+ + S02-=CaS04 J
При реакции обмена между солью и щелочью получаются новая
соль и новое основание:
Na2C03 + Са(ОН)2 = СаС03 J + 2NaOH
Са2++СОГ = СаС03Г
При реакции обмена между двумя солями получаются две новые
соли:
Na2S04 + ВаС12 = 2NaCl + BaS04 ^
Ba2+ + SOr = BaS04 |
Химические свойства солей
Самыми характерными свойствами солей являются их реакции
ионного обмена с кислотами, щелочами и друг с другом.
Кроме того, ионы металлов в солях могут быть восстановлены
атомами других более активных металлов или путем электролиза.
О гидролизе солей смотри стр. 357.

ЧАСТЬ ВТОРАЯ
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
При изложении сведений, касающихся различных элементов, пред-
лагается следующая последовательность:
I. Общие сведения об элементе.
1. Положение элемента в периодической системе Менделе-
ева.
2. Строение атома и валентность.
3. Распространение в природе.
II. Простое вещество.
1. Состав и строение молекул.
2. Получение.
3. Физические свойства.
4. Химические свойства.
5. Применение. •
III. Соединения данного элемента.
1. Состав и строение молекул.
2. Получение.
3. Физические свойства.
4. Химические свойства.
5. Применение.
ГЛАВА VI
ВОДОРОД
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ ОБ ЭЛЕМЕНТЕ
Элемент водород, химический знак Н, занимает первое место в пе-
риодической системе. В первом периоде есть еще один элемент — гелий.
Он — первый представитель элементов нулевой группы и как по физи-
ческим, так и по химическим свойствам является их полным аналогом.
Одни авторы водород помещают в подгруппу щелочных металлов
первой группы, другие — в подгруппу галогенов седьмой группы и.
105

наконец, его ставят и в первую и в седьмую группы одновременно. Что-
бы понять, чем вызвано такое разногласие в мнениях< необходимо
ознакомиться со свойствами водорода, щелочных металлов и галоге-
нов.
Ядро атома водорода имеет один положительный заряд, который
нейтрализуется вращающимся вокруг ядра электроном.
Атом водорода способен отдавать электрон и превращаться в по-
ложительно заряженный ион:
Н°—в = Н+.
Атомы щелочных металлов, имеющие по одному электрону на внеш-
нем валентном уровне, также способны отдавать по одному электро-
ну и превращаться в положительно заряженные ионы:
Na° —e=Na+.
Это сходство в поведении атомов водорода и щелочных металлов
дает право поместить водород в подгруппу щелочных металлов.
Но атомы водорода способны также и присоединять электроны,
принимая при этом конфигурацию инертного газа гелия и образуя
гидриды:
Н° + е = Н-,
• Na° — 7=Na+,
H° + Na° = NaH.
Отрицательный однозарядный ион водорода, как и нейтральный
атом гелия, имеет одинаковое расположение электронов:
Н~(2), Не°(2).
Атомы галогенов способны присоединять электроны, принимая
при этом конфигурацию инертных газов:
С1° + в = С1-,
F"(2, 8),. Ne°(2, 8),
CI "(2, 8, 8), Аг°(2, 8, 8).
Отрицательно заряженные ионы галогенов имеют такое же коли-
чество электронов, как и рядом стоящие с ними нейтральные атомы
инертных газов. Это сходство с галогенами дает право помещать водо-
род в подгруппу галогенов.
Распространенность в пр ироде. Водород в при-
роде встречается как в связанном виде, так ив виде простого вещест-
ва. Весовой процент водорода в земной коре составляет 0,2%. Если
же подсчитать содержание водорода в атомных процентах, то он зай-
мет четвертое место после кислорода, кремния и алюминия.
По распространенности в мире водород занимает первое место.
В атмосферу водород попадает при вулканических извержениях, а так-
106

же при гниении некоторых органических веществ. С удалением от зем-
ной поверхности процентное содержание водорода в атмосфере возра-
стает.
В связанном состоянии водород является составной частью воды,
животных и растительных организмов, природных горючих газов,
нефти и т. д.
§2. ПОЛУЧЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА
Получение. Способы получения веществ делятся на промыш-
ленные и лабораторные. Промышленные способы получения водорода
следующие.
1. Действие водяных паров на раскаленный уголь при темпера-
туре ~1000°:
Н20 + С = СО + Н2.
2. Взаимодействие окиси углерода и водяных паров без катализа*
тора протекает при температурах, близких к 1000°:
Н20 + СО = С02 + Н2.
Двуокись углерода удаляют путем растворения ее в воде.
3. Реакция метана с водяными парами на никелевом катализаторе
протекает при 800—900° (конверсия метана):
Н20 + СН4 = СО + ЗН2.
4. Крекинг метана при4 температуре 900—1000°:
СН4 = С + 2Н2.
При этом образуется сажа. Кроме этих веществ получается также
этилен и ацетилен.
5. Железопаровой способ: действие водяных паров на раскаленное
железо; при этом образуется закись железа и железная окалина:
H20 + Fe = FeO + H2 (выше 570°),
4H20 + 3Fe = Fe304 + 4H2 (ниже 570°).
6. Электролиз воды:
2Н20=2Н2 + 02.
В лабораторных условиях водород получают следующими спо-
собами.
1. Действием металлического кальция на воду:
Са + 2Н20 = Са(ОН)2 + Н2|
При взаимодействии щелочных металлов с водой водород собрать
не удается, так как процесс протекает очень энергично: с натрием —
бурно, а с калием сопровождается даже воспламенением водорода.
107

2. В аппарате Киппа действием 20%-ной серной кислоты на цинк:
Zn + H2S04 = ZnS04 + H2f
Для получения водорода этим способом нельзя брать щелочные
и щелочноземельные металлы, так как при этом происходят взрывы.
Вместо серной кислоты можно брать соляную и уксусную кислоты,
а вместо цинка — железо, алюминий. Однако при этом реакция про-
текает менее энергично.
Нельзя брать металлы, стоящие в ряду напряжений (см. гл. XIV, § 3) непосред-
ственно перед водородом, потому что при малой разнице в цх активности процесс
вытеснения водорода из кислоты протекает медленно, а также металлы, стоящие
в ряду напряжения после водорода, так как они не способны благодаря малой актив-
ности вытеснять водород.
Нельзя заменять разбавленные серную, соляную и уксусную кис-
лоты азотной и концентрированной серной кислотами, так как эти
последние являются окислителями, и, окисляя металл, восстанавли-
ваются до окислов: азотная — до окиси или двуокиси азота, серная —
до сернистого газа.
3. Используют растворы щелочей и металлы, например алюминий,
цинк, гидроокиси которых амфотерны:
2NaOH + 2A1 + 2Н20 = 2NaA10a + 3H2f
2 I А1°—Зе = А13+
3 1 2H+4-2F=H2
2Al° + 6H+=2Al3++3H2t
Физические свойства. Молекула водорода состоит из
двух атомов. Связь между атомами — ковалентная. Водород — газ
без цвета, вкуса и запаха, трудно сжижается и затвердевает, так как
молекулы его неполярны. Твердый водород при температуре — 257,0°
начинает плавиться, т. е. движение молекул из колебательного пере-
ходит в более свободное, а при — 252,8° жидкий водород кипит, т. е*
связь между молекулами настолько ослаблена, что они начинают дви-
гаться свободно, хаотически. При нормальных условиях 1 л водорода
весит 0,09 г. Плотность по отношению к воздуху равна 0,07, т. е. водо-
род в 14,5 раза легче воздуха. Водород плохо растворяется в воде, но
хорошо в металлах — никеле, платине, палладии (один объем палла-
дия растворяет несколько сотен объемов водорода).
При сопоставлении температур кипения (/кип) и^ температуры
плавления (/пл) водорода, щелочных металлов и галогенов следует,
что по этим показателям водород стоит ближе к галогенам, чем к ще-
лочным металлам. По химическим же свойствам, как мы увидим далее,
водород более схож со щелочными металлами. Природный водород
состоит из трех изотопов: протия Н, дейтерия D и трития Т. Со-
держание дейтерия составляет 0,02 об.%, а на долю трития приходит-
ся один атом на 108 атомов протия.
108

Массовые числа изотопов относятся между собой как 1:2:3,
потому что ядро атома протия имеет только 1 протон, ядро атома дей-
терия — 1 протон и 1 нейтрон, а ядро атома трития — 1 протон и 2
нейтрона. Все изотопы имеют по 1 электрону, нейтрализующему заряд
ядер.
По физическим свойствам изотопы сильно разнятся, например
протий в 14,5 раза легче воздуха, дейтерий — в 7,2 раза, а тритий —
в 4,8 раза.
При электролизе воды разлагаются на водород и кислород преиму-
щественно молекулы Н20, а молекулы «тяжелой воды» D20 накапли-
ваются в остатке.
Тяжелая вода не поддерживает жизни животных и растительных
организмов.
§ 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И ПРИМЕНЕНИЕ ВОДОРОДА
Химические свойства. На холоду водород мало акти-
вен. Атом водорода обладает малым радиусом — электрон его очень
близок'к ядру — и для отрыва электрона от ядра требуется большое
количество энергии:
Н° = Н + — 312 ккал/моль,
т. е. необходимо затратить 312 ккалг чтобы оторвать электроны от
одного грамм-атома водорода.
Ион водорода обладает специфическими свойствами, связанными
с тем, что он представляет собой ядро, полностькг лишенное электрон-
ной оболочки и не испытывает поэтому отталкивания от электронов
соседних атомов. Это приводит к тому, что ион водорода внедряется
в электронную оболочку атомов. Поэтому, например, в жидкостях ион
Н+ большей частью не сохраняется в виде самостоятельной единицы,
а связывается с молекулами других веществ: в воде он связывается
с молекулами Н20, образуя ион гидроксония Н30+, а с молекулой ам-
миака образует ион аммония NH4+.
Для разрыва моля водорода на два грамм-атома требуется 104 ккал:
Н2 = 2Н —104 ккал.
Этим и объясняется малая активность молекулярного водорода*
При обычной температуре водород вступает во взаимодействие с фто-
ром в темноте, с хлором при солнечном освещении.
При повышенной температуре водород довольно активен. Смесь
двух объемов водорода с одним объемом кислорода называется грему-
чим газом, так как при нагревании или поджигании реакция протекает
столь энергично, что происходит взрыв:
На + j- Оа = Н20 + 58 ккал/моль.
109

Смесь водорода с кислородом, в которой содержится от 6 до 67 об. %
водорода, является взрывчатой.
Работа с водородом требует большой осторожности^ тщательной
проверки аппаратуры на герметичность и чистоту водорода перед тем,
как его нагревать или поджигать.
При нагревании он реагирует также с серой, образуя сероводород,
с азотом — аммиак; с фосфором — фосфин:
H, + S = H2S,
3H2 + N2 = 2NH3,
ЗН2 + 2Р = 2РН3.
Во всех перечисленных процессах водород является восстанови-
телем:
Н2—27=2Н+,
а сам он окисляется в ионы водорода.
Водород восстанавливает металлы из их окислов до свободных
металлов:
Fe203 + ЗН2 = 2Fe + ЗНр.
Атомарный водород более активен, чем молекулярный; он всту-
пает во взаимодействие с седюй, азотом, бромом и иодом уже при обыч-
ной температуре, образуя соединение того же состава, что и молеку-
лярный водород. Причиной большей активности атомарного водо-
рода является то, что не тратится энергия для разрыва молекул на
атомы.
Применение. Огромное количество водорода идет для по-
лучения аммиака:
3H2 + N2^2NH3,
при окислении которого образуется азотная кислота.
Большие количества водорода потребляются также в процессах
гидрирования органических соединений.
Как восстановитель водород находит применение при получении
дорогостоящих металлов, например вольфрама из его окислов:
W03H-3H2 = W + 3H20.
Большое количество тепла, образующегося при соединении кис-
лорода с водородом (температура поднимается до 3000е) используется
для плавления тугоплавких металлов, кварца.
Неогнеопасная смесь водорода с гелием (самым легким газом)
служит для заполнения дирижаблей, аэростатов.
§4. ВОДА
Вода сложное вещество, молекулы которого состоят из 2 атомов
водорода и 1 атома кислорода.
ПО

Электронная схема молекулы воды:
XX
Н*0><
х-
н
Электроны водорода оттянуты к ядру атома кислорода. Молекула
воды имеет асимметричную структуру: центры положительного и от-
рицательного зарядов ее не совпадают. Такие молекулы называются
дипольными, или полярными. Благодаря наличию диполя молекулы
воды легко объединяются (полимеризуются) в (Н20)2, (Н20)4 и даже
(НаО)8. Молекулы последнего состава существуют при температурах
близких к 0°, с повышением температуры они распадаются на более
простые; молекулы (Н20)2 встречаются в воде при 100° и даже в водя-
ных парах.
Процесс полимеризации молекул воды идет с образованием водо-
родных связей. Вода является идеальным веществом для образования
таких связей, поскольку каждая молекула воды может образовать
четыре водородных связи.
Свойством воды полимеризоваться, т. е. образовывать различные
по структуре молекулы, более компактные или более объемистые, объ-
ясняется аномальное поведение воды.
Распространенность в природе. Огромные про-
странства океанов, морей, рек и озер занимают более 3/4 всей земной
поверхности. Чистой воды в природе нет, в ней всегда растворены твер-
дые вещества, газы, а также взвешены нерастворимые соединения, на-
пример частицы глины. Некоторые растворенные в воде вещества де-
лают природные воды очень ценными, придают воде лечебные свойства,
высокие вкусовые качества, являются источниками получения важных
полезных веществ, например хлористого натрия, сернокислого нат-
рия и др.
В воде океанов содержание солей доходит до 3,5%. Наиболее чи-
стой является дождевая вода, но и в ней растворены нитраты и нитри-
ты аммония — соли, получающиеся при электрических разрядах во
время гроз.
Физические свойства. Чистая вода не имеет запаха,
вкуса, в тонких слоях бесцветна, в больших толщах — голубоватого
цвета, /пл=0°, /„ц^ЮО0 (при давлении 1 атм). Плотность воды при
0° равна 0,9998; при 4d= 1,000 г/см\
Химические свойства. Вода взаимодействует со мно-
гими веществами при обычной температуре.
Со щелочными и щелочноземельными металлами, с их окислами
вода образует гидроокиси металлов:
2Н20 + 2Na = 2NaOH + Н2, Н20 + Na20 = 2NaOH,
2Н20 + Са = Са(ОН)2 + Н2, Н20 + СаО = Са(ОН)2.
Вода реагирует и с неметаллами. Так хлор, растворяясь в воде,
дает две кислоты — хлорноватистую и соляную:
Н20 + С12^НС10 + НС1.
ill

Окислы неметаллов с водой образуют кислоты:
H20 + S02 = H2S03,
ЗН20 + Р205 = 2Н3Р04.
Вода взаимодействует также с некоторыми веществами, образуя
кристаллогидраты:
CuS04 + 5Н20 = CuS04. 5Н20,
КОН + 2Н20=КОН.2Н20
Вода является слабым электролитом.
Применение. Без воды нет жизни. Вода — самое необхо-
димое вещество в жизни человека. Потребление воды в народном хо-
зяйстве огромно: вода применяется для питья, в быту (стирка, мытье,
поливка и т. д.), в технике (паровые котлы, охлаждение и т. п.), как
растворитель во всех химических производствах и в различных отрас-
лях промышленности, в научных лабораториях. В большинстве слу-
чаев природная вода требует очистки.
1. От взвешенных нерастворенных частиц воду очищают пропуска-
нием через огромные фильтры, заполненные толстым слоем песка
и гравия.
2. Растворенные соли удаляют химическим путем:
Са( НС03)2 + Са(ОН)2 = 2СаС03| + 2Н20,
CaS04 + Na2C03 = CaC03J + Na2S04.
3. От тонких взвесей, придающих воде окраску, избавляются, вве-
дением солей алюминия:
сСа(ОН)2 + A12(S04)3 = 2Al(OH)3j+3CaS04,
3Na2C03 + A12(S04)3 + 3H20 = 2А1(ОН)3 + 3Na2S04 + 3C02.
Клейкий осадок гидроокиси алюминия захватывает из воды тон-
кую взвесь, а также бактерий.
4. После того как вода постоит в огромных отстойниках, где ося-
дут все нерастворимые вещества, производится обеззараживание ее
воздействием хлора, озона или ультрафиолетового света.
Тщательно очищенная вода поступает в водопроводную сеть, снаб-
жающую города питьевой водой. Для заполнения паровых котлов
производят более тщательную очистку воды ot солей.
Для лабораторий научных учреждений требуется еще более чистая
вода; очистка достигается перегонкой в кварцевой, серебряной или
оловянной аппаратуре — так получается дистиллированная вода.
Последнее время для очистки используют искусственные смолы —
иониты, пропусканием через которые достигается освобожд<ение
воды от катионов (пропускание через катеониты) и от анионов
(пропускание через аниониты); при этом протекают следующие
процессы:
CaS04 + 2Н+ смола (катеонит) = H2S04 + Ca2+ смола,
H2S04 + 20H" смола (анионит) = 2Н20 + 50Г смола.
112

Как видно из приведенных уравнений, ионы водорода-катионита
обмениваются с ионами кальция, которые остаются в смоле, и раствор,
выходящий после обработки катионитом, будет кислый. Этот раствор
пропускают через анионит, имеющий щелочную реакцию. Проходя
через анионит, ионы водорода нейтрализуются ионами гндрбксила,
а ионы сульфата остаются в смоле. Таким же путем можно очистить
воду и от других солей.
Ранее вода была использована для установления единиц веса
и объема. Для изготовления термометров за нулевые точки принимали
температуру замерзания и кипения воды; за единицу тепла брали ка-
лорию, т. е. то количество тепла, которое требуется для нагревания
1 г воды от 14,5° до 15,5°; за единицу плотности принимали вес 1 еж3
воды при 4° и 760 мм рт. ст.
ГЛАВА VII
КИСЛОРОД
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ ОБ ЭЛЕМЕНТЕ
Элемент кислород, химический знак О, занимает место в главной
подгруппе VI группы во втором периоде системы Менделеева; порядко-
вый номер его 8. Порядковый номер показывает, что ядро атома кисло-
рода имеет 8 положительных зарядов, а вне ядра находится 8 элект-
ронов. Положение его во втором периоде означает, что электроны ато-
ма кислорода расположены на двух уровнях энергии: на первом — 2,
на втором — 6:
0(ls22s22p4).
Как указано, все элементы, вступая в соединения, стремятся при-
нять такое расположение электронов вокруг ядра атома, какое свой-
ственно инертным газам.
Атому кислорода недостает двух электронов, для того, чтобы иметь
конфигурацию электронов атома инертного газа неона, поэтому для
атомов кислорода характерно приобретение двух электронов и пере-
ход в двухвалентный отрицательный ион:
0°(ls22s22p4), О2-(Is2, 2s2, 2pe).
Положительной валентности кислород не проявляет потому, что
электроны его атомов особенно прочно связаны с ядром вследствие
весьма малого радиуса; атом кислорода имеет самый маленький радиус,
равный 0,41 А.
Распространенность в природе. По распростра-
ненности в земной коре кислород занимает первое место (рис. ,11).
В воздухе свободного кислорода 23% по весу или 21 % по объему*
С удалением от поверхности земли содержание его в атмосфере умень*
ИЗ

шается. В связанном состоянии кислород весьма распространен: в воде
его 88,89%; в животных и растительных организмах 60—70%; в нежи-
вой природе, песке Si02, полевых шпатах Na20-Al203-6Si02, каолине
2HaO-Al203-2Si02, известняках СаС03~50%. Элемент кислород обра-
Рис. 11. Строение земного шара и распространенность элементов в
земной коре:
/ - земная кора; 2 - плотные силикатные породы; 3 - центральная часть, со-
стоящая из железа и никеля
зует два простых вещества — кислород и озон, два аллотропических
видоизменения, отличающиеся различным составом молекул. Моле-
кулы кислорода состоят из двух атомов кислорода 02, а молекулы озо-
на из трех атомов 03.
§ 2. ПОЛУЧЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА
Получение. В технике кислород получают из воздуха и из
воды. Воздух сжижают и подвергают фракционированной перегонке.
Азот, обладающий более низкой температурой кипения, испаряется,
а жидкий кислород остается. Кислород, полученный этим способом,
содержит до 2% азота. Хранится такой кислород в баллонах под дав-
лением. Этот метод его получения является дешевым и рентабельным,
поэтому большая часть кислорода лолучается именно так.
Более чистый кислород — электролитический. Вода — слабый
электролит
н2о^н++он-,
мало распадающийся на ионы и поэтому обладающий плохой электро-
проводностью. Но если к воде добавить кислоты (например, серной)
или едкого натра, то вода становится хорошим проводником электри-
чества. Водный раствор NaOH содержит ионы Na+, ОН", Н+ и моле-
кулы Н20. В первый момент включения тока хаотически движущиеся
114

ионы принимают направленное движение: ионы натрия и водорода
движутся к катоду, ионы гидроксила — к аноду. На катоде происхо-
дит разрядка ионов водорода:
Н++7=Н; 2H = H2.
Ионы натрия остаются в растворе, и их концентрация около като-
да увеличивается по мере протекания электролиза. На аноде разря-
жаются ионы гидроксила:
ОН~—ё = ОН,
20Н = Н20 + 0,
20 = 02.
В лабораториях кислород получают разложением окислов и солей.
Например, хлорат калия КС103 (хлорноватокислый калий, или берто-
летова соль) при нагревании сначала плавится, а затем разлагается,
выделяя кислород:
Окислителем в данной реакции является С1б+, он восстанавливает-
ся в СГ; восстановителем является О2", он окисляется в 02.
Реакцию разложения хлората калия можно ускорить, добавив
катализатор — двуокись марганца Мп02.
Перманганат калия КМп04 при нагревании также разлагается
с образованием кислорода 02, манганата калия К2Мп04 и двуокиси
марганца Мп02.
Физические свойства. Кислород -^- газ, без цвета,
вкуса и запаха. В жидком и твердом состояниях он голубого цвета.
Вес 1 л кислорода при нормальных условиях равен 1,43 г. Плотность
его по отношению к воздуху равна ~ 1,1 (од). Растворимость кисло-
рода в воде при 20° равна 0,03 объема в 1 объеме воды; /11Л=—218,8°;
/„„„=-183,0°.
Низкие температуры плавления и кипения кислорода объясняются
тем, что его молекулы не обладают полярностью (центры положитель-
ных и отрицательных зарядов в молекулах совпадают), связь между
атомами в молекулах ковалентная, а такие молекулы с трудом удержи-
вают друг друга. Лишь понижая температуру, т. е. уменьшая скорость
движения молекул, и увеличивая давление, т. е. сближая молекулы,
можно сжижить и перевести газообразный кислород в жидкое и твер-
дое состояния.
В твердом, жидком и газообразном состояниях кислород является
парамагнитным веществом, т. е. веществом, которое втягивается в
116

сильное магнитное поле, в отличие от веществ, которые выталкивают-
ся магнитным полем и называются диамагнитными. Например, если
погрузить сильный постоянный магнит в жидкий кислород, то часть
жидкости так сильно притянется к магниту, что может быть извлечена
из сосуда, где она ранее находилась. В настоящее время существуют
методы определения количества кислорода в газовой смеси, основанные
на измерении магнитной восприимчивости этой смеси, при условии, что
остальные компоненты смеси не обладают магнитными свойствами.
Объяснение парамагнетизма кислорода может быть дано только
на основе представлений о спине электрона. Оказывается, что электрон
в атоме не только вращается вокруг ядра, но и вращается вокруг соб-
ственной оси. Момент количества движения, связанный с вращением
вокруг собственной оси, и называется спином. Поскольку электрон
имеет электрический заряд, то при его вращении вокруг собственной
оси возникает магнитное поле. В зависимости от направления враще-
ния изменяется и направление магнитного поля. Как правило, в различ-
ных соединениях число электронов, вращающихся вокруг собственной
оси по часовой стрелке, равно числу электронов, имеющих направле-
ние движения против часовой стрелки. Поэтому возникающие при
этом магнитные поля взаимно компенсируют друг друга и вещества,
образованные данными молекулами, не имеют магнитных свойств.
Если кислород имеет магнитные свойства, необходимо принять, что
в его молекуле имеются электроны, магнитные поля которых не компен-
сированы противоположно направленными спинами. Так как хими-
ческая связь образуется электронами с противоположным направле-
нием вращения электронов вокруг собственной оси (противополож-
ными спинами), то принимают, что в молекуле кислорода связь
осуществляется только одной парой электронов и структурная фор-
мула записывается следующим образом:
О-б
•
Кислород имеет 3 изотопа с различными массовыми числами 1вО,
170,180. Все 3 изотопа занимают одно и то же место в системе Менде-
леева, так как все имеют один и тот же заряд ядра. Количество же
нейтронов в ядрах изотопов различно.
Кислород с массовым числом 16 1вО наиболее распространен
в природе, он содержит в ядре 8 нейтронов и 8 протонов; 170 имеет
9 нейтронов и 8 протонов, а 180 — 10 нейтронов и 8 протоцрв.
Химические свойства изотопов кислорода одинаковы, а физиче-
ские хотя не сильно, но разнятся, поэтому изотопный состав кислоро-
да в природе не одинаков.
Атомный вес атмосферного кислорода на 0,00011 атомных единиц
меньше атомного веса кислорода в морской воде, потому что темпера-
тура плавления и кипения более тяжелых изотопов ниже температуры
плавления и кипения легких изотопов. Это было главной причиной
отказа от кислородной атомной единицы.
116

§ 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И ПРИМЕНЕНИЕ КИСЛОРОДА
Химические свойства. Кислород — один из актив-
ных элементов: на холоду (18—20°) он соединяется с металлами.
Окисление (соединение с кислородом) простых и сложных веществ
в кислороде протекает более энергично, чем в воздухе, потому что
концентрация 02 в последнем составляет ~21%.
Щелочные металлы, как наиболее активные, сгорая на воздухе,
образуют перекиси:
2Na + 02 = Na202,
2К + 02 = К202.
В перекисных соединениях атомы кислорода соединены между
собой:
Na—О
I
Na-0
Поверхность многих металлов, например алюминия, хрома, под
действием кислорода воздуха покрывается окисной пленкой, которая
предохраняет всю массу металла от дальнейшего окисления. Образу-
ющаяся окисная пленка у некоторых металлов не предохраняет металл,
поэтому, например, кусок железа, оставленный на воздухе, весь пере-
ходит в окисел:
4Fe + 302 = 2Fe203.
При сжигании железа в кислороде образуется окалина:
3Fe + 202 = Fe304.
Кислород реагирует с неметаллами. Сера, сгорая в воздухе и кж>
лороде, образует двуокись серы:
S + 02 = S02.
Углерод в зависимости от соотношения реагентов образует окись
или двуокись углерода:
с+о2=со2,
С02 + С = 2СО.
Белый фосфор в воздухе сгорает, образуя трех- или пятиокись.
С кислородом реагируют и сложные вещества. Метан в зависимости
от физических условий взаимодействуете кислородом, образуя углерод
(сажу), окись или двуокись углерода и воду. Сероводород, вступая
в реакцию с кислородом, дает серу или сернистый газ и воду.
Во всех приведенных процессах кислород является окислителем
и восстанавливается в двухвалентноотрицательный ион.
Непосредственно кислород не соединяется с золотом, платиной,
фтором и хлором.
117

Все приведенные реакции протекают с выделением тепла. Процес-
сы, протекающие с выделением тепла и света, называются горением.
Процессы окисления, идущие в живых организмах, носят название
дыхания. Если процесс идет в мертвом организме, его называют гние-
нием или тлением. Как мы уже говорили, в кислороде все процессы
идут более энергично. Еще более реакционноспособным является ато-
марный кислород, потому что в данном случае не надо затрачивать
энергию на разрыв молекулы кислорода на атомы. Для разрыва одной
грамм-молекулы кислорода на два грамм-атома требуется 117,2 ккал:
02 = 20— 117,2 ккал/моль.
Применение кислорода основано на использовании его как
окислителя. Чтобы интенсифицировать процессы, протекающие в дом-
нах и конверторах, вместо воздуха используется смесь воздуха с кис-
лородом или кислород. Для получения высоких температур при сварке
металлов и их резании применяются водородно-кислородные и ацети-
лено-кислородные горелки, дающие возможность получать темпера-
туры порядка 3000°. Кислород используют в дыхательных аппаратах
в самолетах, подводных лодках, для дыхания больных. Вдыхание чисто-
го кислорода не вредно, если давление его не выше атмосферного.
Жидкий кислород используют для охлаждения и поддержания
низких температур.
§4. ОЗОН
Озон — аллотропическое видоизменение кислорода. Он образуется
в природе при грозовых разрядах. Приятный запах свежести после
грозы объясняется появлением в воздухе небольших количеств озона.
Искусственно озон получают, пропуская тихий разряд через кислород.
Превращение кислорода в озон протекает с поглощением тепла:
302 = 203—32,4-2 ккал.
Озон более сильный окислитель, чем кислород. При взаимодейст-
вии его с йодистым калием выделяется иод, тогда как с кислородом эта
реакция не идет:
2KI + 03 + Н20 = 12 + 2КОН + 02
03 + 2е = 02 + 02"
2Г — 2е=12
03 + 2Г=02 + 0*-+1а
118

ГЛАВА VIII
ГАЛОГЕНЫ
§ 1. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ГАЛОГЕНОВ
Элементы фтор, хлор, бром, иод, а также нестабильный элемент
астат, расположенные в главной подгруппе VII группы периодической
системы, называются галогенами.
Астат был обнаружен недавно. По химическим свойствам он близок к иоду,
однако точные данные о его поведении и свойствах пока отсутствуют и в дальнейшем
он не рассматривается.
Атомы галогенов имеют следующие электронные конфигурации:
F(ls22s22/?6),
Cl(ls22s22pe3s23/>6),
Br (ls22s22pe3s23/?63d104s24p5),
I(ls22sa2pe3s23/?e3d104s24p4d105s25p6).
Для получения устойчивой восьмиэлектронной конфигурации
атому любого галогена достаточно принять всего I электрон, поэтому
все галогены очень реакционноспособны и наиболее характерная ва-
лентность их —* 1. Эту валентность они проявляют при соединении
с элементами, способными отдавать электроны.
Галогены являются одними из самых сильных окислителей. При
переходе от фтора к иоду эта способность уменьшается, так как умень-
шается сила притяжения внешних электронов ядром вследствие
увеличения размера атома. Самым сильным окислителем является
фтор, самым слабым — иод. Фтор может окислять ион хлора, т. е.
вытеснять хлор из его соединений с металлом или водородом; хлор
может окислять ион брома, т. е. вытеснять бром из его соединений
с металлом или водородом^ и т. д.
В соединениях с кислородом все галогены (за исключением фтора)
проявляют положительную валентность. Способность к отдаче эле-
ктронов увеличивается при переходе от фтора к иоду также вследствие
того, что ядро все слабее удерживает внешние электроны.
Как видно из расположения электронов, максимально возмож-
ная положительная валентность галогенов +7.
Однако фтор никогда не проявляет положительной валентности,
а для брома до настоящего времени не известны соединения, в кото-
рых он был бы семивалентным. Максимальная известная положи-
тельная валентность брома +5. Хлор и иод дают устойчивые соеди-
нения, где они проявляют положительную валентность, равную 7.
При обычной температуре фтор и хлор — газы, бром — жидкость,
а иод — твердое тело.
Распространенность в природе. В свободном
состоянии галогены в природе не встречаются. Фтор входит в состав
119

минералов полевого шпата CaF2 и криолита AlF3»3NaF. Соединения
хлора содержатся в морской воде и находятся в виде залежей *
например хлорида натрия NaCl, хлорида калия КО, хлорида
магния MgCl2-6H20. Бром встречается в аналогичных соединениях
вместе с хлором, но в меньших количествах. Соединения иода нахо-
дятся в морской воде, морских водорослях и водах буровых скважин.
§2. ХЛОР
Получение и физические свойства хлора
Получение. В природных соединениях хлор всегда прояв-
ляет отрицательную валентность, поэтому для его получения в сво-
бодном состоянии необходимо окислить находящийся в этих соеди-
нениях хлор до электронейтрального. Используемые окислители
должны быть более сильными, чем элементарный хлор.
В технике хлор получают электролизом концентрированного
раствора поваренной соли. Транспортируют его в стальных баллонах.
В лабораторных условиях хлор получают при взаимодействии
соляной кислоты и двуокиси марганца:
4НС1 + Мп02 = МпС12 + С12 + 2Н20
С1-—е~*С1°
Мп4++27 — Мп2+
2С1" + Мп4+ = 2СГ + Мп2.+
Вместо двуокиси марганца Мп02 можно применять и другие окис-
лители, например перманганат КМп04, двухромовокислый калий
К*Сг2Ог
Физические свойства. Хлор — зеленовато-желтый
ядовитый газ с резким раздражающим запахом. При температуре
+20° и давлении 6,6 атм он легко сжижается- Хлор в 2,5 раза тяже-
лее воздуха.
В одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора. При атмо-
сферном давлении его /пл=—102,4°, <кип=— 34°.
Химические свойства и применение хлора
Химические свойства. Хлор очень реакционно-
способен. Он легко вступает в соединения с элементами, отдающими
свои электроны.
1. С металлами:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
1 I Fe°—3e->Fe3+
3 I С1° + <Г-*С1-
2Fe° + 3Cl2 = 2Fe3+ + 6Cr
120

2. С неметаллами:
2Р + 5С12=2РС16
2
10
Р°—5е-*Р*+
2Р° + 5С12 = 2Р5+ + 10С1-
С азотом и углеродом хлор непосредственно не реагирует, однако
соединения с этими элементами NC13, CC14 можно получить косвенным
путем.
3. С водородом хлор реагирует, образуя хлористый водород:
Н2+С12 = 2НС1.
В темноте эта реакция идет чрезвычайно медленно, а на прямом
солнечном свету со взрывом*
Здесь инициирование реакции происходит под действием кванта света (фотона),
который разбивает молекулу С12 на атомы. Механизм этой реакции можно представить
так:
Cl2 + hv = 2Cl,
Cl + H2—*НС1 + Н,
Н + С12-+НС1+С1,
С1 + Н2—*НС1 + Н и т. д.
Таким образом получается цепь последовательных реакций, при которых про-
дукт первого звена является исходным компонентом второго, а продукт второго —
исходным компонентом третьего и т. д.
Реакции подобного типа н азываются цепными. Большие заслуги в области изу-
чения цепных реакций принадлежат акад. Н. Н. Семенову.
4. С кислородом хлор образует несколько соединений, в которых
проявляет положительную валентность. Непосредственно с кисло-
родом он не соединяется. Все кислородные соединения хлора не-
устойчивы.
5. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с металлами.
Например, при действии хлора на раствор КВг идет следующая ре-
акция:
С12 + 2КВг-+2КС1 + Вга
СГ+ё— С1-
Вг~—7-+Вг°
СГ + Вг-=С1- + Вг°
6. При реакциях с органическими соединениями хлор вступает
в реакции замещения и присоединения, например
н\ /н ci _НС1 н\ /С1
н-с-о-н+| —► н-с-с-н
н/ \н С1 \\/ \н
Нч /Н С1 Нч /Н
н/ чн ci w\ |\н
С1 С1
121

7. С водой хлор реагирует, образуя две кислоты — соляную
и хлорноватистую:
С12 + Н20^±НС1 + НС10
С1° + ё—С1-
cia=ci- + ci+
Такой раствор, называется хлорной водой*
Хлорноватистая кислота нестойка: при нагревании и под дей-
ствием света она разрушается с выделением атомарного кислорода:
НСЮ — НС1 + 0.
Атомарный кислород легко вступает в реакцию с органическими
красителями, обесцвечивая их. На этом основано применение хлор-
ной воды как белящего средства.
Применение. Хлор служит для получения многочисленных
соединений, в частности широко применяемой хлорной извести.
Большие количества его используют для стерилизации питьевой
воды, для синтетического приготовления соляной Кислоты, в органи-
ческом синтезе.
Хлористый водород и соляная кислота
Получение. В технике хлористый водород получают дейст-
вием концентрированной H2S04 на NaCl. Если реакцию проводить
при нагревании, то она протекает с образованием Na2S04.
Кроме этого способа есть и другой — прямое соединение хлора
с водородом:
Н2 + С12 = 2НС1.
Этот способ получения хлористого водорода называют синтети-
ческим. В лабораторных условиях хлористый водород также может
быть получен по реакции NaCl с концентрированной H2S04. При
слабом нагревании образуется кислая соль:
NaCl + H2S04 = NaHS04 + HClf
при сильном — средняя:
2NaCl + H2S04 = Na2S04 + 2НС1Г
Свойства. Хлористый водород — бесцветный газ с острым
запахом и вкусом. Очень хорошо растворим в воде. При комнатной
температуре и атмосферном давлении в 1 объеме воды можно раство-
рить 450 объемов НС1. Раствор хлористого водорода в воде называется
соляной кислотой.
Получают соляную кислоту растворением хлористого водорода
в воде в специальных поглотительных башнях, причем чистая вода
поступает сверху башни, а газ снизу. Такой системой противотока
122

достигается более полное растворение газа. Действительно, внизу
башни концентрация НС1 в воде велика, газа много, а наверху мало
и оставшиеся небольшие количества нерастворенного НС1 улавли-
ваются чистой водой.
Наибольшая концентрация НС1 в воде при обычных условиях
составляет 37.%. Техническая соляная кислота слегка окрашена в
желтый цвет; чистая соляная кислота — бесцветна. Концентрирован-
ная кислота дымит на воздухе. По химическим свойствам соляная
кислота является типичной сильной кислотой и обладает всеми свой-
ствами сильных кислот, т. е. вступает в реакцию с металлами, окис-
лами, основаниями и солями.
Соляная кислота одноосновна. Соли ее называются хлоридами.
Все хлориды, за исключением хлористого серебра, хорошо растворимы
в воде.
При взаимодействии в растворе иона С1~ с ионом Ag+ образуется
малорастворимая соль AgCl белого цвета:
Ag++Cl- = AgClj
Эта реакция используется для обнаружения в водных растворах
иона хлора.
Применение. Соляная кислота находит широкое приме-
нение в химической промышленности для получения хлоридов ме-
таллов, в кожевенной промышленности при обработке кожи, в пище-
вой для получения глюкозы и желатины и т. д. Соляная кислота
применяется также в паяльном деле при очистке металлических
поверхностей.
Важнейшей солью соляной кислоты является хлорид натрия
NaCl, который используют как исходный продукт для получения
едкого натра, хлора, металлического натрия и др. Хлорид натрия —
соль — совершенно необходим человеку в пище. Из других хлоридов
важны: КС1 — используется как удобрение; ZnCl2 — применяется
для пропитывания железнодорожных шпал. Раствор ZnCl2 называется
паяльной жидкостью, ее обычно получают действием металлического
цинка на соляную кислоту; ВаС1§ — используется как ядовитое ве-
щество при борьбе с вредителями сельского хозяйства; СаС12 — упот-
ребляют для осушения газов.
Кислородные соединения хлора
Кроме соляной кислоты хлор образует кислородсодержащие
кислоты, в которых валентность хлора меняется от +1 до +7.
Одним из представителей кислородсодержащих кислот является
хлорноватистая кислота, раствор которой может быть получен при
реакции хлора с водой. Это слабая кислота, слабее угольной. Соли
хлорноватистой кислоты могут быть получены пропусканием CU в
J 23

холодный раствор щелочи:
С1, + 2КОН = КС1 + КС10 + Н10
С1» + е —.СГ
С1«—7-^С1+
С1г = С1++С1"
В технике находит широкое применение кальциевая соль хлорно-
ватистой кислоты, получаемая действием хлора на гидрат окиси каль-
ция:
2Са(ОН)а + 2С1а = Са(СЮ)2 + GaCl, + 2Н20
С1°— F—^С1+
2С1а = 2С1++2С1-
Полученная смесь солей называется хлорной, или белильной
известью, так как применяется для отбеливания тканей, бумаги.
Хлорная известь — сильный окислитель*:
Са(СЮ)9 + СОа + Н20 = СаС03 + 2HC10,
2С10-+С02 + Н20 = 2НСЮ + СОГ.
Из других соединений хлора с кислородом необходимо отметить
бертолетову соль КС103, которая получается при пропускании С12
в горячий раствор КОН:
6КОН + ЗС12 = 5КС1 + КС10а + ЗН20
cie+*-*ci-
С1о_57->СГ+
6С1° = 5С1-+С15+
Наибольшую положительную валентность (+7) хлор проявляет
при образовании хлорной кислоты НС104, которая является одной
из самых сильных кислот.
§3. ФТОР
Фтор самый сильный из известных химических окислителей.
Получить элементарный фтор из его солей можно только при помощи
электрического тока. Впервые фтор был получен при электролизе
фторида калия, растворенного в безводном, сжиженном фтористом
водороде.
* Это свойство обусловлено тем, что угольная кислота, образующаяся из угле-
кислого газа воздуха, вытесняет более слабую хлорноватистую кислоту из белильной
г: нести, а из хлорноватистой кислоты, в свою очередь, выделяется атомарный кис-
лород.
124

Фтор — очень ядовитый светло-зеленый газ, легче хлора и воз-
духа. Он чрезвычайно реакционноспособен. Непосредственно фтор
не реагирует только с кислородом и азотом. Все остальные вещества
взаимодействуют со фтором либо на холоду (например, бром, иод,
сера, бор, кремний, уголь и многие металлы), либо при нагревании
(золото, платина). Водород и нагретая вода воспламеняются во фторе
без предварительного поджигания. В последние годы фтор находит
все более широкое применение для получения различных соедине-
ний, обладающих ценными свойствами, например тефлона.
Аналогично хлористому водороду фтор образует фтористый
водород, водный раствор которого называется плавиковой кислотой.
Это слабая кислота. В отличие от других кислот она разъедает стекло,
так как реагирует с входящей в состав стекла двуокисью кремния:
Si02 + 4HF = SiF4f + H20.
В лабораториях плавиковую кислоту хранят в парафинированных
сосудах или в сосудах из полиэтилена.
Плавиковая кислота находит применение в литейном деле для
удаления приставшего к литью песка, используется в стекольной
промышленности для травления стекла.
§4. БРОМ, ИОД
Бром Вг2 получают действием хлора на растворы его солей,
иод 12 — из золы морских водорослей, а также из вод буровых скважин.
Бром — тяжелая жидкость красно-бурого цвета. Пары его ядо-
виты, при попадании на кожу бром вызывает ожоги. В воде он раство-
рим мало. Раствор брома в воде называется бромной водой.
Иод — твердое при обычной температуре вещество с металли-
ческим блеском и резким запахом. При слабом нагревании иод, не
плавясь, испаряется (сублимируется), образуя пары фиолетового
цвета.
По химическим свойствам бром аналогичен хлору, однако гораздо
менее реакционноспособен. Иод не так активен, как хлор и бром.
Бром и иод применяют для приготовления различных органи-
ческих соединений, а также в медицине.
Из соединений брома и иода следует отметить бромистый водород
и йодистый водород. Их водные растворы являются сильными кисло-
тами.
125

ГЛАВА IX
СЕРА
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ ОБ ЭЛЕМЕНТЕ
Элемент сера, химический знак S, находится в главной подгруппе
VI группы, в третьем периоде, порядковый номер 16, атомный вес 32.
Ядро атома серы имеет 16 положительных зарядов, а вне ядра нахо-
дится 16 электронов. Разность между атомным весом и порядковым
номером указывает на количество нейтронов в ядре: 32—16=16, так
как сера расположена в третьем периоде, то 16 электронов атома серы
находятся на трех уровнях энергии:
S°(ls22s22p63s23p4).
В атоме серы не хватает двух электронов для образования эле-
ктронной конфигурации атома инертного газа аргона, поэтому для
ее атомов характерно притягивание двух электронов, и, следователь-
но, превращение атомов в отрицательные^ Двухзарядные ионы S2":
S°(ls22s22/?63s23p4), S2-(ls22s22pe3s23pe).
Поскольку радиус атома серы (0,9 А) значительно больше атом-
ного радиуса кислорода (0,41 А), то в отличие от последнего сера может
терять электроны и, следовательно, в соединениях проявлять поло-
жительную валентность S4+ и Se+ (максимальная положительная ва-
лентность, соответствующая номеру группы).
Распространенность в природе. Сера от-
носится к весьма распространенным элементам (0,03%). В природе
она встречается как в свободном состоянии (в виде так называемой
самородной серы), так и в различных соединениях.
В свободном состоянии сера встречается большей частью вблизи
вулканов. Главные месторождения ее находятся в Италии (на о. Си-
цилия), Америке (в штатах Луизиана и Техас), а также в Японии.
В СССР наибольшие скопления серы имеются в Туркмении; неболь-
шие залежи ее встречаются в Узбекистане, на Кавказе, в Поволжье.
Очень распространенными в природе являются два вида мине-
ралов, по химическому составу отвечающих сернистым и сернокислым
соединениям.
Из минералов первой группы большое практическое значение
имеет пирит или серный (железный) колчедан FeS2, потребляемый
сернокислотными заводами. К минералам второй группы относится
гипс CaS04«2H20, глауберова соль, или мирабилит Na2S04-10Н2О.
Значительные количества сернокислых солей содержатся в водах
океанов, морей и соленых озер. Сера входит в состав белковых веществ,
поэтому она является составной частью организмов животных и рас-
тений.
126

§ 2. ПОЛУЧЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРЫ
Получение. Серу добывают главным образом из -самород-
ных месторождейий; технологический процесс в этом случае сводится
к отделению серы от пород (песка, глины), что довольно легко осу-
ществляется вследствие ее легкоплавкости. В Луизиане, где коли-
чество примесей в ископаемой среде невелико, ее расплавляют непо-
средственно в месте нахождения под землей. Для этого к пластам серы
прокладывают систему из трех труб, вложенных одна в другую. В
пространство между наружной и средней трубой пропускают перегре-
тую воду, ко1х)рая расплавляет серу. По внутренней трубе продувают
горячий воздух, который своим давлением поднимает расплавленную
серу на поверхность земли. Здесь серу собирают в деревянные ящики,
где она и застывает. Сера получается настолько чистой, что в дальней-
шей очистке не нуждается.
В тех случаях, когда сера значительно загрязнена горными
породами, ее очищают перегонкой в специальных печах. При этом,
если пары серы в камере быстро охлаждаются и оседают на стенках
в виде мельчайших пылинок, сера получается в виде светло-желтого
порошка, известного под названием серного цвета. Если же камера
нагрета выше 120°, сера получается жидкой. Ее отливают в формы,
обычно в виде палочек — получается так называемая черенковая сера.
Физические свойства. Сера существует в нескольких
модификациях. При обычных температурах устойчивой является
ромбическая сера. Она имеет желтый цвет, вдвое тяжелее воды (удель-
ный вес 2,06), /пл = 119°, /кип=444,6°. Сера обладает очень малой
электро- и теплопроводностью. В воде она практически нерастворима,
немного растворима в бензоле, спирте, эфире; легко растворяется в
сероуглероде.
§3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И ПРИМЕНЕНИЕ СЕРЫ
Химические свойства. Сера довольно активна. На
холоду она взаимодействует с фтором, а при нагревании — с хлором,
бромом, кислородом, водородом и почти со всеми металлами, например
Fe-f-5=FeS+23 клал!моль.
В. силу большого размера радиуса атома (по сравнению с кисло-
родом) атом серы может терять электроны, окисляться, т. е. проявлять
восстановительные свойства наряду с окислительными свойствами,
которые проявляются у серы при взаимодействии с металлами:
Fe°—2e~=Fe2+
S° + 2g = S2-
Fe° + S° = Fe2++S2-
127

Сера проявляет здесь окислительные свойства: восстанавливается
до S2", а железо окисляется до Fe2 + . Железо является восстанови-
телем.
Взаимодействие, серы с кислородом начинается лишь при повы-
шенных температурах. Предварительно нагретая сера загорается
при ~360°; внесенная в атмосферу кислорода интенсивно сгорает в
нем синим пламенем с образованием сернистого газа:
S + 02 = S02 + 71 ккал
0° + 2ё=02-
S° + Oa = S4++202-
В этом случае сера проявляет восстановительные свойства, окис-
ляясь до S4+. Окислителем является кислород.
Применение. Сера находит большое и разнообразное при-
менение. Серный цвет применяют для борьбы с вредителями растений
(опыление серой виноградников, хлопчатника и др.). Серу используют
для вулканизации каучука. Она идет на производство спичек, черного
(охотничьего) пороха, фейерверков, а также применяется в медицине
при лечении кожных болезней. В химической промышленности сера
используется для получения сероуглерода, серной кислоты и т. д.
§ 4. СЕРОВОДОРОД И СУЛЬФИДЫ
Взаимодействие серы с водородом протекает лишь при нагрева-
нии, при этом имеет место обратимая реакция
H2 + S^H2S + 5 ккал.
При температуре 350° реакция идет довольно заметно, но при
дальнейшем повышении температуры начинается распад сероводо-
рода на водород и серу. Поэтому обычно сероводород получают не
прямым синтезом, а действием разбавленных кислот (НО, H2S04)
на сернистые металлы (главным образом на сернистое железо FeS):
FeS + 2HCl = H2Sf + FeCl2,
FeS + H2S04 = H2Sf + FeS04.
Так получают сероводород в аппарате Киппа.
Сероводород—бесцветный газ, сжижающийся при —60°, с не-
приятным запахом тухлых яиц, ядовит. Один объем воды растворяет
при обычных условиях около трех объемов сероводорода (сероводо-
родная вода). При нагревании растворимость сильно понижается
и кипячением можно совершенно освободить водный раствор серово-
дорода от этого газа.
128

Сероводород горит, образуя сернистый газ и воду;
2HaS + 301-2SO,+2HtO
0° + 2ё = Оа-
2S'--t-30a = 2S'++6O-
Если в пламя горящего сероводорода внести холодный предмет,
например фарфоровую крышечку, то в результате .понижения темпе-
ратуры пламени происходит неполное горение
2HaS + Oa = 2S + 2HaO
и на крышечке появляется желтый налет серы.
Окисление сероводорода происходит еще легче в растворе: при
стоянии на воздухе сероводородная вода постепенно мутнеет вслед-
ствие выделения серы. Таким образом, сероводород проявляет силь-
ные восстановительные свойства.
Водный раствор сероводорода обладает свойствами кислот! окра-
шивает синий лакмус в красный цвет, содержит ионы водорода, спо-
собные замещаться металлами. Сероводородная кислота принадле-
жит к очень слабым кислотам. Степень диссоциации ее 0,1 н. раствора
при 18ф всего 0,07%.
Как двухосновная кислота, она образует два ряда солей; средние
сульфиды, например NajS, и кислые — гидросульфиды, или бисуль-
фиды, например NaHS.
Большинство сульфидов (за исключением натрия, калия, аммо-
ния, бария) очень трудно растворимо в воде.
§ б. СЕРНИСТЫЙ ГАЗ И СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА
Сернистый газ, или двуокись серы SO*, образуется при горении
серы или при обжиге сульфидов, например пирита:
4FeS, -h 1 Юа = 2Fe,0, + 8SO, t
Двуокись серы — бесцветный газ с резким запахом, ядовит.
В лаборатории ее удобно получать добавлением сильной кислоты к
твердому бисульфиту натрия:
НС1 + NaHSO, = NaCl + H20 + S02t
Она также может быть получена действием концентрированной
серной кислоты на медь, взятую в виде стружек. При проведении этой
реакции необходимо сильное нагревание, поэтому реакционную колбу
помещают на песчаную баню; начавшись, реакция протекает бурно
и в дальнейшем сильного нагревания уже не требуется:
Си + 2HaS04 = CuS04 + S02t + 2HaO
Си0—2е—♦Си**
S«+ + 2g-»S*+
Cu° + S^+ — Си2+ +S4 +
5 Пособие по химии
129

Из каждых двух молекул концентрированной серной кислоты,
вступающих в реакцию, одна играет роль окислителя (окисляет медь,
а сама восстанавливается до S02), другая — идет на образование
соли CuS04.
Сернистый газ тяжелее воздуха более чем в два раза. Он легко
сжижается при атмосферном давлении при —10°, а под давлением
2,5 атм — при комнатной температуре. Поэтому его хранят в сталь-
ных баллонах в щком виде. Он хорошо растворим в воде: в 1 объеме
воды при 20° растворяется 39,4 объема S02.
Химические реакции, характерные для двуокиси серы, можно
разделить на три группы: 1) протекающие без изменения валентности
серы; 2) сопровождающиеся понижением валентности; 3) идущие
с повышением валентности.
К реакциям первой группы относится взаимодействие сернистого
газа с водой, приводящее к образованию сернистой кислоты H2S03.
Сернистая кислота является кислотой средней силы, она терми-
чески мало устойчива, легко распадается на S02 и Н20, поэтому в
водном растворе сернистого газа одновременно существуют следую-
щие равновесия:
Н20 + S02 т± H2S03 z± H+ + HSO- qzt 2H+ + SO2.-.
При нагревании раствора сернистой кислоты S02 улетучивается,
вследствие этого равновесие смещается влево; при продолжительном
кипячении раствора из него можно полностью удалить S02.
При прибавлении щелочи равновесие смещается вправо; происхо;
дит связывание ионов водорода с ионами гидроксила и образование
воды. Такой раствор содержит уже соответствующую соль сернистой
кислоты и перестает пахнуть сернистым газом.
Являясь двухосновной кислотой, сернистая кислота дает два
ряда солей: средние — сернистокислые, или сульфиты, и кислые —
бисульфиты, или гидросульфиты. Ионы SO|" и HSOg бесцветны.
Кислые соли сернистой кислоты устойчивы только в растворе.
Хорошо растворимы в воде сульфиты натрия и калия. Большинство
средних солей сернистой кислоты практически в воде нерастворимо.
Примером реакции сернистого газа, идущей с понижением ва-
лентности серы, является взаимодействие двуокиси серы с серово-
дородом:
S02 + 2H2S = 2Н20 + 3S + 55 ккал
S2-— 2e-*S°
S4++2S2"=3S0
В этом случае сернистый газ проявляет окислительные свойства.
Наиболее характерным и практически важным химическим свой-
ством двуокиси серы, сернистой кислоты и ее солей является их окис-
ление с образованием соединений, в которых сера проявляет поло-
жительную валентность, равную 6. В этом случае все соединения че-
130

тырехвалентной серы проявляют сильные восстановительные свой-
ства. Уже при стоянии на воздухе растворы сульфитов (очень мед-
ленно) окисляются, например
2Na2S03 + 02 = 2Na2S04 + 134 ккал.
Значительно быстрее (практически моментально) происходит
окисление сернистой кислоты и сульфитов такими окислителями, как
бром, иод, марганцовокислый калий:
H2S03 + Вг2 + Н20 = 2НВг + H2S04
S*+_ 2e->Se+
Вг°+ё—>Вг"
S4+ + Br2-,S0+ + 2Br-
5H2S03 + 2KMn04 = K2S04 + 2MnS04 + 3H20 + 2H2SQ4
S4+ — 2e-*S6+
Mn7+ + 5e-+Mn2+
5S4+ +2Mn7+ =5S0+ + 2Mn2 +
Взаимодействие двуокиси серы с кислородом проходит довольно
трудно; с достаточной скоростью эта реакция идет только в присут-
ствии катализаторов:
2S02 + 02 = 2S03 + 46 ккал
S4+— 2e->S6+
0° + 2ё-+02-
2S4+-f 02 = 2S6+ + 202-
Таким образом, сернистый газ, сернистая кислота и ее соли
проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства;
последние выражены сильнее.
Двуокись серы используют главным образом для получения сер-
ной кислоты; кроме того, она находит применение в бумажном и
текстильном производствах.
§6. ТРЕХОКИСЬ СЕРЫ, СЕ°НЫЙ АНГИДРИД, СЕРНАЯ КИСЛОТА И ЕЕ СОЛИ
Как мы уже говорили, при горении серы на воздухе трехокись
серы образуется в очень небольших количествах (менее 4% от взятой
серы), поэтому ее получают окислением сернистого газа кислородом
в присутствии катализаторов (платина, окись железа, пятиокись ва-
надия):
2S02 + 02 = 2S03 + 46 ккал.
Трехокись серы при сгущении паров образует бесцветную, по-
хожую на лед массу с /пл=+17° и /„„„=+45°. Трехокись серы обла-
дает сильными окислительными свойствами, например фосфор при
5*
131

соприкосновении с ней воспламеняется, а при взаимодействии SO*
с йодистым калием выделяется иод. Трехокись серы — ангидрид.
При соединении его с водой образуется серная кислота H2S04; эта
реакция сопровождается большим выделением тепла:
H20 + S03 = H2S04 + 19 ккал.
Серный ангидрид можно хранить только в запаянном стеклянном
сосуде, так как он быстро разъедает пробки (корковые и резиновые).
Получение серной кислоты. В настоящее время
главным промышленным способом получения серной кислоты является
контактный способ.
Этот способ основан на рассмотренной выше реакции окисления
сернистого газа в присутствии катализаторов в серный ангидрид.
Он заключается в следующем. Сернистый газ получают обжигом
пирита FeS2 в печах при доступе воздуха:
4FeS2+ 1102 = 8S02 + 2Fe203 + 815,2 ккал
4
11
FeS2 — lie —Fe3++2S4+
0t + 4g-+202-
4FeS2 + 1102 = 4Fe3+ + 8S4+ + 2202-
Выделяющегося в этом процессе тепла достаточно для сжигания
колчедана, так что нагревание необходимо только вначале, при пуске
колчеданной печи.
Сернистый газ тщательно очищают от твердых и газообразных
примесей и направляют в контактный аппарат, внутри которого
находится катализатор. Раньше применяли платинированный асбест,
теперь большей частью используют ванадиевые катализаторы, актив-
ным началом которых является ванадиевый ангидрид V206.
В контактном аппарате сернистый газ окисляется кислородом
воздуха, реакция сопровождается значительным выделением тепла:
2S02 + 02 = 2S03 4- 46 ккал.
За счет выделяющегося тепла в контактном аппарате поддержи-
вается температура ~450°, которая является оптимальной для окис-
ления двуокиси серы.
Выходящие из контактного аппарата газы, содержащие серный
ангидрид, пропускают через концентрированную серную кислоту
(96—98%), при этом получается дымящая серная кислота, или олеум,
представляющая густую жидкость, дымящую на воздухе. Содержание
растворенного серного ангидрида в олеуме колеблется в широких
пределах.
Таким образом, контактный способ получения серной кислоты
состоит из следующих стадий:!) получения сернистого газа; 2) ката-
литического окисления двуокиси серы в серный ангидрид; 3) раство-
рения ceprforo ангидрида в серной кислоте, приводящее к получению
олеума; 4) разбавления олеума водой для получения серной кислоты
132

требуемой концентрации ^(иногда олеум разбавляют не водой, а более
разбавленной серной кислотой, чтобы увеличить ее концентрацию).
Свойства серной кислоты. H2S04 — бесцветная
маслянистая тяжелая жидкость. Ее структурная формула
°4s/°-H
<У \э-н
Продажная серная кислота имеет удельный вес 1,84 (этой плот-
ности отвечает содержание H2S04 в кислоте 96%). 100%-ная серная
кислота (моногидрат) кипит при 338°.
H2S04 является сильным водоотнимающим средством; в связи
с этим ее применяют для осушения газов. Этой же способностью погло-
щать воду объясняется обугливание многих органических веществ
(древесины, тканей, сахара) при действии на них концентрированной
серной кислоты. Клетчатка, образующая главную массу древесины,
и сахар относятся к классу углеводов, в которых водород и кислород
находятся в таком же отношении, как в воде. Формула клетчатки
(СвН10О6)л, формула свекловичного сахара С12Н22Оп; серная кислота
отнимает от них воду,«а углерод выделяется в виде угля:
С12Н22Оп=12С+11НаО.
При действии концентрированной серной кислоты на сахарную
пудру она не только отнимает воду, но и вступает в реакцию с углем.
Причем образующиеся при реакции сернистый газ и углекислый газ
вспучивают смесь, и уголь получается в виде объемистой, ноздрева-
той массы:
2H2S04 + С = С02 + 2S02 + 2Н20
S6++2e-*S4+
Со_4ё-+С4+
2Se++C° = 2S4++C4+
Концентрированная серная кислота, попадая на кожу, произво-
дит сильные ожоги, поэтому обращаться с ней нужно осторожно.
Серная кислота смешивается с водой в любых отношениях. При
растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется
большое количество тепла, что связано с химическим взаимодейст-
вием, происходящим между кислотой и водой. При смешивании кон-
центрированной серной кислоты с водой нужно обязательно вливать
кислоту в воду, а не наоборот, В противном случае вследствие силь-
ного разогревания брызги кислоты могут попасть на кожу и вызвать
ожоги, а сосуд, в котором производили растворение,— лопнуть и
содержимое вылиться на стол и одежду.
Важно отметить, что только концентрированная серная кислота
является окислителем. Отсюда и различное действие разбавленной
и концентрированной серной кислоты на металлы.
Разбавленная серная кислота действует на металлы, стоящие
в ряду напряжений (см. гл. XIV, § 3) перед водородом (магний, цинк,
алюминий, железо и др.), образуя соли и выделяя водород. На медь,
133

серебро, ртуть разбавленная серная кислота не действует. Но если
на указанные металлы подействовать концентрированной серной кис-
лотой при нагревании, то получаются соответствующие соли и выде-
ляется сернистый газ; например
Си + 2H2S04 = CuS04 + S02 + 2H20
Си0 — 2ё-+Си2+
Cu° + S6+=Cu2++S4+
Из каждых двух молекул концентрированной серной кислоты,
вступающих в реакцию, одна молекула окисляет медь и восстанавли-
вается до сернистого газа, а другая идет на образование соли.
Серная кислота принадлежит к сильным кислотам, однако усту-
пает по силе галогеноводородным кислотам и азотной кислоте. В вод-
ном растворе она диссоциирует:
H2S04^H+ + HS64-^2H++S02-.
Как двухосновная кислота она образует два ряда солей: сред-
ние — сульфаты и кислые — бисульфаты.
Серная кислота является одним из важнейших продуктов хими-
ческой промышленности, так как, являясь кислотой нелетучей, слу-
жит для получения почти всех других кислот из их солей. В большом
количестве она идет для производства минеральных удобрений,
изготовления красок, взрывчатых веществ и т. д.
Соли серной кислоты. Большинство солей серной
кислоты хорошо растворяется в воде. Наименее растворимой солью
является сернокислый барий, который нерастворим не только в воде,
но и в кислотах:
Ba2++S02-=BaS04|
Это свойство сернокислого бария используют в аналитической
химии для открытия SO^-hohob. Таким образом, растворимые соли
бария являются реактивом на SO|~-hoh.
Практическое значение имеют следующие соли серной кислоты:
1. Сернокислый натрий, или глауберова соль Na2S04« 10H2O.
В промышленности используется для получения соды и при изготов-
лении стекла. По имени врача и химика Глаубера в медицине названа
глауберовой солью и применяется как лекарство.
2. Сернокислый магний, или горькая соль MgS04-7H20. Содер-
жится в морской воде. Применяется в медицине.
3. Сернокислый кальций, или гипс CaS04-2H20. Находит при-
менение как строительный материал, также используется для скульп-
турных изделий в архитектуре, в хирургии (гипсовые повязки при
переломах костей).
4. Медный купорос CuS04-5H20 широко применяется в сельском
хозяйство.
5. Железный купорос FeS04-7H20.
134

ГЛАВА X
АЗОТ
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ ОБ ЭЛЕМЕНТЕ
Элемент азот, химический знак N, расположен в главной под-
группе V группы второго периода периодической системы. Порядко-
вый номер 7, атомный вес 14. Ядро атома азота состоит из 7 протонов
и 7 нейтронов. Так как азот расположен во втором периоде периоди-
ческой системы, то 7 электронов атома азота располагаются на двух
энергетических уровнях:
N(ls22s22p3).
. Дл^ образования устойчивой восьмиэлектронной конфигурации
на внешнем уровне атом азота должен принять три электрона:
№ + 3e-+N3-.
При этом азот вступает в соединения с атомами элементов, спо-
собных отдавать свои электроны.
Но атом азота может образовать устойчивый энергетический уро-
вень и отдавая электроны. Наибольшая .возможная положительная
валентность азота равна пяти:
№ — 5ё-*№+.
При этом азот вступает в соединение с атомами элементов, спо-
собных принимать электроны, например кислородом.
Распространенность в природе. В природе
азот встречается главным образом в свободном состоянии. Приблизи-
тельно 4/5 объема атмосферного воздуха состоит из свободного азота.
В связанном виде азот входит в состав белковых веществ. Из распро-
страненных в природе неорганических соединений азота следует
указать на чилийскую селитру NaN03, образующую мощные залежи,
особенно до побережью Чили.
§ 2. ПОЛУЧЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА
Получение. В технике азот получают сжижением и фрак-
ционированной перегонкой воздуха. Так как азот имеет более низкую
температуру "кипения, чем кислород, то он в первую очередь выде-
ляется в газовую фазу из жидкого воздуха (сжижаемый воздух обычно
содержит 78,08% азота, 20,95% кислорода, небольшие количества
инертных газов и углекислого газа). Полученный таким образом
азот транспортируют в стальных баллонах под давлением 150 атм.
.В лабораторных условиях азот получают при нагревании до 70°
концентрированного раствора нитрита аммония:
NH,N02 = Nat + 2H,0.
135

Физические свойства. Азот — газ, без цвета и за-
паха. Температура кипения — 196°. В воде азот менее растворим,
чем кислород: в 1 л воды при 0° растворяется 23,2 мл чистого азота.
§ 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И ПРИМЕНЕНИЕ A30JA
Химические свойства. Молекула азота — очень
прочное соединение, этим и объясняется малая реакционная способ-
ность молекулярного азота при обычных условиях. При повышенных
температурах или при действии электрического разряда азот вступает
в следующие химические реакции.
1. С водородом соединяется при высокой температуре в при-
сутствии катализатора:
3H2 + N2^2NH3.
2. С кислородом соединяется при действии электрического раз-
ряда:
N2 + 02^=±2NO.
3. При высокой температуре азот соединяется с металлами, об-
разуя нитриды:
2A1 + N2 = 2A1N.
Применение. Основная масса получаемого азота приме-
няется для синтеза аммиака. Кроме того, использование свободного
азота в различных отраслях промышленности основано на его малой
реакционной способности. В тех случаях, когда при проведении про-
цессов нежелательно присутствие кислорода, вследствие его хими-
ческой активности, применяемая аппаратура заполняется азотом.
Малой реакционной способностью азота объясняется также применение
азота для наполнения электроламп.
§4. АММИАК
Получение. В технике NH3 получают синтетически из
Н2 и N2 в присутствии, катализаторов (Fe, с добавками А1 и К). Не-
обходимые количества водорода получают конверсионным способом,
пропуская пары воды над раскаленным углем.
Синтез аммиака — это сложная техническая задача. Уравнение
реакции протекающего процесса
ЗН2 + N2 ^ 2NH3 + 22 ккал.
Количество образовавшегося аммиака сильно зависит от внешних
условий (температуры и давления). При повышении давления выход
его увеличивается. Однако невозможно применять очень большие
давления вследствие ограниченной прочности материалов аппарату-
136

ры. Обычно процесс ведут при давлении ~1000 ащм и температуре
450—500° (это оптимальная температура, если она ниже, то реакция
идет очень медленно, а если выше, то падает выход аммиака).
Перед подачей смеси азота с водородом в колонну синтеза с по-
мещенным в ней катализатором смесь нагревают и тщательно очищают
от примесей, вызывающих «отравление» катализатора. В газовой сме-
си, выходящей из колонны синтеза, содержится ~20% аммиака. Для
отделения аммиака смесь охлаждают в холодильнике, при этом ам-
миак сжижается, а непрореагировавший азот и водород вновь направ-
ляют в колонну синтеза.
В лаборатории аммиак получают нагреванием смеси гашеной
извести с хлористым аммонием:
2NH4C1 + Са (ОН)2 = СаС12 + 2NH3t + 2Н20.
Физические свойства. Аммиак — газ без цвета, с ха-
рактерным резким запахом. При охлаждении легко сжижается
в бесцветную жидкость. Очень хорошо растворим в воде: при 20°
в объеме воды растворяется до 700 объемов аммиака.
Химические свойства. Для аммиака характерны вос-
становительные реакции.
Аммиак при нагревании восстанавливает окись меди:
ЗСиО + 2NH3 = ЗСи + N2 + ЗНаО
N3"— Зг—*№
Си2++2е-*Си°
2N3- + 3Cu2+=N2 + 3Cu°
Он горит в кислороде бледно-желтым пламенем с образованием
азота:
4NH3 + 302 = 2N. + 6H80
N3-_3e-+№
0° + 2ё — 02-
4N3- + 302 = 2N2 + 602-
В присутствии катализатора Pt аммиак окисляется кислородом
воздуха в окись азота. Как увидим, эта реакция очень важна в тех-
нике:
4NH3 + 50a = 4NO + 6H20
4
10
N3-—be
О0 + 2ё-
О2-
4№- + 502 = 4N2+ + 10O2-
При растворении аммиака в воде образуется гидрат окиси аммо-
ния — соединение, диссоциирующее на ионы аммония и гидроксила:
nh3+h2o^h4oh^nh:+oh-.
137

Ион аммония NH^ одновалентен, его можно рассматривать как
продукт присоединения иона Н+ воды к молекуле аммиака NH3:
NH3 + H+^[NH4] + .
Водный раствор аммиака обладает всеми свойствами слабого ос-
нования.
Соли аммония —это продукты соединения аммиака с кис-
лотами:
NH3 + HC1 = NH4C1,
2NH3 + H2S04 = (NH4)2S04.
В водных растворах соли диссоциируют на ионы, например
NH4C1^NHJ + C1-,
(NH4)2S04^2NHJ + SOr.
Характерным свойством солей аммония является способность
разлагаться при действии на них щелочей, выделяя аммиак. Все ам-
монийные соли хорошо растворимы в воде.
Соли аммония NH4N03 и (NH4)2S04 широко применяются как
удобрения. NH4N03 применяется также при изготовлении взрывча-
тых веществ. NH4C1 («нашатырь») используют при паянии. При при-
косновении горячим паяльником NH4C1 разлагается на NH3 и НС1.
Хлористый водород очищает поверхность металла, реагируя с нахо-
дящимися на ней окислами.
§ 5. КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА
v Азот с кислородом образует несколько соединений: N20 — закись
азота, N0 — окись азота, N02 — двуокись азота, N206 — азотный
ангидрид. Валентность азота в этих соединениях положительна.
Закись азота N20 может быть получена термическим разложением
нитрата аммония:
NH4N03^N20 + 2HaO.
N20 — бесцветный газ, обладающий сладковатым вкусом. При вдыхании закиси
азота наступает состояние, близкое к опьянению, поэтому N20 называют веселящим
газом. N20 — несолеобразующий окисел. Он не вступает в химические реакции
с растворами кислот и щелочей. При высокой температуре закись азота разлагается
на кислород и азот, поэтому тлеющая лучина, помещенная в сосуд, наполненный N20,
вспыхивает так же, как и в чистом кислороде. N20 находит применение в медицине
в качестве наркотического средства.
Окись азота N0 в лабораторных условиях можно полу*
чить действием разбавленной азотной кислоты на медь:
ЗСи + 8HN03 = ЗСи (N03)2 + 2N0 + 4Н20
N5++3e — N2 +
Си° + 2ё->Си2+
2N5++3Cu0 = 2N2++3Cu'^
138

В технике окись азота получают каталитическим окислением ам-
миака.
Окись азота образуется при пропускании электрических искр
через смесь кислорода и азота:
N2 + 02^2NO.
NO — бесцветный, газ, плохо растворимый в воде.
Окись азота, как и N20, несолеобразующий окисел. Она легко вза-
имодействует с кислородом воздуха, образуя двуокись азота:
2NO + 02 = 2N02.
Двуокись азота N02, как показано выше, получается
окислением окиси азота. Она также образуется при взаимодействии
концентрированной азотной кислоты с металлами, стоящими в ряду
активности после водорода
Си + 4HN03 = Cu(N08)2 + 2N02 + 2H20
N6++?-*N4+
Си0—2ё-*Си2+
2N6+ + Cu° = 2N4++Cu2+
или при прокаливании солей тяжелых металлов азотной кислоты
2Pb(N03)2 = 2РЮ + 4NOa + 02.
Двуокись азота — газ красно-бурощ цвета, сильно ядовитый,
с характерным запахом. Он легко сжижается в красно-бурую жидкость,
которая при охлаждении бледнеет и при—10° превращается в бесцвет-
ные кристаллы. При нагревании снова возникает окраска. Это объяс-
няется тем что, при охлаждении N02 димеризуется, переходя в бесцвет-
ную четырехокись
2N02^=±N204,
а при нагревании четырехокись вновь переходит в двуокись.
При реакции двуокиси азота с водой в присутствии избытка кис-
лорода образуется азотная кислота:
4N02 + 2Н20 + 02 = 4HN03.
§ 6. АЗОТНАЯ КИСЛОТА И ЕЕ СОЛИ
Получение. В технике азотную кислоту получают из аммиа-
ка. Сначала аммиак каталитически окисляют до N0:
4NH3 + 502 = 4NO + 6H20.
Затем N0 окисляют кислородом воздуха до N02
2NO + 02 = 2N02
и поглощают N02 водой в присутствии избытка кислорода
4N01 + 2HaO + 01 = 4HNO,.
139

Поглощение N02 проводят в специальных поглотительных баш-
нях, заполненных насадкой. Используется принцип противотока —
движение жидкости и газа навстречу друг другу. В башнях получается
азотная кислота ~60%-ной концентрации. Для получения более кон-
центрированной кислоты ее перегоняют с концентрированной H2S04.
В лаборатории азотную кислоту можно получить при слабом^на-
гревании (HN03 легко разлагается) смеси соли азотной кислоты а кон-
центрированной серной кислотой:
KN03 + H2S04 = KHSO, + HN03f
Физические свойства. Азотная кислота
>N-OH
— бесцветная жидкость с резким запахом. Кипит при температуре
84° с частичным разложением. На свету азотная кислота медленно
разлагается:
4HN03 7=t 4N02 + 2Н20 + 02.
Выделяющаяся двуокись азота, раствор!яясь в азотной кислоте,
окрашивает ее в зависимости от концентрации от желтого до красно-
бурого цвета.
Химические свойства. Азотная кислота очень хорошо
диссоциирует на ионы. Она одна из самых сильных кислот:
НШз^Н+ + Ш8-.
Специфическим свойством азотной кислоты является ее окисли-
тельная способность. Азотная кислота, особенно концентрированная,
сильный окислитель. Она окисляет фосфор до фосфорной кислоты,
уголь до угольной, серу до серной. HN03 энергично взаимодействует
с металлами, при этом никогда не происходит выделения водорода.
В зависимости от положения металла в ряду напряжений (см. гл.
XIV*, § 3) и концентрации азотной кислоты возможны различные сте-
пени восстановления ее азота.
1. С металлами, стоящими в ряду активности правее водорода:
Си + 4HN03 = Cu(N03)2 + 2N02 + 2HX>
конц.
N6++e-*N4+
Си0—2ё-+Си2+
2N5+ + Си0 = 2N4+ + Сиа+
ЗСи + 8HN03 = 3Cu(N03)2 + 2NO -f 4Н20
разбавл.
2|N6+ + 3e-*N2+
3|Си° —2ё-+Сиг+
2N6+ -f- ЗСи0 = 2N2+ + ЗСи2+
.-Ю

2. С металлами, стоящими в ряду активности левее водорода:
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(N03)2 + N20 + 5H,0
разбавл.
Zn°—2?-+Zn2+
NE++4e-^N+
4Zn° -f- 2N5+ = 4Zn2+ + 2N+
4Zn + 10HNO8 = 4Zn(N03)8 + NH4N03 + ЗНгО
очень
разбавл.
Zn°—2ё —Zn2+
N6+ + 8e-*N3-
4Zn° + N6+ = 4Zn2+ + N3-
Золото с азотной кислотой не реагирует, но растворяется в смеси
3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема азотной
кислоты. Эта смесь называется царской водкой.
3. Концентрированная азотная кислота не взаимодействует с алю-
минием, хромом и железом, или, как говорят, пассивирует эти метал-
лы. Такое свойство их позволяет хранить концентрированную азотную
кислоту, например, в железных сосудах.
4. При взаимодействии с неметаллами (S, Р, С и др.) азотная кис-
лота восстанавливается до N0:
S + 2HN03 = H2S04 + 2NO
11 S°—6e-+Se+
lN*+ + 3g->Na+
S° + 2N5+=Se+ + 2N2+
Применение. Широкое применение азотной кислоты в тех-
нике основано на использовании как окислительных свойств азотной
кислоты, так и на ее способности замещать водород органических сое-
динений на группу N02.
В качестве окислителя азотная кислота применяется при получе-
нии фосфорной кислоты из фосфора, серной кислоты — при камерном
и башенном способах ее приготовления. Нитрирующее действие азот-
ной кислоты используют для приготовления нитроглицерина, нитро-
клетчатки из клетчатки, красок, а также различных взрывчатых ве-
ществ, содержащих азот. Азотная кислота используется при производ-
стве азотных комбинированных удобрений (аммонийной, натриевой
и кальциевой селитр, нитрофоски и др.). В химических лабораториях
HN03 применяют как реактив.
Соли азотной кислоты (нитраты). Все нитраты
хорошо растворимы в воде. При повышении температуры их раство-
римость сильно увеличивается. В растворах нитраты диссоциируют
с образованием катиона металла и кислотного остатка NOj.
При нагревании нитраты распадаются с выделением кислорода:
2KN03 = 2KN02 + Oa
141

Нитраты могут быть получены Aeftcf вием HN03 на металлы, окис-
лы металлов, гидроокиси и некоторые соли. Нитраты аммония щелоч-
ных и щелочноземельных металлов называют селитрами, например
NaN08 т— натриевая селитра (чилийская селитра), KN03 — калиевая
селитра. Некоторые из нитратов встречаются в природе. Практиче-
ское значение имеет только месторождение чилийской селитры.
§ 7. ВОЗДУХ
Воздух можно рассматривать как раствор газов, основными ком-
понентами которого является азот (~78% по объему) и кислород
(~21%). Кроме того, в воздухе содержится ~1% инертных газов.
Содержание этих составных частей практически постоянно для воз-
духа, взятого в любой точке поверхности земного шара.
В воздухе также присутствует углекислый газ (0,02—0,04%) и во-
дяной пар (до 4%). Количество С02 и паров Н20 зависит от местных
условий. Также от местных условий зависит содержание в воздухе
озона, водорода, метана, аммиака и твердых частиц (пыль).
Зная из опыта вес 1 л воздуха при нормальных условиях (1,293 г),
можно рассчитать его молекулярный вес. Так как 1 грамм-молекула
при нормальных условиях занимает объем 22,4 л, тр молекулярный
вес воздуха равен 1,293-22,4=29. Это средний молекулярный вес, так
как воздух — не индивидуальный газ.
При сильном охлаждении воздух переходит в жидкость с температурой кипения
около — 190°. Так как температура кипения $кидкого азота ниже, чем температура
кипения жидкого кислорода, то азот улетучивается легче и при испарении жидкий
воздух обогащается кислородом.
При температуре жидкого воздуха многие физические свойства веществ резко
изменяются. Например, резина становится хрупкой и при ударе разлетается на куски.
Жидкий воздух можно долго хранить в специальных сосудах (сосуды Дьюара)
с двойными стенками, из пространства между которыми для уменьшения теплоотдачи
выкачан воздух.
Химические свойства воздуха обусловлены его составом. Воздух —
окислитель, так как содержит кислород. Химические реакции, харак-
терные для кислорода, могут быть осуществлены и с воздухом. Однако
для их проведения требуются более жесткие условия, например повы-
шение температуры.
Так как воздух содержит водяные пары и углекислый газ, то,
вещества, которые могут вступить в реакцию с Н20 и С02, следует
хранить в специальных герметически закрывающихся сосудах. На-
пример, если оставить на воздухе сухой едкий натр или пятиокись фос-
фора, то через некоторое время щелочь превратится в углекислый нат-
рий
2NaOH + С02 = Na2C03 + Н20,
а пятиокись фосфора — в ортофосфорную кислоту
РяОв + ЗН80 = 2Н8Р04.
142

ГЛАВА XI
ФОСФОР
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ ОБ ЭЛЕМЕНТЕ
Элемент фосфор, химический знак Р, расположен в главной под-
группе V группы периодической системы. Порядковый номер 15, атом-
ный вес 31. Ядро атома фосфора состоит из 15 протонов и 16 нейтронов.
Фосфор расположен в третьем периоде периодической системы, поэто-
му 15 электронов атома фосфора располагаются на трех электронных
уровнях:
ls22s22pG3s23p3.
Для образования устойчивой восьмиэлектронной конфигурации
атом фосфора должен принять три электрона:
Р° + Зё —*рз-.
В этом случае фосфор будет вступать в химические реакции с эле-
ментами, которые способны отдавать электроны.
Устойчивую электронную конфигурацию.фосфор может также об-
разовать, отдав пять электронов:
ро_5ё_-»рб+.
Отдавая электроны, фосфор может вступать в реакции с элемен-
тами, способными принимать электроны.
Распространенность в природе. В природе фос-
фор встречаете^ в виде минералов апатитов и фосфоритов, основной
частью которых является соединение Са3(Р04)2.
На территории Советского Союза находится крупнейшее в мире
Хибинское месторождение апатитов. Наиболее мощные залежи фос-
форитов находятся в Казахстане и Верхне-Камском районе Советского
Союза.'
§ 2. ПОЛУЧЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФиСФОРА
Получение. Фосфор получают из фосфорнокислого кальция
(фосфорита) восстановлением этого соединения углем:
Са3(Р04)2 + 5С + 3Si02 = 3CaSi03 + 2Р + 5CO.
Реакцию проводят в электрической печи без доступа воздуха, сме-
шивая предварительно фосфорит с углем и песком. Песок Si02 добав^
ляют для перевода образующейся окиси кальция СаО в CaSi03, которую
удаляют в виде щлака. Выделяющиеся пары фосфора собирают в при-
емнике под водой. При таком быстром охлаждении получается белый
фосфор.
ил

Физические свойства. Фосфор известен в виде двух
модификаций — белого и красного фосфора.
Белый фосфор — бесцветное, очень ядовитое вещество. Темпера-
Тура плавления 44°; нерастворим в воде. Хранится под водой, так как
на воздухе окисляется. При нагревании до 260° без доступа воздуха
переходит в красный. Этот процесс медленно идет при обычной тем-
пературе под действием света. В темноте белый фосфор светится, вслед-
ствие окисления кислородом.
Красный фосфор — порошок красно-бурого цвета, совершенно без-
вреден, не растворим в воде; на воздухе не окисляется. При нагревании
без доступа воздуха улетучивается, а при охлаждении его паров полу-
чается белый фосфор.
§ 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА
Химические свойства. Белый фосфор более активен,
чем красный. Аналогично азоту фосфор образует соединения с метал-
лами, называемые фосфидами, которые могут быть получены при взаи-
модействии металла с элементарным фосфором:
ЗСа + 2Р = Са3Ра.
При взаимодействии фосфидов с водой выделяется фосфин РН3:
Са3Р2 + 6Н20 - ЗСа(ОН)2 + 2РН3|
РН3 — ядовитый газ с неприятным запахом, поихимическим свой-
ствам похож на аммиак.
Положительную валентность фосфор проявляет в соединениях
с кислородом, хлором и другими элементами, способными принимать
электроны:
4Р + 502 = 2Р2Об,
2Р + 5С12 = 2РС1б.
Применение. Белый фосфор широкого применения не имеет.
Красный фосфор используют в производстве сплавов цветных, метал-
лов, в спичечной промышленности (в смеси с окислителями наносится
на боковые стенки спичечной коробки).
§4. ФОСФОРНЫЙ АНГИДРИД И ФОСФОРНАЯ КИСЛОТА
Фосфорный ангидрид получается при горении фосфо-
ра в избытке кислорода в виде снегообразной массы:
4Р + 502 = 2Р206.
Фосфорный ангидрид очень гигроскопичен. Применяется как
осушитель,
144

При медленном окислении фосфора образуется фосфори-
стый ангидрид:
4Р + 302 = 2Р203.
Получение фосфорной кислоты. При взаимодей-
ствии фосфорного ангидрида с водой образуется фосфорная кислота
/О —Н
0 = Р^-0-Н
\<э—н
Р101 + ЗН10 = 2Н,ГО4.
Первоначально идет образование метафосфорной кислоты
Р2Об + Н20 = 2НР08,
которая в водном растворе медленно (быстрее при кипячении) пере-
ходит в ортофосфорную кислоту. В технике фосфорную кислоту полу-
чают взаимодействием природного Са3(Р04)а с серной кислотой при
нагревании:
Са8(Р04)2 +. 3H2S04 = 2Н3Р04 + 3CaS04|
Физические свойства фосфорной кислоты.
Ортофосфорная кислота представляет собой белое твердое вещество.
Очень гигроскопична. В продажу она поступает обычно в виде густого
сиропообразного раствора (83—98%).
Химические свойства фосфорной кислот ьц
По своим свойствам фосфорная кислота является трехосновной кисло*
той средней силы, обладающей всеми свойствами кислот; она ступен-
чато диссоциирует на ионы:
Н3Р04^Н+ + Н2РОГ,
н2ро4-^н+ + нрог,
нрог^н++рог.
В отличие от азотной фосфорная кислота не обладает окислитель-
ными свойствами.
Соли фосфорной кислоты, фосфаты. Как трех-
основная кислота Н3Р04 дает три типа солей: первичные, вторичные
и третичные фосфаты.
Первичные фосфаты (в них один водород замещен на металл) все
растворимы в воде, например NaH2P04, Са(Н2Р04)2. Из вторичных
(два водорода замещены на металл) и третичных (все три водорода за-
мещены на металл) фосфатов в воде растворимы только соли щелочных
металлов и аммония.
Соли фосфорной кислоты являются ценными минеральными удоб-
рениями. Для того чтобы растения могли усваивать фосфор, вносимые
в почву соединения должны быть растворимы в воде или хотя бы в сла-
бых кислотах. В природе распространены апатиты и фосфориты, кото-
рые нерастворимы в воде. Однако тонко измельченный фосфорит (так
145

называемая фосфоритная мука) применяется как удобрение на кислых
почвах. При этом не растворимый в воде Са3(Р04)2, взаимодействуя
с кислотами, переходит в растворимую кислую соль, которая усваи-
вается растениями.
Для получения удобрений, которые можно применять на любых
почвах, обрабатывают фосфорит серной кислотой:
Са3(Р04)2 + 2H2S04 = Са(Н2Р04)2 + 2CaS04l
Полученная смесь солей, называемая суперфосфатом, содержит
растворимый в воде первичный фосфат кальция и ненужный балласт
в виде нерастворимого сернокислого кальция.
Для улучшения качества удобрения первоначально получают
фосфорную кислоту
Са3(Р04)2 + 3H2S04 = 3CaSOj + 2H8P04,
а затем обрабатывают ее раствором апатит или фосфорит
Са3(РО<)2+4Н3Р04=ЗСа(НгР04)2.
При этом образуется только растворимый первичный фосфат
кальция. Это удобрение носит название двойного суперфосфата.
Если раствором фосфорной кислоты обрабатывают Са(ОН)2 в тре-
буемых соотношениях
Са(ОН)2+Н3Р04=СаНР04+Н20,
то получают так называемый преципитат. Это удобрение имеет со-
став СаНР04-2Н20, мало растворимо в воде, но хорошо растворяется
в слабых кислотах.
Если раствор фосфорной кислоты нейтрализуют аммиаком, то
получают комбинированное удобрение, содержащее азот и фосфор,
называемое диаммофосом (NH^HPCV
§5. ТУКОВАЯ ПРОМЫШЛЕННОСТЬ
Туковая промышленность — это промышленность, объединяющая
предприятия по производству минеральных удобрений (азотных, фос-
форных, калийных и др.). В дореволюционный период туковая про-
мышленность в России была развита чрезвычайно слабо. В годы
Советской власти построены и введены в строй крупные заводы по про-
изводству суперфосфатных, калийных, азотных и смешанных удоб-
рений.
Рост производства минеральных удобрений можно проследить по
цифрам: в 1929 г. было произведено 208 тыс. т, а в 1970 г.— уже
Г)5,4 млн. т.
Калийная промышленность развивалась на базе Соликамского
месторождения и залежей калийных солей в Прикарпатье и Белорус-
сии. Основой развития суперфосфатной промышленности были Хибин-
ские месторождения апатитов. В 1947 г. была создана новая база су-
146

перфосфатной промышленности на основе крупного меторождения фос-
форитов Каратау. С 1938 г. СССР занимает первое место в Европе
по производству суперфосфатов. В соответствии с директивами партии
и правительства производственные мощности туковой промышленности
непрерывно увеличиваются.
ГЛАВА XII
УГЛЕРОД
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ ОБ ЭЛЕМЕНТЕ
Элемент углерод, химический знак С, занимает место в главной
подгруппе IV группы во втором периоде системы Менделеева. Порядко-
вый номер 6; ядро атома углерода имеет 6 положительных зарядов,
нейтрализующие заряды ядра электроны расположены на двух уров-
нях: на первом — 2, на втором 4.
Распространенность в природе. В земной коре
находится 0,14% углерода. Он входит в состав животных и раститель-
ных тканей. В неживой природе углерод втре.чается в виде залежей
карбонатов кальция и магния; в виде углекислого газа он всегда при-
сутствует в воздухе и растворен в воде. Большие количества углерода
в природе находятся в углях.
а
Рис. 12. Строение углерода:
а - алмаз; б - графит
В виде простых веществ углерод встречается в природе как алмаз
и графит (2 аллотропических видоизменений). Строение их показано
на рис. 12. В алмазе расстояния между атомами углерода одинаковы;
графит же имеет слоистую структуру, т. е. в слоях расстояние между
атомами одинаково, а расстояние между слоями значительно больше,
чем между атомами в слоях. Свойства этих аллотропических модифи-
каций различны.
147

§2. ПОЛУЧЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА
Получение. Алмаз в настоящее время получают искусствен-
но из графита при сильном нагревании и под большим давлением.
При сухой перегонке древесины в железных ретортах получается
древесный уголь наряду с газообразными и жидкими продуктами. При
сухой же перегонке каменного угля образуется кокс, содержание угле-
рода в>котором очень велико, а также газообразные и жидкие продукты.
Древесный уголь, кокс, сажа — вещества, содержащие большой
процент углерода. Самый чистый углерод — это сажа, получаемая
путем разложения метана:
СН4=С + 2Н2.
В присутствии катализаторов Со, Ni, Fe реакция разложения ме-
тана начинается при 300°.
Сажа — это микрокристаллическая форма углерода. В саже
присутствуют часто жидкие углеводороды; в древесном угле и коксе —
соли.
Физические свойства. Алмаз — самый твердый ми-
нерал в природе, бесцветный, прозрачный, плотность его 3,5, не.имеет
Вкуса и запаха, чрезвычайно трудно плавится и улетучивается, не
растворяется в обычных растворителях. Графит — серого цвета, не-
прозрачен, на ощупь жирный, оставляет черту на бумаге, плотность
его 2,2. Различие свойств этих аллотропических видоизменений объяс-
няется различной структурой.
§ 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И ПРИМЕНЕНИЕ УГЛЕРОДА
Химические свойства. На холоду все модификации
углерода малоактивны. При нагревании же активность углерода
сильно возрастает, и он реагирует с кислородом. Легче всего вступает
в реакцию древесный уголь, а алмаз и графит загораются только в чи-
стом кислороде и пр^ высокой температуре.
С кислородом углерод дает два соединения — двуокись углерода
СОа и окись углерода СО, где валентность углерода соответственно рав-
на четырем и двум:
с+о2=со2,
2С + 02==2СО.
При нагревании углерод вступает во взаимодействие с металлами,
давая карбиды:
2С + Са = СаС2.
Углерод является восстановителем. Карбид кальция получается
в электропечах при нагревании смеси:
СаО + ЗС = СаС, + 00.
148

Реагирует с окислами металлов, давая металл:
2CuO + C = C02 + 2Cu или CuO -f С = 00 +Си.
При повышенной температуре в присутствии катализатора (раз-
дробленного никеля) углерод соединяется с водородом, образуя метан:
С + 2Н2 = СН4.
С углеродом водород образует очень большое количество соедине-
ний, которые рассмотрены в разделе «Органическая химия».
При повышенной температуре углерод реагирует с водяными па-
рами. Водяной газ — смесь окиси углерода с водородом — получается
при пропускании водяных паров над раскаленным углем:
С+Н20 = СО + Н2 —31,4 ккал.
Этот процесс является эндотермическим.
Применение. Алмазы применяют при бурении твердых пород
(алмазное бурение), при шлифовании особо твердых материалов, для
резки стекла. Хорошо отшлифованные большие алмазы — бриллиан-
ты — являются украшением и очень дорого ценятся.
Графит используют для изготовления карандашей, тиглей, особо
устойчивой черной краски, электродов, так как графит хороший про-
водник электричества.
Угли в основном применяют как восстановители и как топливо.
Древесный уголь, обладающий наименьшей зольностью (содержанием
солей), применяется в металлургии при получении меди из ее окислов,
при получении чугунов высокого качества. Обладая большой пори-
стостью, древесный уголь хорошо адсорбирует (удерживает в порах)
газообразные, а также жидкие и твердые вещества. Свойство удержи-
вать в порах газы было использовано впервые Н. Д. Зелинским для
заполнения активированным углем противогазов как защиты от от-
равляющих веществ.
Активирование производится с целью увеличения адсорбционной
способности углей.
§ 4. ДВУОКИСЬ УГЛЕРОДА И УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА
Двуокись углерода, или углекислый газ, СО* ъщтех-
нике получают прк нагревании известняка
СаС03 —► CaO + COJ
в лабораториях — действием кислот на карбонаты
СаС03 + 2HC1 = СаС12 + Н2С03 = СаС12 + Н20 + С02|
СаС03 + 2H+ = Са2+ + Н2С03 = Са2+ + Н20 + C02f
Углекислый газ не имеет цвета, запаха, вкус слегка кисловатый,
он тяжелее воздуха в 1,5 раза. Вес 1 л этого газа при нормальных усло-
виях равен 1,96 г (44 : 22,4). Двуокись углерода растворяется в воде
149

(1 объем газа на 1 объем воды) и химически реагирует с водой, образуя
угольную кисло!^:
н2о+со2 = н2со3.
Двуокись углерода реагирует со щелочами и щелочными окис-
лами:
2NaOH + С02 = Na2C03 + Н20,
Na20 + C02 = Na2C03.
При охлаждении до — 76° углекислый газ превращается в твердую
белую массу — так называемый сухой лед, который испаряется, ми-
нуя жидкую фазу. Это дает возможность использовать его для охлаж-
дения продуктов вместо льда.
Двуокись углерода применяется для получения газированных вод,
получения соды и других карбонатов, при тушении пожара, в техноло-
гическом процессе получения сахара и др.
Угольная кислота и ее соли. При пропускании
углекислого газа через воду происходит образование угольной кислоты,
и в растворе устанавливается следующее равновесие:
С02 + Н20 т=а Н2С03 ^ H+ + НС03- т=± 2H+ + GOJ-.-
Двуокись углерода является ангидридом очень слабой двухоснов-
ной угольной кислоты. В свободном виде угольная кислота не выделе-
на. Она является термически неустойчивым веществом и разлагается
на воду и С02. Известны два вида солей угольной кислоты: средние
соли — карбонаты и кислые соли — бикарбонаты. Большинство сред-
них солей угольной кислоты не растворимо в воде.
Характерной реакцией на карбонаты является действие на них
кислот; при этом образующаяся Н2С03 разлагается и выделяется угле-
кислый газ:
со;-+2Н+ = н2со3 = н2о+co2t
Среди солей угольной кислоты очень важное значение имеет кар-
бонат натрия, или сода, белое кристаллическое вещество Na2C03x
X 10Н2О, хорошо растворимое в воде. Na2C03 получается при прока-
ливании бикарбоната:
2NaHC03 = Na2C03 +-HtO + C02f
Соду применяют для смягчения воды, в производстве стекла, в
красильной промышленности, для получения других солей и пр. Часто
ее используют для нейтрализации кислотности. Она также применяет-
ся в пищевой промышленности, при изготовлении бумаги.
§ 5. ОКИСЬ УГЛЕРОДА (УГАРНЫЙ ГАЗ)
Если сжигать органические вещества при недостаточном доступе
воздуха или воздействовать на уголь углекислым газом, то получается
150

окись углерода:
С + С02 = 2СО,
2СН4 + 302 = 4Н20 + 2СО.
В лаборатории окись углерода получают разложением щавелевой
или муравьиной кислот (путем отнятия от них воды концентрированной
серной кислотой):
НСООН = Н20 + СО,
Н2С204 = СО + С02 + Н20.
Окись углерода — газ без цвета, запаха и вкуса. Он почти не
отличается по весу от воздуха (молекулярный вес СО равен 28, а сред-
ний молекулярный вес воздуха 29). Вес 1 л его при нормальных усло-
виях равен 1,25 г, /пл=—205°, /кип=—192°.
СО, угарный газ' — ядовитое вещество, соединяясь с гемоглобином
крови, лишает кровь возможности присоединять кислород. Наступает
кислородное голодание.
Окись углерода — хороший восстановитель и в этом главное его
использование:
2СО + 02 = 2С02.
Он является составной частью газообразного топлива.
Процесс восстановления руд в домнах совершается при помощи
окиси углерода.
Применяется он для получения фосгена и синтетического бензина:
СО + С12 = СОС12.
Окись углерода — несолеобразующий окисел*
§6. ТОПЛИВО
Топливо по агрегатному состоянию делится на твердое, жидкое
и газообразное.
Твердое топливо — это ископаемые угли (антрацит, ка-
менный уголь, бурый уголь), горючие сланцы, торф, древесина.
Угли и торф образовались в природе главным образом из высших
растений и водорослей. Если процессы разложения протекают при воз-
действии микроорганизмов с доступом воздуха, конечными продукта-
ми распада являются углекислый газ и вода. Если же процессы разло-
жения протекают без доступа воздуха, например под водой или в толще
земных пород, то при этом происходит обугливание — потеря ор-
ганическими веществами воды. Уголь представляет собой смесь орга-
нических веществ, обладающих тем более темным цветом, чем больше
их «возраст» и чем больше в них содержание углерода. Кроме углерода
в углях содержится водород, кислород, азот, сера и др. Содержание
свободного несвязанного углерода в углях весьма незначительно. Са-
мый богатый углерод — антрацит, затем каменный уголь, бурый уголь
151

и, наконец, торф. При рассматривании торфа ясно видны остатки ра-
стений. В табл. 13 приведена теплотворная способность твердого топ-
лива.
Таблица 13
Элементарный состав органической массы топлив и их теплотворная способность
Запасы твердого, жидкого и газообразного топлива в СССР огром-
ны. Трудно перечислить все месторождения его. Остановимся лишь
на самых крупных — это Донецкий, Кузнецкий, Подмосковный, Ураль-
ский, Карагандинский, Иркутский, Хабаровский бассейны и многие
другие. Горючие сланцы в больших количествах встречаются в Эстон-
ской ССР, в Ленинградской области, Поволжье.
Жидкое топливо — это нефть и продукты ее переработки:
бензин, керосин, мазут, а также искусственно полученное жидкое
тонливо.
Залежи нефти находятся на Апшеронском полуострове, на Север-
ном Кавказе (Грозный), в Майкопском районе, в Дагестане, на Саха-
лине и во многих районах Советского Союза.
Газообразное топливо — это природные горючие га-
зы, в состав которых входит главным образом метан. К этому виду
топлива относятся и искусственно получаемые водяной и генератор-
ный газы.
Газовые месторождения в Советском Союзе весьма распространены:
побережье Черного и Азовского морей, на Северном Кавказе, в Сред-
ней Азии, Сибири и т. д.
Газообразное топливо имеет ряд преимуществ перед твердым:
сгорает полностью, количество подаваемого воздуха строго может
быть подсчитано и нет твердых отходов, что упрощает аппаратуру его
использования. Поэтому вопрос газификации природного топлива по-
ставлен остро. Газификации могут быть подвергнуты все виды топлива.
Подземная газификация впервые осуществлена в СССР в 1935 г. Мысль
о возможности подземной газификации высказана еще Д. И. Менде-
леевым, а вопрос применения был поставлен В. И. Лениным.
Большой теплотворной способностью обладают искусственно полу-
чаемые водяной и генераторный газы:
С+Н20=СО+Н2—31,4 ккал.
В связи с тем, что реакция взаимодействия углерода с водяными
парами является эндотермической и уголь постепенно охлаждается,
152
Вид топлива
Бурый уголь
Антрацит
Средний состав, %
С
50
69
82
95
75
н
6,0
6,0
5,5
4,3
2,2
9,0
О
43,0
33,0
24,0
12,0
2,0
15,7
N
1.0
2,0
1,5
1,7
0,8
0,8
Теплотворная
способность,
ккал/кг
4500
5400
6700
8400
8100
8100

при получении водяного газа приходится пропускать через уголь воз-
дух:
С + О2 = СО2 + 94,0/асял.
Данный процесс является экзотермическим, система вновь раска-
ляется и тогда снова через угбль пропускают водяные пары. Чередо-
вание этих процессов дает возможность получать водяной газ, в кото-
ром как примесь всегда содержится и азот. Состав водяного газа —
44% 00+45% Н2+5%С02 и 6% N,. Генераторный ra3(25%CO+70%N,
+4% С02) получают при неполном сгорании каменного угля в спе-
циальных печах — газогенераторах.
Генераторный и водяной газы используют для получения азото-
водородной смеси при синтезе аммиака.
ГЛАВА XIII
КРЕМНИЙ
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ ОБ ЭЛЕМЕНТЕ
Элемент кремний, химический знак Si, занимает место в главной
подгруппе IV группы третьего периода системы Менделеева. Порядко-
вый номер 14. Ядро имеет 14 положительных зарядов; 14 электронов
расположены на трех уровнях: на первом — 2, на втором — 8 и на
третьем — 4 электрона:
Si(ls22s22pe3s*3/>2).
Для атома кремния характерна реакция отдачи электронов с об-
разованием иона Si4+. Примером может служить двуокись кремния
Si02. С водородом кремний образует соединения с ковалентной связью,
так же как и углерод. Известен гомологический ряд кремневодородов,
общая формула SinH2„+2, но число членов этого ряда равно 6.
Распространенность в природе. По распрост-
раненности в земной коре кремний занимает второе место после кисло-
рода. Весовое количество его в природе равно весовому количеству
всех элементов вместе взятых, исключая кислород (рис. 11). Он встре-
чается исключительно или в виде двуокиси, или в виде производных
двуокиси кремния. Для кремния характерно образование связи между
атомами кремния через кислород.
Минералы — кремнезем, кварц, горный хрусталь и др.— являются
двуокисью кремния; иногда они различно окрашены примесями.
Гидратированная двуокись кремния встречается в виде минера-
лов: кремния, опала, трепела. В состав этих веществ входит двуокись
и вода, причем количество двуокиси во много раз превышает содержа-
ние воды.
Силикаты — производные многочисленных кремниевых кислот,
в которых сильно колеблется отношение между двуокисью кремния
153

и водой. Обозначив черех х количество молей двуокиси кремния и че-
рез у количество молей воды, получим формулы различных кремние-
вых кислот:
x=l y=l H2Si03 x=l у = 2 H4Si04
х = 2 {/=-1 H2Si206 х = Л y = 3 HeSiAi
х = 3 у=\ H2Si307 x = 2 у = 5 H10Si2O9
Горные породы представляют собой смесь главным образом сили-
катных минералов.
Из природных силикатов назовем тальк 3MgO-H20'4Si02 и ас-
бест 3MgO-2H20-2Si02. Сложными являются алюмосиликаты. При-
мером алюмосиликатного минерала может служить полевой шпат
K20-Al203-6Si02. К алюмосиликатам относятся и группа слюд К2Ох
x2H20-3Al203-6Si02, нефелин Na20-Al203-2Si02, цеолиты М^02х
хяН20, где М=Са, Sr, Na, К, а Э=А1 и Si.
При воздействии природных факторов (температура, вода, угле-
кислый газ) на горные породы происходит их выветривание — разруше-
ние с образованием ряда веществ; растворимые в воде вещества уно-
сятся водой, а нерастворимые остаются и являются главной составной
частью почв.
Процесс выветривания возможно схематично представить следую-
щим уравнением реакции:
K2Al2SieOle + С02 + 2Н20 = К2С03 + H4Al2Si2Oe + 4SiOa.
Главной составной частью почв являются глины, которые содер-
жат минерал каолинит, песок, карбонаты, остатки неразложившихся
алюмосиликатов, окись железа. Глины, содержащие большое количе-
ство двуокиси кремния, называются суглинками; глины с большим
содержанием карбонатов — мергелями; глина, в которой большое
содержание каолинита и мало примесей, называется белой глиной.
§ 2. ПОЛУЧЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КРЕМНИЯ
Получение. Кремний, как и все его соединения, получают
из природной двуокиси кремния.
При поджигании смеси двуокиси кремния с магнием или алюмини-
ем протекают процессы
2Mg + Si02 = 2MgO + Si,
4Al + 3Si02 = 2Al203 + 3Si.
В случае избытка магния получается силицид магния:
2Mg + Si = Mg2Si.
Полученную смесь, в состав которой входят оставшийся частично
кремнезем, кремний, окись магния и силицид магния, обрабатывают
154

сначала соляной, а затем плавиковой кислотой:
MgO + 2НС1 = MgCl2 + Н20
Mg2Si + 4HC1 = 2MgCl2 + SiH4|
Si02 + 4HF = 2H20 + SiF4t
Оставшийся кремний в виде бурого аморфного порошка отфильт-
ровывают, промывают и высушивают.
Кристаллический кремний получают перекристаллизацией аморф-
ного кремния из расплавленных цинка или алюминия.
Кремний также получают восстановлением Si02 углем в электро-
печах при высоких температурах:
Si02 + 2C = Si + 2CO.
Физические свойства. Кремний получен в виде бурого
аморфного порошка и в виде серых твердых кристаллов /пл=1415°
§ 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И ПРИМЕНЕНИЕ КРЕМНИЯ
Химические свойства. Кристаллический кремний до-
вольно инертен, тогда как аморфный значительно более реакционно-
способен.
При высокой температуре (400°) кремний реагирует с кислородом:
Si + 02 = Si02,
при этом выделяется большое количество тепла.
Он реагирует с галогенами: с F2—при обычной температуре,
с другими галогенами — при 400°.
Кремний взаимодействует с фтористым водородом:
Si + 4HF-SiF4f + 2H2t
с другими галоидводородами он в реакцию не вступает.
На холоду кремний реагирует со смесью азотной и плавиковой
кислот. Остальные кислоты на кремний не действуют.
Он вступает в реакции со щелочами:
Si + Н20 + 2NaOH = Na2Si08 + 2H2
l|Si°—4e = Si4+
2|2H + 2e = H2
Si + 4H+ = Si4+ + 2H2
С углеродом при высокой температуре кремний образует карбо-
рунд SiC — вещество, обладающее твердостью, близкой к алмазу,
используемое для изготовления абразивных материалов (точильных
камней, шлифовальных кругов).
Применение. Кремний используют для получения спла-
вов. Сплавы углерода с содержанием кремния до 4% обладают большой
J 55

прочностью. Сплав кремния с железом, содержащий кремний от 9
до 95%, называется ферросицилием. Он применяется как раскисли-
тель — добавляется к сталям, содержащим закись железа. Стали
с содержанием 15% кремния и более обладают большой кислотоупор-
ностью, устойчивостью; из них готовится химическая аппаратура.
§4. ДВУОКИСЬ КРЕМНИЯ, КРЕМНИЕВАЯ КИСЛОТА И ЕЕ СОЛИ
Двуокись кремния. Это твердое тугоплавкое вещество
с /пл = 1713°, нерастворимое в воде. Сплавлением двуокиси кремния
с щелочами или карбонатами получают силикаты — соли многочис-
ленных кремниевых кислот:
Si02 + 2NaOH = Na2Si03 + H20,
метасиликат
Si02 + Na2C03 = Na2Si03 + CO,t,
SiO, + 4NaOH = Na,Si04.+ 2H20,
ортосиликат
2SiO, + 2NaOH = Na2Si206 + H20,
диметасиликат
Si02 + CaO = CaSi03.
Силикаты натрия и калия — растворимое стекло — сильно
гидролизованы. Их концентрированный раствор, называемый жидким
стеклом, имеет сильно щелочную реакцию. Жидкое стекло применяет-
ся для изготовления несгораемых тканей, пропитки деревянных изде-
лий и в качестве клея.
Двуокись кремния реагирует с фтористоводородной кислотой:
Si02 + 4HF = SiF4 + 2H20.
Этим свойством пользуются при травлении стекла.
При высоких температурах нелетучая двуокись кремния вытес-
няет двуокись углерода.
При действии угольной кислоты на растворы силикатов натрия
или калия на холоду угольная кислота как более сильная вытесняет
кремниевую:
Na2SiOa + Н20 + С02 = Na2C03 + H2Si03J
SiOj- + Н2С03 = H2Si03J + СОГ.
Получение стекла. Самое большое количество крем-
незема идет на изготовление стекла. Обычное оконное стекло полу-
чается сплавлением смеси соды, песка и известняка. Процесс проте-
кает при 1400° до полного удаления газов:
Na2C03 + СаС03 + 6Si02 = Na20 • CaO • 6Si02 + 2С02.
В стекла особого назначения — огнеупорные, обладающие боль-
шой механической прочностью,— при варке добавляют окислы бария,
свинца, бора.
156

Окрашенные стекла получают введением в обычное стекло окислов
металлов, например добавка окиси кобальта дает синее стекло, окиси
хрома — зеленое. Получением цветных стекол занимался М. В. Ло-
моносов.
Получение цемента. Не менее важно использование
песка при применении цемента. Его получают прокаливанием в длин-
ных вращающихся печах в пламени газов тонко размолотых смесей
известняка и глины. Процесс ведут при 1000°, при этом получают
силикаты алюминия и алюмосиликаты. Полученную массу размалы-
вают в тонкий порошок в шаровых мельницах — больших вращающих-
ся цилиндрах, заполненных металлическими шарами. В состав цемента
входят Ca2Si04, Ca3Si06, Ca3(A103)2-
Перед применением цемент с песком обрабатывают водой до тесто-
образной массы и в таком виде используют в строительстве.
Процесс схватывания обычного цемента, состоящего из окиси каль-
ция и песка, происходит вследствие образования карбоната кальция
за счет углекислого газа воздуха. При схватывании портландского
цемента углекислота не участвует в процессе, а протекает гидролиз
силикатов и алюминатов и далее образование кристаллогидратов:
Ca3Si05 + Н20 = Ca2Si04 + Са(ОН)2,
Ca2Si04 + 4Н20 = Ca2Si04. 4Н20,
Ca3(A10s)2 + 6Н20 = Са3( А103)2 • 6Н20.
Соединения кремния с водородом очень схожи с водородными соединениями
углерода по физическим свойствам, т. е. первые члены газы, а затем идут жидкости,
но по химическим свойствам они очень сильно разнятся. Это тоже возможно объяс-
нить размерами радиусов атомов углерода и кремния и характером связи.
ГЛАВА XIV
МЕТАЛЛЫ
§ 1. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ
Большинство элементов периодической системы Д. И. Менделее-
ва, приблизительно 79 из 103, находясь в виде простых веществ, пред-
ставляют собой металлы.
Положение металлов и неметаллов в периодической системе можно
наглядно показать, если мысленно провести диагональ от бора к астату.
В правой верхней части периодической системы находятся неметаллы
(исключая элементы VIII группы и побочных подгрупп), а в левой ниж-
ней части расположены металлы. Вблизи диагонали находятся эле-
менты с промежуточными свойствами (Al, Ge, As, Sb, Те и др.). Наи-
большее применение в технике и быту из металлов имеют: железо,
алюминий, цинк, свинец, медь, олово, серебро, золото и др., а также
сплавы этих металлов с редкими металлами (бериллием, вольфрамом,
ванадием, молибденом, титаном и др.).
157

§ 2. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Наиболее важными физическими свойствами металлов являются:
тепло- и электропроводность. Хорошо проводят тепло и электричество
серебро и медь, затем — золото, алюминий, железо; хуже — свинец
и ртуть.
Характерной особенностью металлов является металлический
блеск, что связано с их способностью отражать свет; такой металли-
ческий блеск наблюдается, если металл находится в компактном со-
стоянии, т. е. в виде куска. В мелко раздробленном состоянии металлы
(кроме магния и алюминия) представляют порошки черного или темно-
серого цвета.
Все металлы (кроме ртути) при обычной температуре — твердые
вещества. По степени твердости они сильно отличаются друг от друга:
калий и натрий легко режутся ножом, а хром по своей твердости бли-
зок к алмазу.
По плотности металлы условно делят на легкие и тяжелые: метал-
лы с плотностью, меньшей 5, называют легкими, а с большей — тяже-
лыми. К легким относятся щелочные, щелочноземельные металлы, бе-
риллий, магний, алюминий. Самым легким металлом является литий
с плотностью 0,53, а <:амым тяжелым — осмий, имеющий плотность
22,48.
Характерное свойство металлов — ковкость. Наибольшей ков-
костью обладают золото, серебро, медь, а наименьшей — висмут, мар-
ганец. По способности вытягиваться в проволоку (тягучесть) первое
место занимают золото и серебро, а последнее — висмут и марганец.
По температурам плавления металлы также сильно отличаются
друг от друга: температура плавления ртути — 39°, температура плав-'
ления калия 62,3°, а вольфрам плавится при 3370°. Температуры ки-
пения металлов очень высоки: калий к^ипит при 760°, медь — при 2300°,
железо — при 3000°, а вольфрам — при 5900°. В парообразном состоя-
нии металлы одноатомны.
Перечисленные выше общие физические свойства металлов обус-
ловлены особой металлической структурой их кристаллической решет-
ки, для которой характерно одновременное присутствие нейтральных
и ионизированных атомов, т. е. потерявших электроны. Переход элект-
рона от нейтрального атома к ионизированному осуществляется без
затраты энергии, поэтому в металлической структуре постоянно со-
вершается обмен электронами и всегда имеется некоторое количество
свободных электронов, не принадлежащих в данный момент каким-либо
определенным атомам. В силу ничтожных размеров электронов они
свободно могут перемещаться по всему кристаллу металла. Таким об-
разом, кристаллическая решетка металлов состоит из нейтральных
атомов и положительно заряженных ионов, находящихся в атмосфере
«электронного газа».
Наличие свободных электронов во всех металлических структурах
обусловливает общие свойства металлов: высокую электропроводность,
теплопроводность, металлический блеск и др. Чем выше концентрация
158

свободных электронов, тем ярче выражены перечисленные свойства.
Количество свободных электронов у разных металлов различно, к то-
му же проявляются индивидуальные особенности нейтральных атомов
и положительных ионов, находящихся в узлах кристаллической ре-
шетки, поэтому наряду с общими свойствами каждый металл отли-
чается своими собственными, присущими только ему свойствами.
Металлы принято делить на следующие группы:
1. Черные (железо, марганец, хром и их сплавы);
2. Цветные * : а) легкие (алюминий, магний, кальций); б) тяжелые
(медь, свинец, олово, цинк);
S. Редкие (литий, бериллий, ванадий, молибден, вольфрам и др.);
4. Драгоценные (платина, золото, серебро, иридий, осмий, родий,
палладий).
§3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ И НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ
Химические свойства. Характерной особенностью ме-
таллов в химическом отношении является проявление ими сильных
восстановительных свойств, т. е. в химических реакциях они способны
отдавать электроны, переходя в положительно заряженные ионы.
При электролизе растворов или расплавленных солей ионы метал-
лов являются катионами и как положительно заряженные движутся
к катоду.
По степени химической активности металлы- располагают в ряд
напряжений, в котором на первом месте поставлен самый активный
металл:
Количественной характеристикой стремления одного металла,
например цинка, восстанавливать ионы другого металла, например
меди, является напряжение (электродвижущая сила), создаваемое галь-
ваническим элементом (см. § 6 этой главы), в котором один из электро-
дов изготовлен из одного, например цинка, а другой из другого, на-
пример меди, металла. В ряду напряжений металлы расположены в по-
рядке возрастания величины напряжения, создаваемого гальваническим
элементом, в котором один из электродов все время остается постоян-
ным (стандартный электрод), а другой изготовляется из того металла,
положение которого в ряду напряжений хотят определить **. В каче-
* Название «цветные» металлы условно, так как только медь имеет характерный
желтый цвет, а остальные — серебристого цвета.
** В том случае, когда невозможно изготовить пластинку из металла (напри-
мер, Li, К), которая служила бы электродом в гальваническом элементе, для опреде-
ления положения этого металла в ряду напряжений применяют другие методы.
159
Li
К
Ba
Са
Na
Mg
Al
Be
Mn
Zn
Cr
Fe
Co
Ni
Sn
Pb
H
Cu
Hg
Ag
Pt
Au

стве стандартного электрода принимают так называемый водородный
электрод, представляющий собой платиновую пластинку, опущенную
в кислый раствор, через который непрерывно пропускают газообраз-
ный водород при давлении в 1 атм.
В указанном выше ряду напряжений способность терять валент-
ные электроны вправо уменьшается, вследствие этого металл способен
вытеснить из соединений другой металл, стоящий правее его в этом ря-
ду, например
CuSo4 + Fe = FeS04 + Cu
или
Cu2+ + Fe = Fe2+ + Cu.
В этой реакции атомы железа теряют электроны, а ионы меди их
принимают, при этом медь восстанавливается, а железо окисляется.
В связи с ослаблением свойства легко терять электроны у металлов
ряда слева направо увеличивается стойкость к окислению на воздухе.
Металлы, стоящие за водородом (серебро, золото, платина) и характери-
зующиеся малой химической активностью, непосредственно кислородом
воздуха не окисляются; эти металлы иногда называют благородными.
Щелочные металлы легко взаимодействуют с водой с образованием
щелочей и водорода, например
2Na + 2Н20 = 2NaOH + Haf
Металлы, находящиеся левее водорода, вытесняют его из разбав-
ленных кислот, а стоящие правее — не вытесняют; например, при вза-
имодействии цинка с разбавленной серной кислотой протекает сле-
дующая реакция:
H2S04 + Zn = ZnS04 + H,t
или
Zn + 2H+ = Zna+ + Hat
Водород восстанавливается за счет электронов цинка, а цинк окис-
ляется.
Если попытаться провести аналогичную реакцию меди с разбав-
ленной серной кислотой, то взаимодействие не происходит. Медь может
реагировать только с кислотами-окислителями. Сущность химических
реакций в этих случаях состоит в том, что атомы меди окисляются за
счет восстановления в кислотах не водорода, а кислотообразующего
элемента, т. е. серы в cejpHofl кислоте и азота в азотной кислоте. В ре-
зультате реакции кроме соответствующей соли меди получаются газо-
образные кислородные соединения, являющиеся продуктами восста-
новления серной и азотной кислот (S02, NO, N02).
Известно, что концентрированная серная кислота проявляет
окислительные свойства, а потому вступает в реакцию с медью (при
довольно сильном нагревании):
Си + 2H2S04 = CuS04 + S02 + 2Н20.
160

Азотная кислота обладает окислительными свойствами при любых
концентрациях. Реакция с медью протекает уже на холоду и в зависи-
мости от концентрации азотной кислоты образуются окислы азота
разной степени восстановления; чем меньше концентрация кислоты,
тем выше степень восстановления азота в азотной кислоте; чем более
активен металл, реагирующий с азотной кислотой одной и той же кон-
центрации, тем больше степень восстановления азота в азотной кислоте:
4HNO, + Си = Cu(N03)2 + 2N02 f + 2НаО
конц.
8HN03 + ЗСи = 3Cu(N03)3 + 2NO f + 4НаО
разбавл.
4HN03 + Zn = Zn(N03)2 + 2NO, + 2H20
КОНЦ.
8HN03 + 3Zn = 3Zn(NOs)a + 2NO + 4H20
ср. конц.
10HNO, + 4Zn = 4Zn(N03)2 + NH4N03 + 3HaO
разбавл.
2%-ная
Zn°—2e—Zn2+
N6+ + 4Zn° = N3-+4Zn2+
Все вышеизложенное позволяет сделать следующие выводы:
1. Чем левее находится металл в ряду напряжений, тем он: а) хи-
мически более активен; б) обладает большей восстановительной спо-
собностью, т. е. легче окисляется и труднее восстанавливается из его
ионов.
2) Чем правее расположен металл, тем он: а) химически менее ак-
тивен; б) обладает меньшей восстановительной способностью, т. е.
труднее окисляется и легче восстанавливается из его ионов.
3. Каждый металл ряда восстанавливает катионы всех следующих
за ним в ряду металлов из растворов их солей.
4. Металлы, стоящие в ряду левее водорода, восстанавливают его
из разбавленных кислот (кроме азотной), а магний и тем более стоящие
левее его металлы вытесняют водород даже из воды при обычной тем-
пературе. Металлы, находящиеся в ряду правее водорода, не вытесняют
его из кислот.
Все металлы взаимодействуют с галогенами и серой (кроме золота),
причем энергичность взаимодействия металлов в указанных реакциях
соответствует их положению в ряду напряжений металлов. Например,
калий реагирует с бромом со взрывом, алюминий горит в броме; дру-
гие металлы реагируют менее энергично.
Наиболее активно протекают реакции металлов с фтором, а затем
последовательно имеет место уменьшение силы взаимодействия в ряду
от хлора к иоду.
Таким образом, металлы проявляют в соединениях только поло-
жительную валентность, т. е. являются катионами.
6 Пособие по химии 161;

Нахождение в природе. На основании рассмотрения
химических свойств металлов становится понятно, почему некоторые
из них встречаются в природе в виде простых веществ (самородные),
а другие только в химических соединениях.
К самородным металлам относятся золото, платина, реже встре-
чается самородное серебро и медь и еще реже — ртуть и олово.
Металлы, находящиеся в левой части ряда активности, как легко
окисляющиеся, не встречаются в самородном виде. Они находятся
в природе только в соединениях.
Природные химические соединения металлов, служащие источни-
ком их получения, называют рудами.
§4. СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ МЕТАЛЛОВ
Большинство руд представляет собой окислы, сульфиды и хлориды
соответствующих металлов. Эти соединения обычно находятся в смеси
с другими соединениями, составляющими пустую породу.
При получении любого металла возникают две задачи: отделить
его от пустой породы и восстановить. При выборе восстановителя боль-
шую роль играют экономические соображения: восстановитель должен
быть дешевым. В качестве восстановителей металлов из их окислов
применяют водород, углерод, окись углерода, алюминий, ' например
W08 + 3H8 = W + 3HaO,
2CuO+C = 2Cu + C02,
F ea08 + ЗСО = 2Fe + 3C02.
При получении металлов из сульфидов сначала сернистые соеди-
нения путем обжига превращают в окислы и затем восстанавливают
коксом:
2ZnS+ЗОг == 2ZnO + 2SOa f
ZnO + C = Zn + COt
Щелочные и щелочноземельные металлы получают электролизом
расплавленных солей. Так, при электролизе расплавленного хлорида
кальция на катоде выделяется кальций, а на аноде — хлор:
СаС12^Са2+ + 2С1-,
Са2+ + 2<Г—*Са,
2С1-—2ё"-*С12.
Для получения некоторых металлов * применяют алюминотермию:
при поджигании смеси порошков окисла металла и алюминия происхо-
* Получение сплавов железа (чугуна и стали), а также алюминия описано
в гл. XVII, § 2 и гл. XVI, § 3.
162

дит энергичная окислительно-восстановительная реакция с выделением
такого большого * количества теплоты, что полученный металл выде-
ляется в расплавленном состоянии. Это позволяет отделить его от
шлаков, например
Cr20g + 2Al = Al203 + 2Cr.
§5. СПЛАВЫ
Металлы в чистом виде используют редко. Это объясняется тем
что наряду с ценными качествами многие металлы обладают такими
свойствами, которые затрудняют их применение при изготовлении раз-
личных изделий. Например, медь и алюминий отличаются хорошей
электро- и теплопроводностью, пластичностью, но они довольно мягки
и легко деформируются. Чаще для изготовления металлических изде-
лий применяют сплавы.
Сплавы состоят из двух или более элементов. Для получения их
нужно исходные вещества расплавить и перемешать. Спав может быть
индивидуальным веществом или смесью. В первом случае он кристал-
лически (при наблюдении под микроскопом) однороден, во втором —
неоднороден. В состав сплава могут входить и неметаллы* (например,
углерод, кремний, бор).
Свойства сплавов отличаются от свойств веществ, его образовав-
ших. Иногда даже незначительное введение компонента приводит к рез-
кому изменению качества исходного металла (жаропрочности, твер-
дости, коррозионноустойчивости, магнитных и электрических свойств
и др.).
Большой вклад в развитие науки о металлах и сплавах внесли
русские ученые П. ГЬ Аносов, Д. К. Чернов, Н. С. Курнаков и др.
Приводим краткие сведения о важнейших сплавах.
Латунь — медноцинковые сплавы разного, состава, обычно содержащие
—60% меди и —40% цинка; есть сплавы, содержащие 90% меди и 10% цинка.
Медноцинковые сплавы отличаются большей твердостью, чем исходные металлы.
Применяются для изготовления приборов, деталей машин, предметов домашнего
обихода.
Бронза, Этот сплав был известен еще в древности. При сравнительно
низкой температуре плавления (900—1000°) он обладает высокими механическими
свойствами. Бронзы бывают различные, например: подшипниковая бронза содержит
89,5% меди, 10% олова, 0,5% свинца; бронза для шестерен — 90% меди и 10% олова.
Бронзу применяют для изготовления частей машин, художественных отливок и пр.
Мел ьхиоры — сплавы меди с никелем. Наибольшую твердость имеет
сплав — 50% меди и 50% никеля.
Для изготовления посуды применяют сплавы, в которых 53% меди, 27% никеля
и 20% цинка и белый сплав (нейзильбер), содержащий 65% меди, 20% цинка, 15%
никеля.
В электротехнике сплавы: константан (59% меди, 40% никеля и 1% мар-
ганца) и никелин (68% меди и 32% никеля).
Дюралюминий — сплав алюминия с небольшими количествами меди,
марганца и магния, обладая легкостью, по твердости приближается к стали.
Легкие сплавы на основе магния: двух-металл (87,8% магния, 8,5% алюминия,
0,2% марганца, 2% меди, 1% кадмия, 0,5% цинка); электрон (магния более 80%,.
алюминия от 2 до 10% и небольшие количества марганца, цинка, бериллия, титана,
6*
163

висмута). Вследствие легкости и прочности эти сплавы находят применение в авиа-
ционной и автомобильной промышленности. Недостатком этих сплавов является их
малая устойчивость к коррозии.
Б а б б и т ы —, «антифрикционные» (уменьшающие трение) сплавы на основе
олова и свинца с добавкой сурьмы и меди. Применяются для заливки подшипников:
а) 83,5% олова, 11% сурьмы, 5,5% меди; б) 72% свинца, 10% олова, 15% сурьмы и
3% меди.
Нихромы — сплавы никеля с хромом разного состава. В качестве примера
можно привести следующие: а) 80% никеля и 20% хрома; б) 60% никеля, 25% железа,
11% хрома и 4% марганца.
Нихромы отличаются большим электросопротивлением, мало окисляются и
сохраняют высокие механические качества при сильном нагревании, поэтому находят
применение для изготовления электрических нагревательных приборов.
Припои — металлы или сплавы, применяемые для спаивания двух кусков
металлов. Различают припои легкоплавкие и тугоплавкие. К первым относятся
сплавы олова со свинцом. Так называемый третник имеет состав 63% олова, 37%
свинца (приблизительно 2/3 олова и 1/8 свинца); температура плавления третника 182°.
К тугоплавким припоям относятся, например, такие: 36—65% меди и 35—64%
цинка; температура плавления их 800—900°.
Легкоплавкие сплавы. Наиболее известными являются сплав вуда
(4 весовые части висмута, 2 весовые части свинца, 1 весовая часть олова и 1 весовая
часть кадмия) с температурой плавления 65° и сплав розе (9 весовых частей висмута,
1 весовая часть свинца, 1 весовая часть олова) с температурой плавления 94°.
В настоящем разделе описаны некоторые важнейшие сплавы цветных металлов.
Сведения о технически важных сплавах на основе железа будут приведены в гл. XVII
сЖелезо».
§ 6. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ И СПОСОБЫ ЗАЩИТЫ ОТ НЕЕ
Несмотря на кажущуюся прочность, металлы и их сплавы разру-
шаются под влиянием воздуха, воды, растворов кислот, щелочей и
солей.
Разрушение металла под влиянием окружающих условий, при кото-
ром он теряет присущие ему свойства, называется коррозией. Разли-
чают два основных типа коррозии: химическую и электрохимическую.
Химическая коррозия имеет окислительно-восстано-
вительный характер и происходит в результате взаимодействия ме-
талла с разрушающим его веществом, например с кислородом воздуха
или другими газообразными веществами (H2S, S02, галогены, водяные
пары, С02 и др.). При повышении температуры скорость коррозии быст-
ро увеличивается. Так, железо на воздухе покрывается пленкой окис-
лов (FeGV» Fe304, Fe203). Поверхность металла содержит трещины и
поры, что создает условия для дальнейшего окисления железа, увели-
чивающегося с повышением температуры.
Большой вред различным сооружениям (лопатки газовых турбин,
сопла ракетных двигателей, арматура печей) и металлургии приносит
газовая коррозия, т. е. разрушение металла под действием вредных
газов.
На некоторых металлах, как например на магнии и алюминии,
при действии на них кислорода воздуха на поверхности возникает
защитная окисная пленка, которая препятствует контакту металла
с кислородом и таким образом предохраняет металл от дальнейшей кор-
розии или, как говорят, пассивирует металл. Такое пассивное состоя-
164

ние может приобретать, например, железо при помещении его в кон-
центрированную азотную кислоту.
Другим примером химической коррозии является взаимодействие
металла с жидкими неэлектролитами.
Электрохимической коррозией называют разру-
шение металла при соприкосновении двух разнородных металлов.
Поэтому, чем чище металл, тем он более стоек к коррозии. Так, быст-
рое ржавление технического железа обусловлено в значительной сте-
пени теми примесями, которые в нем содержатся; чистое, электроли-
тическое железо ржавеет.
В случае электрохимической коррозии наряду с химическими процессами проте-
кают и электрические (перенос электронов), поэтому для понимания рассматривае-
мого явления необходимо ознакомиться предварительно с гальваническим элементом.
Гальваническими элементами называются приборы, при помощи которых
получают электрическую энергию за счет химических процессов. Если в стакан с раст-
вором серной кислоты опустить цинковую пластинку, то можно наблюдать появление
пузырьков водорода. Атомы цинка, превращаясь в ионы цинка, отдают электроны
ионам водорода, а ионы водорода, присоединяя электроны, образуют атомы, а потом
молекулы водорода:
1Zn°—27—*Zn*+
Н++ г—*Н°
Zn° + 2H+=Zn2++H2
Если цинк очень чист, то реакция проходит медленно. При погружении медной
пластинки в раствор серной кислоты водород не выделяется, что обусловлено положе-
нием меди и водорода в ряду активности металлов. Если соединить цинковую и медную
пластинки медной проволокой и опустить их в стакан с раствором" серной кислоты, то
можно наблюдать интенсивное выделение водорода на медной пластинке, а в раствор
переходят ионы цинка. Выделение водорода стало более интенсивным, так как элект-
роны, которые отдали атомы цинка при переходе в раствор, по проволоке идут на
медную пластинку, ставшую катодом, поэтому к ней притягиваются ионы водорода и,
присоединяя электроны, превращаются в атомы, а затем в молекулы водорода.
Описанный прибор и представляет простейший гальванический
элемент, в котором цинковая пластинка (источник электронов) представляет
отрицательный полюс элемента (анод), а медная пластинка — положительный полюс
элемента (катод). Следует отметить, что у гальванических элементов отрицательный
электрод называется анодом, положительный — катодом. В случае электролиза наз-
вание электродов обратное: отрицательный электрод называется катодом (соединен
с отрицательным полюсом источника тока), а положительный — анодом (соединен
с положительным полюсом источника тока).
Из рассмотренного выше примера следует, что разрушение металла, помещенного
в раствор электролита, идет быстрее в том случае, когда металл соединен с менее
активным металлом, т. е. образует гальваническую пару.
Таким образом, гальванический элемент может быть составлен из пар разных
металлов. При погружении металлов в растворы их солей появляется электрический
ток тем большей силы, чем дальше стоят друг от друга металлы в ряду напряжений,
поток электронов идет от более активного металла к менее активному и корродирует
(разрушает) более активный металл.
Так, при работе гальванической пары алюминий — медь корродирует алюминий,
в паре медь — серебро корродирует медь, в паре железо — медь корродирует железо
и т. д.
При непосредственном контакте двух металлов, например меди и цинка, в при-
сутствии электролита, возникают гальванические токи; они и обусловливают электро-
химическую коррозию металлов.
Чистый цинк очень медленно реагирует с серной кислотой, но если к раствору
этой кислоты с помещенным в неецинком добавить несколько капель медного куш*
165

роса, то выделение водорода увеличится, что обусловлено образованием гальваничес-
кой пары металлов медь — цинк. Цинк на отдельных участках своей поверхности
покрывается Медью, вследствие происходящей реакции
Zn + CuS04 = ZnS04 + Cu.
Возникающие «местные токи» и вызывают коррозию цинка. Коррозия протекает
и в присутствии слабых электролитов, например воды. Сила электролита влияет на
скорость коррозии. Корродирующее действие воды как электролита усиливается, если
в ней будут растворены С02, а тем более S02, попадающие из воздуха (этот факт имеет
случай в местах, находящихся вблизи заводов, железных дорог).
Таким образом, условиями, усиливающими коррозию, являются:
1. Контакт металлов, различных по химической активности в присутствии
электролита; при этом поток электронов направляется от более активного металла
к менее активному, и более активный металл корродирует (разрушается).
2. Наличие влаги и газов в воздухе, которые при растворении в воде образуют
более сильный электролит.
3. Скорость коррозии тем больше, чем дальше друг от друга в ряду напряжений
расположены металлы, образующие гальваническую пару.
Таким образом, коррозия увеличивается при наличии в металле примесей.
,Металл и примесь образуют гальваническую пару, в результате чего корродирует
металл; поэтому однородность очень чистых металлов обеспечивает их устойчивость
по отношению к коррозии.
К электрохимической коррозии относится и коррозия под влиянием блуждаю-
щих токов, находящихся в почвах и исходящих от трамваев, метро, электрических
железных дорог и других электрических установок, работающих на постоянном
токе. В этом случае коррозии могут подвергаться подземные металлические сооруже-
ния: водопроводные трубы, кабели и т. д.
Большой ущерб народному хозяйству приносит не только потеря
большого количества металла (~10%) вследствие коррозии, но и порча
и выход из строя металлических конструкций, так как они теряют не-
обходимые прочность, пластичность, герметичность, тепло- и электро-
проводность и другие качества. К убыткам, причиняемым народному
хозяйству коррозией, относятся также затраты на защитные антикор-
розионные средства.
Применяются следующие основные методы защиты от коррозии:
1. Поверхностное покрытие металлов.
2. Создание сплавов, стойких против коррозии.
3. Изменение окружающих условий.
Поверхностные защитные покрытия, изоли-
рующие металл от внешней среды, могут быть металлические (цинк,
олово, свинец, никель, хром и др.) и неметаллические (лак, краска,
эмаль и пр.).
Примером защиты железа от коррозии может служить широко
применяемое покрытие его оловом и цинком (оцинкование). Лучшей
защитой железа является покрытие его марганцем или хромом. При
покрытии железа менее активными металлами, например серебром,
медью или оловом, при нарушении целостности слоя образование галь-
ванической пары усиливает коррозию железа.
Создание сплавов, стойких к коррозии. Вве-
дение в состав стали хрома, марганца, никеля дает возможность полу-
чить нержавеющую сталь, находящую широкое применение при изго-
товлении металлических деталей турбин, тракторов и т. п.
166

ГЛАВА XV
ЩЕЛОЧНЫЕ И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ
§ 1. НАТРИЙ И КАЛИЙ
Общая характеристика щелочных металлов
Щелочные металлы (Li, Na,. К, Rb, Cs, Fr) расположены в главной
подгруппе периодической системы Д. И. Менделеева. Типичными пред-
ставителями щелочных металлов являются натрий и калий. Натрий
имеет порядковый номер И, калий — 19. Натрий находится в третьем
периоде периодической системы, следовательно, 11 электронов ат ма
натрия расположены на трех энергетических уровнях. Калий находит-
ся в четвертом периоде системы Менделеева, следовательно, 19э7ектро-
нов атома калия расположены на четырех энергетических уровнях.
Электронная конфигурация атомов Na и К имеет следующий вид:
Na (ls22s22p63s),
К (ls22s22pe3s23/?4s).
Остальные щелочные металлы имеют подобные электронные кон-
фигурации с одним электроном на внешнем энергетическом уровне.
Из расположения электронов видно, что атомам натрия и калия
достаточно потерять один электрон, чтобы образовать устойчивую вось-
миэлектронную конфигурацию. Очень легко теряя электрон, натрий
и калий проявляют сильнейшие восстановительные! свойства.
Подобными свойствами обладают все щелочные металлы, причем
способность к отдаче электрона увеличивается при переходе в группе
сверху вниз от лития к францию. Это объясняется уменьшением силы
притяжения между последним электроном и ядром атома как вследствие
увеличения расстояния между ядром и электроном на последнем энерге-
тическом уровне, так и вследствие увеличения количества расположен-
ных между внешним электроном и ядром электронных оболочек, кото-
рые экранируют ядро от взаимодействия с внешним электроном. Самым
активным металлом является франций.
Распространенность в природе. Ввиду большой
химической активности натрий и калий встречаются в природе только
в виде соединений. Важнейшим из них является хлористый натрий
NaCl, который образует залежи каменной соли, содержится в морской
воде и соленых источниках. Кроме того, натрий и калий входят в состав
различных минералов, например в сильвинит KCbNaCl, карналлит
KCl-MgCl2-6H20, мирабилит, или глауберову соль Na2SO4-10H2O.
В Советском Союзе большие запасы каменной соли, сильвинита
и карналлита находятся на Урале в районе Соликамска; громадные
количества глауберовой соли содержатся в воде Кара-Богаз-Гола и не-
которых соляных озерах.
167

Получение и физические свойства щелочных металлов
Получение. Для получения натрия и калия в свободном
виде необходимо восстановить находящийся в соединении ион натрия:
Na+-H-*Na°.
Этот процесс нельзя осуществить химическими реактивами, так
как натрий и калий являются очень сильными восстановителями. Поэ-
тому натрий и калий (так же, как и все остальные щелочные металлы)
получают электролизом расплавленных солей. На катоде происходит
восстановление щелочного металла. Например, при электролизе хло-
ристого натрия на катоде идет процесс
Na++e"-*Na°,
а на аноде
С1-— 7-+С\°
2С1° — С12.
Физические свойства. Натрий и калий — серебри-
сто-белые металлы. Очень мягкие; легко режутся ножом. Температура
плавления натрия 98°, калия 63,5°. При введении натрия или его сое-
динений в пламя газовой горелки оно окрашивается в характерный
желтый цвет, при введении калия — в фиолетовый цвет.
Химические свойства щелочных металлов
Натрий и калий являются очень активными металлами. На воз-
духе они взаимодействуют с кислородом и водяными парами, образуя
на поверхности слой гидроокиси. Поэтому хранят натрий и калий под
слоем керосина. При незначительном нагревании в струе хлора они
воспламеняются:
2Na + Cl2 = 2NaCl.
При горении Na и К в кислороде образуются перекиси:
2Na + 02 = Na202.
Окислы могут быть получены только косвенным путем. Они
легко взаимодействуют с водой:
2Na + 2Н20 = 2NaOH + Н2.
Едкие щелочи
В технике NaOH и КОН получают электролизом насыщенных
растворов хлористого натрия и калия. Например, при электролизе
раствора NaCl к катоду двигаются находящиеся в растворе поло-
жительно заряженные ионы Na+ и Н+ (ионы Н+ образуются при
диссоциации воды Н2О^Н++ОН"). Ионы натрия значительно труднее
присоединяют электроны, чем ионы водорода, поэтому у катода
168

восстанавливается ион водорода, а ионы натрия остаются в раст-
воре. При восстановлении ионов водорода образуются сначала атомы,
& затем и молекулы водорода, которые выделяются из раствора:
2Н° -+ Н2
Так как ионы Н+ образовались при диссоциации воды, то у катода
накапливаются оставшиеся ионы ОН". Таким образом, у катода име-
ются ионы Na+ и ОН", которые дают NaOH. У анода разряжаются
ионыСГ:
2С1° -> С12
Для того чтобы не допустить реакции между выделяющимся
СЦ и образовавшимся NaOH, применяют специальные приспособления
(пористые диафрагмы), которые исключают это взаимодействие.
Едкие щелочи — белые кристаллические вещества с температу-
рами плавления 300—400°, хорошо растворяются в воде.
Едкий н;атр и едкое калй являются типичными щелочами, обладаю-
щими всеми свойствами щелочей.
Едкий натр как более дешевый широко применяется при очистке
нефтяных продуктов, производстве мыла, искусственного шелка
и во многих других отраслях химической промышленности.
Наиболее использ'уемыми солями натрия являются NaCl и Na2C03,
которые находят широкое применение в химической, стекольной, тек-
стильной и других отраслях промышленности, а также в быту.
Если хлористый натрий широко распространен в природе, то
углекислый натрий приходится получать химическими методами.
Основные количества соды получают аммиачным способом (Соль-
вэ, 1863 г.). Сущность метода заключается в насыщении концентриро-
ванного раствора NaCl аммиаком при охлаждении и пропускании
через этот раствор под давлением С02. При этом идут следу1 щие
реакции:
2NH3 + С02 + Н20 = (NH4)2C03,
(NH4)2C03 + С02 + Н20 = 2NH4HC03,
NH4HC03 + NaCl = NaHC03 J + NH4C1.
Трудно растворимый в холодной воде гидрокарбонат натрия
выпадает в осадок и отделяется фильтрованием. Затем его прокали-
вают:
2NaHC03 = Na2C03 + C02 + Н20.
Полученная таким способом сода не содержит кристаллизацион-
ной воды и называется кальцинированной. Выделяющийся СО<, вновь
используют в производстве. Раствор, содержащий NH4C1, обрабаты-
вают гашеной известью, и выделяющийся аммиак также возвращают
в производство.
159

Сода представляет собой белый порошок, хорошо растворимый
в воде. Растворы Na2C03 имеют выраженную щелочную реакцию. По
своим химическим свойствам они обладают всеми свойствами солей.
Калиевую соль угольной кислоты К2С03, или поташ, получают
из природного КС1 и из золы растений, в которой он содержится
в значительных количествах (например, зола подсолнечника содержит
50% К2С03).
Поташ применяют при изготовлении тугоплавких стекол, в фото-
графии, для приготовления жидкого мыла.
Калий является необходимым для роста растений элементом,
поэтому большие количества добываемых солей калия (в основном
КС1) используются в виде удобрений.
§2. КАЛЬЦИЙ
Общие сведения об элементе
Элемент кальций, химический знак Са, находится в главной под-
группе II группы, в четвертом периоде периодической системы эле-
ментов Д. И. Менделеева. Порядковый номер 20, следовательно, ядро
атома кальция имеет 20 положительных зарядов, образованных 20 про-
тонами; число нейтронов в ядре 40—20=20. 20 электронов, нейтрали-
зующих заряд ядра, расположены на четырех уровнях энергии:
Ca°(ls22s22/?e3s23p64s2).
Атомы кальция способны сравнительно легко отдавать 2 электро-
на, переходя при этом в двухзарядные ионы:
Са°—2ё=Са2+.
Кальций не может проявлять отрицательную валентность, он
Всегда Пфложительно двухзаряден.
Распространенность в природе. В свободном
состоянии Са не встречается. Соединения кальция весьма распростра-
нены в природе в виде солей угольной, серной, фосфорной и других
кислот. Огромные залежи известняка, мела и мрамора по химическому
составу представляют собой карбонат кальция СаС03. Сернокислый
кальций встречается в виде гипса CaS04-2H20 и безводного ангидрита
CaS04. Фосфат кальция Са3(Р04)2 входит в состав фосфоритов и апа-
титов.
Получение и физические свойства кальция
Получение. Металлический кальций получают электроли-
зом расплавленных солей. Обычно используют хлористый кальций,
в который добавляют 16% плавикового шпата CaF2, чтобы понизить
температуру плавления хлористого кальция (чистый СаСЦ плавится
при 772°, а указанная смесь — при 660°). Катодом служит железный
стержень; на нем и выделяется металлический кальций.
170

Физические свойства. Кальций — серебристо-белый
металл, по твердости близкий к меди. Удельный вес его 1,55; темпера-
тура плавления 851°. Летучие соединения кальция окрашивают пламя
в оранжево-красный цвет.
Химические свойства кальция
На воздухе кальций легко окисляется, покрываясь пленкой
окисла. В ряду напряжений он стоит левее магния и поэтому легко
вытесняет водород не только из разбавленных кислот, но из воды:
Са + 2Н20 = Са(ОН)2 + Н2.
Являясь химически активным металлом, кальций взаимодействует
при нагревании с водородом, образуя гидрид СаН2. Это соединение
имеет ионный характер соли; анионом в нем служит отрицательно пря-
женный водород (Н").
При сравнительно слабом нагревании кальций взаимодействует
с азотом, образуя нитрид Ca3N2.
Окись и гидроокись кальция
Окись кальция СаО — белое тугоплавкое вещество (часто
называемое негашеной известью, или «кипелкой»). Окись кальция по-
лучают обжигом известняка при температуре 1200°:
СаС03 = СаО + С02.
Энергично взаимодействуя с водой, окись кальция образует белую
трудно растворимую в воде гидроокись кальция (гашеная известь):
СаО + Н20 = Са(ОН)8 + 16 ккал/моль.
Вяжущие свойства гашеной извести как строительного материала
основаны на том, что гидроокись кальция постепенно реагирует с угле-
кислым газом воздуха, образуя карбонат кальция:
Са(ОН)2 + С02 =± СаС08 + Н20.
Смесь гашеной извести с песком и водой («известка» или «известко-
вый раствор») применяют для оштукатуривания стен.
Гидроокись кальция. Раствор гидроокиси кальция
в воде (известковая вода) имеет щелочную реакцию на индикатор,
что свидетельствует о довольно сильно выраженных основных свойствах
Са(ОН)2. На воздухе этот раствор мутнеет, вследствие взаимодействия
с углекислым газом воздуха с образованием плохо растворимого в воде
карбоната кальция СаС03!
Са(ОН)2 + С02 = СаС03 + Н20.
Природный известняк и гашеную известь применяют в сельском
хозяйстве для известкования почв. Благоприятное действие извести
на почву связано с уменьшением избыточной кислотности почв, что
создает более пригодную среду для. развития корней растений.
О плохой растворимости углекислой соли кальция уже упоминалось.
171

Если в суспензию, содержащую СаС03, пропустить углекислый газ,
то образуется бикарбонат кальция и осадок исчезнет:
СаС08 + С02 + Н20 = Са(НС03)2.
Бикарбонат кальция хорошо растворим в воде и известен только
в растворе. При нагревании раствора Са(НС03)2 бикарбонат распа-
дается и из раствора выделяется СаС03. Гидрокарбонат кальция со-
держится в природной воде.
Жесткость воды
Присутствие в воде Са(НС03)2, Mg(HCO>3)2 и иногда Fe(HC03)2
обусловливает временную жесткость воды. Временной
она называется потому, что может быть устранена кипячением. Как
мы уже говорили, при нагревании бикарбонаты разрушаются и обра-
зуют плохо растворимые карбонаты СаС03 и MgC03, оседающие вме-
сте с гидратом окиси железа на стенках сосуда в виде накипи. По цвету
накипи можно судить о наличии в воде Ре(НС08)2. Если последней соли
нет, то цвет накипи белый, если же она есть, то в зависимости от коли-
чества ее цвет накипи может быть от кремового до красно-бурого:
4Fe(HC03)2 + 02 = 2Fe203 + 800, + 4Н20
4|2|Fe2+—e-*Fe3+.
2|1 |o° + 2e-*-02-
4Fe2+ -|- 02 = 4Fes+ + 202~
Постоянная жесткость воды обусловлена присутст-
вием в ней солей, дающих осадок при кипячении сульфатов и хлоридов
кальция и магния.
Временную жесткость воды также можно устранить прибавлением
Са(ОН)2 в количестве, точно отвечающем найденному по анализу со-
держанию бикарбоната. При этом происходит реакция
Са(НС03)2 + Са(ОН)2 = 2Са0О3 + 2Н20.
Как видно из уравнения реакции, весь бикарбонат переходит
в плохо растворимый карбонат кальция.
От постоянной жесткости можно освободиться добавлением к воде
соды:
CaS04 + Na2C03 = СаС031 + Na2S04.
Воде дают отстояться и только после этого используют.
Таким образом, содой можно воспользоваться для устранения
и временной, и постоянной жесткости, а гидратом окиси кальция —
только для устранения временной жесткости. Но в технике стараются
по возможности применять Са(ОН)2, что обусловлено большей дешевиз-
ной этогсГ вещества по сравнению с содой.
В последние годы, для устранения жесткости воды все больше
стали применять ионообменники.
172

Фторид кальция плохо растворим в воде, а хлорид — очень хо-
рошо и из растворов последний выделяется в виде кристаллогидрата
СаС12-6Н20. К хорошо растворимым солям кальция относится и нитрат
Ca(N03)2.
Сернокислый кальций CaS04 плохо растворим в воде и при ком-
натной температуре выделяется из раствора в виде соли состава
CaS04-2H20, называемой гипсом.
Технически важным соединением является карбид кальция СаС2,
который используется в технике для получения ацетилена (получение
СаС2см. гл. XII, §3).
ГЛАВА XVI
АЛЮМИНИЙ
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ ОБ ЭЛЕМЕНТЕ
Элемент алюминий, химический знак А1, занимает в периодической
системе место в III группе третьего периода; порядковый номер 13.
Ядро атома алюминия имеет 13 положительных зарядов. 13 электро-
нов, нейтрализующих заряд ядра, расположены на трех уровнях
энергии:
Al (ls22s22/?63s23p).
Атомы алюминия способны отдавать три электрона, принимая
конфигурации неона, и окисляться в положительные трехзарядные
ионы:
А1—3<Г=А13+.
Алюминию не свойственна отрицательная валентность.
Распространенность в природе. По распростра-
ненности в земной коре алюминий занимает третье место после кисло-
рода и кремния и является самым распространенным металлом (см.
рис. И). В природе алюминий встречается только в соединениях.
Многие горные породы по своему химическому составу отвечают
алюмосиликатам — веществам, в состав которых входят элементы:
алюминий, кремний, кислород и щелочные или щелочно-земельные
металлы. Широко распространены корунд, окись алюминия А1203 —
бесцветное кристаллическое вещество, по твердости уступающее лишь
алмазу.
Драгоценные камни рубин и сапфир — это растворы окиси хро-
ма, следов титана и железа в корунде.
Боксит — самая ценная руда, из которой получают алюминий,
по составу является гидратированной окисью алюминия А1203-хН20.
В СССР большие месторождения боксита находятся на Урале, в Сибири
и в Ленинградской области. Глины, образующиеся в результате вы-
173

ветривания алюмосиликатов, не что иное, как смеси каолина Ь песком,
окисью железа и карбонатом кальция. Крупные месторождения не-
фелина (K20-Al203-2Si02, Na20-Al203-2Si02) находятся на Урале,
Кольском полуострове, в Сибири и Закавказье. В нефелине содержание
окиси алюминия составляет 30—45%,
§ 2. ПОЛУЧЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЛЮМИНИЯ
Получение. Главным сырьем для получения алюминия
в СССР являются бокситы, нефелин (в последнее время используют
и глины). Это сырье всегда загрязнено примесями песка, окислов
железа и др.
Алюминий получается электрохимическим путем. Электролитом
служит раствор окиси алюминия в криолите.
Первым этапом в переработке руды является очистка боксита от
примесей, вторым этапом — тщательное обезвоживание окиси алю-
миния.
Электролиз ведут при 950° в железных электрических ваннах.
Катодом служит теплоизоляционный материал из угля, наполняющий
ванну снизу и с боков. Аноды, изготовленные из угля, монтируются
таким образом, чтобы постепенно опускаться по мере их сгорания
(рис, 13).
Рис. 13. Электролитическое получение
алюминия:
А - аноды; Б - выпускное отверстие; В -
катод
Процессы, протекающие при электролизе раствора окиси алюми-
ния в криолите, следующие:
А13+ + &Г=А1° (на катоде),
О2-—2ё~=0° (на аноде),
А1203 = ЗА1 + 30.
Выделяющийся на аноде кислород вступает во взаимодействие
с угольным анодом:
о+с=со,
20 + С = С02.
Расплавленный алюминий спускается в ковши, разливается
в формы и после охлаждения транспортируется в железных бочках.
174

В царской России алюминий ввозили из-за границы. Первый алю-
миниевый завод им. Кирова был пущен £ 1932 г. в Волхове.
Физические свойства. Алюминий — серебристо-бе-
лый металл, ковкий, пластичный, легкий, плотность его равна 2,7 г/см3,
обладает хорошей теплопроводностью и электропроводностью, состав-
ляющей 0,6 от электропроводности меди. Температура плавления равна
600°, а температура кипения 2060°.
§ 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И ПРИМЕНЕНИЕ АЛЮМИНИЯ
Химические свойства. В ряду напряжения металлов
алюминий стоит между железом и цинком, т. е. является весьма ак-
тивным. На воздухе алюминий покрывается тонким плотным слоем
окиси, предохраняющим его от дальнейшего воздействия кислорода,
воздуха и воды. Если под водой разрушить пленку, то алюминий ак-
тивно реагирует с водой:
2А1 + 6Н20 = 2А1(ОН)3 + ЗН2.
Образующаяся при этом рыхлая гидроокись не предохраняет ме-
талл от окисления.
Алюминий лучше реагирует с кислотами, не обладающими окис-
лительными свойствами, например с соляной кислотой
2А1 + 6НС1=2А1С11 + ЗН1.
и с разбавленной серной кислотой
2А1 + 3H2S04 = A12(S04)3 + 3H2 f
Al—Зе==А13+
2Н+ + 2е=Н2
2Al + 6H+=2Al3+ + 3H2f
С концентрированными азотной и серной кислотами алюминий
не взаимодействует; с горячими кислотами-окислителями алюминий
вступает в реакцию, но при этом получается не водород, а окислы:
2А1 + 6H2S04 = A12(S04)3 + 3S02 + 6Н20
Al—3e_=Al3+
Se++2e = S4+
2A1 + 3S6+=2A13+ + 3S4+
Al + 4HN03 =A1(N03)3 + NO + 2H20
Al—3e = Al3+
N6++3e=N2+
A1 + N6+ = A13+ + N2+
Алюминий хорошо растворяется и в щелочах, образуя алюминаты:
2А1 + 2Н20 + 2NaOH = 2NaA102 + ЗН2.
175

Он реагирует на холоду с галогенами
2А1 + ЗГ2 = 2А1Г3,
где Г — хлор, бром или иод.
При нагревании мелко раздробленного алюминия на воздухе он
сгорает с большим выделением тепла:
2А1 + 302 = А1203.
При повышенной температуре алюминий реагирует с азотом,
углеродом, серой:
2A1 + N2 = 2A1N,
4А1 + ЗС = А14С3,
2A1 + 3S = A1,S„
образуя нитрид, карбид и сульфид алюминия.
Алюминий непосредственно не дает соединений с водородом и ме-
таллами. Во всех вышеприведенных процессах алюминий является
восстановителем (А1—Зе=А\3+).
Применение. Алюминий находит широкое применение в на-
родном хозяйстве. Вследствие своей дешевизны, большой легкости
и достаточно высокой электропроводности он вытесняет медь в произ-
водстве электрических проводов (вес алюминиевых проводов в 2 раза
меньше медных).
Его сплавы, обладающие также легкостью и высокими механиче-
скими качествами, широко используются в авиационной промышлен-
ности.
Из сплавов алюминия более других используют дюралюминий
или дюраль (94% алюминия, 4% меди и по 0,5% магния, марганца,
железа и кремния). Как указывалось выше, процесс соединения
алюминия с кислородом сопровождается выделением "большого коли-
чества тепла:
2А1 + 302 = 2А1203 + 399,2 ккал/моль.
Это свойство алюминия широко используют для получения
металлов из их окислов. Впервые метод восстановления металлов из их
окислов алюминием (алюминотермия) был применен русским ученым
Н. Н. Бекетовым.
Алюминотермией называется реакция, протекающая между окис-
лами металлов и алюминием с образованием окиси алюминия и свобод-
ного металла. Этим способом можно получать лишь те металлы, теплота
образования окислов которых меньше теплоты образования окиси алю-
миния.
Тонкая смесь алюминия и железной окалины Fe304 носит название
термита и применяется для сварки железных и чугунных деталей^
например рельсов.
При поджигании смеси окислов железа с алюминием особым запа-
лом, состоящим из смеси перекиси бария или натрия с алюминием,
176

протекает следующий процесс:
3Fe804 + 8A1 = 4А1Д + 9Fe + 795 икал/моль
Fe2+ + 2e=Fe°
2Fe9++6e=2Fe°
31 Fe2+ + 2Fe3+ + 8ё= 3Fe
8[ Al° —3g = Al3+
3Fe2+ + 6FeJ++8A1 = 9Fe + 8A13+
Если взять весовые соотношения, равные молярным отношениям
в приведенной выше реакции, то при этом выделяется 795 ккал.
При таком большом количестве выделяемого тепла развивается
температура ~3500°, железо (/пл=1589°) расплавляется и, выливаясь
на рельсы, сваривает их.
Применение сплавов алюминия очень широко: алюминиевая
посуда, обкладки кабелей (вместо свинца), изготовление зеркал (вместо
серебра), красок. Используется алюминий и в процессе алитирования—
покрытия поверхностей легко подвергающихся коррозии металлов
(стали, чугуна, железа) алюминием, который покрывается пленкой
окиси при высоких температурах и предохраняет изделия от кор-
розии.
§4. ОКИСЬ И ГИДРООКИСЬ АЛЮМИНИЯ
Окись алюминия получается путем очистки природных
окислов алюминия, а также путем разложения гидроокиси:
2А1(ОН)з = А1303 + ЗН20.
Из-за большой твердости природную окись алюминия — корунд
используют для изготовления шлифовальных и точильных кругов.
Мелко раздробленный корунд, называемый наждаком, применяют для
очистки металлических поверхностей. При сплавлении окиси алюми-
ния с окислами некоторых металлов образуются драгоценные камни,
например
А1203+СоО = Со(АЮ2)2.
А1203 — тугоплавкое вещество (/пл=2000°).
Окись алюминия плохо вступает во взаимодействие с другими
веществами; с водой не реагирует, в кислотах растворяется с трудом:
А1203 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН20,
А1203 + 6Н+ = ЗН20 + 2А13+.
Сильно нагретая окись алюминия совсем не реагирует с кис-
лотами.
177

Окись алюминия взаимодействует со щелочами, давая раствори-
мые в воде алюминаты:
А1203 + 2NaON = 2NaA102 + Н20,
А1203 + 20Н- = 2А102- + Н20.
Гидроокись алюминия — белое студенистое веще-
ство, плохо растворимое в воде, обладает амфотерными свойствами,,
т. е. она диссоциирует и как кислота, и как основание
Н+ + Н20 + АЮ2- s=s Н3 А103 = А1(ОН)3 ^± А13+ + ЗОН-,
может растворяться как в кислотах с образованием солей
А1(ОН)3 + ЗНС1 = ЗН20 + А1С13,
А1(ОН)3 + ЗН+ = ЗН20 + А13+,
так и в щелочах с образованием алюминатов
А1(ОН)3 + NaOH = NaAlO, + 2Н20,
А1(ОН)3 + ОН- = 2Н20 + А10-.
. «Получить гидроокись алюминия можно из солей алюминия дейст-
вием щелочей, избегая избытка
А1С13 + 3NaOH = А1(ОН)31 + 3NaC!
А13+ + ЗОН" = А1(ОН)31
а также из алюминатов действием кислот, избегая их избытка
NaA102 + НС1 + Н20 = А1(ОН)3J + NaCI,
АЮ2- + Н+ + Н20 = А1(ОН)3.
Из гидроокиси можно получить все соли.
§5. СОЛИ АЛЮМИНИЯ
Почти все соли алюминия хорошо растворимы в воде. Плохо
растворимой солью является фосфат алюминия.
Алюминий дает много двойных солей. Квасцами называют двойные
соли серной кислоты, содержащие в качестве катионов одно- и трех-
валентные ионы, например
KA1(S04)2.12H20; NaAl(S04)2.12H20;
NH4A1(S04)212H20.
При сливании горячих насыщенных растворов сернокислого ка-
лия и сернокислого алюминия выкристаллизовываются квасцы.
Алюминиевые квасцы используют в медицине, в качестве протрав,
в кожевенной промышленности, для очистки воды (см. гл. 6, § 4).
Встречающиеся в природе в огромных количествах глины являются
исходным веществом для получения керамических изделий. Особо
178

чистая глина — каолин Al203-2Si02-2H20— серовато-белая масса,
используется для получения фарфора, фаянса.
Из окрашенных глин изготавливают кирпичи, огнеупорные (ша-
мот) и кислотоупорные материалы (клинкер), глиняную посуду.
Галогениды алюминия, особенно хлорид алюминия, применяются
в качестве катализаторов при переработке нефти и при многих органи-
ческих синтезах.
Уксуснокислый алюминий А1(СН3СОО)3 применяется как протрава
при производстве тканей.
Г ЛА В А XVII
ЖЕЛЕЗО
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ ОБ ЭЛЕМЕНТЕ
Элемент железо, химический знак Fe, занимает место в VIII группе
периодической системы Д. И. Менделеева, в четвертом большом перио-
де. Порядковый номер его 26.
Ядро атома железа имеет 26 положительных зарядов; нейтрали-
зующие их 26 электронов расположены на четырех уровнях:
Fe( ls22s22/?e3s23pe3de4s2).
Железо не проявляет отрицательной валентности, т. е. оно не мо-
жет принимать электронов.
Атомы железа, отдавая по 2'или по 3 электрона, проявляют поло-
жительную валентность, равную 2 или 3- Кроме того, железо может
проявлять также положительную валентность 6.
Распространенность в природе. Железо зани-
мает четвертое место по распространенности в земной коре. Количество
его составляет 5% общего содержания всех элементов. Железо встре-
чается только в соединениях, например красный железняк, или окись
железа Fe2Os. Крупнейшее его месторождение находится на Криво-
рожье (Украина); содержание железа в руде составляет 50—65%<
Магнитный железняк, или закись-окись железа Fe304, крупнейшие
месторождения — Магнитогорское, Высокогорское, Гороблагодатског
(Урал). Содержание железа в Fe203 более 60%. Бурые железняки —
гидратированная окись железа 2Fe203-H20, 2Fe203-2H20, 2Fe203X
хЗН20, крупные месторождения— Керченское (Крым), Халиловское,
Бакальское (Южный Урал). Содержание в них железа 40%. Шпатовый
железняк FeC03— это мало распространенный минерал. Богатые зале-
жи пирита FeS2 — на Урале, в Закавказье.
Содержание железа увеличивается в зонах более удаленных от
поверхности земной коры. Структура земли по Ферсману представлена
на рис. 14. С удалением в глубь земли сильно возрастает давление
и удельные веса пород.
179

Железо присутствует всегда в живых и растительных организмах.
В организме человека железо является составной частью гемоглобина.
В растениях такой важный процесс, как образование хлорофилла,
протекает с использованием железа.
§2. ПОЛУЧЕНИЕ ЖЕЛЕЗА И ЕГО СПЛАВОВ. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Металлургия железа и его сплавов называется черной металлур-
гией. Черная металлургия занимается обработкой железистых руд
и железных сплавов. При переработке руд сначала получают чугун,
а затем его переводят в сталь. Стали — сплавы железа, содержащие
менее 1,7% углерода. Чугуны — сплавы железа, содержащие углерод
от 1,7 до 4%,
Потребление железа в мире составляет приблизительно 200 млн. т.
По пятилетнему плану ежегодно добыча железа в СССР должна быть
доведена до 65—70 млн. т, что составит ~35% мирового потребления
железа.
Чистое железо почти не имеет применения.
Получение чугуна. Доменный процесс. Процесс изготов-
ления чугуна происходит в домнах. В СССР построены самые мощ-
ные механизированные доменные печи, представляющие собой-огром-
ные сооружения из огнеупорного кирпича, покрытые металлическим
кожухом. Высота домен, работающих на коксе, достигает 31 м. Суточ-
ная выплавка чугуна составляет 850—1600 т.
Шихта — смесь руды с пустой породой, коксом и флюсами (флю-
сы — вещества, добавляемые в шихту для связывания пустой породы)
загружается сверху в домну (рис. 15).
Пустые породы имеют различный химический состав, в зависимо-
сти от которого изменяется и состав применяемых флюсов. Если они
обладают кислыми свойствами, то флюсы должны обладать основными
свойствами и наоборот. Например, для связывания песка добавляют
карбонаты кальция или магния. В случае же повышенного содержания
известняков в пустой породе добавляют песок:
Si02 + CaO = CaSi03,
Si02 + СаС03 = CaSi08 + C02.
180
Рис. 14. Структура земли по Ферсману

Образующиеся силикаты носят название шлаков; они собираются
на поверхности чугуна, так как обладают меньшим удельным весом,
и предохраняют чугун от окисления.
В домнах протекает постепенное восстановление железа из его
окислов и получается чугун, т. е. железо, в котором растворен углерод.
Рис. 15. Ход доменного процесса
Разберем процессы, протекающие в домнах. Шихта попадает в пер-
вую самую верхнюю зону, максимальная температура которой ~500°;
там частично протекает восстановление железа:
3Fe203 + СО = 2Fe304 + С02.
При продвижении частично восстановленной шихты в более
горячие зоны восстановление продолжается:
Fe804 + СО = 3FeO + С02,
FeO + CO = Fe + C02.
В более низких частях домны уже идет образование сплава железа
с углеродом.
Наряду с восстановлением железа протекает восстановление
и других окислов:
МпО + С = Мп + СО,
РА + 5С = 2Р + 5СО,
Si02 + 2C = Si + 2CO.
Получившиеся примеси растворяются в чугуне. Небольшое
содержание этих примесей не вредно; большое же содержание, напри-
мер фосфора, нежелательно.
В качестве горючего в доменном процессе применяется главным
образом кокс. Для изготовления высококачественных чугунов идет
1st

древесный уголь, так как он почти не содержит вредных примесей
фосфора и серы.
Для интенсификации процессов в домну подается смесь воздуха
с кислородом или чистый кислород, предварительно подогретые. Для
нагревания их используют выходящие сверху домны горячие газы.
Образование окиси углерода протекает в две стадии!
С + 02 = С02,
С + С02 = 2СО.
Получающиеся в доменных печах чугуны по химическому составу
делятся на литейные, применяемые для изготовления чугунных изде-
лий, передельные, идущие на изготовление сталей, и чугуны специаль-
ного назначения. Лишь 10% чугуна идут на изготовление чугунных
изделий, остальные 90% перерабатываются на сталь. Получение сталей
из чугуна заключается в удалении излишнего углерода и более тща-
тельной очистке от нежелательных вредных примесей, таких, как
фосфор, сера, кремний и др.
Получение стали. Для переведения чугуна в сталь
применяются следующие методы: мартеновский, бессемеровский и тома-
совский. Они различаются по методам окисления примесей. Бессеме-
ровский (кислый) и томасовский (основной) процессы проводят в кон-
вертерах (больших ретортах вместимостью до 20 т, в которые зали-
вается расплавленный чугун и через отверстия продувается воздух).
По бессемеровскому методу ведется переработка чугуна с повышен-
ным содержанием кремния, марганца и углерода.
В конвертере протекают процессы окисления этих элементов
Si + Oa = Si08,
2Mn + 02 = 2MnO,
С+02 = С02
и в небольшой степени
2Fe + 02 = 2FeO.
Все эти реакции являются экзотермическими, и вся масса в течение
процесса, протекающего за 15—20 мин, остается жидкой.
Образовавшиеся окиси переходят в шлак в виде солей:
Si02 + MnO = MnSi03,
Si02 + MgO = MgSi03,
Si02 + FeO = FeSi03,
которые собираются на поверхности. Их удаляют в первую очередь
при перевертывании конвертеров.
По методу Томаса обрабатывают чугун, содержащий до 2% фос-
фору Внутренние стенки конвертера монтируют из магнезитовых
MgC03 или доломитовых CaC03*MgC03 огнеупорных материалов. Про-
цесс сгорания фосфора
4Р + 50, = 2Р,0§
182

является экзотермическим. Образовавшийся в этом случае шлак
Са3(Р04)2 является ценным удобрением и применяется в сельском хо-
зяйстве под названием «томасов шлак».
Мартеновский метод, в отличие от конвертерного, может исполь-
зоваться для переработки чугунов разного состава. Окислителями
служат твердая руда, окалина, железный лом и кислород. В качестве
топлива используют нефть или газы, применяемые для подогрева печи,
имеющей открытый под.
За одну плавку готовят 150—250, а иногда' и до 500 т стали.
Газы, подаваемые к чугуну, предварительно нагревают. Как указы-
валось выше, процессы, протекающие с составными веществами чу-
гуна, экзотермические, и выделяемое тепло используется для нагрева-
ния горючих газов и воздуха или кислорода. Мартеновский способ
имеет преимущество перед конвертерным в том, что во время процесса
получения стали возможно проводить анализ- плавки и добавку тех
или иных веществ для получения стали требуемого состава.
Стали классифицируют по их назначению — инструментальные,
строительные и специальные, по химическому составу — углеродистые
(содержащие S, Р, Мп не более 0,8%, a Si не более 0,5%), специальные
(к ним добавляют легирующие элементы Ni, Со, Сг, Mo, W, Ti, V, Nb,
которые повышают технические качества сплава). Так, сталь с добав-
кой хрома имеет повышенную твердость и прочность, химическую ус-
тойчивость к действию кислот. Добавка Ni повышает механическую
прочность и вязкость. Добавка Ti повышает сопротивляемость стали
к действию высоких температур. Добавка W повышает твердость и т. д.
Физические свойства железа. Железо — блестя-
щий белый металл с сероватым отливом. Плотность его 7,9 г/см3.
Температура плавления 1539°. Температура кипения 2740°. Железо
обладает магнитными свойствами.
§ 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЖЕЛЕЗА
Железо стоит в ряду напряжений металлов правее цинка и яв-
ляется активным металлом. Оно легко вступает во взаимодействие
с соляной и разбавленной серной кислотами, вытесняя водород и об-
разуя соли закиси:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2S04 = FeS04 + H2
1 |Fe—2e=^Fe2+
112Н++2е = Н2
Fe + 2H+ = Fe2+ + H2
С концентрированными азотной и серной кислотами железо не
реагирует, что дает возможность транспортировать концентрированную
серную кислоту в железных цистернах. Концентрированные кислоты
пассивируют железо. Пассивированное железо не реагирует с разбав-
183

ленными кислотами, не выделяет из них водорода, не вытесняет меди
из раствора сульфата меди.
Окисная пленка, покрывающая железо, легко разрушается про-
стым постукиванием в отличие от алюминия.
Со щелочами железо не реагирует ни на холоду, ни при нагрева-
нии. На воздухе окисление железа протекает медленно:
4Fe + 6Н20 + 302 = 4Fe(OH)3
Fe—3ej=Fe3+
02 + 4е = 202-
4Fe + 302 = 4Fe3+ + 602~
Образующееся на поверхности соединение не предохраняет металл
от дальнейшего окисления. Оставленное на воздухе железо полностью
переходит в гидратированную окись железа.
При действии водяных паров на раскаленное железо образуется
закись железа и железная окалина, а также выделяется водород:
4Н20 + 3Fe = Fe304 + 4Ha.
Этот способ можно использовать для получения водорода. С хло-
ром и другими галогенами железо реагирует в присутствии следов вла-
ги; при этом образуются соли окиси железа. Хлорное железо бурого
цвета. Раствор его имеет сильнокислую реакцию вследствие гидро-
лиза:
FeCl8 + 3H20 T=t Fe(OH)3 + 3HC1.
§4. СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА
Гидрат закиси железа Fe(OH)2 получается при дей-
ствии растворов щелочей на соли:
FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2 + 2NaCl
Fe2+ + 20H- = Fe(OH)2J
Это белого цвета студенистой осадок, плохо растворимый в воде.
Тотчас же он окисляется кислородом воздуха, при этом окраска его
делается зеленой, темно-зеленой и в конце концов бурой. Протекает
следующий процесс:
4Fe(OH)3 + 0, + 2Н20 = 4Fe(OH)3
Fe2+ — e = Fe3+
02+4^"=202-
4Fe2 + 02 = 4Fe3+ + 20а~
При нагревании в отсутствие воздуха Fe(OH)2 разлагается:
Fe(OH)a = FeO + H20,
J84

Гидрат окиси железа можно получить при действии
раствора щелочи на соли окиси железа:
FeCl3+3NaOH=Fe(OH)3+3NaCl
Fe3+ + 30H- = Fe(OH)3J
Это бурого цвета студенистый осадок. При нагревании разлагается
на окись железа и веду.
Гидрат закиси железа проявляет более основные свойства, чем
гидрат окиси. Это объясняется тем, что при меньшем заряде и большем
его радиусе гидрат закиси более легко диссоциирует, чем гидрат окиси..
Размер радиуса Fe2+ больше, чем Fe3+; по этой причине притяжение
ионов ОН- двузарядным ионом Fe2+ меньше, чем Fe3+. Заряд иона
Fe2+ меньше, чем Fe8+, поэтому притяжение ионов гидроксила меньше.
Следовательно, Fe(OH)a проявляет основные свойства; Fe(OH)3 более
слабое основание, чем Fe(OH)2.
Гидрат окиси железа незначительно растворим в горячих концент-
рированных растворах щелочей, т. е. он обладает слабовыраженной
амфотерностью:
Fe(OH)3+NaOH==NaFe02+2H20
Fe(OH)3+OH-=FeO-2+2H20.
Получение. Соли закиси железа могут быть получены раз-
личными способами:
Fe+2HCl=FeCl2+H2
Fe+2H + =Fe2++H«>;
Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H20
Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H20;
FeO+2HCl=FeCl2+H20
FeO+2H +=F£2++H20;
FeC08 + 2НС1 = FeCl2 + H2C03 = FeCl2 + H20 + C02 f
FeC03 + 2H+ = Fe2+ + H2C03 = Fe2+ + H20 + C021
Все операции должны быть проведены в отсутствие воздуха, так
как на воздухе происходит окисление и все соли закиси окисляются до
солей окиси железа:
4FeCl2+02+4HCl=4FeCl3+2H20
Fe2+— e = Fe3+
Q2 + 4g = 2Q*-
4Fe2+ +02 = 4Fe3+ + 202-
Получить соли окиси железа возможно следующими способами:
2Fe+3Cl2=2FeCl3,
Fe203+6HCl=2FeCl3+3H20,
Fe(OH)3+3HCl=FeCl3+3H20.
Труднорастворимые соли закиси — FeC204, FeC03 и окиси —
FeP04.
185

ГЛА В А XVIII
ХРОМ
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ ОБ ЭЛЕМЕНТЕ
Элемент хром, химический знак Сг, находится в VI группе, в по-
бочной подгруппе, в четвертом периоде системы Д. И* Менделеева.
Порядковый номер его 24. Ядро атома хрома имеет 24 положительных
заряда и, следовательно, вокруг ядра расположены 24 электрона на
четырех уровнях энергии. Электронная конфигурация следующая:
Cr°(ls22s22/?63s23/?63dMs).
Хром относится% к d-элементам, к так называемым переходным.
Хром не проявляет отрицательной валентности, т. f. атомы его
не могут принимать электроны. Они могут отдавать не только электрон,
находящийся на 4я-подуровне, но и электроны Зй-подуровня.
Хром в своих соединениях проявляет положительную валентность,
равную двум, трем и шести.
Распространенность в прир од е. Хром отно-
сится к довольно распространенным элементам. Содержание его в зем-
ной коре составляет 0,006%. Встречается он исключительно в соеди-
нениях. Основной рудой хрома является хромистый железняк
(FeO>Cr203 или Fe(Cr02)2).
§ 2. ПОЛУЧЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ХРОМД
Получение. Металлический хром может быть получен путем
восстановления окиси хрома Сг208 металлическим алюминием. Этот
метод получения металлов восстановлением их из окислов алюминием
называется алюминотермическим. Для проведения процесса готовят
смесь из тонко измельченных порошков окиси хрома и алюминия, по-
сле чего ее нагревают. Начинающаяся при нагревании реакция идет
затем с таким большим выделением тепла, которого оказывается до-
статочно для получения расплавленного хрома.
Металлический хром можно получить также электролитическим
восстановлением соединений хрома.
Физические свойства. Хром представляет собой се-
ровато-белый блестящий металл. Плотность его составляет 7,1 г/см3;
температура плавления 1875°, температура кипения 2570°.
Хром может переходить в нереакциойноспособное состояние («пас-
сивное»), покрываясь тонким слоем окисла (Сг203), который защищает
металл от различных химических воздействий. Вследствие этого хром
применяют в качестве покрытия железных и латунных изделий.
Хромирование осуществляется электролитическим путем; толщина на-
носимых пленок хрома обычно не превышает 0,005 мм.
186

§ 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И ПРИМЕНЕНИЕ ХРОМА
Химические свойства. По отношению к воздуху и воде
хром при обычных условиях вполне устойчив. Хром расположен в ряду
напряжений между Zn и Fe, но внесенный на холоду в соляную кислоту
металл начинает растворяться не сразу. Это объясняется наличием
на поверхности хрома тончайшего, незаметного, но очень плотного слоя
химически малоактивной окиси хрома (Сг203), что препятствует взаимо-
действию металла с кислотой. При нагревании эта пленка растворяется
и хром взаимодействует с разбавленными кислотами;
Сг + 2НС1 = СгС1а + Н2
Cr + H2S04=CrS04 + Ha
Сг° — 2е = Сг2+
Сг° + 2Н+=Сг2+ + Н2
С образованием защитной пленки связана пассивность хрома по
отношению к азотной и концентрированной серной кислоте. При
обычных условиях хром заметно взаимодействует лишь с фтором, а при
нагревании реагирует с хлором, бромом, серой, азотом, углеродом
и другими неметаллами.
Применение. Главным потребителем хрома является метал-
лургическая промышленность, где хром используется в производстве
специальных сталей. Хромовые стали отличаются высокой твердостью,
вязкостью, прочностью и идут на изготовление изделий, требующих
особой прочности (например, режущий инструмент).
§ 4. СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА
Как уже отмечалось выше, при растворении в кислотах неокисли-
телях хром переходит преимущественно в двухвалентное состояние:
Сг° + 2Н+=Сг2+ + Н2.
Однако при растворении хрома в кислотах с доступом кислорода
получаются соли трехвалентного хрома.
Другой метод получения солей двухвалентного хрома состоит
в восстановлении цинком в кислой среде солей трехвалентного хрома.
Непременным условием проведения этой реакции является обильное
выделение водорода. Растворы солей двухвалентного хрома и кристал-
логидраты большинства его солей окрашены в небесно-голубой цвет.
Безводные соли и соли слабых кислот имеют разнообразные цвета.
Например, ацетат закиси хрома Сг(СН3СОО)2 — красного цвета.
Свойства солей закиси хрома похожи на свойства солей двух-
валентного железа, но отличаются более сильно выраженными восста-
новительными свойствами, т. е. легче, чем соответствующие соедине-
ния двухвалентного железа, окисляются. Поэтому получать и сохра-
нять в двухвалентном состоянии соединения хрома гораздо труднее.
187

Соединения двухвалентного хрома. Гидрат
закиси хрома, получающийся при действии раствора щелочи на соль,
обладает основными свойствами:
СгС1а + 2NaOH = Cr(OH)2 j + 2NaCl
Cra+ + 20H- = Cr(OH)2j
Отвечающий гидрату закиси хрома окисел имеет состав СгО.
Соединения трехвалентного хрома. Гидрат
окиси хрома, содержащий переменное количество воды (Cr203*xHaO),
выпадает в осадок при добавлении раствора щелочи к растворам солей
трехвалентного хрома:
Cr2(S04)3 + 6NaOH = 2Сг(ОН)3 j + 3Na2S04
2а«++60Н-=2Сг(ОНЫ
Это очень мало растворимое в воде вещество, в свежеосажденном
состоянии серовато-голубоватого цвета, очень легко переходит в раст-
вор с образованием коллоидного раствора.
Гидрат окиси хрома растворяется как в кислотах с образованием
солей хрома
Сг(ОН)3+ЗНС1=СгС18+ЗНаО
Сг(ОН)з+ЗН+=Сг3++ЗН30,
так и в щелочах, образуя хромиты, т. е. соли, в которых трехвалентный
хром входит в состав аниона
Cr(OH)3+NaOH=NaCr02+2H20
Сг(ОН)з+ОН-=СЮ2-+2Н80.
Таким образом, гидрат окиси хрома, как гидрат окиси алюминия
и гидрат окиси железа, амфотерен.
Отвечающий гидроокиси хрома Сг(ОН)3 окисел Сг2Оа представляет
собой зеленый порошок, практически не растворимый в воде и кисло-
тах. В лаборатории окись хрома удобно получать разложением бихро-
мата аммония:
(NH4)2Cr207=Cr203+N2+4H20+123 ккал.
Эта реакция начинается при нагревании, а затем протекает само-
произвольно.
Из растворов соли трехвалентного хрома выкристаллизовываются,
как правило, в виде кристаллогидратов:
СгС13-6Н20; Cr2(S04)3-18H20; хромовые квасцы K2S04-Cr2(S04)3X
х24Н20.
Как в растворе, так и в твердом состоянии соли трехвалентного
хрома окрашены. Например, безводный хлорный хром СгС13 красно-
фиолетового цвета; в, водных растворах цвет его меняется от фиолето-
вого до зеленого.
Трехвалентный хром в кислой среде под действием сильных вос-
188

етановителей (цинк) проявляет окислительные свойства — восстанав-
ливается до двухвалентного, а при действии сильных окислителей
в щелочной среде проявляет восстановительные свойства, переходя в со-
единения шестивалентного хрома:
2NaCr02 + ЗВг2 + 8NaOH = 2Na2Cr04 + 6NaBr + 4Н20
СЮ" + 40Н- —Зе — СЮГ + 2Н20
Вг° + е-+Вг-
2СЮ- + 80Н- + ЗВг2 = 2СЮГ + 6Вг" + 4Н20
Соединения шестивалентного хрома. Трех-
окись хрома СгОз, ангидрид хромовой кислоты, представляет собой
кристаллы темно-красного цвета, очень легко растворяется в воде с об-
разованием желто-красных, существующих только в растворе, хромо-
вой Н2СгО« и двухромовой Н2Сг207 кислот:
СгОз+Н20=Н2СЮ4,
2СгОз+Н20=Н2Сг207.
В растворе устанавливается равновесие между этими двумя фор-
мами кислот:
2Н2СЮ4^Н2Сг207 + Н20.
Таким образом, соли этих кислот легко переходят друг в друга
в зависимости от кислотности среды:
2СЮГ
хромат
(желтый)
+ 2Н+
(ЭД- + 20Н-
бихромат
(оранжевый)
— Сг20|-
+на
бихромат
(оранжевый)
^2СгОГ
хромат
(желтый)
+ н2о
Соединения шестивалентного хрома — окислители, особенно в кис-
лой среде; восстановление идет до образования соединений трехвалент-
ного хрома, например
К2Сг207 + 3K2S03 + 4H2S04 = Cr2(S04)3 -f 4K2S04 + 4H20
двухромовокислый сернокислый
калий (оранжевый) хром (зеленый)
Сг^О?" + 14Н+ + 6е —2Сг3+ +7Н20
SOr + H20—2g-^SOr + 2H+
СфГ + 3SOr + 8Н+ = 2Сг3+ + 3SOr + 4Н20
В ряду гидроокисей хрома разных степеней окисления Сг(ОН)2—
—Сг(ОН)3—Н2СЮ4 закономерно происходит ослабление основных
свойств и усиление кислотных. Так, Сг(ОН)2 проявляет основные свой-
ства, Сг(ОН)3— амфотерные и Н2СЮ4— кислотные. Такое изменение
свойств обусловлено увеличением заряда иона (от Сг2+ до Сгв+) и умень-
шением радиусов ионов хрома с увеличением степени окисления.
В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные
свойства. Если соединения двухвалентного хрома очень сильные вос-
189

становители, легко окисляются в трехвалентное состояние, то соеди-
нения трехвалентного хрома могут, с одной стороны, проявдять окис-
лительные свойства при действии сильных восстановителей, переходя
в соединения двухвалентного хрома, а с другой стороны, довольно
сильными окислителями, например бромом, могут быть окислены в со-
единения шестивалентного хрома. На высокой окислительной способ-
ности основано применение в лаборатории для мытья посуды «хромовой
смеси», представляющей смесь равных объемов насыщенного на холоду
раствора К2Сг207 и концентрированной серной кислоты:
К2Сг207 + H2S04 = K2S04 + 2СЮ3 + НаО.
бихромат хромовый
калия ангидрид
Сильное действие оказывает трехокись хрома на органические
вещества. Например, окисление трехокисью хрома спирта сопровож-
дается воспламенением.
Соединения хрома находят различное применение: например,
соли окиси хрома используются в качестве протрав при крашении
тканей и дублении кож.

ЧАСТЬ ТРЕТЬЯ
ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
ГЛАВА XIX
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
§ 1. ПРЕДМЕТ ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Органическая химия — большой и самостоятельный раздел хими-
ческой науки. Объектами исследования ее являются сложные углерод-
содержащие вещества.
Органическая химия выделилась в отдельную отрасль науки из
разделе» химии, изучавших в XVII—XIX вв. вещества животного
и растительного происхождения. В ходе своего развития она довольно
быстро переросла эти узкие рамки. Уже в конце XIX в. было получено
много соединений, не существующих в живой природе.
Отличительной особенностью органической химии является очень
большое число химических соединений с весьма разнообразными свой-
ствами. Число органических веществ во много раз превосходит коли-
чество неорганических соединений.
В 1822 г. было известно — 80 веществ, выделенных из растений или животных.
К 1847 г. их число возросло до 500, а через 50 лет (к 1897—1900 гг.) до - 100 000.
В наши дни число органических веществ, выделенных из природного сырья или
полученных синтетически, превышает 2,5 млн.
Интересно отметить, что почти все остальные элементы периодической системы
образуют только ~ 100 000 неорганических соединений.
Большинство органических вещбств образовано небольшим коли-
чеством элементов. Практически во все органические вещества помимо
углерода входит водород, многие из них содержат кислород и азот.
В состав довольно большого числа органических соединений входят
также сера, фосфор и галогены.
Для органических веществ обычно характерна невысокая термиче-
ская устойчивость (большинство из них разлагается при нагревании
до 400—600°). Одной из особенностей химии органических соединений
является относительно большая легкость взаимных превращений
отдельных классов органических соединений. Так, например, дегидро-
генизация парафинов дает этиленовые углеводороды, этиленовые угле-
водороды гидрируются с образованием предельных соединений, окис-
ление спиртов приводит к альдегидам, восстановление альдегидов —
к спиртам и т. д.
В основе особенностей химии органических соединений лежит
способность атома углерода образовывать ковалентные или слабо-
полярные связи с атомами углерода, водорода и других элементов.
191

Органическую химию часто называют химией углеводородов и их
производных. Это определение показывает, что большинство органиче-
ских веществ можно представить как углеводороды, в которых один
или несколько атомов водорода заменены на другие атомы или группы
атомов. Иначе говоря, почти любое органическое соединение можно вы-
разить формулой R—X. Этот радикал обычно мало изменяется при
химических превращениях органического вещества. В формуле R
обозначает остаток углеводорода — углеводородный радикал. Связи
внутри такого радикала, если R остаток предельного углеводорода,
ковалентны. Такой радикал может быть связан с более полярной груп-
пой атомов X (функциональной группой) или атомами других элемен-
тов. Поэтому могут быть получены различные органические соедине-
ния, содержащие один и тот же радикал. Например, остатком метана
СН4 является радикал метил СН3. Он может быть связан с атомом хло-
ра в хлористом метиле СН3— С1, с гидроксильной группой ОН в мети-
ловом спирте СНз— ОН и т. д. Такие соединения называют производ-
ными углеводорода.
Связь между углеводородным радикалом и атомом другого эле-
мента периодической системы является полярной и в первую очередь
затрагивается при химических реакциях.
С другой стороны, с одной и той же группой атомов X (например,
с группой ОН или с атомом хлора) могут быть связаны различные ра-
дикалы. Все соединения, содержащие одинаковую полярную группу X,
будут обладать сходными химическими свойствами, так как химиче-
ские превращения при многих реакциях будут затрагивать в первую
очередь наиболее полярную группу атомов, имеющуюся в молекуле.
Следовательно, соединения с одинаковой функциональной группой,
но имеющие различные радикалы — остатки одного и того же типа
углеводородов — будут обладать очень похожими химическими свой-
ствами. Так, соединения СН3ОН, С2Н6ОН, С6НиОН сходны по своим
свойствам и объединяются в один класс органических соединений —
спирты.
Зная строение органического вещества и общие свойства важней-
ших классов органических соединений, можно предсказать химические
свойства большинства веществ. В предсказании свойств органических
соединений решающую роль играет теория строения органических
соединений А. М. Бутлерова.
§2. ТЕОРИЯ СТРОЕНИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ А. М. БУТЛЕРОВА
Быстрое развитие органической химии в XIX в., вызванное ин-
тенсивным развитием промышленности, накопление сведений о реак-
циях органических веществ, синтез большого числа новых органиче-
ских препаратов нуждались в создании теории, которая могла бы
объяснить свойства органических соединений и привести в стройную
систему все сведения об органических веществах. Такой теорией яви-
лась теория строения органических веществ, созданная в 1861г. рус-
ским ученым А. М. Бутлеровым.
192

До Бутлерова многие ученые пытались применить к органической химии теоре-
тические воззрения неорганической химии. Однако эти теории не могли объяснить
свойств существующих органических веществ, а тем более открыть новые пути для
дальнейшего развития органического синтеза. В течение длительного времени в орга-
нической химии господствовала виталистическая теория, предполагавшая, что для
получения органических соединений необходимо участие таинственной божественной
vis vital is — жизненной силы, без которой нельзя получить органические, тем более
природные, вещества из простых неорганических соединений. Однако синтез щавеле-
вой кислоты (1824 г.) и мочевины (1828 г.), осуществленные Велером, а позднее син-
тезы жиров (Вертело) и Сахаров (Бутлеров) из простейших неорганических соединений
опровергли эти взгляды.
19 сентября 1861 г. на Международном съезде естествоиспытателей
и врачей в Шпейере Бутлеров выступил с докладом «О теории химиче-
ского строения», в котором изложил основные принципы своей теории.
Бутлеровская теория строения основывается на признании реаль-
ности существования атомов и молекул, на возможности установления
строения молекулы и предсказания или объяснения ее свойств на ос-
новании исследования физических и химических свойств вещества.
Основные положения теории химического строения, с учетом ее даль-
нейшего развития, можно сформулировать следующим образом.
1. Свойства веществ определяются их качественным и количест-
венным составом и химическим строением.
2. Химическим строением вещества называется порядок связи
атомов в молекуле с учетом их взаимодействия между собой. Молекула
каждого химического вещества обладает совершенно определенным
(однозначным) строением, и для молекулы каждого вещества может
быть написана только одна формула строения (структурная формула).
3. Атомы элементов, образующие молекулу вещества, соединя-
ются в соответствии с их валентностями, причем углерод в органиче-
ских соединениях четырехвалентен.
4. Атомы и группы атомов, входящие в состав молекулы, взаимно
влияют друг на друга. Наибольшее влияние оказывают атомы, непо-
средственно связанные друг с другом. Влияние атомов или групп, не
связанных непосредственно, ослабевает по мере их удаления друг от
друга *.
Остановимся более подробно на отдельных положениях теории
строения органических соединений.
Свойства вещества зависят от того, из каких атомов построена мо-
лекула вещества. Например:
метан СН4— газ (/кип^-162°), легче воздуха, с трудом вступает
в химические реакции;
метиловый спирт СН3ОН — жидкость (<Кип=650), легко вступает
в реакции с металлическим натрием, хлористым водородом и т. д.
Различия в свойствах этих двух соединений связаны с различием
их качественного состава; появление атома кислорода привело к раз-
нице в свойствах этих веществ.
* Вопросы взаимного влияния атомов будут более подробно разобраны в пара-
графах, посвященных отдельным классам органических веществ.
7 Пособие по химии
193

Вещества, имеющие один и тот же качественный состав, но раз-
ный количественный состав, также отличаются по своим свойствам.
Например:
С2Нв (^кип=—87°) реагирует с бромом при ярком освещении, за-
мещая атомы водорода с образованием С2НбВг, не реагирует с Н20;
С2Н4 (/кип=—103°) реагирует моментально с бромом в темноте,
присоединяя молекулу Вг2, образует С2Н4Вг2, присоединяет Н20,
образуя С2НбОН;
С2Н2 (/кип=—82°) реагирует моментально с бромом в темноте,
присоединяет 2 молекулы Вг2, образуя С2Н2Вг4, присоединяет Н20,
образуя СНзСНО.
Другим примером может быть изменение свойств кислородсодер-
жащих соединений при одновременном изменении числа атомов водо-
рода и кислорода:
СН3СН2ОН, или С2НвО —т. кип. 78°, реагирует с Na и НС1,
не реагирует с Zn;
СНзСНО, или С2Н40 — т. кип. 21°, не реагирует с Na, HC1 и Zn;
СНзСООН, или С2Н402—т. кип. 118°, реагирует с Na и Zn, не
реагирует с НС1.
В некоторых случаях вещества, состоящие из одних и тех же эле-
ментов, с одинаковым процентным содержанием этих элементов также
могут обладать разными свойствами. Например, бензол С6Нв и ацетилен
С2Н2 содержат 92,3% углерода и 7,7% водорода. Несмотря на то что оба
эти соединения имеют одну и ту же простейшую формулу СН, свойства
их различаются весьма сильно:
С2Н2—газ (/кип=—82°), легко присоединяет Вг2 (обесцвечивает
бромную воду с образованием С2Н2Вг4 и раствор перманганата калия
с образованием щавелевой кислоты С2Н204);
СвНв— жидкость (/кип=80°), устойчива к действию бромной воды
и к раствору перманганата калия. При взаимодействии с бромом в при-
сутствии катализатора образует СвНбВг и НВг.
Эти вещества различаются своими молекулярными формулами:
(СН)2 и (СН)6— в молекуле бензола число атомов углерода и водорода
в 3 раза больше, чем в молекуле ацетилена. Следовательно, понятие
о количественном составе органического вещества включает помимо
процентного содержания элементов и количество атомов каждого эле-
мента в одной молекуле. Таким образом, вещества имеют одинаковый
качественный и количественный состав, если совпадают их молекуляр-
ные формулы.
Следует отметить, что не всегда изменения количественного (про-
центного) состава (в отличие от качественного) так сильно изменяет
свойства вещества. Если соединения принадлежат к одному классу,
т. е. обладают сходным строением молекул, то их физические свойства,
зависящие в этом случае от массы молекул, будут изменяться, в то
же время химическое поведение, определяемое важнейшими группи-
ровками атомов, при химических реакциях может быть сходным (на-
пример, СНзОН (т. кип. 65°) и С2НбОН (т. кип. 78°) вступают во все
общие для спиртов химические реакции: с натрием, кислотами и др.).
194

Вещества, имеющие один и тот же качественный и количественный
состав, а следовательно, и одинаковую молекулярную формулу, так-
же могут обладать разными свойствами, если они отличаются своим хи-
мическим строением. Такие вещества называют изомерами. Химическое
строение вещества, порядок расположения атомов в молекуле изобра-
жают с помощью структурных формул.
Изомеры имеют различное строение. Молекулярная формула вы-
ражает только качественный и количественный состав вещества, но не
говорит о порядке связи атомов в молекуле, т. е. о ее строении. По-
этому молекулярные формулы С4Н10, С2НвО, С4Н8 и т. д. могут одно-
временно относиться к нескольким химическим веществам.
Теория строения органических соединений позволяет предсказы-
вать и объяснять существование изомеров. Так, формула С4Н10 спра-
ведлива для двух различных углеводородов, отличающихся располо-
жением атомов, т. е. различных по своему химическому строению:
нормальный бутан изобутан
/ //
Формула / изображает строение углеводорода С4Н10, в котором
четыре атома углерода (углеродный скелет молекулы) образуют не-
разветвленную цепь, причем с двумя крайними атомами углерода
связано по 3 атома водорода, а со средними — по 2 атома водорода,
В этой молекуле имеется 2 первичных атома углерода, т. е.* таких ато-
мов, ка(ждый из которых связан только с одним другим атомом угле-
рода, и 2 вторичных, каждый из которых связан с двумя другими
атомами углерода.
Формула // выражает строение другого углеводорода С4Н10,
В этом углеводороде атомы углерода образуют разветвленную цепь
(скелет молекулы), причем с тремя первичными атомами углерода свя-
зано по 3 атома водорода, а 1 атом углерода — третичный — связан
с тремя другими атомами углерода и только с одним атомом водорода.
Различие в химическом строении этих двух изомерных углеводо-
родов приводит к различию их физических свойств:
СН3СНаСН2СН3 СН3—СН—СН3
СН3
н=бутан изобутан
<„-138«. <пл- 159»,
'"и-"0'50' '™-'2;-
уд. в. 0,5788 уд. в. 0,5592
7*
195

Химические свойства этих соединений, принадлежащих к одному и тому же
классу, отличаются незначительно, однако углеводород // (изобутан) легче вступает
в реакции, чем углеводород / («-бутан).
Гораздо более сильные изменения физических и особенно химиче-
ских свойств наблюдаются у изомерных веществ, принадлежащих к раз-
личным классам органических веществ. Например, для веществ,
обладающих общей молекулярной формулой С2НвО, могут существо-
вать два изомера:
этиловый спирт диметиловый эфир
'кип78'' <пл - '' 7°- 'кип - 24°< <пд - »38°- Устойч«»
реагирует с Na, с НС1, к Na, достаточно устойчив к HCI и
легко окисляется окислению
Эти два изомера отличаются порядком связи атомов в молекуле.
В этиловом спирте атомы углерода связаны между собой непосредст-
венно, с ними связано пять атомов водорода, а один атом водорода,
присоединенный к атому кислорода (более полярная связь), должен по
своим свойствам отличаться от остальных атомов водорода. В молекуле
дйМетилового эфира атомы углерода связаны между собой через атом
кислорода, и с каждым из атомов углерода связано по три атома водо-
рода. Таким образом, все шесть атомов водорода полностью равно-
ценны между собой.
В разобранных соединениях встречается только один тип изомерии — изомерия
углеродного скелета молекулы. К этому типу изомерии относится, например, изоме-
рия кислот и сложных эфиров. Так, уксусной кислоте
масляной кислоте
изомерен метиловый эфир муравьиной кислоты
изомерна изомасляная кислота
в которой с СООН группой связан разветвленный радикал СзН7, и обеим кислотам
изомерны этиловый эфир уксусной кислоты

и метиловый эфир пропионовой кислоты
СН3СН2С<^
хО-СН3
резко отличающиеся по своим свойствам от кислот.
Наряду с изомерией углеродного скелета молекулы в более слож-
ных, чем предельные углеводороды, классах соединений существуют
и другие типы изомерии, например изомерия положения заместителей.
Частным случаем изомерии положения является изомерия положения
кратных связей в этиленовых углеводородах. Так, существует 3 изо*
мера бутиленов С4Н8. Два из них, отвечающих по структуре углерод-
ного скелета нормальному бутану, отличаются положением двойной
связи
СН3—СНа—СН-СН2 и СН3-СН = СН —СН8,
/ -7° t +4°
кип кип
третий изомер содержит разветвленный скелет изобутана
СН3-С = СН2
I
сн3
t -6°
кип
Все эти бутилены вступают в реакции присоединения, но строение продуктов
присоединения брома или хлора будет отличаться также изомерией положения:
СНз—Сп2—СН = СН2 "Т"С12 —* СН3—СН2—СН—СН2
i A
CH3-CH = CH-CH3fCl2—>CH3-CH-CH-CH3
I I
CI CI
H3Cv H3C4
>C = CH2 + C12—* >C-CH2
н,(/ н3с/1 i
Ci CI
Изомерия положения имеет большое значение и в других соеди-
нениях, содержащих несколько одинаковых или различных групп
атомов.
Свойства изомерных веществ, в которых наряду с изомерией угле-
родного скелета имеется также изомерия положения заместителей, тоже
будут отличаться. Например, соединения С3Н80 существуют в виде
трех изомеров:
СН3—О—СН2—СН3 СН3-СН2-СН2ОН СН3—CH-CHj
I
он
метилэтнловый эфир t 11°, «-пропиловый спирт i 98°, изопропиловый спирт
м кип кип / 82,5°, при окисле-
устойчив к окислению при окислении дает альдегид кип
СНэСН,СНО, легко окисляющийся нии >дает СН8ССНв (ке-
далее в кислоту GHjGH^COOH II
О
тон), достаточно устой-
чивый к окислению
197

Все разобранные случаи изомерии относятся только к изомерии
нециклических соединений. Возможность соединения атомов углерода
с образованием циклов еще больше увеличивает число изомеров. Так,
существует 33 изомера углеводорода C0Hl2, среди них наряду с 15 эти-
леновыми углеводородами может быть получено и 18 циклических
структур, например
Структурные формулы, изображенные на плоскости чертежа, не
передают истинного пространственного строения этих соединений,
так как 4 валентности углерода не лежат в одной плоскости, а направ-
лены, ориентированы в пространстве.
Истинное пространственное строение молекул органических ве-
ществ лучше всего изобразить с помощью моделей. Простейшее орга-
ническое соединение — метан — построен ,в виде тетраэдра, в центре
которого находится атом углерода, а в вершинах — атомы водорода
(рис. 16).
Рис. 16. Модель молекулы метана
Тогда молекула этана представляет собой фигуру, построенную
из двух тетраэдров, соединенных вершинами (рис. 17, а). Модели не-
которых других органических молекул изображены на рисунках
17, б, в, г.
Рис. 17. Схема пространственного строения молекул углеводородов:
а - этана; б - этилена; в - бензола; г - ацетилена
198

При рассмотрении пространственного строения органических
молекул необходимо учитывать и возможность существования про-
странственной изомерии, т. е. существования таких молекул, которые
различаются расстояниями между атомами или группами атомов. Част-
ным случаем такой изомерии является геометрическая изомерия эти-
леновых углеводородов. Молекулы олефинов в месте нахождения
двойной связи имеют плоское строение, а поэтому для бутилена
СН3СН=СНСНз существует два изомера, отличающиеся положением
GH3 групп относительно друг друга:
(Широкие стрелки своим узким концом показывают положение группы атомов
относительно плоскости листа бумаги, т. е. GH3 группа и атом углерода в центре лежат
в плоскости листа бумаги, атом Н лежит за этой плоскостью, а важнейшие функцио-
нальные группы NH2 и СООН находятся для читателя перед листом бумаги.) Эти две
модели пространственно нельзя совместить друг с другом, так как они различаются
порядком расположения атомов и групп в пространстве, а это ведет к различию и
в некоторых их свойствах (в частности, только одна из этих стереоизомерных молекул
может участвовать в построении белков живого организма).
Основные положения теории строения органических соединений
были выдвинуты А. М. Бутлеровым в тот исторический период, когда
в науке только что были приняты представления о реальном существо-
199
В траяс-изомере метальные группы расположены по разные сто-
роны от двойной связи, они удалены друг от друга; в ^мс-изомере те же
группы находятся по одну сторону и сближены. Это различие в про-
странственном строении молекул геометрических изомеров ведет к раз-
личию физических свойств этих соединений.
Помимо геометрической изомерии для молекул, имеющих плоское строение
(этиленовых углеводородов и циклических систем), могут существовать и иные виды
пространственной изомерии, так называемой стереоизомерии. Этот вид изомерии
можно показать на моделях одной из важнейших аминокислот —а-аминопроиионо-
вой или а-аланина:

вании атомов и молекул. Эти положения выдержали испытание време-
нем и остались справедливыми и теперь, когда установлена сложность
строения атомов и заложены основы учения о природе химической
связи. Поэтому дальнейшее развитие теории строения, созданной
А. М. Бутлеровым, шло в тесной связи с развитием представлений
о строении молекул и типах химической связи.
В наши дни теория строения органических соединений широко
использует представление об электронном строении органических
молекул. Поэтому остановимся более подробно на электронных пред-
ставлениях в области органической химии, и на их основе рассмотрим
некоторые закономерности изменения химических свойств органиче-
ских'веществ.
Углерод находится в IV группе элементов периодической системы,
и его атом имеет четыре валентных электрона. Такая электронная
структура атома углерода обусловливает его склонность к образованию
четырех ковалентных (или атомных) связей. Валентные электроны
одного атома (углерода) образуют пары с валентными электронами
других атомов (углерода, водорода, кислорода и т. д.), причем эти
электронные пары обслуживают одновременно оба атома. Так, в моле-
куле простейшего органического вещества — углеводорода метана
(СН4) — четыре валентных электрона атома углерода образуют с элект-
ронами атомов водорода четыре электронные пары — четыре ковалент-
ных связи, в которых электроны примерно в одинаковой мере принад-
лежат как атому углерода, так и четырем атомам водорода:
В результате такого обобществления электронов вокруг каждого
из атомов образуется устойчивая электронная оболочка, подобная обо-
лочке инертного газа — восьмиэлектронная оболочка вокруг атома
углерода (как у атома неона) и двухэлектронная оболочка вокруг атома
водорода (как у атома гелия). Ковалентные связи могут быть образо-
ваны атомами углерода. В этом случае образуются цепочки углерод-
углеродных связей. Так, в молекуле этана между собой связаны два
атома углерода, в молекуле пропана — три атома и т. д.:
200
Более длинные цепи атомов углерода могут быть прямыми или
разветвленными. При образовании молекул углеводородов остальные

валентности атомов углерода, не затраченные на образование оди-
нарных (простых) углерод-углеродных (С — С) связей, либо насыща-
ются атомами водорода (предельные углеводороды), либо образуют
кратные (двойные или тройные) связи между атомами углерода (см.
гл. XXI, § 1):
Каждая черточка в приведенных формулах означает наличие од-
ной пары электронов (одной связи) между атомами.
Атомы других элементов очень редко (за исключением бора и кремния) образуют
между собой прочные ковалентные связи, что резко ограничивает число их соедине-
ний. Некоторое исключение составляют атомы кремния и алюминия, склонные к обра-
зованию цепочек из чередующихся Si—О—Si или А1—О—А1 связей. Как известно, это
приводит к существованию довольно большого числа природных силикатов или
алюмосиликатов, однако связи в них носят ионный характер, поэтому большинство
алюмосиликатов существует в виде твердых веществ с ионной кристаллической
решеткой.
Связи в углеводородах обычно ковалентные, поэтому для углево-
дородов характерны все свойства веществ с атомными (ковалентными)
связями: низкие температуры плавления и кипения, малая раствори-
мость в воде. Предельные углеводороды, содержащие только простые
одинарные С — С и С — Н связи, с большим трудом вступают в хи-
мические реакции (так как необходимо предварительно затратить до-
вольно большое количество энергии для разрыва этих прочных ко-
вал ентных связей).
Атом углерода может образовывать ковалентные связи и с ато-
мами других элементов. Однако связи атома углерода с атомами кис-
лорода, азота, галогенов поляризованы, т. е. электронная пара, об-
разующая связь между атомами разных элементов, обслуживая оба
элемента, смещена (поляризована) в сторону более электроотрицатель-
ного атома (атома элементов V—VII группы периодической системы
элементов, обладающего большим сродством к электрону). Таким
образом, кислородсодержащие органические вещества (так же как
и галогенопроизводные или азотсодержащие органические вещества)
обладают полярным типом связи. Наличие полярных связей изменяет
физические и химические свойства соединений по сравнению со свой-
ствами соответствующих углеводородов. Так, кислородсодержащие
органические вещества (спирты, альдегиды, кислоты) обладают более
высокими температурами плавления и кипения, часто более растворимы
в воде.
ш

202
Органические соединения, содержащие полярные связи, можно
выразить общей формулой R — X. Радикал R представляет собой оста-
ток углеводорода, в котором один из атомов водорода заменен на по-
лярную группу атомов
или атом другого элемента, например атом галогена (С1, Вг и др.).
Химические свойства таких производных углеводородов определяются
в первую очередь наличием кратных связей или полярных функцио-
нальных групп. Так, характерные реакции спиртов с натрием и хло-
ристым водородом протекают с участием гидроксильной ОН группы.
Атом кислорода, входящий в состав этой группы в молекулах СН3ОН,
С2Н6ОН и других спиртов, в наибольшей степени влияет на свойства
непосредственно связанного с ним атома водорода. Он легко заме-
щается атомами щелочных металлов:
Атом кислорода оказывает влияние и на свойства других атомов,
которые с ним непосредственно не связаны. Однако это влияние быстро
ослабевает по мере удаления атомов водорода (С — Н связей), с ним
непосредственно не связанных. Так, спирты окисляются легче, чем
соответствующие им предельные углеводороды:
Окисление спиртов происходит по атому углерода, который свя-
зан с ОН группой. Окисляющиеся С — Н связи непосредственно не
соединены с атомом кислорода, влияющим на направление химиче-
ской реакции. Таким образом, СН2 группа молекулы спирта, связан-
ная с ОН группой, находится под влиянием ОН группы. В реакциях
дегидратации спиртов затрагиваются связи соседнего атома углерода,
который сам непосредственно не связан с гидроксильной группой:

Это влияние не распространяется на следующие атомы углерода.
Например, при дегидратации спирта СН3—СН2—СН2—ОН обра-
зуется только непредельный углеводород СН3— СН=СН2 и совершенно
не получается других продуктов отщепления, т. е.
или в другом виде
Химические свойства соединений, содержащих ОН группу, будут
сходны между собой -^ все они будут вступать в реакции замещения
атома водорода ОН группы на атомы металла. Однако влияние ради-
кала R, с которым связана одна и та же ОН группа, будет сказываться
на легкости, с которой протекает замена атома водорода в ОН группе.
Замена атома водорода ОН группы в спиртах происходит только
при действии активных щелочных или щелочноземельных металлов:
203
В реакциях галоидирования кислот и других кислородсодержащих
соединений замещение также происходит почти всегда при атоме
углерода, соседнем с СООН группой:
В соединениях, содержащих двойные связи или остаток аромати-
ческого углеводорода, влияние-функциональных групп может переда-
ваться и более сложным образом.
Одна и та же группа атомов, например гидроксильная ОН, может
быть связана с остатками (радикалами) предельных или ароматических
углеводородов. Эта же группа атомов (ОН) является составной частью
более сложной — карбоксильной группы
Фенолы реагируют, замещая атом водорода ОН группы, не только
со щелочными металлами, но и со щелочами:
В кислотах замена атома водорода ОН группы происходит и при
действии гораздо менее активных, чем натрий, металлов — цинка,

железа, магния:
2СН 3СООН + 2Na -* 2CH3COONa + Н2,
СН3СООН + NaOH -* CH3COONa + Н20,
2СН3СООН + Zn -> (CH3COO)2Zn + Н2.
Радикалы СН3, С0Н5 влияют на легкость протекания, т. е. на воз-
можность осуществления другой реакции:
R0H + HC1-*RC1 + H20.
В этом случае порядок легкости превращения ROH в RC1 может
не совпадать с приведенным ранее: легче всего замена ОН группы на
атом хлора происходит в спиртах, заменить же ОН группу при дейст-
вии НС1 на атом хлора в кислотах и феноле практически невозможно.
Другим примером является зависимость свойств одной и той же
\ jP
карбонильной группы /С = 0, имеющейся в альдегидах R—С<( ,
/ ХН
сложных эфирах R —C<f и кислотах R —C<f . Все эти соедине*
X)R XOH
ния могут быть при восстановлении превращены в спирты RCH2OH,
но легкость этого превращения падает в ряду: альдегид — сложный
эфир—кислота.
Влияние полярной группы и радикала является взаимным. На-
пример, гидроксильная группа ОН, несколько отличающаяся по своим
свойствам в спиртах, фенолах и кислотах, оказывает заметное влияние
на свойства радикала, остатка, сохраняющего свойства соответствую-
щего класса углеводородов. Так, спирты и фенолы окисляются (пре-
вращение радикала R) легче, чем предельные или ароматические угле-
водороды. Фенол вступает в реакции замещения (превращения остатка
ароматического углеводорода — С6Н6) легче, чем бензол; бромирова-
ние фенола С6Н6ОН протекает при действии брдмной воды без всякого
катализатора, причем замещению в ароматическом радикале — остатке
молекулы бензола — подвергаются три атома водорода:
С6Н5ОН + ЗВг2 — СбН2Вг3ОН + ЗНВг.
Многочисленные примеры взаимного влияния атомов в молекуле
будут подробно рассмотрены в следующих разделах пособия.
Свойства многоатомных, или полифункциональных соединений зависят от коли-
чества и взаимного расположения функциональных групп. X» одной стороны, поли-
функциональные производные могут вступать в реакции, характерные для каждой из
функциональных групп. Так, глюкоза СбН12Ов, содержащая 5 гидроксильных групп
и 1 альдегидную, вступает в реакции, характерные как для спиртов (образование
сложных зфиров), так и для альдегидов (реакция серебряного зеркала). С другой
стороны, функциональные группы в таких соединениях могут оказывать сильное вза-
имное влияние друг на друга. Поэтому в полифункциональных соединениях может
появиться ряд новых свойств. Например, многоатомные спирты и глюкоза, содержа-
щие несколько гидроксильных групп, реагируют с Си(ОН)2, в то время, как одноатом-
ные спирты (СН3ОН, С2Н5ОН) с Си(ОН)2 не реагируют.
204

Теория химического строения, созданная Бутлеровым, позволила
не только объяснить многие факты, известные в конце XIX в., но и сис-
тематизировала весь материал органической химии. Она явилась мощ-
ным оружием в руках химиков, позволившим предсказывать существо-
вание новых классов, новых реатщйи!.органических соединений, вести
целенаправленный синтез органических веществ.
Так, Бутлеров предсказал и получил изомер «-бутана — изобутан; предсказал
существование третичных спиртов» в которых гидроксильная группа связана с тре-
СН3
тичным атомом углерода Н3С—С—ОН и осуществил синтез этих соединений. Из
СН3
этого спирта Бутлеров получил изобутилен (СН3)2С=СН2 и изучил его полимери-
зацию.
Осенью 1961 г. в Таврическом дворце в Ленинграде открылся
Международный химический симпозиум, посвященный столетию со дня
создания теории химического строения. Выступая на нем, известный
советский ученый академик А. Н. Несмеянов сказал: «Вряд ли можно
назвать другую отрасль науки, в которой единственная теория зани-
мала бы такое доминирующее и определяющее курс положение, как
теория строения А. М. Бутлерова в органической химии. 100 лет она
служит стержнем. развития и расцвета этой науки».
УГЛЕВОДОРОДЫ
ГЛАВА XX
ПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ О ПРЕДЕЛЬНЫХ УГЛЕВОДОРОДАХ
Гомологический ряд и номенклатура
Предельными, или насыщенными, углеводородами называют ацикли-
ческие углеводороды, в которых все валентности атомов углерода, не
затраченные на образование углерод-углеродных (С — С) связей, насы-
щены атомами водорода. Первым членом класса предельных углеводо-
родов является метан СН4:
Н
Н-С-Н
I
Н
Предельные углеводороды образуют гомологический ряд. Гомоло-
гическим рядом называют ряд органических соединений, сходных по
205

своему химическому строению, имеющих общие методы получения,
обладающих близкими химическими и закономерно изменяющимися
физическими свойствами. Состав всех членов гомологического ряда мо-
жет быть выражен общей формулой С„Н2„+2; причем состав двух со-
седних членов гомологического ряда отличается на постоянную гомо-
логическую разность — СН2 группу:
СН4 — метан СбН12 — пентан
С2Нв — этан С6Н14 — гексан
С3Н8 — пропан С7Н1в — гептан
С4Н10—бутан С8Н18—октан и т. д.
Названия всех предельных углеводородов оканчиваются на ан.
Как видно, все перечисленные члены ряда отличаются по своему
составу на СН2 группу.
Однако, как отмечалось раньше, молекулярные формулы не пере-
дают химического строения молекул, и одной и той же молекулярной
формуле может отвечать несколько изомеров. У лервых трех членов го-
мологического ряда (СН4, СаН6, С3Н8) изомеров не существует. В гл.
XIX, § 2 было показано, что молекулярной формуле С4Н10 отвечают
два изомерных соединения
«-бутан изобутан
Следующий член гомологического ряда С6Н12 имеет 3 изомера.
С ростом числа атомов углерода (вследствие явления изомерии ске-
лета) число изомеров возрастает (см. табл. 14 в гл. XXI).
Названия изомеров по систематической номенклатуре, принятой
в органической химии, образуют от названий углеводородов с нормаль-
ной (неразветвленной) цепью. При этом в молекуле предельного
углеводорода находят самую длинную цепь атомов углерода, атомы
С, не вошедшие в главную цепь, рассматривают как заместители,
используя для них названия радикалов с тем же числом атомов угле-
рода. Главную цепь атомов нумеруют и цифровыми индексами показы-
вают положение этих заместителей, например:
СН3
12 3 12 з| 4 б в
Н3С—СН—СН3 Н3С—СН— С—СН— СН„—СН3
I III
сн3 сн8 сн3сан6
2-метилпропан 2,3,3-триметил-4-этилгексаы
(изобутан)
206

Свойства предельных углеводородов
Физические свойства. Метан представляет собой бес-
1 R
цветный газ (/кип—162°, tnn—182°), легче воздуха (£>возд= 29 =0>55)«
Следующие члены гомологического ряда — этан С2Нв, пропан С3Н8,
бутан С4Н10— также газообразные вещества. Предельные углеводороды
с 5—15 атомами углерода в молекуле (от пентана С5Н12 до пентадекана
С1бН32) — жидкие, а углеводороды с большим количеством атомов уг-
лерода — твердые вещества. Углеводороды с разветвленным скелетом
обычно имеют более низкие температуры кипения, чем их изомеры
с нормальным (неразветвленным) скелетом. Все жидкие и твердые
предельные углеводороды легче воды (уд. вес 0,77—0,80) и практически
нерастворимы в воде.
Химические свойства. Молекулы предельных угле-
водородов содержат ковалентные связи. Обычно органические соеди-
нения, имеющие одинарные ковалентные связи, с большим трудом всту-
пают в химические реакции. Вследствие малой химической активности
предельные углеводороды получили название парафинов (от латин-
ского выражения — parum affirms — лишенные сродства, с трудом
вступающие в реакции). Парафины настолько малоактивны, что даже
с очень активными химическими реагентами (такими, как кислород,
галогены) вступают во взаимодействие только после предварительного
возбуждения реагирующих веществ — нагревания или под действием
яркого (или ультрафиолетового) света.
В молекулах предельных углеводородов^ атомы углерода связаны
либо между собой простыми связями (С—С), либо с атомами водорода
(С — Н). Поэтому при химических реакциях могут разрываться или
С — С, или С — Н связи. Наиболее типичными являются реакции,
сопровождающиеся разрывом С — Н связей с заменой атомов водорода
(реакции замещения) на другие атомы (С1, Вг) или более сложные
группы атомов (например, N02). При этом образуются производные
предельных углеводородов (галогенопроизводные, нитросоединения).
Разрыв С — С связей ведет к распаду молекулы на отдельные осколки,
которые могут вступать в дальнейшие превращения. В отдельных слу-
чаях-при нагревании с катализаторами может происходить отщепление
атомов водорода (дегидрирование) или перемещение алкильных групп
(радикалов) по главной цепи (изомеризация).
Более подробно химические свойства углеводородов показаны на
первом члене гомологического ряда — метане.
§ 2. МЕТАН И ЕГО ГОМОЛОГИ
Свойства и получение метана и его гомологов
Химические свойства. Парафины на ярком солнеч-
ном свету (или при нагревании) могут вступать в реакцию с хлором
207

или бромом. При этом происходит замещение атомов водорода на атомы
галогена (хлора или брома):
СН4 + С12 — СН.С1 + НС1.
Замещение атомов водорода в молекуле парафина часто не окан-
чивается заменой только одного атома водорода. При дальнейшем за-
мещении образуются ди-, три- и полигалогенозамещенные производные
предельных углеводородов.:
СН8С1 + С1а — СН2С12 + НС1,
хлористый
метилен
01,0,4-01, — СНС1Э +НС1,
хлороформ
СНС1, + С1,—■ СС14 +НС1.
четыреххлористый
углерод
Эти галогенопроизводные используются как растворители.
Пары галогенопроизводных обладают усыпляющим и наркотизирующим дей-
ствием, поэтому хлороформ СНС13 раньше использовали при хирургических опера-
циях для наркоза — полного обезболивания. Хлористый этил CgHfcU, имеющий низ-
кую температуру кипения (+12°), используют для местного обезболивания при опе-
рациях или при растяжениях мышц и связок; испарение QHgCl требует значительно-
го количества теплоты, поэтому место, на которое попадает струйка хлористого
этила, сильно охлаждается и теряет чувствительность.
Интересно отметить, что последующее замещение атомов водорода в молекуле
образовавшегося моногалоидного производного идет легче, чем замещение первого
атома водорода в молекуле парафина, причем в гомологах метана оно происходит;
главным образом у того атома углерода, у которого заместился уже один атом водо-
рода:
сн3-сн3^сн3сн2С1 S4ch3chci2 ^ch3cci3 ^ch2ci-cci3 и т. д.
В настоящее время подробно изучен механизм реакции замещения
в парафиновых углеводородах. Было показано, что они происходят
по цепному свободнорадикальному механизму. (Большой вклад в изу-
чение этих процессов был сделан Героем Социалистического Труда
академиком Н. Н. Семеновым, удостоенным за свои работы по цепным
реакциям Нобелевской премии.)
Под действием яркого света (а также ультрафиолетового облуче-
ния) молекула галогена распадается на отдельные атомы:
С1а — 2С1*
свет
Образовавшиеся атомы хлора «вырывают» .атомы водорода * из
молекулы метана, образуя хлористый водород и очень неустойчивые
«свободные радикалы»— частицы, имеющие один неспаренный электрон:
208

Эти свободные радикалы СН3*реагируют с молекулами хлора,
образуя галогенопроизводное и атом хлора, который продолжает цепь
превращений:
i
СН3* + CI rfJ CI —^ СН3—CI + С1 •
I
Связи атома углерода с водородом в молекуле СН3С1 под действием
электроотрицательного атома хлора (элемент VII группы) становятся
более полярными, поэтому молекула СН3С1 оказывается более реакци-
онноспособной, чем молекула исходного углеводорода. Это приводит
к тому, что она атакуется атомами хлора легче, чем молекула метана,
т. е. процесс дальнейшего хлорирования происходит легче и приводит
к образованию полигалогенопроизводных даже в тех случаях, когда
еще не весь исходный метан вступил в реакцию замещения.
Одной из реакций замещения в предельных углеводородах является открытая
русским ученым Д. П. Коноваловым реакция нитрования парафинов. При нагревании
предельных углеводородов под давлением с разбавленной азотной кислотой происхо-
дит замещение атомов водорода на остаток азотной кислоты — нитрогруппу —N02.
В результате этого образуются нитросоединения:
С8Н18 + HN03 —^ C8H17NOa + Н20.
Как установлено в настоящее время, по свободнорадикальному
механизму происходят и другие реакции замещения, а также и другие
превращения предельных углеводородов, например их окисление.
Перечисленные реакции замещения происходят с разрывом С—Н связей. Дру-
гую большую группу реакций парафинов представляют реакции, протекающие при
повышенных температурах и сопровождающиеся разрушением как С—Н, так и C—G
связей. При пропускании метана через пламя электрической дуги метан распадается
с образованием водорода и углерода (в виде сажи):
СН4 ■+ С+2НЙ.
4 2000°
Этот процесс (электрокрекйнг метана) используется в технике для производства
водорода и сажи, потребляемой резиновой промышленностью.
Гомологи метана могут расщепляться не только с разрывом С — Н
связей и отщеплением водорода (дегидрогенизация), но и с разрывом
С — С связей (крекинг). При этом образуется смесь предельных и не-
предельных соединений, например
Х4Н8 + Нг (дегидрогенизация)
П LI S
чС2Нв + С2Н4 (крекинг)
(более подробно о крекинге см. глава XXI, § 2).
Отдельную группу реакций предельных углеводородов представ-
ляют реакции окисления. При реакциях окисления также могут раз-
рываться как С — Н, так и С — С связи:
СН4 + 20а = СОа + 2Н20.
209

В последние десятилетия большое значение получило каталити-
ческое окисление предельных углеводородов, приводящее к образова-
нию ценных химических продуктов. Так, в промышленности исполь-
зуется каталитическое окисление метана в метанол и формальдегид:
2СН4 + 02 — 2СН3ОН,
СН4 + 02 — Н—СНО + Н20.
Особенно важное значение приобрело окисление предельных угле-
водородов с образованием кислот; например, при окислении бутана
можно получать уксусную кислоту:
сн3сн2сн2сн3 idb„r сн,соон + н,о.
марганца
Окислением расплавленного парафина при 300—400° в присут-
ствии окислов марганца получают органические кислоты, содержащие
15—18 атомов углерода и используемые в производстве мыла и других
моющих средств.
Как и большинство органических соединений, предельные угле-
водороды способны гореть, образуя С02 и Н20.
Газообразные углеводороды и пары жидких углеводородов обра-
зуют с кислородом и воздухом смеси, взрывающиеся при поджигании.
При горении парафинов, сопровождающемся образованием углекислого
газа и воды, выделяется большое количество теплоты. Поэтому газо-
образные и жидкие парафины широко используют как топливо.
При недостаточном количестве кислорода горение углеводородов
сопровождается образованием значительных количеств ядовитой окиси
углерода. Особенно опасно ее образование при работе автомобильных
двигателей в закрытых или недостаточно вентилируемых помещениях
(гаражах, тоннелях).
Интересно отметить, что парафиновые свечи, изготовленные из смеси углево-
дородов, содержащих 15—30 атомов углерода, горят светящим пламенем. Это выз-
вано тем, что расплавленные углеводороды при температуре 300—400° (в зоне пламени)
частично подвергаются крекингу с образованием непредельных углеводородов и
свободного углерода .
Получение. Первый член гомологического ряда метан СН4
является одним из главных компонентов природного газа (см. глава
XXIII, § 1). Он содержится также в газах нефтяных и угольных место-
рождений (поэтому его называют иногда рудничным гдзом). Кроме
того, метан образуется при гниении и брожении некоторых органиче-
ских веществ. Он выделяется из болотного ила и поэтому называется
также болотным газом.
Синтетически метан можно получить при пропускании водорода
через нагретую до 650° смесь тонкоизмельченного угля (сажи) с нике-
левым катализатором:
С + 2Н2 — СН4.
210

В лабораториях для получения метана и его гомологов пользуются*
разложением солей органических кислот при прокаливании их со
щелочами:
Другим лабораторным способом получения предельных углеводородов служит
реакция Вюрца — нагревание моногалогенопроизводных с металлическим натрием:
CaH6iBr"+2Na + Br:C2H6 —* С2Нб—C2H6 + 2NaBr.
При этой реакции происходит «сдваивание» радикалов, входящих в состав галогено-
производного, т. е. из СзН7С1 можно получить СвН14, а из С4Н9С1 образуется С3Н18.
Из смеси галогенопроизводных можно получить и другие углеводороды, на-
пример
CH3I+2Na + IC2H5 —>CH3-CH2CH3 + 2NaI,
однако наряду с пропаном получается также этанСаН^из СН31) и бутан С4Н]0(из
QHgl).
Интересным способом получения предельных углеводородов является электро-
лиз солей органических (карбонов ых) кислот. При этом анионы, например CH3GOO ,
окисляются на аноде (отдают один электрон) с образованием свободных радикалов
СН3СОО*, которые отщепляют молекулу С02 и дают свободный радикал СНз. При
сдваивании радикалы СНз дают углеводород С2Н6:
СН30ОО- 1^ СН3СОО —^ СНз—* СН3-СН3.
В технике для получения смесей углеводородов, содержащих 6—
10 атомов углерода (синтетический бензин), пользуются синтезом из
окиси углерода и водорода над кобальтовым катализатором при повы-
шенном давлении:
200°
пСО + (2л+1)Н2 — СяН1л+1 + лН,0.
Например, получение гексана из водяного газа можно выразить
уравнением
200°
6СО+13Н2 — СбН14 + 6Н20.
Применение. Предельные углеводороды используются в тех-
нике и химической промышленности как топливо, растворители и хи-
мическое сырье для производства галогенопроизводных, спиртов,
кислот, альдегидов, а также непредельных и ароматических углеводо-
родов.

ГЛАВА XXI
НЕПРЕДЕЛЬНЫЕ (НЕНАСЫЩЕННЫЕ) УГЛЕВОДОРОДЫ
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ О НЕПРЕДЕЛЬНЫХ УГЛЕВОДОРОДАХ
Непредельными углеводородами называются углеводороды, содер-
жащие двойные (>С=С<) и тройные (—С=е=С—) связи. Такие кратные
(двойные и тройные) связи менее прочны, чем обычные углерод-угле-
родные связи, что приводит к большой легкости их разрыва. Поэтому
нейредельные углеводороды являются гораздо более реакционноспо-
собными соединениями, они более активны в химических реакциях,
чем предельные углеводороды.
Важнейшими представителями непредельных углеводородов яв-
ляются этиленовые и ацетиленовые углеводороды.
Неравноценность двух связей, которые мы обозначаем двойной чертой, ярко
проявляется в энергиях образования (и соответственно энергиях разрыва) связей. При
образовании одинарной углерод-углеродной связи в молекуле этана выделяется
82,6 ккал/моль. Если бы обе связи в молекуле этилена были равноценные, то при обра-
зовании такой связи, состоящей из двух обычных одинарных связей, выделилось бы
82,6X2=165,2 ккал/моль. Однако энергия образования двойной связи меньше и равна
только 146 ккал/моль, т е. при образовании второй связи выделяется на 22 ккал/моль
меньше, чем при образований первой. Меньшая энергия образования связи и ведет
к тому, что связь оказывается менее прочной и легче разрывается при химических
реакциях/
Третья связь между атомами углерода (тройная связь, в ацетилене) образуется
с еще меньшим выделением энергии; полная энергия тройной связи равна только
200 ккал/моль, т. е. при ее образовании выделяется всего 54 ккал/моль на новую связь,
что меньше энергии образования второй (62 ккал/моль) и одинарной (84 ккал/моль)
связей. Таким образом, соединения с тройной связью будут еще более реакционно-
способными, чем соединения с двойной связью, а некоторая разница в энергиях обра-
зования (и разрыва) второй и третьей связей позволяет осуществлять ступенчатые
превращения:
н, Нч уН н, Н\ /Н
N1 н/ \н Ni н/ Чн
Ранее (см. гл. II, § 8) были подробно рассмотрены электронные
представления на природу кратных связей. Напомним, что в молекуле
этилена помимо скелета а-связей, которые направлены по осевым ли-
ниям, проходящим через центры атомов, имеется я-связь, лежащая вне
плоскости, в которой расположены атомы, связанные а-связями. В мо-
лекуле ацетилена атомы углерода связаны одной а-связью и двумя
я-связями, расположенными в двух взаимноперпендикулярных пло-
скостях.
Наличие этих я-связей и объясняет химические особенности не-
предельных соединений.
212

§ 2. ЭТИЛЕНОВЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ
Гомологический ряд и номенклатура
Этиленовыми углеводородами (олефинами) называются непредель-
ные углеводороды с двойной связью. Первый член гомологического ряда —
этилен С2Н4. В молекуле этилена атомы углерода соединены двойной
связью и с каждым атомом углерода связано по два атома водорода:
н н
Общая формула этиленовых углеводородов С„Н2„. Структурные
формулы гомологов этилена можно вывести из структурной формулы
этилена путем введения одного, двух, трех и т. д. метиленовых звеньев
СНа (табл. 14):
СН3СН = СН, СН3СН2СН = СН8 СН3СН = СНСН,
пропилен этилэтилен диметилэтнлен
сн3—с=сна
I
сн3
иэобутилен
По старой, довольно часто применяемой номенклатуре, этиленовые
углеводороды называют, заменяя окончание ан на илен9 но'в этом слу-
чае нельзя точно определить положение двойной связи.
С2Н4 —этилен СвН12—гексилен
•С3Нв. —пропилен С7Н14—гептилен
С4Н8 —бутилен С8Н1в—октилен
QH^—амилен и т. д. ч
По систематической номенклатуре названия этиленовых углеводо-
родов образуются от названий соответствующих насыщенных углево-
дородов заменой окончания ан на окончание ен, обозначающее двойную
связь с цифровым индексом, показывающим положение этой связи
в скелете непредельного углеводорода, например
213

Таблица 14
Число изомеров предельных и этиленовых углеводородов
Число атомов
углерода
1
2
3
4
5
6
7
Формула
парафина
ен4
с2нв
* с3н8
QHi0
QH12
QH14
QHle
Число изоме-
ров
1
1
1
2
3
5
9
Формула оле-
фина
с2н4
с3нв
с4н8
QH10
свн12
С7Н14
Число изоме-
ров
1
1
3
5
13
27
Помимо изомерии углеродного скелета и изомерии положения
заместителей или положения двойной связи, как уже отмечалось ранее
(см. гл. XIX, § 2) б этиленовых углеводородах, имеющих плоское
строение в области двойной связи, существует специфический вид изо-
мерии — геометрическая или цис-транс-изомерия. Это явление в еще
большей степени увеличивает число этиленовых соединений; напри-
мер, на самом деле существует не 3, а 4 бутилена, и не 13, а 17 гексиле-
нов СвН12.
Свойства и получение этилена и его гомологов
Физические свойства. Первый член гомологического
ряда — этилен представляет собой бесцветный газ, несколько легче
воздуха швозя = 25 = 0,965) . Он мало растворим в воде и не имеет
запаха.
Химические свойства. Отличительной особенностью
химического поведения этиленовых углеводородов являются реакции
присоединения различных веществ по месту двойной связи. При этих
реакциях разрывается одна из связей между атомами углерода и об-
разуются производные предельных углеводородов.
В молекулах гомологов этилена имеются как остатки (радикалы) предельных
углеводородов, например СН3-радикал в молекуле пропилена, так и этиленовая груп-
пировка (двойная связь). Однако химические свойства этиленовых соединений опре-
деляются фактически только наличием двойной связи. Прочность связей в остатке
(радикале) предельного углеводорода намного выше, чем прочность двойной связи,
поэтому в первую очередь происходят реакции присоединения по кратной связи,
а не реакции замещения в радикалах предельных углеводородов.
Этилен и его гомологи присоединяют в присутствии катализаторов
(никель, платина, палладий) водород, образуя соответствующие пре-
дельные углеводороды:
СН2 = СН2 + Н2 —► СН3—СН3.
Ni
214

Олефины очень легко присоединяют галогены*(реакция протекает
даже с водным раствором брома):
СН2 = СН2 + Вг2 -* ВгСН2 ^СН2Вг.
В результате присоединения хлора к этилену образуется дихлорэтан — тяжелая
маслянистая жидкость, используемая в технике как растворитель и в качестве сырья
для получения хлористого винила. Образование С1СН2СН2С1 («масла голландских
химиков») при этой реакции и послужило причиной появления второго названия
этиленовых углеводородов — олефины — от старинного масло рождающие.
Реакция присоединения брома (обесцвечивание бромной воды)
служит одной из качественных реакций на непредельные углеводо-
роды.
Этилен и его гомологи могут присоединять галогеноводороды
(НС1, НВг):
СН2 = СНа + НС1 -+ СН3—СН2С1.
Этилен и его гомологи могут присоединять в присутствии катали-
заторов воду. Так, при пропускании этилена через концентрированную
серную кислоту образуется (через ряд промежуточных стадий) этило-
вый спирт:
СН2 = СН2 + Н20 —*-+ СН3СН2ОН.
2 2 12 н2$04 3 2
Эта реакция была открыта в 1855 г. Бутлеровым и является реак-
цией, обратной реакции получения этилена: при нагревании спирта
с концентрированной серной кислотой происходит выделение этилена,
на холоду (0—20°) реакция протекает в обратном направлении. В наши
дни, когда этилен стал доступным химическим сырьем (газы крекинга
нефти), эта реакция становится важным промышленным способом
получения этилового спирта из непищевого сырья. ,
Если этиленовый углеводород построен несимметрично, т. е.
количество атомов водорода при атомах углерода двойной связи не оди-
наково, например в пропилене СН3СН=СН2 или бутилене СН3СН2СН=
=СН2, то присоединение галогеноводорода происходит по правилу
Марковникова: атом водорода из молекулы галогеноводородной кис-
лоты (или других полярных молекул) присоединяется к атому углерода
двойной связи, содержащему наибольшее количество атомов водорода
(наиболее гидрогенизированному атому углерода):
СН3—СН = СН2 + НВг — СН3—СН-СН3.
I
Вг
ч Это правило было установлено учеником А. М. Бутлерова профес-
сором Московского университета В. В. Марковниковым.
Правило Марковникова в настоящее время может быть объяснено
с точки зрения представлений об электронном строении двойной связи.
Молекула НВг, несущая небольшой положительный заряд на ато-
ме водорода, атакует электроны я-связи, вытягивая на себя эту пару
215

электронов, и образует новую связь:
н2с=сн2+н—вг -* [сн2-сн2—н] + вг- — сн2-сн2
Вг Н
В ходе этого превращения промежуточно образуется крайне не-
устойчивый катион с положительным зарядом на атоме углерода,
и вследствие разрыва связи Н — Вг появляется анион Вг, который
соединяется с промежуточно получившимся крайне реакционноспособ-
ным катионом [С2Нб]+, образуя конечный продукт реакции присоеди-
нения С2Н6— Вг.
Совершенно аналогично происходят и многие другие реакции
присоединения, причем функции иона водорода в описанной схеме
присоединения могут выполнять как другие ионы, так и полярные
или поляризующиеся в ходе реакции молекулы.
Если этиленовый углеводород имеет несимметричное строение* то
электроны двойной связи оказываются уже неравномерно распреде-
ленными между атомами углерода, образующими двойную сцязь.
В простейшем случае, в молекуле пропилена, под влиянием остатка
насыщенного (предельного) углеводорода — метальной группы —
двойная связь будет поляризована таким образом, что на атоме угле-
рода, наиболее богатом атомами водорода (т. е. наиболее гидрогенизи-
рованном) появится небольшой отрицательный заряд, т. е. на нем будет
несколько повышена электронная плотность. Другими словами можно
сказать, как это иногда и делают, что метильная группа «подает» элект-
роны на ненасыщенную группировку, вызывая поляризацию связей:
СН3 ->СН=ьСН2.
Естественно, что в этом случае положительно заряженный конец
молекулы Н — Вг будет атаковывать тот атом углерода двойной связи,
у которого имеется несколько большая плотность я-электронов, т. е.
в данном конкретном случае СН2 группу двойной связи, и будет обра-
зовывать связь С — Н именно с этим атомом углерода:
СН3 — СН = СН2 —-^ |_СН8—СН-СН2 — HJ + Br-.
В дальнейшем, как и в случае этилена, промежуточно образо-
вавшийся катион присоединит анион брома и получится продукт
присоединения, отвечающий правилу Марковникова:
[сн3—сн-сн3]+вг- — сн3-сн-сн3.
Вг
Очень важной реакцией этиленовых соединений является реакция
полимеризации — соединение молекул олефинов друг с другом (при-
соединение одной молекулы по месту двойной связи другой) с образова-
216

нием высокомолекулярных веществ (полимеров):
СН2 = СН2 -* [СН3СН2—СН = СН2] -► [СН3—СН2—СН2-СНа —
—СН = СН2] -+ [СН3—СН2—(СН2—СН2)2—СН = СН2] -+...
...(-сн2-сн2-)„.
При полимеризации этилена получается полиэтилен. В реакцию
полимеризации могут вступать и гомологи этилена. Так, из пропилена
СН3— СН=СНа получают полипропилен, обладающий более высокими
механическими свойствами (износоустойчивость, прочность, твердость),
чем полиэтилен:
/гСНз—СН = СН2 — (-СН—СН2—)„.
I
сн3
Реакция полимеризации является характерной для большинства
соединений, содержащих одну или несколько двойных углерод-угле-
родных связей:
В качестве исходных соединений (мономеров) при полимеризации
могут служить не только этиленовые углероды, но и другие классы
непредельных соединений:
Очень большое значение имеет полимеризация соединений, содер-
жащих 2 двойные связи; например, при полимеризации бутадиена
(дивинила) СН2=СН—СН=СН2 получают искусственные каучуки
(—СН2—СН=СН—СН2—)„. Синтез искусственного каучука впервые
был осуществлен в 1930—1931 гг. советским ученым С. В. Лебедевым:
мСН2 = СН-СН=СН2 -> (-СН2-СН = СН—СН2-)„.
бутадиен (дивинил) дивиниловый каучук
Бутадиен в настоящее время обычно получают каталитически из
этилового спирта или дегидрированием бутана:
2С8Н4ОН — СН2 = СН—СН = СН, + 2Н80 + Н4,
СН,СН,СН2СН, -н. СН2 = СН—СН = СН2 + 2Н2.
217

Этот углеводород обладает некоторыми особенностями, которые
связаны с тем, что две двойные связи, разделенные одной простой
связью, оказывают большое влияние друг на друга. В частности,
вследствие взаимодействия я-электронов каждой двойной связи при
соседних атомах углерода, вся ненасыщенная система при реакциях
присоединения может выступать как единое целое, и, если проводить
реакцию так, чтобы с молекулой дивинила (бутадиена) прореагировала
только одна молекула брома, то вместо обычного продукта присоеди-
нения по отдельной изолированной двойной связи, получится в основ-
ном другое вещество:
СН2 = СН—СН—СН2 небольшое коли-
/ | | чество
СН2 = СН-СН = СН2 + Вг2 Вг Вг
\
ВгСНа—СН = СН—СН2Вг основной
продукт
присоединения
В этом случае присоединение брома произошло по концевым ато-
мам молекулы, а двойная связь переместилась от одного атома к дру-
гому. Аналогичные реакции с перемещением двойной связи происходят
и при полимеризации бутадиена.
Искусственный (бутадиеновый) каучук по своему строению подо-
бен природному
(-СН1-С = СН-СН1-)Я,
I
сн3
в котором при атоме углерода двойной связи имеется еще и метальная
группа. Такие каучуки, так же как и искусственные, содержащие
атомы CI, CN и СвНб группы в полимерной цепи, в настоящее время из-
готавливаются в больших количествах промышленностью и по своим
механическим характеристикам часто превосходят природные каучуки.
Одним из примеров реакции этиловых соединений, протекающих
также через стадии присоединения, являются реакции окисления
этиленовых углеводородов (иногда эти реакции выделяют в самостоя-
тельную группу, хотя в их основе также лежит присоединение и по-
следующее превращение продуктов присоединения).
В отличие от предельных углеводородов олефины легко окисля-
ются, например они обесцвечивают водный раствор марганцовокислого
калия:
сн2 = сн2^^-[^сн2-сн2
I I
ОН ОН
этиленгликоль
218

Обесцвечивание раствора КМп04, так же как и обесцвечивание
бромной воды, служит качественной реакцией на этиленовые (непре-
дельные) соединения *.
Как и все углеводороды, этилен и его гомологи могут гореть на
воздухе:
С2Н4 + 302-*2С02 + 2Н20.
Этилен образует с воздухом и с кислородом огнеопасные смеси,
причем эти смеси взрываются сильнее, чем смеси паров предельных
углеводородов с кислородом.
Получение. В основе большинства способов получения эти-
леновых углеводородов лежат превращения спиртов, галогенопроиз-
водных или углеводородов, при которых освобождаются свободные
валентности у соседних атомов углерода:
При таких реакциях от молекулы органического вещества отщеп-
ляется молекула X — Y (Н — ОН, Н — Вг/Н — С1, Вг — Вг, Н — Н
и т. д.).
Этилен был получен впервые в 1680 г. при нагревании этилового
спирта с концентрированной серной кислотой:
Этилен и его гомологи могут быть получены при действии металлического
цинка (цинковой пыли) на дигалогенопроизводные, содержащие атомы галогена при
соседних атомах углерода:
СН3-СН-СН2 —► СН3-СН = СН2.
* При высокой температуре в присутствии катализаторов олефины могут быть
окислены в альдегиды или кислоты.
219
Этиленовые углеводороды могут быть получены при нагревании
галогенопроизводных (галоидных алкилов) с концентрированными
(обычно спиртовыми) растворами щелочи:

Эту реакцию можно использовать для выделения и очистки этиленовых угле-
водородов: сначала превратить олефин в дибромид и, отделив высококипяший ил и
твердый дибромид от других веществ, получить из него чистый индивидуальный
непредельный углеводород.
В технике этиленовые углеводороды получают при дегидрогени-
зации предельных углеводородов над никелевым катализатором.
Этилен и его гомологи образуются в большом количестве при тер-
мическом разложении (крекинге) предельных углеводородов, входящих
в состав нефти:
CisHss ► СвН20 + С9Н18.
500-600°
При этом образуется смесь углеводородов, т. е. молекула раска-
лывается с образованием осколков, содержащих различное количество
атомов углерода. Например, при крекинге углеводорода С18Н88 наряду
с нонаном С8Н2С и нониленом С9Н18 будут образовываться также и зна-
чительные количества других предельных и непредельных углеводо-
родов:
^18^38 —*• С16Н32+СН3СН = СН2,
QeH38 —* С16Н34 + СНа = СН2 и т. д.
Каждый из образующихся углеводородов (С16Н32, С1вН34 и т. д.)
в условиях крекинга также может испытывать превращения, приводя-
щие к олефинам и парафинам, например
С8 Н18 + С8Н1в
С14Н3о + С2Н4 И Т. Д.
С13Н28 + С3Нв
Ci6H34
Поэтому в газах крекинга нефти может содержаться до 20—30%
С2Н4, 10—15% С3Нб и другие непредельные соединения.
Применение. Этилен и его гомологи используются как хи-
мическое сырье в производстве разнообразных органических соеди-
нений — спиртов, галогенопроизводных, полимеров и др.
§3. АЦЕТИЛЕНОВЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ
Свойства и получение ацетилена и его гомологов
К числу непредельных углеводородов относятся также ацетилен
и его гомологи. Эти соединения содержат еще меньшее количество ато-
мов водорода по сравнению с соответствующими этиленовыми угле-
водородами и носят еще более ненасыщенный характер. Первым членом
гомологического ряда ацетиленовых углеводородов является ацетилен
СаНа. В молекуле ацетилена два атома углерода связаны тройной свя-
зью, с каждым атомом углерода связано по одному атому водорода:
н-с=с-н.
220

Электронное строение и особенности тройной связи уже были под-
робно рассмотрены ранее (см. гл. II, § 8). Напомним, что молекула
ацетилена имеет линейное строение, а атомы углерода в ней соединены
одной а- и двумя я-связями.
Гомологи ацетилена имеют гораздо меньшее значение, чем сам
ацетилен, поэтому методы получения и свойства будут разобраны на
примере ацетилена.
Названия гомологов ацетилена образуются или добавлением
к первому члену гомологического ряда названий радикалов, связанных
с тройной связью, или по систематической номенклатуре подобно на-
званиям этиленовых углеводородов, но с использованием окончания
ин, например
СН3—С = СН СН3СН2—С = СН СН3 —С = С-СН3.
метилацетнлен этилацетилен диметилацетилен
(пропин) (бутин-1) (бутин-2)
, Поскольку молекула ацетилена имеет линейное строение, у его
гомологов отсутствует геометрическая (цис-, транс-) изомерия.
Физические свойства. Ацетилен представляет собой
газ, несколько легче воздуха (молекулярный вес 26, плотность по воз-
духу (/?возд = 9q = 0,90j. Чистый ацетилен не имеет запаха и не ядо-
вит, мало растворим в воде. Запах ацетилена, получаемого в лабора-,
тории из технического карбида кальция, содержащего сернистые и фос-
фористые соединения, связан с наличием примесей сероводорода и фос-
фористого водорода. Технический ацетилен, содержащий фосфористый
водород, ядовит.
Ацетилен в жидком и твердом состояниях при низких температу-
рах очень взрывоопасен (взрывается от удара или трения), поэтому его
получают либо непосредственно перед использованием, либо хранят
под давлением в ацетоновых растворах в стальных баллонах, запол-
ненных активированным углем.
Ацетилен образует с воздухом, особенно с кислородом, смеси,
взрывающиеся при поджигании с огромной разрушительной силой.
Химические свойства. Тройная связь в молекуле аце-
тилена является еще менее прочной и более реакционноспособной, чем
двойная связь в этиленовых углеводородах. Поэтому для ацетилена
характерны реакции, протекающие с разрывом тройной связи, т. е.
реакции присоединения. Поскольку энергия образования, а следова-
тельно, и энергия, необходимая для разрыва двойной и тройной свя-
зей, различна, ацетиленовые соединения вступают в реакцию присое-
динения ступенчато, т. е. сначала тройная связь разрывается с образо-
ванием двойной и присоединяет два одинаковых или различных атома,
а затем образовавшееся (очень часто только промежуточный продукт)
этиленовое соединение превращается в насыщенное соединение:
221

Эти реакции можно провести и не останавливаясь на стадии
образования этиленового соединения.
Ацетилен в присутствии катализаторов (металлические Ni, Pt)
присоединяет водород:
н-с=с-н-^н2с=сн2-^н3с-сн3.
Ni 2 2 Ni 3 3
Очень легко происходит присоединение свободных галогенов:
Н\ /Н
Н—С=С-Н^НС=СН^ДВг-С-С— Вг
I I Вг^ \вг
Вг Вг ьг ьг
Присоединение брома (обесцвечивание бромной воды) служит
качественной реакцией на все непредельные углеводороды, в-том числе
и на ацетилен.
Реакции присоединения галогенов сопровождаются выделением большого коли-
чества теплоты; например, в реакции ацетилена с хлором эта тепловая энергия на-
столько велика, что при соприкосновении газообразного ацетилена с хлором происхо-
дит взрыв и вместо продуктов присоединения образуются хлористый водород и сажа:
С2Н2+С12=2С+2НС1.
Поэтому присоединение хлора к ацетилену обычно проводят при низких темпера-
турах и в растворителе (четыреххлористом углероде). '
Очень важными реакциями ацетилена являются присоединение
галогеноводородов и воды:
Н-_СеееС-Н + НС1->СН2 = СНС1.
При взаимодействии ацетилена с газообразным хлористым водо-
родом в присутствии катализаторов образуется хлористый винил, ши-
роко используемый в производстве полихлорвиниловых пластмасс.
В странах относительно небогатых,электроэнергией, необходимой
для производства карбида кальция, для получения хлористого винила
используют другую реакцию:
СН2-СН2 — ^ СН2 = СНС1.
, 2 , 2 Са(ОН)я 2
С1 С1
Вода присоединяется к ацетилену в присутствии катализатора —
соли ртути:
/Р
H_C = C-H + H20^[H8C = CH]-+CH,-Cf
I ^н
он
В результате присоединения образуется очень неустойчивый
непредельный спирт (приведен в квадратных скобках), который само-
222

произвольно тотчас же превращается в уксусный альдегид. Эта реак-
ция была открыта в 1881 г. русским ученым М. Г. Кучеровым (реакция
Кучерова) и широко используется в промышленности для получения
уксусного альдегида.
Реакции присоединения к тройной связи аналогичны по механизму реакциям
присоединения по двойной связи.
Присоединение галогеноводородов и воды к гомологам ацетилена происходит
по правилу Марковникова:
СНз-С^СН —-L, СН3-С = СН2 —^ СН3-СВг2-СН3.
Вг
Присоединение воды к гомологам ацетилена приводит через про-
межуточно образующийся непредельный спирт к соединениям с карбо-
нильной группой, изомерным альдегидам — кетонам (но из всех аце-
тиленовых соединений только ацетилен, первый член гомологического
ряда, дает альдегид):
СН С = СН —^->[СН3-С = СН2]-^СНз—С—СН8.
8 Hgso4, н+ L 3 . 2J 3 U 8
ОН О
Как и все непредельные соединения ацетилен может вступать
в реакции полимеризации. Наиболее интересным направлением поли-
меризации (в присутствии активированного угля) ацетилена (точнее
тримеризации, так как в реакции участвуют три молекулы СаН2)
является образование бензола:
СН
^\
100,НС СН
ЗНС = СН-^ | И
НС СН
\/
СН
Большое значение в технике имеет также димеризация ацетилена, при которой
образуется винилацетилен:
2НС = СН с^йГ СНа = СН -С «в СН.
Винилацетилен присоединяет по правилу Марковникова по тройной связи
хлористый водород с образованием ^налога бутадиена — хлоропрена (2-хлорбутз-
диена-1,3);
223
Полимеризацией хлоропрена получают масло- и бензоустойчивые каучуки;

Ацетилен, как и все непредельные соединения, очень легко всту-
пает в реакции окисления. При пропускании ацетилена через раствор
марганцовокислого калия происходит окисление и окрашенный раствор
КМп04 обесцвечивается:
- Интересно отметить, что ацетилен, будучи более непредельным соединением,
чем этилен, при окислении дает более глубокую степень окисления:
Нг гчл Н20 + [0] ~u ^jj
2\-> = ^Г12 - >. L/M2—^П$
II.
ОН ОН
двухатомный
спирт
н-сс-н J!£i!2l V-c^°
но/ х>н
двухосновная
кислота
При горении ацетилена на воздухе выделяется большое количество
тепла, и часть ацетилена при этом разлагается, выделяя углерод,
поэтому ацетилен горит сильнокоптящим пламенем. При достаточном
количестве кислорода ацетилен и образующийся при его разложении
углерод сгорают ослепительным белым пламенем, температура которого
превышает 2500°:
2С2Н2 + 50а->4С02 + Н20.
Сконструированные на основе этого свойства ацетиленово-кисло-
родные горелки используют для резки и спайки тугоплавких метал-
лов. Такие горелки могут гореть даже под водой и поэтому использу-
ются при подводных работах.. Недостатком ацетиленово-кислородных
горелок является то, что кислород необходимо вдувать в пламя горя-
щего ацетилена, а нельзя использовать заранее приготовленную смесь
С2Н2+02, так как эта смесь при поджигании взрывается сильнее, чем
гремучий газ.
Тройная связь между атомами углерода оказывает сильное влияние и на свой-
ства связанных с ними атомов водорода. В отличие от атомов водорода в этиленовых
и предельных углеводородах атомы водорода в ацетилене (С—Н связи) обладают спо-
собностью замещаться на металлы. Так, при пропускании ацетилена через растворы
солей серебра или одновалентной меди в водном растворе аммиака происходит обра-
зование металлических (серебряных или медных) производных ацетилена (ацетиле-
нидов):
2Ag++HC = CH —* Ag—CssC—Ag + 2H+,
2Cu++HC^CH —► СиС==ССи + 2Н+,
H++NH3 —* NHj.
224

Образующиеся при реакции осадки ацетиленидов серебра и меди после высу-
шивания очень чувствительны к нагреванию или удару (взрываются!). Значительно
более устойчивым является карбид кальция, который также представляет собой ме-
таллическое производное ацетилена:
/С
ХС
Реакция ацетилена с солями меди или серебра может быть использована для
отделения ацетилена от других непредельных углеводородов и его качественного
обнаружения. Гомологи ацетилена, содержащие атом водорода при атоме углерода
с тройной связью, например метил-(СН3—С=еСН) или этилацетилен (С2Н5—С==СН),
также могут образовывать металлические производные. В то же время диметилацети-
лен СНа—Сэ=С—СН3 не способен вступать в реакцию с солями меди или серебра.
Получение. Ацетилен был впервые получен в 1836 г. при
действии воды на карбид кальция:
СаС2 + 2Н20 —» Са(ОН)2 + НС = СН.
Этой реакцией до настоящего времени пользуются в лабораториях
и в промышленности. Карбид кальция получают в техлике прокалива-
нием в электрических печах смеси известняка с коксом:
СаС03 + 4С —-U СаС2 + 3GO.
В последние годы промышленное значение приобрело производ-
ство ацетилена из другого доступного химического сырья — из при-
родного газа. Метан, составляющий основную часть природного газа
(до 95%), при нагревании до 1400—1500° разлагается с образованием
ацетилена:
2СН4 —НС^СН+ЗН2.
Однако при 1500° и более высоких температурах ацетилен рас-
падается с образованием углерода (сажи) и водорода:
С2Н2-*2С + Н2.
Поэтому для получения ацетилена крекингом метана пропускают
смесь СН4 с кислородом или воздухом (примерно в соотношении 2 : 1)
с большой скоростью через реактор. Часть метана при этом сгорает,
разогревая стенки реактора до необходимой температуры, а оставшийся
несгоревшим метан распадается с образованием ацетилена. Большая
скорость пропускания газовой смеси необходима для того, чтобы об-
разовавшийся ацетилен удалить из нагретого реактора в течение ты-
сячных долей секунды.
Применение. Ацетилен применяется для резки и сварки
металлов, производства уксусной кислоты, растворителей, пластмасс,
искусственных клеев (БФ-2, БФ-6) и др.
8 Пособие по химии
225

ГЛАВА XXII
АРОМАТИЧЕСКИЕ УГЛЕВОДОРОДЫ
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ ОБ АРОМАТИЧЕСКИХ УГЛЕВОДОРОДАХ
Ароматическими соединениями обычно называются органические
вещества, в состав которых входят одно или несколько бензольных ядер.
Родоначальником класса ароматических углеводородов является бен-
зол СвНв. В молекуле бензола 6 атомов углерода, составляющих
скелет молекулы, образуют правильный шестиугольник. При этом все
рассеяния между атомами углерода оказываются одинаковыми
(1,40 А) и по своей величине лежат между длинами одинарной (1,54 А)
и двойной (1,34 А) связи. Каждый атом углерода связан с одним атомом
водорода и двумя атомами углерода, причем формально с одним ато-
мом углерода он связан одинарной, а с другим — двойной связью:
В широко используемой формуле бензола обычно сохраняют
обозначения одинарных и двойных связей, однако современные ис-
следования структуры молекулы бензола показали, что в действитель-
ности все связи атомов углерода в молекуле совершенно равноценны
и их нельзя отличить друг от друга. Атомы углерода образуют правиль-
ный шестиугольник и связи их между собой гораздо прочнее, чем
в случае кратных связей. Поэтому для обозначения структуры бензола
часто пользуются следующей формулой:
Для того чтобы понять строение молекулы бензола, обратимся
к современным электронным представлениям в области природы хими-
ческой связи. Если вспомнить строение двойной связи, то можно заме-
тить, что в этилене — простейшем представителе соединений с крат-
ными связями — имеется два различных типа связей: а-связи, которые
226

направлены по осевым линиям, соединяющим атомы, и я-связи, кото-
рые возникли при частичном «боковом» перекрывании электронов, не
принимающих участия в образовании скелета а-связей (рис. 18).
В молекуле бензола каждый атом углерода имеет по одному электрону,
участвующему в образовании л-связей (три остальные электрона обра-
зуют плоский скелет С—С и С—Н связей). Все шесть атомов углерода
образуют плоскую систему а-связей и при этом электроны, участвую-
Рис. 18. Схема образования общей
я-электрон ноу системы в молекуле
бензола
щие в образовании я-связей, образуют единое электронное облако я-
электронов. Эти шесть я-электронов связывают атомы углерода в бен-
золе дополнительными связями помимо скелетных а-связей в общую
я-электронную систему. В такой обобщенной я-электронной системе
каждый из электронов может находиться в сфере притяжения всех
шести ядер.
Образование обобщенной единой системы я-связей (ароматического ядра) приво-
дит к значительному энергетическому повышению устойчивости системы. Так, если
при восстановлении одной изолированной двойной связи выделяется —29 /скал/моль
вещества, т. е. для бензола можно было 45ы при гидрировании получить выигрыш
энергии в — 87 ккал/моль (если бы связи были изолированными), то на самом деле
при восстановлении бензола выделяется всего -~ 50 ккал/моль. Следовательно, арома-
тическая система бензольного ядра с единой обобщенной системой д-электронов при-
мерно на 37 ккал/моль энергетически более выгодна, чем структура с тремя изоли-
рованными, не взаимодействующими между собой кратными связями.
Второй член гомологического ряда бензола — толуол СвНбСН3.
Его можно рассматривать как продукт замены одного атома водорода
на метильную группу СН3:
8*
227

Для следующих членов гомологического ряда бензола С8Н1
существует четыре изомера, отличающихся по строению:
Указанные три изомера ксилола отличаются взаимным располо-
жением заместителей — метильных групп. В изомере / обе метальные
группы расположены при двух соседних атомах углерода или, как гово-
рят, стоят в 1,2-положении. В изомерах // и /// те же группы находят-
ся соответственно в 1,3- и 1,4-положении.
Очень часто для обозначения этих трех возможных взаимораспо-
ложений заместителей в бензольном ядре пользуются специальными
приставками: 1,2-положение называют орто-, 1,3-положение — мета-
и 1,4-положение — пара-положением. Поэтому три указанные изомера
имеют и вторые названия, помеченные под формулами.
Общая формула ароматических углеводородов СлН£я_в. С ростом
числа атомов углерода быстро растет число изомеров, так как может
меняться число, взаимное расположение и строение заместителей.
Для гомолога бензола С7Н8 существует 1, для С8Н10—4, для С9Н1а—8,
для С10Н14—16м для СиН1в—53 изомера ароматических углеводородов»
Помимо соединений, содержащих одно бензольное ядро, в технике
и быту имеют большое значение некоторые ароматические соединения,
в которых 2—3 бензольных ядра соединены (сконденсированы) между
собой. Примером таких веществ является нафталин С10Н8, хорошо из-
вестный как средство борьбы с молью:
В природе встречаются и более сложные конденсированные структуры. Важ-
нейшими и не самыми сложными из них являются антрацен, скелет которого лежит
в основе многих красителей, и изомерный ему фенантрен, структура которого лежит
228

в основе многих гормонов и биологически активных веществ:
В то же время ароматические соединения, содержащие большое число конденси-
рованных, т. е. вместе связанных ароматических ядер, являются крайне опасными
веществами, способными вызывать тяжелые заболевания, например, рост раковых
опухолей.
§2. СВОЙСТВА И ПОЛУЧЕНИЕ БЕНЗОЛА И ЕГО ГОМОЛОГОВ
Физические свойства. Большинство ароматических
углеводородов представляет собой при обычных условиях бесцветные
жидкости, нерастворимые в воде. Они, как правило, обладают харак-
терным запахом. Первый член гомологического ряда — бензол —
кипит при 80° и замерзает при +5,5°. Все ароматические углеводороды
легче воды. Пары бензола и жидкий бензол ядовиты.
Химические свойства. По своим химическим свойст-
вам бензол и другие ароматические углеводороды отличаются как
от непредельных, так и от предельных углеводородов.
Основными реакциями непредельных соединений (этиленовые
углеводороды С;1Н2п и ацетиленовые углеводороды С^Нал-г) являются
реакции присоединения с образованием насыщенных (предельных)
соединений. Бензол и его гомологи содержат еще меньше водорода, чем
соответствующие им по числу атомов углерода непредельные углево-
дороды (СпН2п-ъ)> однако ароматические углеводороды очень устойчи-
вые соединения, не склонные к реакциям присоединения. Несмотря на
то что в молекуле бензола формально имеются 3 двойные связи, реак-
ции присоединения водорода, галогенов и других веществ протекают
в ароматическом ряду с очень большим трудом.
Эти особенности химического поведения бензола связаны с тем, что
в результате реакций присоединения единая для молекулы бензола
обобщенная система я-электронов должна была бы разрушиться, а, как
отмечалось выше, ее образование сопровождается значительным выиг-
рышем энергии. Можно для сравнения отметить, что превращение цик-
логексадиена-1,3 в бензол сопровождается не поглощением, как это
бывает обычно при образовании кратных связей, а выделением энергии!
Наиболее характерными для бензола и его гомологов являются
реакций замещения атомов водорода, связанных с атомами углерода
229

бензольного кольца. Однако реакции замещения у ароматических
углеводородов протекают в других условиях, чем реакции замещения
в предельных углеводородах. Например, хлорирование метана проис-
ходит при взаимодействии метана с хлором под действием яркого света,
для хлорирования высших гомологов метана необходимо прибегать
к нагреванию. Катализаторы мало влияют на течение этой реакции.
Аналогичная реакция замещения в ароматическом ряду происходит
при комнатной температуре и в присутствии катализаторов. Она не
ускоряется под действием света.
Цри действии на бензол брома в присутствии катализатора (FeCl3,
FeBr8, AIQ3) происходит замещение атомов водорода на атомы брома
и образуется бромбензол:
Аналогично при действии хлора на бензоявприсутствии катализа-
тора (FeCl, или A1CU) образуется хлорбензол:
QH* + CI» Fed, или А1СС С*Н*а + НС1-
При взаимодействии бензола со смесью концентрированных азот-
ной и серной кислот (нитрующая смесь) происходит реакция замеще-
ния и образуется нитробензол:
ад э. qh.no,+н,о.
Серная кислота в этой реакции выполняет роль катализатора, в частности она
связывает выделяющуюся при реакции воду. Нитробензол, образующийся при нит-
ровании бензола, в промышленности получают в больших количествах и используют
его для производства анилина CeH6NH2:
CeH6N02 77I^]-rCeH6NH2 + 2H20.
(Zn+ rlL.1)
Восстановление нитробензола в анилин было открыто русским химиком
Н. Н. Зининым. Анилин служит ценным химическим сырьем в производстве разно-
образных красителей, лекарственных веществ и других важных продуктов.
Таким образом, реакции замещения в ароматических углеводоро-
дах происходят легче, чем в предельных углеводородах.
Отличительной особенностью ароматических углеводородов и других ароматиче-
ских соединений является ярко выраженное влияние имеющихся в молекулах груп-
230

пировок на направление химических превращений. Так, при проведении реакций
замещения у гомологов бензола радикалы, имеющиеся в молекуле, направляют но-
вую группу, вступающую в ароматическое ядро, в строго определенное положение.
Например, при нитровании толуола получается сначала смесь 1,2- и. 1,4- (т. е. орта-
и /шра-изомеров), а при дальнейшем нитровании—главным образом 2,4,6-тринитро-
толуол:
Другие группы, например нитрогруппа, альдегидная, карбоксильная, направ-
ляют, ориентируют входящий заместитель преимущественно в 1,3- (т. е. мета-)поло-
жение:
Эти закономерности, которые в дальнейшем будут еще оговорены при рассмот-
рении фенолов и анилина, служат убедительными примерами взаимного влияния
атомов в молекулах органических соединений.
Наряду с реакциями замещения бензол вступает также и в реак-
ции присоединения. Однако эти реакции протекают намного труднее,
чем у этиленовых или ацетиленовых углеводородов. Бензол может при-
соединять водород. Эту реакцию проводят под давлением (200^-300 am),
при нагревании (300—400°) и в присутствии катализаторов (металли-
ческий никель или платина). В результате присоединения водорода
к бензолу образуется циклопарафиновый углеводород — циклогек-
сан:
С6Н0 + ЗНа —► C6Hia.
Под действием ультрафиолетового облучения бензол может при-
соединять хлор. При этом образуется производное циклического уг-
леводорода — гексахлорциклогексан:
231

Гексахлорциклогексан (гексахлоран) используется для борьбы с сельскохозяй-
ственными вредителями, так как он является сильным контактным ядом для насе-
комых.
В отличие от непредельных углеводородов бензол не присоединяет
воду и галогеноводороды.
Бензол и его гомологи достаточно устойчивы к окислению. Он
не обесцвечивает раствора марганцовокислого калия, с большим тру-
дом окисляется и под действием других сильных окислителей.
Гомологи бензола окисляются несколько легче, чем бензол или предельные
углеводороды, но при этом подвергаются окислению только углеводородные ради-
калы, связанные с бензольным кольцом:
Как и почти все органические соединения, бензол может гореть.
Горит он сильнокоптящим пламенем.
П о л у ч е н и е. Основными источниками ароматических угле-
водородов служат нефть и каменный уголь. При сухой перегонке (кок-
совании) каменного угля получается каменноугольная смола, из кото-
рой выделяют значительные количества бензола и нафталина. По-
этому коксохимическую промышленность часто называют также и кок-
собензольной.
Большие количества бензола и его гомологов получают при
переработке нефти. Некоторые сорта нефти состоят в основном из смеси
ароматических углеводородов, которые можно разделить перегонкой.
Парафиновые и циклопарафиновые углеводороды, входящие в состав
нефти, подвергают химической переработке.
При пропускании паров циклогексана, входящего в состав многих
сортов нефти, над нагретым до 400—500° катализатором (металличе-
ский никель или окислы хрома и алюминия) происходит дегидрирова-
ние — отщепление трех молекул водорода, и образуется бензол:
232

Предельные углеводороды в аналогичных условиях при пропуска-
нии над специальными катализаторами также могут образовывать аро-
матические углеводороды. Эта реакция, получившая название реакции
ароматизации предельных углеводородов, была разработана совет-
скими учеными — академиками Н. Д. Зелинским и Б. А. Казанским.
Реакцией ароматизации из гексана получают бензол:
Применение. Бензол и его гомологи находят широкое
применение в технике как растворители и химическое сырье для про-
изводства лекарств (салол, аспирин, фенацетин и др.), красителей,
пластмасс, ядохимикатов (гексахлоран и пр.) и т. д.
§ 3. СРАВНЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ СВОЙСТВ ПРЕДЕЛЬНЫХ,
НЕПРЕДЕЛЬНЫХ И АРОМАТИЧЕСКИХ УГЛЕВОДОРОДОВ
В табл. 15 представлена сравнительная характеристика реакцион-
ной способности различных классов углеводородов. Как видно, для
предельных углеводородов характерны реакции замещения, для не-
предельных — реакции присоединения. Ароматические углеводороды
могут вступать как в реакции замещения, так и в реакции присоеди-
нения, однако условия, в которых протекают эти процессы, в значи-
233
Другие предельные углеводороды аналогично образуют гомологи
бензола.
Интересной реакцией, приводящей к образованию бензола, яв-
ляется реакция тримеризации ацетилена. Эта реакция была открыта
в 1868 г. французским химиком Вертело и усовершенствована совет-
ским ученым академиком Н. Д. Зелинским, предложившим использо-
вать в качестве катализатора активированный уголь:

тельной степени отличаются от условии аналогичных превращении
предельных и непредельных углеводородов.
Таблица 15
Важнейшие типы реакций углеводородов
Если в молекуле углеводорода содержатся остатки (радикалы)
углеводородов различных классов, т. е. если углеводород можно пред-
ставить в виде R — R', то такое соединение будет сочетать свойства,
присущие обоим классам углеводородов! Например, толуол СвН6—
СН3 будет проявлять все свойства, характерные как для ароматических
углеводородов (радикал СвНб), так и предельных (радикал СН3);
у стирола СвН6—СН=СН2 будут сочетаться свойства непредельных
(остаток этилена СН=СН2) и ароматических (радикал СвНб) углеводо-
родов. Однако важнейшие их свойства будут определяться в первую
очередь наличием групп атомов, наиболее легко претерпевающих хи-
мические превращения. Так, химические свойства бутилена
СН3СН2СН=СН2 будут определяться прежде всего наличием двойной
связи:
Пропилен во всех реакциях проявляет свойства, типичные для этиленовых
соединений (как и бутилен), но при высокой температуре (условия свободнорадикаль-
ных реакций) он может хлорироваться подобно предельному углеводороду:
Одним из наиболее ярких примеров сочетания свойств различных классов угле-
водородов является гомолог бензола — толуол. Для него, как и для любого гомолога
234
Класс углеводородов
Предельные
Непредельные
Ароматические
Реакции замещения
Протекают с трудом (при
нагревании или при осве-
щении)
—
Протекают легко (при ком-
натной температуре, в при-
сутствии катализатора)
Реакции присое-
динения
—
Протекают лег-
ко
Протекают с
трудом
Отношение к
окислителям
Окисляются о
трудом
Окисляются
очень легко
Окисляются
трудно
В то же время бутилен может вступать в реакцию дегидрогенизации, более ха-
рактерную для предельных углеводородов:

ароматического углеводорода, наиболее характерны реакции ароматического заме-
щения — нитрование, бромирование в бензольное ядро, которое происходит при
комнатной температуре в присутствии катализатора:
Можно отметить, что метильная группа влияет на свойства ароматического
ядра — реакции замещения для толуола происходят в более мягких условиях, чем
для бензола. В то же время толуол довольно легко вступает в реакцию свободнора-
дикального хлорирования в радикал предельного углеводорода, т. е. в метильную
группу, причем фенильное ядро тоже влияет на легкость протекания этого процесса:
Как уже отмечалось, при реакциях окисления гомологов бензола затрагиваются
только остатки предельных углеводородов, причем окисление происходит легче,
чем окисление предельных углеводородов.
ГЛАВА XXIII
ПРИРОДНЫЕ ИСТОЧНИКИ УГЛЕВОДОРОДОВ
§ L ПРИРОДНЫЙ ГАЗ, НЕФТЬ, КАМЕННЫЙ УГОЛЬ
Основными источниками углеводородов в технике и промышлен-
ности служат природный газ, нефть и каменный уголь.
Природный газ широко распространен. В состав природ-
ного газа обычно входит 95—98% метана, 2—3% его ближайших го-
мологов (этан, пропан, бутан), небольшое количество сероводорода,
азота, паров воды. В Советском Союзе большие месторождения при-
родного газа расположены в Поволжье (Саратов), Средней Азии, на
Северном Кавказе (Ставрополь), Украине (Дашава). Разработка этих
месторождений была начата только после Октябрьской революции.
Природный газ по газопроводам (Саратов — Москва, Дашава —
Киев и др.) направляют на химические заводы и комбинаты.
Природный газ является не только дешевым топливом с высокой
теплотворной способностью, но и служит ценным химическим сырьем.
Разложение метана при высоких, температурах (пиролиз) приводит
к образованию ацетилена, водорода и сажи (см. гл. XX, § 2):
2СН4 75оо°* С2Н2 + ЗН2,
СН« 2000о С + 2Н2.
235

Хлорирование метана дает моно- и полихлорпроизводные, которые
используются как химическое сырье в синтезе красителей, ядохимика-
тов и растворителей. Некоторые из них (СНС13, С2НбС1) применяются
в медицине; галогенопроизводные метана и этана, содержащие фтор
и хлор, используются как хладоагенты в холодильниках. При катали-
тическом окислении углеводородов, входящих в состав природного га-
за, можно получить метанол, формальдегид и уксусную кислогу
(см. гл. XX, § 2). Неполным окислением метана получают окись угле-
рода, которую перерабатывают в искусственное моторное топливо, му-
равьиную и щавелевую кислоты и т. д.
Нефть. Советский Союз по запасам нефти занимает одно из
первых мест в мире.
Крупнейшие нефтяные месторождения в СССР расположены
на Кавказе (Баку, Грозный), Южном Урале, Украине, в Средней
Азии, Поволжье и на Сахалине. В последние годы нефтяные место-
рождения обнаружены в Сибири.
По своему составу нефть представляет собой сложную смесь ор-
ганических веществ. Основную массу нефти составляют углеводороды
различных типов: предельные, или парафины (грозненская и западно-
украинская нефть), циклопарафины, или нафтены (бакинская и эм-
бенская нефть), ароматические (уральская нефть). Наиболее распро-
странена смешанная нефть, содержащая углеводороды разных клас-
сов. Кроме углеводородов в состав нефти обычно входят небольшие
количества кислород-, серу- и азотсодержащих веществ. Обычно нефти
сопутствуют природные газы. По внешнему виду нефть представляет
собой жирную на ощупь жидкость коричневого или почти черного
цвета. Нефть обычно легче воды. Запах нефти определяется ее химиче-
ским составом.
Основным способом первичной переработки нефти является пере-
гонка. После отделения попутных газов и воды нефть перегоняют в рек-
тификационных колоннах, позволяющих разделить углеводороды
нефти по их температурам кипения. Обычно при перегонке собирают
следующие фракции: бензин (40—200°), лигроин (120—240°), керосин
и газойль (150—310°).
После отгонки этих фракций остается мазут, который подвергается
перегонке под уменьшенным давлением или перегонке с водяным па-
ром. В результате дополнительной перегонки получают смазочные
масла различных типов (автотракторные, авиационные, дизельные
и др.). Из некоторых сортов нефти после этого выделяют вазелин и твер-
дые парафины.
После перегонки остается смолистая масса, носящая название гуд-
рона, используемая для асфальтирования автомагистралей и улиц.
Отдельные фракции, полученные при перегонке нефти, используют
как авиационное и автомобильное топливо (бензины с /кип 40—180°—
доя самолетов, бензины с *кип 50—200°— для автомашин), как дизель-
ное топливо и топливо для реактивных двигателей (лигроин и керосин,
некоторые сорта масел, газойль). Легкокипящие фракции применяются
з качестве растворителей. Более высококипящие фракции нефтепро-
236

дуктов (керосин, лигроин, масла) подвергают вторичной химической
переработке. Характер химической переработки в значительной сте-
пени зависит от состава нефти. Основными способами переработки вы-
сококипящих (тяжелых) фракций нефтепродуктов, полученных при
перегонке парафинистых и нафтеновых нефтей, являются крекинг
и ароматизация.
Крекинг нефтепродуктов проводят для получения низкокипящих
углеводородов (бензины) из высококипящих. В процессе крекинга
происходит расщепление углеводородов, содержащих 10—20 атомов
углерода, на углеводороды с 5—10 атомами углерода. Название кре-
кинг происходит от английского глагола to crak — раскалывать, рас-
щеплять, разбивать. При обычной перегонке нефти удается получить
не больше 15—20% бензина. Крекинг позволяет повысить количество
этого топлива в несколько раз. В технике используется два вида кре-
кинга — термический и каталитический.
Термический крекинг — нагревание нефтепродуктов под давле-
нием 15—60 am до 400—600°; так, крекинг мазута и гудрона при 400—
500° дает ~15% бензина, керосина и солярового масла, крекинг соля-
рового масла и газойля при 500—600° дает до 50% бензина. При терми-
ческом крекинге образуется довольно много непредельных соединений,
плохо выдерживающих хранение. Поэтому крекинг-бензины часто
подвергают дополнительной химической обработке — процессам гид-
рирования.
Помимо термического крекинга в промышленности широко ис-
пользуется каталитический крекинг, т. е. нагревание нефтепродуктов
до 300—500° в присутствии катализаторов (А1С13 и алюмосиликаты).
При каталитическом крекинге получается гораздо меньшее количество
непредельных углеводородов, а среди предельных преобладают угле-
водороды с разветвленным углеродным скелетом молекул. Такие
соединения обычно обладают более низкими температурами кипения
и являются более ценным топливом для двигателей внутреннего сго-
рания.
Другим способом переработки нефтепродуктов, полученных при
перегонке парафинистых и нафтеновых нефтей, служат процессы де-
гидрогенизации и ароматизации: при нагревании тяжелых фракций
нефтепродуктов в присутствии окислов платины и молибдена парафино-
вые и циклопарафиновые углеводороды, содержащие 6—8 атомов уг-
лерода в молекуле, превращаются в ароматические углеводороды.
Большое значение как топливо и химическое сырье имеют попут-
ные газы и газы крекинга нефти. Попутными газами
называются предельные углеводороды, содержащие 1—5 атомов угле-
рода, которые под землей, в условиях повышенного давления обычно
растворены в нефти. Эти газы состоят главным образом из пропана и бу-
танов и выделяются из нефти как в процессе добычи, так и при ее пере-
гонке. В процессе крекинга нефти также образуется довольно большое
количество предельных и непредельных углевод(?родов. Попутные газы
и газы крекинга обычно подвергают перегонке при низких температу-
рах, выделяя из них индивидуальные углеводороды. Пропан-бутановая
237

фракция используется в виде сжиженного газа как топливо и служит
ценным химическим сырьем. Из пропана и бутана при химической пере-
работке получают пропилен, бутилены и бутадиен, которые используют
для синтеза пластмасс и каучуков. Кроме того, пропан и бутан подвер-
гают хлорированию, окислению и другим химическим превращениям,
что дает разнообразные химические реактивы и растворители.
Уголь. Одним из важнейших источников углеводородов и дру-
гих более сложных органических веществ является ископаемый уголь.
Уголь образовался при разложении органических растительных остат-
ков, происходившем в толще земли в течение многих миллионбв лет.
В СССР имеется много месторождений угля (Донбасс, Кузбасс,
роркута и т. д.). Сорта каменного угля различаются содержанием ор-
ганических веществ, серы, зольных примесей и т. д.
Основным процессом переработки угля: является коксование,
т. е. нагревание его до температуры 1000—1200° без доступа: воздуха.
Коксование проводят в специальных коксовых печах, соединенных
в коксовые батареи. В результате этого прецеееа образуется кокс,
каменноугольная смола, аммиачная вода и коксовый газ'.
В состав коксового газа входит 50—66% водвред*, метан, этилен,
окись углерода и другие газы. Коксовый газ частично используют как
топливо для обогревания коксовых печей й главным образом подвер-
гают химической переработке. Водород, остающийся при глубоком
охлаждении коксового газа газообразным, часто идет на синтез ам-
миака.
Аммиак, содержащийся в аммиачной воде, перерабатывают на
азотные удобрения (сульфат аммония).
Каменноугольная смола содержит большое количество разнооб-
разных ароматических соединений. Ее подвергануг перегонке на
ректификационных колоннах и выделяют фракции, содержащие
ароматические углеводороды (бензол, толуол, ксилол, нафталин),
фенолы, азотсодержащие соединения и ряд других веществ, которые
находят широкое применение в химической промышленности для син-
теза лекарств, красителей, пластмасс и т. д. Остающийся после раз-
гонки каменноугольной смолы пек используют часто для получения
беззольного кокса, применяемого для электродов (например, при
производстве алюминия).
В течение длительного времени каменный уголь и сырая нефть ис-
пользовались как топливо. До революции в нашей стране практиче-
ски не было отечественных заводов по переработке нефти и угля.
Д. И. Менделеев в своих статьях неоднократно выступал против хищ-
нического истребления и использования нефтяных запасов. Он писал:
«Нефть не топливо! Топить можно и ассигнациями»,— подчеркивая
ценность нефти как химического сырья. После Великой Октябрьской
революции в нашей стране была создана мощная нефтеперерабатываю-
щая промышленность, полностью обеспечивающая потребности народ-
ного хозяйства СССР.
238

КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ ОРГАНИЧЕСКИЕ
СОЕДИНЕНИЯ
ГЛАВА XXIV
СПИРТЫ И ФЕНОЛЫ
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ О КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИХ СОЕДИНЕНИЯХ
Огромное число органических соединений содержит в своем составе
кислород. К числу кислородсодержащих соединений, состоящих только
из атомов углерода, водорода и кислорода, относятся спирты, фенолы,
альдегиды, карбоновые кислоты, сложные эфиры, углеводы и другие.
Важнейшие химические свойства основных классов органических
соединений обусловлены прежде всего наличием в них определенной
группы атомов, которую принято называть функциональной группой.
Иногда в органических соединениях одновременно содержится не-
сколько функциональных групп, такие соединения относят к числу по-
лифункциональных соединений. Некоторые органические соединения
являются производными одного из основных классов органических
соединений, т. е. их возникновение можно объяснить каким-либо
изменением функции родоначального класса соединений. Например,
сложные эфиры, ангидриды, соли рассматривают как производные кис-
лот, алкоголяты — как производные спиртов.
Для упомянутых выше основных классов кислородсодержащих
соединений характерны следующие функциональные группы:
—ОН функциональная группа спиртов и фенолов
/Р
—С\ функциональная группа альдегидов
функциональная группа карбоновых кислот
хОН
Для углеводов отсутствует какая-либо единственная, характер-
ная только для них функциональная группа. Они относятся к соеди-
нениям со смешанными функциями, к полифункциональным соеди-
нениям. Так, химические свойства простейшего углевода — глюкозы
объясняются наличием в ней одновременно двух функций: спиртовой
и альдегидной.
Легко заметить, что все классы соединений, функциональные
группы которых приведены выше, можно рассматривать как продукты
окисления углеводородов (R — Н). Наименее окисленными из них
являются спирты и фенолы, в которых только одна валентность угле-
родного атома из четырех использована на соединение с атомом кисло-
рода. Альдегиды представляют собой уже более окисленные соедине-
ния, в них углеродный атом дважды соединен с кислородом. Наиболее
239

окисленными соединениями являются кислоты, так как в их молекулах
один атом углерода использовал три свои валентности на соединение
с атомами кислорода. На них как бы завершается процесс окисления,
приводящий к образованию устойчивого к действию окислителей орга-
нического вещества
спирт —► альдегид —► кислота.
В зависимости от степени окисления органического соединения
может быть осуществлено взаимное превращение веществ, принадлежа-
щих к этим классам, либо путем дальнейшего более глубокого окисле-
ния, либо путем обратного процесса — восстановления. Например,
альдегид, занимая по степени окисления промежуточное положение
между спиртами и кислотами, при окислении будет превращаться
в кислоту, а при восстановлении — в спирт. Таким же образом спирт,
являясь наименее окисленным соединением, при действии на него окис-
лителей превращается в альдегид и кислоту; кислоты же — максималь-
но окисленные соединения в этом ряду — можно восстановить в менее
окисленные соединения — спирты.
§ 2. ГОМОЛОГИЧЕСКИЙ РЯД И НОМЕНКЛАТУРА СПИРТОВ
Функциональной группой спиртов является гидроксильная груп*
па — ОН, соединенная непосредственно с углеводородным радикалом
R-OH,
где R — углеводородный радикал.
Органические соединения, содержащие одну или несколько гидро-
ксильных групп, называются спиртами. В зависимости от количества
гидроксильных (функциональных) групп различают спирты одноатом-
ные, двухатомные, трехатомные и т. д. К одному углеродному атому
может быть присоединена только одна гидроксильная группа. Ради*
кал, соединенный с группой ОН, может быть радикалом любого угле*
гсдорода: предельного, непредельного, ароматического. Органические
соединения, в которых группа ОН соединена с ароматическим радика*
лом, носят название фенолов и будут рассмотрены ниже.
Метиловый СНзОН и этиловый С2Н5ОН спирты являются пред-
ставителями предельных одноатомных спиртов. Их можно рассматри*
вать как производные предельных углеводородов — метана и этана*
Этиленгликоль и глицерин являются представителями предель-
ных двух- и трехатомных спиртов:
СН2-СН2 СН2—СН-СН2
I I III
ОН ОН ОН ОН ОН
этиленгликоль глицерин
240

Слово атомный указывает на количество атомов водорода, соеди-
ненных в молекуле спирта с кислородом, иными словами на количество
гидроксильных групп.
Простейшие спирты — предельные одноатомные спирты. Они рас-
полагаются в следующий гомологический ряд:
Формула Название /иип, °С
R-OH
СН3ОН метиловый (метанол) 64,7
СН3—СН2ОН этиловый (этанол) 78,3
СН3—СН2—СН2ОН пропиловый (пропанол) 97,2
СН3—СН2—СН2—СН2ОН бутиловый (бутанол) 118,0
СН3—СН2—СН2—СН2—СН2ОН амиловый (пентанол) 137,8
СН3—СН2—СН2—СН2—СН2—СН2ОН гексиловый (гексанол) 155,7
и т. д.
Здесь, так же как и в любом другом гомологическом ряду, каждый
следующий член ряда отличается от предыдущего на гомологическую
разность СН2 труппу.
Названия спиртов слагаются из названия радикала углеводорода,
соединенного с группой — ОН, с добавлением слова спирт, или
добавлением окончания ол к названию соответствующего углеводо-
рода.
Каждый член гомологического ряда можно рассматривать как
производное предельного углеводорода с тем же числом углеродных
атомов, в котором 1 атом водорода замещен гидроксильной группой*
Таким образом, исходя из общей формулы предельных углеводородов,
легко написать общую формулу предельных одноатомных спиртов
С„Н2л+2 С„Н2и+1ОН или С„Н2л+20
общая формула общая формула
предельных углеводородов предельных одноатомных спиртов
Число возможных изомеров в ряду предельных одноатомных
спиртов значительно больше, чем в ряду соответствующих им предела
ных углеводородов (табл. 16).
Таблица 16
Число изомеров в ряду предельных углеводородов и предельных
одноатомных спиртов
Углеводород
с3н8
QH10
0>н12
QH14
Число изомеров | Спирт
1
2
3
5
и т. д.
С3Н7ОН
С4Н9ОН
свнпон
свн18он
Число изомеров
2
4
8
17
241

Это явление объясняется тем, что изомерия в ряду предельных
одноатомных спиртов может быть вызвана не только изменением
углеродного скелета (разветвлением цепи углеродных атомов), как
это имеет место в предельных углеводородах, но и различием в поло-
жении функциональной (гидроксильной) группы при одном и том же
углеродном скелете.
Изомерными соединениями с общей формулой С4Н9ОН будут сле-
дующие:
Словами первичный, вторичный, третичный указывается место
гидроксильной группы (у первичного, вторичного или третичного угле-
родного атома).
Первый и третий изомеры отличаются друг от друга степенью
разветвления углеродного скелета, в то время как различие между
первым и вторым, а также третьим и четвертым изомерами состоит
в ином расположении гидроксильной группы.
В случае спиртов с большим числом углеродных атомов число изо-
меров сильно возрастает, так как увеличивается число возможных
изменений в разветвлении углеродного скелета, а также и число воз-
можных размещений гидроксильной группы.
Для названия изомеров с большим числом углеродных атомов
применяют более сложные системы наименований.
§ 3. СВОЙСТВА И ПОЛУЧЕНИЕ СПИРТОВ
Физические свойства. Спирты с малым числом угле-
родных атомов — жидкости; спирты, содержащие свыше 15 углерод-
ных атомов,— твердые вещества. Температуры кипения спиртов
одинакового строения (например, нормальных первичных спиртов)
постепенно увеличиваются с возрастанием числа атомов углерода
в молекуле спирта. Первые члены гомологического ряда смешиваются
242

с водой в любых соотношениях; по мере увеличения молекулярного
веса растворимость спиртов в воде уменьшается.
Если сравнить формулу спиртов R — ОН с формулой воды Н—ОН,
можно заметить некоторое подобие их (спирты являются как бы про-
изводными воды, в которой атом водорода замещен углеводородным ра-
дикалом). Однако сходство спиртов с водой не только в их строении.
Известно, что вода имеет сравнительно высокую температуру кипения
(100°) по сравнению с соединениями соседних с водородом элементов
периодической системы (например, НС1, H2S, NH3— газы). Как мы
знаем, причиной относительно высокой температуры кипения воды
является ассоциация (объединение) ее молекул, т. е. образование
(Н>0)„.
Если сравнить температуры кипения спиртов и соответствующих
им предельных углеводородов или галогенопроизводных, обращает
на себя внимание сравнительно высокая температура кипения спиртов:
Соединение СН4 СН3С1 СН3Вг СН3ОН
'ккп* *С -162 -23,7 +4,5 +65
Соединение С2Н6 С2НбС1 С^Вг С2Н6ОН
'кип> еС -87 +12,5 +38 +78
Так же как и в случае воды, причиной аномально высокой тем-
пературы кипения спиртов является молекулярная ассоциация, обус-
ловленная слабыми водородными связями, т. е. связями между атомом
водорода одной молекулы и атомом кислорода другой:
Rv Rv Rx
хО-Н хО-Н........ Ч)-Н...
На разрушение водородных связей должна быть затрачена тепло-
вая энергия, это и влечет за собой сравнительно высокие, температуры
кипения спиртов. Энергия водородной связи значительно меньше
энергии ковалентной простой связи или .двойной связи. Для
разрушения связи С—Н требуется 87 ккал/моль, С—С связи
82,6 ккал/моль, С=С связи — 145,8 ккал/моль, водородной связи спир-
тов — 4—5 ккал/моль.
Вследствие малой величины энергии водородных связей послед-
ние мало изменяют химические свойства веществ (в частности, спиртов)
и влияют только на некоторые физические свойства. При испарении
спиртов водородные связи разрушаются.
Химические свойства. Спирты при обычных способах
определения кислотности, например при помощи индикаторов, пока-
зывают подобно воде нейтральную реакцию. Лакмус, фенолфталеин
не изменяют окраску в присутствии спирта.
Все связи в молекуле спирта ковалентны. Электронное строение
спиртов, например этилового, можно выразить следующим образом:
НН
Н:С:С:*6: Н
НН "
243

Электронная пара, соединяющая атом кислорода с атомом водо-
рода, смещена к атому кислорода вследствие большей электроотрица-
тельности кислорода (вспомните положение кислорода в периодической
системе и его склонность к присоединению электронов). Благодаря
этому смещению водород, присоединенный к кислороду, становится
отличным от всех остальных атомов водорода в молекуле спирта.
Это отличие проявляется в том, что связь между атомами кислорода
и водорода менее прочная, чем связи между углеродными и водород-
ными атомами. Следствием этого является, например, способность
атома водорода гидроксильной группы спиртов замещаться металлом.
Таким образом, введение одного атома кислорода привело к появлению
нового свойства, заметно отличающего свойства спиртов от свойств пре-
дельных углеводородов, производными которых они являются.
Наличие атома кислорода в молекуле спиртов приводит и к другим
особенностям в свойствах спиртов. Так, в отличие от предельных угле-
водородов, устойчивых к таким окислителям, как КМп04, КгСт2019
спирты сравнительно легко окисляются этими веществами. Именно
влиянием атома кислорода можно объяснить тот факт, что окисление
спиртов направляется всегда в то место молекулы, где окисление уже
было начато (т. е. окисляются водородные атомы, соединенные с тем
атомом углерода, при котором находится гидроксильная группа).
Функциональная (гидроксильная) группа спиртов определяет
важнейшие химические свойства веществ этого класса. Химические
свойства спиртов можно разделить на три группы. В одном случае
химические реакции протекают с участием водородного атома гидро-
ксильной группы, а в другом — реакции сопровождаются отщеплением
гидроксильной группы, и, наконец, третий тип химических пре-
вращений спиртов связан с участием наряду с гидроксильной группой
водородных атомов ближайшего или следующего за ним углеродного
атома.
К первой группе свойств относится взаимодействие спиртов с ак-
тивными металлами и кислотами. Спирты реагируют со щелочными
(или щелочноземельными) металлами, образуя соединения, называемые
алкоголятами (алкоголь — спирт):
2ROH + 2Na -* 2RONa + H2,
CH8ONa — метилат натрия, C2H6ONa — этилат натрия, С3Н7ОК —
пропилат калия и т. д.
Алкоголяты — твердые кристаллические вещества, обладающие
свойствами щелочей. При действии воды они разлагаются на спирт и со-
ответствующую щелочь:
RONa + HOH 7? ROH + NaOH.
Реакция при этом почти полностью смещена в сторону образования
спирта и едкого натра, поэтому обычным путем получить алкоголят,
действуя на спирт едким натром, нельзя, так как выделяющаяся вода
будет разлагать алкоголят.
т

При взаимодействии с кислотами (азотной, серной) спирты обра-
зуют соответствующие сложные эфиры (азотной, серной кислот):
RO Н + НО N02 Zl R —О— N02 + Н20.
азотная сложный эфир
кислота азотной кислоты
Двухосновная серная кислота может давать два ряда сложных
эфиров — кислые и средние (полные):
ROH + HOS02OH П ROS02OH + НаО,
серная кислота кислый эфир
серной кислоты
ROH + HO.SO.OH +HOR ^ R—О—S02—О—R-f 2H20.
средний эфир серной
кислоты
Реакция между спиртом и кислотой, приводящая к образованию
сложного эфира и воды, называется реакцией этерификации. Вследствие
обратимости реакция этерификации обычно проводится с концентри-
рованными кислотами.
Аналогично проходит реакция спиртов с органическими кисло-
тами с образованием соответствующих сложных эфиров органических
.кислот:
CH3COOH + HOR ^ СН3СО—О—R+-H.O.
уксусная сложный эфир
кислота уксусной кислоты
К числу характерных реакций спиртов, в которых принимает
участие вся гидроксильная группа, можно отнести взаимодействие
спиртов с галогеноводородными кислотами (бромнстоводородной кис-
лотой, хлористым водородом). Так, при кипячении спирта со смесью
бромистого натрия и серной кислоты получается соответствующее
монобромпроизводное углеводорода и вода:
кислота
ROH + НВг ;= " RBr + НаО.
щелочь
Реакция взаимодействия спиртов с галогеноводородными кисло-
тами обратима. При избытке кислоты она идет в сторону образования
галогенопроизводного, в присутствии щелочи можно осуществить
реакцию в обратном направлении.
К третьей, наиболее сложной группе свойств спиртов относится
окисление и дегидратация спиртов. В качестве окислителей спиртов
можно использовать марганцовокислый калий (КМп04), хромовую
смесь (K2Cr207+H2S04), кислород воздуха в присутствии катализато-
ров (меди, платины). Во всех случаях действие кислорода направлено
на тот атом углерода, к которому присоединена гидроксильная группа.
Так, окисление метилового и этилового спиртов можно представить
246

следующим образом:
В квадратных скобках указана формула вещества, образование
которого можно предположить в первый момент реакции. Это вещество
не может быть устойчивым, так как в нем при одном углеродном
атоме содержится две гидроксильных группы. Оно превращается в бо-
лее устойчивое вещество — альдегид, отщепляя при этом молекулу
воды.
Окисление вторичных спиртов происходит аналогично, но продуктами окисле-
ния будут вещества, относящиеся к классу кетонов.
Кетоны — соединения, изомерные альдегидам (подробнее о них см. гл.
XXV, § 1).
Так, окисление вторичного пропилового спирта приводит к образованию про-
стейшего кетона — ацетона, широко используемого как растворитель:
Окисление третичных спиртов идет значительно труднее и сложнее. Оно сопро-
вождается разрывом С—С связи.
В результате окисления спиртов количество атомов кислорода
в молекуле альдегида (или кетона) остается таким же, как и в моле-
куле исходного спирта. Реакция окисления по существу состоит в от-
щеплении от молекулы спирта двух атомов водорода и окислении их
в воду:
СН3СН2ОН -+ СН3СНО + Н20,
С„Н2„+1ОН ->СлН2„0 + Н20.
спирт альдегид
Несмотря на то что в молекуле альдегида абсолютное число атомов
кислорода в сравнении с исходным спиртом не увеличивается, альде-
гиды являются более сильноокисленными органическими соединения-
ми, чем соответствующие им спирты, так как процентное содержание
£46

кислорода в молекуле альдегида больше, чем в спирте, углеродный
атом функциональной группы использовал две валентности на соеди-
нение с кислородом.
Одним из характерных свойств спиртов является дегидратация.
Дегидратацией называется реакция отщепления воды. При нагрева-
нии спиртов с концентрированными H2S04 или Н3Р04, или при про-
пускании паров спирта над окисью алюминия и некоторыми другими
катализаторами происходит дегидратация спиртов, которая может
протекать в двух направлениях:
В первом случае отщепление воды происходит от одной молекулы
спирта, во втором — от двух. В зависимости от этого при дегидратации
спиртов получаются либо непредельные углеводороды ряда этилена,
либо простые эфиры *. Обычно имеют место оба эти направления, но
путем создания условий реакции можно направить ее преимущественно
в одном из них; например более высокая температура (>140°) благо-
приятствует образованию непредельного углеводорода. На направле-
ние реакции дегидратации оказывает влияние и строение спирта. Так,
третичные спирты при дегидратации в основном дают непредельные
углеводороды.
При дегидратации вторичных спиртов водород отщепляется от
углеродного атома, содержащего меньшее количество атомов водорода:
СН3—СН-СН—СН8 —^ СН3-СН = СН— СН3 + Н20.
I I г бутилен
] I . (бутен-2)
|ОН Н|
вторичный бутиловый
спирт
Спирты, как и большинство других органических соединений,
горят с образованием углекислого газа и воды **:
СН3ОН + 202 -+ СОа + 2Н20.
* Простые эфиры — органические соединения, в которых два углеводородных
радикала соединены между собой атомом кислорода R—О—R.
** Горение можно рассматривать как более глубокий процесс окисления. Напри-
мер, окисление метилового спирта по стадиям можно выразить следующей схемой!
247

Получение. Вследствие большой устойчивости предельных
углеводородов к окислителям получить из них спирты довольно трудно.
Обычно используют реакцию предельных углеводородов с галогенами,
протекающую очень легко с образованием галогенопроизводных. Мо-
ногалогенопроизводные предельных углеводородов далее легко пре-
вращаются в спирты под действием водных растворов щелочей:
^/|"гя+2 7Г* СлН2л+1С1 NaOH' ^/iH2n+1OH.
cu н,о
Одним из важнейших методов получения спиртов (с малым числом
углеродных атомов) является гидратация непредельных углеводоро-
дов под влиянием катализаторов (гл. XXI, § 2):
сн2=сн2 + н2о ——- сн3—сн2он.
2 2 12 К01Щ HiS04 3 2
Для получения этилового спирта и ближайших его гомологов ис-
пользуется также брожение сахаристых веществ.
Метиловый спирт. Метиловый спирт иногда называют древесным
спиртом, так как он является одним из продуктов сухой перегонки дерева. Он пред-
ставляет собой жидкость, смешивающуюся с водой во всех отношениях, ядовит (вы-
зывает слепоту, в больших дозах смертелен).
Все сказанное выше о свойствах предельных одноатомных спиртов относится и
к метиловому спирту — первому члену гомологического ряда. Исключение составляет
дегидратация, которая вследствие наличия в молекуле метилового спирта одного
атома углерода может идти только в одном направлении — в сторону образования
простого (диметилового) эфира.
Специфическим методом получения метилового спирта является его синтез на
основе водяного газа при 200 am с катализатором (окись цинка, окись хрома):
СО + 2Н2 ► СН3ОН.
i z 300°
Метиловый спирт широко используется как растворитель при приготовлении
лаков, а также в органическом синтезе для получения формальдегида, некоторых
красителей, фармацевтических препаратов, фотореактивов.
§4. ЭТИЛОВЫЙ СПИРТ
Этиловый спирт — типичный представитель класса предельных
одноатомных спиртов, поэтому для него характерны все рассмотренные
выше свойства веществ этого класса.
Этиловый (винный) спирт — жидкость, легче воды, ^„п^^З0,
смешивается с водой в любых соотношениях, является растворителем
многих неорганических и органических веществ. Чистый этиловый
спирт, поступающий в продажу, носит название спирта-ректификата
и содержит 96%" спирта и 4% воды.
Наиболее старый метод получения этилового спирта — брожение
сахаристых веществ в отсутствие кислорода воздуха. В качестве
сырья при этом используют отходы производства свекловичного са-
хара, которые содержат сахаристые вещества в свободном состоянии,
а также картофель и отходы древесины, содержащие большие количе-
ства полисахаридов — крахмала и клетчатки. Последние неспособны
непосредственно подвергаться брожению, поэтому их сначала превра-
248

щают кипячением с кислотой в сахаристые вещества, которые затем
подвергают брожению. Брожение протекает под влиянием ферментов
дрожжей.
Реакцию брожения сахаристого вещества, например глюкозы,
можно выразить следующим суммарным уравнением:
С.Н1Я0§ — 2С02 + 2С2НбОН.
Получение этилового спирта из отходов древесины является одним
из важнейших современных методов, так как при этом используется
дешевое, доступное, непищевое сырье. Большое значение в настоя-
щее время приобретает синтетический способ получения этилового
спирта на основе газов крекинга — каталитическая гидратация
этилена при температуре 280—300° и давлении 70—80 am:
СН.-СН.+И.О Jl!!!f!ilT^ CH3-CH4OH.
Этиловый спирт имеет широкое применение. Большие количества
его используются в качестве сырья для синтеза бутадиена, исходного
сырья при получении каучука. Спирт идет также для производства
эфира, хлороформа, искусственных фруктовых эссенций. Этиловый
спирт как растворитель применяется в производстве лаков, лекарст-
венных препаратов, в парфюмерии.
§5. ЭТИЛЕНГЛИКОЛЬ И ГЛИЦЕРИН
Этиленгликоль и глицерин — представители многоатомных спир-
тов:
НОСН2 —СН,ОН СН2ОН—СНОН—СН2ОН
этиленгликоль глицерин
Этиленгликоль и глицерин — бесцветные жидкости, сладкого
вкуса, очень гигроскопичны, смешиваются с водой в любых соотноше-
ниях. Поскольку в их молекулах имеются функциональные (гидро-
ксильнце) группы спиртов, для этиленгликоля и глицерина будут ха-
рактерны химические свойства, перечисленные выше для предельных
одноатомных спиртов. Так, натрий замещает водород гидроксильных
групп этиленгликоля и глицерина, и тот и другой образуют сложные
эфиры с азотной кислотой (обладают взрывчатыми свойствами):
СН2—О—N02 CH2—О—N02
! I
СН2-0—N02 СН-О— N02
сложный эфир I
азотной кислоты v>tt2—vJ—iN^o
этиленгликоля
сложный эфир азотной кислоты
глицерина (нитроглицерин) *
* Название нитроглицерин не является правильным. Нитросоединениями назы-
ваются органические соединения, в которых N02 группа (нитрогруппа) присоединена
непосредственно к углеродному атому. В нитроглицерине N02 группа присоединена
к углеродному атому через кислород.
249

Этиленгликоль и глицерин образуют сложные эфиры с органиче-
скими кислотами. В природе сложные эфиры глицерина и органических
кислот встречаются в виде жиров.
Однако наличие в молекулах этиленгликоля и глицерина несколь-
ких гидроксильных групп приводит к появлению некоторых особен-
ностей в их свойствах (результат взаимного влияния атомов в моле-
куле). Так, в отличие от предельных одноатомных спиртов водородные
атомы гидроксильных групп этиленгликоля и глицерина становятся
более подвижными и могут замещаться металлом даже при взаимодей-
ствии этих спиртов с основаниями. Особенно наглядной реакцией та-
кого типа является реакция глицерина с гидратом окиси меди, в ре-
зультате которой появляется синяя окраска глицерата меди:
СН2ОН СН2Оч
| НОч | )Си + 2Н20
СНОН + )Си — СНО /
I ШУ I
СН2ОН СНаОН
Этиленгликоль может быть получен при окислении, этилена рас-
твором КМп04:
СНа = СН2 + [О] + Н.О —СН2 -GH,..
I I •
ОН ОН
Глицерин получают омылением жиров — сложны,* эфиров глице-
рина и высших одноосновных (жирных) кислот. Есть и другие методы
получения глицерина, основанные на использовании газов крекинга
(пропилена) нефти.
Этиленгликоль и глицерин имеют большое и разнообразное техни-
ческое применение. Они используются для приготовления антифризов—
водных растворов, не замерзающих при низких температурах, приме-
няемых для охлаждения двигателей внутреннего сгорания автомобилей.
Эфиры азотной кислоты этиленгликоля и глицерина идут на полу-
чение динамитов. Этиленгликоль используют для получения искусст-
венного волокна «лавсан». Глицерин широко применяется в медицине
для приготовления различных мазей, в кожевенном производстве для
предохранения кожи от высыхания, в пищевой промышленности,
в синтезе жиров.
§ в. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ О ФЕНОЛАХ
Фенолами называются гидроксильные производные ароматических
углеводородов, у которых функциональная (гидроксильная) группа
присоединена непосредственно к углеродному атому бензольного ядра.
В зависимости от числа гидроксильных групп различают фенолы
одно-, двух- и трехатомные. Если в бензольном ядре имеются несколько
гидроксильных групп, различное их положение относительно друг
250

друга объясняет существование изомеров в ряду фенолов
§7. ФЕНОЛ
Свойства и получение фенола
Физические свойства. Простейший представитель
одноатомных фенолов — фенол или карболовая кислота СвНбОН. Это
твердое кристаллическое бесцветное вещество (/пл42°), обладающее
характерным запахом. При хранении фенол вследствие медленного
окисления кислородом воздуха краснеет. При обыкновенной темпера-
туре малорастворим. в воде, при нагревании растворимость резко
возрастает (при 60* фенол смешивается с водой в любых отношениях).
Ядовит, при попадании на кожу вызывает ожоги.
Химические свойства. Функциональной группой фе-
нолов, так же как и спиртов, является гидроксильная группа. Следова-
тельно, фенолы должны проявлять свойства, подобные свойствам спир-
тов. Однако в связи с тем, что гидроксильная группа в феноле соеди-
нена с радикалом не предельного, а ароматического углеводорода,
в свойствах фенола появляются некоторые особенности. Вследствие
взаимного влияния гидроксильной группы и ароматического радикала
(фенила) изменяется поведение в химических реакциях как гидроксиль-
ной группы, так и бензольного ядра. Влияние бензольного ядра на гид-
роксильную группу заключается в том, что я-электроны бензольного
ядра частично как бы вовлекают в свою сферу неподеленные электроны
атома кислорода гидроксильной группы, уменьшая электронную плот-
ность у атома кислорода. Вследствие этого уменьшается электронная
плотность между атомами кислорода и водорода. Последний становится
менее прочно связанным с кислородом, более подвижным, чем в пре-
дельных углеводородах. Связь между водородом и кислородом в моле-
куле фенола приближается к ионной связи. Этим объясняется прояв-
ление фенолом кислотных свойств (водород гидроксильной группы в мо-
лекуле фенола замещается металлом не только при действии самих
активных металлов, но и при действии едких щелочей).
С другой стороны, гидроксильная группа оказывает заметное влия-
ние на бензольное ядро, увеличивая подвижность его водородных
атомов в сравнении с подвижностью водородных атомов в бензоле
251

(наибольшему влиянию подвергаются водородные атомы, отмеченные
звездочками):
В отличие от бензола фенол взаимодействует с бромом уже в слабом
водном растворе (3%-ным водным раствором брома — бромной водой)
без нагревания и катализаторов; при этом на бром замещаются сразу
3 атома водорода бензольного ядра.
Причиной повышенной реакционной способности атомов водорода
бензольного ядра в молекуле фенола по отношению к реакциям заме-
щения является отмеченное выше смещение электронной плотности от
атома кислорода. Ряд фактов подтверждает, что увеличение электрон-
ной плотности бензольного ядра благоприятно влияет на легкость
замещения водородных атомов другими атомами или группами атомов
(например, атомами галогенов, N02 группами) и, наоборот, уменьше-
ние электронной плотности бензольного ядра в аналогичных реакциях
уменьшает подвижность водородных атомов (например, нитробензол
нитруется труднее бензола).
Характерные свойства фенола можно разделить на две группы.
Первая группа свойств связана с непосредственным участием в реакции
гидроксильной группы. Вторая группа свойств — реакции замещения
бензольного ядра. К первой группе свойств относится взаимодействие
фенола с натрием и едким натром. При взаимодействии фенола с метал-
лическим натрием происходит выделение водорода и образуется фено-
лят натрия:
Образование фенолята имеет место и при взаимодействии фенола
с едким натром. При приливании к фенолу раствора едкого натра
происходит быстрое исчезновение фенола вследствие образования
растворимого в воде фенолята натрия:
252

Эта реакция является примером реакции нейтрализации. Вслед-
ствие кислотных свойств фенола его называют карболовой кислотой.
Фенол является слабой кислотой (слабее угольной); количество ионов
водорода в его водном растворе очень мало. Соли фенола — феноляты —
разлагаются даже такой слабой кислотой, как угольная (это подтверж-
дает, что угольная кислота сильнее карболовой):-
Ко второй группе свойств фенола можно отнести взаимодействие
фенола с бромной водой, азотной кислотой и формальдегидом. При
приливании бромной воды к фенолу происходит обесцвечивание
бромной воды вследствие образования твердого вещества белого цве-
та — трибромфенола:
При этом происходит замещение трех атомов водорода бензольного
ядра на атомы брома и соответственно выделяется 3 молекулы броми-
стого водорода.
Фенол подобно бензолу вступает в реакцию нитрования — взаимо-
действия с азотной кислотой. В отличие от бензола фенол реагирует
даже с разбавленной азотной кислотой в отсутствие катализатора.
При действии на фенол концентрированной азотной кислотой полу-
чается тринитрофенол:
К этой же группе свойств относится взаимодействие фенола с фор-
мальдегидом СН20. Конечным продуктом такого взаимодействия яв-
ляется высокомолекулярный продукт — фенолформальдегидная смола.
253

Взаимодействие фенола е формальдегидом можно выразить следую-
щими уравнениями:
Получен и е. Важным источником получения фенола является
каменноугольная смола, продукт сухой перегонки каменного угля.
Фенол извлекается из определенных фракций, выделенных при пере-
гонке смолы, растворением в едком натре и последующей обработкой
кислотами.
Одним из синтетических методов получения фенола является по-
лучение его из хлорбензола. Хлорбензол и 7%-ный раствор едкого
натра нагревают при 300° под давлением 150—200 am:
Применение. Фенол находит широкое применение. Он ис-
пользуется в производстве красителей, лекарственных препаратов,
синтетического волокна «капрон», фенолформальдегидных пластмасс.
ВоднТый раствор фенола применяется для дезинфекции — («карболка»).
254

ГЛАВА XXV
АЛЬДЕГИДЫ
§ 1. ГОМОЛОГИЧЕСКИЙ РЯД И НОМЕНКЛАТУРА АЛЬДЕГИДОВ
Функциональная группа альдегидов—С? (группа >С=0
ХН
называется карбонилом).
Альдегиды можно рассматривать как производные углеводородов-
в которых атом водорода замещен альдегидной группой
r_H R-C/
углеводород альдегид
где R — углеводородный радикал.
Исключение составляет простейший (муравьиный) альдегид, в ко-
тором альдегидная группа соединена не с углеводородным радикалом,
а с атомом водорода:
муравьиный альдегид
Альдегиды, производные предельных углеводородов, располага-
ются в следующий гомологический ряд:
Формула Название <кип, °С
Н —C<f муравьиный —19,0
сн,—с/ уксусный + 20,8
СН3—СН2—с/ пропионовый +49,1
/Р
СН3—СН2—СНг—Cf масляный +75,0
ХН
уР
СН3—СН2—СН2— СН3—Of валериановый +102,0
и т. д.
255

Исторически сложившиеся названия альдегидов происходят от
названия кислот, в которые альдегиды легко превращаются при окис-
лении,
Как было указано в гл. XXIV, § 3, окисление первичных спиртов
приводит к образованию альдегидов; при этом молекула спирта теряет
два атома водорода, образующих молекулу воды. Таким образом, зная
общую формулу предельных одноатомных спиртов, легко написать
общую формулу альдегидов:
Эта генетическая связь между спиртами и альдегидами объясняет
происхождение названия альдегидов. Слово альдегид означает спирт\
лишенный водорода, и происходит от соединения двух латинских слов!
алкоголь (спирт) и дегидрогенатус (лишенный водорода).
Обычно общую формулу альдегидов — производных предельных
углеводородов — пишут, выделяя функциональную группу
Изомерия в ряду альдегидов обусловлена только разветвлением
углеродного скелета углеводородного радикала, соединенного с аль-
дегидной группой. Это объясняется тем, что углеродный атом функцио-
нальной группы альдегидов имеет лишь одну неиспользованную
валентность и поэтому может непосредственно соединяться только с од-
ним углеродным атомом. Например, формулу С4Н80 могут иметь только
два альдегида
256

Число изомеров в ряду альдегидов соответствует числу первичных
спиртов с тем же числом углеродных атомов. В приведенном выше при-
мере существование двух изомерных альдегидов с формулой С4НвО
соответствует двум первичным спиртам с четырьмя углеродными ато-
мами (С4Н9ОН)
СН3—СН2—СН2—СН2ОН и СН3—СН—СН2ОН.
I
сн3
Ранее указывалось (гл. XXIV, § 3), что вторичные спирты окисляются анало-
гично первичным (с потерей двух атомов водорода в молекуле спирта) и образуют
при этом кетоны.
Общая формула предельных одноатомных спиртов независимо от их строения
СяН2|,+1 ОН или (С„Н2и+20). Следовательно, общая формула кетонов одинакова с об-
щей формулой альдегидов — СЛН2„0, т. е. альдегиды и кетоны — изомерные соеди-
нения:
CH3CH2C<f CH3-C-CH3
хн и
о
СзНвО С3НвО
альдегид кетон
В отличие от альдегидов в кетонах карбонильная группа соединена с двумя
; углеводородными радикалами:
R-C-R
II
О
Простейшим кетоном является ацетон
О
II
СНз—С—СНз
i один из лучших растворителей,жиров и многих других органических и неорганиче-
? ских веществ.
i
§ 2. ОСОБЕННОСТИ СТРОЕНИЯ АЛЬДЕГИДОВ
Альдегиды кипят при более низкой температуре, чем соответст-
вующие им первичные спирты, что указывает на отсутствие молеку-
лярной ассоциации (отсутствие водородных связей между молеку-
лами) * у альдегидов.
Характерные химические свойства альдегидов обусловлены нали-
чием в них функциональной группы
состоящей из карбонильной группы >С=0 и соединенного с ней атома
водорода. Карбонильная группы >С=0 содержит двойную связь
между углеродным и кислородным атомами.
* Водородные связи обычно имеют место между молекулами, содержащими
группы — ОН
9 Пособие по химии 257

При изложении свойств непредельных углеводородов ряда этилена
(гл. XXI, § 2) отмечалось, что характерная особенность двойной
связи >С=С< состоит в ее склонности к реакциям присоединения.
Совершенно очевидно, что двойная связь между различными атомами—
между атомом углерода и атомом кислорода >С=0 — должна не-
сколько отличаться от двойной связи, соединяющей два атома углерода
>С—С<. Двойная связь в карбонильной группе >С=0 отличается
от двойной >С=С< связи тем, что вследствие большей электроотрица-
тельности кислорода (большего сродства атома кислорода к электронам
вследствие его положения в периодической системе в группе с более
высоким номером) электронная плотность будет неодинаково распре-
делена между атомами углерода и кислорода. Наибольшая плотность
будет на атоме кислорода. Такое смещение электронного облака услов-
но можно выразить стрелкой:
>cLj
Однако основная особенность двойной связи >С=С< сохраняется
и для карбонильной группы >С=0. Наличие карбонильной группы
обусловливает склонность альдегидов к реакциям присоединения.
С другой стороны, ранее отмечалось, что причиной легкого окис-
ления спиртов является присутствие в их молекулах атома кислорода;
при этом действие окислителя обычно направляется в то место моле-
кулы, где окисление уже было начато, т. е. на водородные атомы,
соединенные с углеродом, при котором стоит гидроксильная группа
(гл. XXIV, § 3). Строение альдегидов показывает, что альдегиды
являются более сильно окисленными соединениями, чем соответ-
ствующие им первичные одноатомные спирты. В них углеродный атом
использовал две свои валентности на соединение с атомом кислорода.
Следовательно, в этом случае атом кислорода карбонильной группы
>С=0 будет оказывать еще более сильное влияние на атом водорода,
соединенный с карбонильной группой
ХН
(в случае муравьиного альдегида таких атомов водорода два).
Благодаря этому влиянию атом водорода должен легко подвер-
гаться воздействию даже очень слабых окислителей.
Таким образом, особенности строения функциональной группы
альдегидов позволяют разделить свойства альдегидов на две основные
группы: реакции окисления, связанные с наличием атома водорода
при окисленном (карбонильном) атоме углерода, и реакции присоеди-
нения по двойной связи карбонильной группы >С=0.
258

§ 3. ФОРМАЛЬДЕГИД И АЦЕТАЛЬДЕГИД
Свойства и получение формальдегида и ацетальдегида
Физические свойства. Первый член гомологического
ряда альдегидов — муравьиный альдегид — бесцветный газ (/кип=—19°)
с резким запахом. Его называют также формальдегидом (от латинского
названия муравьиной кислоты). Формальдегид хорошо растворяется
в воде, 35—40%-ный водный раствор его известен под названием
формалина.
Уксусный альдегид (ацетальдегид) — бесцветная, легко летучая
жидкость (4ИП=+2Г), хорошо растворяется в воде, обладает довольно
резким запахом.
Химические свойства. Окисление формальдегида и
ацетальдегида может происходить под влиянием кислорода воздуха
или при действии даже таких слабых окислителей, как аммиачный
раствор окиси серебра или щелочной раствор гидрата окиси меди.
Реакцию альдегидов с аммиачным раствором окиси серебра *
называют реакцией серебряного зеркала вследствие выделения тонкого
слоя серебра на стенках сосуда после реакции.
При окислении альдегиды превращаются в органические (карбо-
новые) кислоты. Так, при слабом нагревании (6Ф—70е) формалина
(водного раствора формальдегида), а также ацетальдегида с аммиачным
раствором окиси серебра (для упрощения в уравнении реакции пишут
окись серебра Ag20) происходит окисление формальдегида в муравьи-
ную ** (НСООН) и ацетальдегида в уксусную ( СН3С<^ ) кислоты:
\ ХОН/
HcZ+Ag.O — H-of +2Ag
муравьиный муравьиная
альдегид кислота
H8C-C<f + AgtO-—H,C-Gf +2Ag
ХН хОН
уксусный уксусная
альдегид кислота
* Для получения аммиачного раствора окиси серебра (в воде окись серебра
нерастворима) обычно используют реакцию между азотнокислым серебром и вод-
ным раствором аммиака:
нрь -*55Г Ag0H ~W[A6(NHsW он
аммиачный раствор
окиси серебра
[Ag (NH5)2] ОН + R - С<^ —* R - COONH4 + NH4OH + Ag
аммонийная соль
органической кислоты
** В муравьиной кислоте сохраняется альдегидная функция, поэтому процесс
взаимодействия с аммиачным раствором окиси серебра может протекать дальше
(см. гл. XXVI, § 2).
9*
259

становятся более подвижными *, а карбонильная группа >С=0
альдегидов способна к реакциям присоединения (гл. XXV, § 2).
С этого и начинается взаимодействие формальдегида с фенолом:
Вновь полученное вещество снова реагирует с формальдегидом,
ватем снова с фенолом и т. д.:
* Наиболее сильному влиянию подвергаются атомы водорода, отмеченные
«вездочками;
262
Образовавшиеся соединения реагируют дальше с фенолом с от-
даеплением молекулы воды:

Пластмассы, полученные на основе фенолформальдегидных смол,
имеют разнообразное применение. Термостойкость, высокая механиче-
ская прочность, водонепроницаемость и ряд других свойств позволяют
использовать их в различных областях народного хозяйства: электро-
технике, радиотехнике, автомобильной и авиационной промышлен-
ности, в быту.
Получение. Общим методом получения альдегидов является
окисление первичных спиртов (гл. XXIV, § 3). Обычно эта реакция
осуществляется пропусканием паров спирта в токе воздуха при повы-
шенной температуре (300°) над медной сеткой (медь при нагревании
на воздухе окисляется до окиси меди, последняя выполняет роль
окислителя; таким образом, медь является переносчиком кислорода):
^°
СН3—СН2—CH2OH + CuO-+CH3—CH2—Gf +Cu + H20.
ХН
Этот метод является промышленным методом получения одного
из наиболее важных альдегидов — формальдегида:
Н Н
Н-С—ОН + ОЮ-^Н—С = 0 + Си + НаО.
I
н
Одним из промышленных способов, получения формальдегида
является окисление метана воздухом при 4Q0k—60©р в присутствии
небольшого количества окиси азота в качестве катализатора:
NO
СН4:+02 ► СНаО + НаО.
Окисление этилового спирта в настоящее время не является методом
получения уксусного альдегида. Наиболее дешевый и вполне доступ-
ный метод основан на реакции, открытой в 1888 г. русским ученым
М. Г. Кучеровым, между ацетиленом и водой в присутствии солей
двухвалентной ртути:
Среди всех альдегидов, производных предельных углеводородов,
наибольшее применение имеют муравьиный и уксусный альдегиды.
* Спирты, в которых гидроксильная группа присоединяется к углеродному
атому, соединенному двойной связью с другим углеродным атомом, являются неустой-
чивыми. Они подвергаются перегруппировке внутри молекулы в более устойчивые
соединения. Так, виниловый спирт СН2=СНОН, образующийся после присоеди-
нения молекулы воды к ацетилену, в результате перегруппировки переходит в уксус-
ный альдегид.
263

Аналогичное превращение альдегидов в карбоновые кислоты
происходит и при нагревании их с гидратом окиси меди:
При этом появляется красный осадок закиси меди.
Кетоны, которые не имеют водородного атома при карбонильной группе
R—СО—R, окисляются значительно труднее альдегидов. Их окисление можно осу-
ществить только действием сильных окислителей (смеси К2Сг207 с серной кислотой).
При этом в отличие от окисления альдегидов окисление кетонов сопровождается
разрывом углеродного скелета и приводит к смеси карбоновых кислот (каждая из них
содержит меньше углеродных атомов, чем в исходном кетоне).
Свойства альдегидов, основанные на реакциях присоединения
по двойной связи карбонильной группы >С=0, довольно разнооб-
разны.
Альдегиды легко присоединяют водород, а также ряд других
веществ, содержащих водород (аммиак, бисульфит натрия—NaHS03,
синильную кислоту — HCN). Присоединение водорода к альдегидам
происходит при пропускании смеси паров альдегида и водорода над
нагретым катализатором — порошком никеля, платины — с образова-
нием соответствующего спирта:
уксусный этиловый
альдегид спирт
Присоединение к альдегидам NH3, NaHS03, HCN идет таким
образом, что в продуктах реакции у кислорода оказывается атом
водорода, а у углерода вся остальная часть молекулы *:
* Уравнения реакции приведены не для запоминания.
260

К числу характерных для альдегидов реакций присоединения
по карбонильной >С=0 группе следует также отнести способность
альдегидов полимеризоваться и вступать в реакции поликонденсации.
Наиболее характерна реакция полимеризации для двух первых членов
гомологического ряда — муравьиного и уксусного альдегидов, особен-
но для муравьиного.
Так при осторожном выпаривании водного раствора формальде-
гида последний полимернзуется с образованием твердого полимера
(СН20)*. Этот процесс можно представить как разрыв одной из связей
карбонильной группы и последующее соединение образовавшихся
при этом осколков молекул (радикалов) друг с другом:
—СН2—О—СН2—О—СНа—О—СН2—... и т. д.
Полимеризация и поликонденсация. Полимеризация и
поликонденсация — процессы, приводящие к образованию высокомолекулярных
веществ. Однако между ними есть существенное различие. При полимеризации
происходит соединение многих одинаковых молекул без выделения в процессе реак-
ции простых молекул новых веществ, и образующееся полимерное вещество имеет
молекулярный вес, равный сумме молекулярных весов реагирующих молекул. При
поликонденсации образование полимерного вещества из низкомолекулярных ве-
ществ (мономеров) сопровождается выделением молекул таких веществ, как Н20,
НС1, NH3 и других, и, следовательно, молекулярный вес полимера не будет равен
сумме молекулярных весов исходных молекул.
Процесс поликонденсации протекает в несколько стадий и может происходить
между органическими соединениями различных классов или соединениями, содержа-
щими несколько различных функциональных групп. Примером таких реакций может
служить взаимодействие формальдегида с фенолом (фенолформальдегидные смолы),
аминокислот друг с другом (образование полипептидов), взаимодействие ароматиче-
ской двухосновной фталевой кислоты с этиленгликолем и глицерином (глифталиевые
смолы) и ряд других.
Звенья сложной цепи, образующейся в результате поликонденсации, могут
связываться между собой через атомы углерода, кислорода, азота или серы.
Процессы поликонденсации обычно протекают под влиянием катализаторов.
Часто роль катализаторов выполняют кислоты или щелочи.
Большое практическое значение имеет реакция поликонденсации
формальдегида с фенолом, протекающая при нагревании в присутствии
кислоты или щелочи. Продуктом реакции является фенолформальде-
гидная смола, составляющая основу важнейшего типа пластмасс —
фенолформальдегидных пластмасс.
Как указывалось ранее (гл. XXIV, § 6), вследствие взаимного
влияния атомов в молекуле фенола атомы водорода бензольного ядра
261

Применение. Огромное количество формальдегида исполь-
зуется в производстве пластмасс. Формальдегид обладает способностью'
изменять белковые вещества, делая их непроницаемыми для воды
и предохраняя их от гниения. На этой особенности основано исполь-
зование его для дубления кожи, для консервирования анатомических
препаратов. В сельском хозяйстве формальдегид применяется как
дезинфицирующее средство при травлении семян.
Уксусный альдегид применяется для получения уксусной кисло-
ты, а также в разнообразных синтезах органических соединений.
ГЛАВА XXVI
КАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ
§ 1. ГОМОЛОГИЧЕСКИЙ РЯД И НОМЕНКЛАТУРА КАРБОНОВЫХ КИСЛОТ
Функциональная группа карбоновых кислот
носит название карбоксильной группы. Она представляет собой сочета-
ние двух групп: карбонильной, >С=0, и гидроксильной, —ОН.
Отсюда и произошло слово карбоксил (карбонил+гидроксил).
Соединения, содержащие одну или несколько карбоксильных групп,
называются карбоновыми кислотами. Они часто встречаются в при-
роде и образуются в результате многих органических синтезов.
Карбоновые кислоты — продукты окисления альдегидов, которые
в свою очередь являются продуктами окисления спиртов. Спирты
представляют собой частично окисленные углеводороды. Таким обра-
зом, на кислотах как бы завершается процесс последовательного
окисления (с сохранением углеродного скелета) в следующем ряду
органических соединений:
углеводород —► спирт —^альдегид —► кислота
Карбоновые кислоты можно рассматривать как производные
углеводородов, в которых атом водорода замещен карбоксильной
группой
R—н r—of
углеводород карбоновая кислота
где R — может быть радикалом предельного, непредельного, аромати-
ческого углеводородов.
Известно, что основность кислот определяется числом атомов
водорода в кислоте, способных замещаться металлом. Такой способ-
ностью обладают те атомы водорода, которые присоединены к кисло-
264

роду. В карбоновых кислотах к кислороду присоединен только тот
атом водорода, который входит в карбоксильную группу. Следова-
тельно, основность карбоновых кислот будет определяться количест-
вом функциональных карбоксильных групп.
Кислоты, в молекуле которых содержится одна карбоксильная
группа, называются одноосновными, или монокарбоновыми кислотами.
Кислоты, в молекулу которых входит две карбоксильных группы,
называются двухосновными, или дикарбоновыми, и т. д.
Примеры двухосновных кислот:
Простейшими представителями карбоновых кислот являются
предельные одноосновные кислоты. Их можно рассматривать как
производные предельных углеводородов, в которых один атом водорода
замещен карбоксильной группой. Исключение составляет первый член
гомологического ряда, в котором функциональная группа соединена
не с углеводородным радикалом, а с атомом водорода
265
Предельные одноосновные кислоты составляют следующий гомо-
логический ряд:

CH„—CHS—CH2— CH2—СН2—C<f капроновая 205,8
хОН
СН3 — (СН2)14—C<f^ пальмитиновая 62,6
хОН
уР
СН3 —(СН2)1в—С? стеариновая 69,4
хОН
Примечание. Для пальмитиновой и стеариновой кислот приведены тем-
пературы плавления.
Обращают на себя внимание значительно более высокие температуры кипения
кислот в сравнении с температурами кипения альдегидов с тем же числом углеродных
атомов (см. гл. XXV, § 1). Температуры кипения кислот сравнительно близки к тем-
пературам кипения соответствующих им первичных спиртов.
Как указывалось ранее, причиной высокой температуры кипения спиртов яв-
ляется ассоциация их молекул вследствие водородных связей между молекулами
спиртов. Аналогичное явление имеет место и в случае карбоновых кислот. Благодаря
особому строению карбоксильной группы становится возможным соединение двух
молекул кислоты при помощи двух водородных связей:
§2. СВОЙСТВА И ПОЛУЧЕНИЕ КАРБОНОВЫХ КИСЛОТ
Физические свойства. Низшие кислоты — жидкости
с острым запахом, смешиваются с водой в! любых отношениях. Кисло-
ты, в молекуле которых содержится 5—9 атомов углерода, мало раство-
римы в воде, обладают острым запахом. Кислоты с большим числом
углеродных атомов (>10) — твердые вещества, практически не рас-
творимы в воде, не пахнут.
Химические свойства. Характерные химические
свойства кислот обусловлены наличием в них карбоксильной группы
\)Н
В разделах, посвященных спиртам и альдегидам, отмечались
особенности гидроксильной — ОН и карбонильной >С=0 групп.
В карбоновых кислотах эти две группы содержатся одновременно
и непосредственно связаны друг с другом. Совершенно очевидно, что
такое сочетание карбонильной и гидроксильной групп вызовет неко-
торые изменения в реакционной способности каждой из них.
С химической точки зрения карбоксильная группа отличается
двумя особенностями: с одной стороны, большей склонностью груп-
266

пы — ОН (большей по сравнению с группой — ОН спиртов и фенолов)
к отщеплению водорода (в виде положительно заряженного иона),
т. е. к проявлению кислых свойств *, с другой стороны, резко пони-
женной реакционной способностью группы >С=0 (по сравнению
с группой >С=0 альдегидов); у карбонильной группы карбоновых
кислот почти полностью отсутствуют реакции присоединения, харак-
терные для альдегидов. Эти особенности в поведении карбоксильной
группы объясняются ее строением.
Как уже указывалось ранее (гл. XXV, § 2), двойная связь в кар-
бонильной группе >С=0 отличается от углерод-углеродной двойной
связи >С=С< тем, что вследствие большей электроотрицательности
кислорода электроны, соединяющие атомы углерода и кислорода,
смещены в сторону последнего:
Аналогичное явление имеет место и в карбоксильной группе.
Однако в последнем случае это смещение электронов вызывает даль-
нейшее смещение электронов кислорода гидроксильной группы
1р-н
(направление смещения электронов показано стрелками).
В самом деле, в связи со смещением электронов в сторону кисло-
рода карбонильной группы атом углерода этой группу становится как
бы слегка заряженным положительно и начинает притягивать к себе
электроны второго атома кислорода (кислорода группы — ОН). По этой
же причине этот атом кислорода стремится пополнить недостаток
электронов и притягивает к себе ближе электроны, соединяющие его
с атомом водорода, вследствие чего последний и становится подвиж-
ным (т. е. приобретает кислые свойства).
Вследствие влияния гидроксильной группы на карбонильную
(смещение электронов от кислорода группы — ОН к карбонильному
углероду) уменьшается склонность карбонильной группы к реакциям
присоединения.
Наиболее характерные свойства кислот связаны прежде всего
с «кислыми» свойствами водорода карбоксильной группы.
Водные растворы кислот окрашивают лакмус в красный цвет. Они
являются электролитами, диссоциируют в водных растворах на ионы:
RCOOH^:H+ + RCOO-.
* Гидроксильная группа содержится в молекулах спиртов, однако спирты не
обладают кислыми свойствами. Гидроксильная группа содержится в молекулах
фенолов. Фенолы, как было показано ранее, благодаря влиянию бензольного ядра
на гидроксильную группу обладают слабокислыми свойствами.
В карбоновых кислотах мы наблюдаем усиление кислотных свойств,
267

Однако карболовые кислоты в большинстве случаев диссоцииро-
ваны в малой степени и являются поэтому слабыми кислотами, зна-
чительно слабее соляной и серной *.
Карбоновые кислоты вступают во все типичные для кислот реакции
(с металлами, окислами металлов и основаниями, с солями):
2R—СООН + Mg — (RCOO)2Mg + Н2,
RCOOH + NaOH — RCOONa + Н20.
Натриевые соли карбоновых кислот частично разлагаются водой,
поэтому реакция карбоновых кислот с основаниями обратима.
Вследствие того что карбоновые кислоты являются слабыми
кислотами, они могут вытеснять из солей только еще более слабые
кислоты, какой является, например, угольная кислота:
2RCOOH + СаС03 — (RCOO)2Ca + Н20 + С02.
Одним из характерных свойств карбоновых кислот, имеющем
большое практическое значение, является взаимодействие их со спир-
тами, приводящее к образованию сложных эфиров карбоновых кислот
(реакция этерификации: этер — эфир) **:
RCOOH + HOR' ^ RCOOR' + Н20.
Эта реакция широко применяется в практике для получения
искусственных фруктовых эссенций, так как многие сложные эфиры
кислот уксусной, масляной, валериановой и простейших спиртов на-
поминают запах некоторых фруктов.
Как и в феноле, в карбоновых кислотах наблюдается взаимное
влияние атомов в молекуле. При действии на карбоновые кислоты
хлора или брома (в присутствии в качестве катализаторов следов иода
или красного фосфора) происходит замещение атомов водорода угле-
водородного радикала на хлор или бром. Такой способностью обладают
только атомы водорода, стоящие при углероде, соседнем с карбоксиль-
ной группой:
СН3СООН + С12 — СН2С1СООН + НС1
уксусная кислота хлоруксусная
кислота
0Н3СН2СООН + Вгг -+ СН3СНВгСООН + НВг
пропионовая кислота бромпропионовая
кислота
Следовательно, эти атомы водорода под влиянием карбоксильной
группы стали более подвижными.
* Слабые кислые свойства карбоновых кислот объясняются влиянием на кар-
боксильную группу связанного с ней углеводородного радикала.
** Методами с применением меченых атомов доказано, что при этерификации
вода образуется за счет гидроксильной группы кислоты и атома водорода спирта:
R-c/ +HOR' R~-C<f +H20*.
хО*-Н X)R'
Звездочкой обозначен меченый атом кислорода.
268

В свою очередь, атомы хлора или брома, занявшие в кислоте место
атома водорода углеводородного радикала, влияют на особенности
карбоксильной группы. Так, образующиеся в результате реакции
хлоруксусная и бромпропионовая кислоты являются более сильными
кислотами, т. е. имеют более высокую степень диссоциации, чем ук-
сусная и пропионовая.
Получение. Кислоты могут быть получены несколькими
методами. Одним из методов служит окисление многих органических
соединений. При окислении первичных спиртов и альдегидов полу-
чаются кислоты с тем же числом атомов углерода в молекуле:
СНв-(СН1)я-СН,ОН^1сНя-(СН1)в-С^ +Н20
хОН
R-C^R-C^
хн хон
Окисление альдегидов, как указывалось ранее, происходит очень
легко при действии даже самых слабых окислителей.
Окисление первичных спиртов до кислот требует применения
более сильных окислителей (обычно пользуются КМп04 или КаСг207).
Промышленное значение имеет окисление высших предельных
углеводородов (парафинов) с целью получения высших карбоновых
кислот, сходных с кислотами, входящими в состав жиров. Окисление
проводят при 80—120° в присутствии катализаторов (солей марганца
в присутствии щелочей). Процесс сопровождается крекингом пара-
финовых углеводородов.
§3. ОТДЕЛЬНЫЕ ПРЕДСТАВИТЕЛИ ПРЕДЕЛЬНЫХ ОДНООСНОВНЫХ КИСЛОТ
Муравьиная кислота. Впервые была получена из кис-
лых выделений муравьев (отсюда и произошло ее название); она найде-
на также в крапиве. Муравьиная кислота — бесцветная жидкость,
с острым запахом, хорошо растворяется в воде, tKlin = 100,5°.
В отличие от других членов гомологического ряда кислот муравьи-
ная кислота довольно сильная; по степени диссоциации она прибли-
жается к фосфорной. В связи с особенностями строения молекулы
муравьиная кислота обладает некоторыми свойствами, отличными
от свойств других карбоновых кислот:
Из формул видно, что молекулу муравьиной кислоты можно рас-
сматривать как сочетание карбоксильной группы с атомом водорода
или альдегидной группы с гидроксилом. Последнее объясняет причину
269

проявления муравьиной кислотой наряду с типичными свойствами
кислот некоторых свойств альдегидов. Так, муравьиная кислота
восстанавливает аммиачный раствор окиси серебра подобно альде-
гидам:
,0
При этом муравьиная кислота окисляется до угольной.
Вследствие легкого окисления муравьиной кислоты общие методы
получения кислот для нее мало приемлемы. Обычно муравьиную
кислоту выделяют из ее натриевой соли, которая получается при
действии окиси углерода на едкий натр при повышенных температурах
и давлении:
CO + NaOH-+HCOONa.
1%-ный раствор муравьиной кислоты (называемый муравьиным
спиртом) используют в медицине. В технике муравьиную кислоту
применяют для получения щавелевой кислоты и в разнообразных ор-
ганических синтезах.
Уксусная кислота. Безводная уксусная кислота —
кристаллическое вещество (/пл=16,5°, tKun=118е)», напоминающее
по внешнему виду лед (иначе называется ледяная уксусная5 кислота).
В продажу обычно поступает в виде 70—80% -ной укеуеной кислоты
(уксусная эссенция) или в виде 5—8% -ного раствора — столового
уксуса.
Уксусная кислота гвляется типичным представителем предельных
монокарбоновых кислот и обладает всеми свойствами, характерными
для этих кислот.
Она может быть получена окислением этилового спирта, однако
основной способ ее получения* основан на окислении уксусного альде-
гида, легко получающегося по реакции Кучерова из ацетилена (см.
гл. XXV, § 3):
сн=сн+н2о^сн3-с<^ ^1сНз-с^
Большое будущее принадлежит новому способу получения уксус-
ной кислоты, который является частным случаем общего метода
получения кислот окислением предельных углеводородов (парафинов).
В основе получения уксусной кислоты лежит окисление бутана:
2СН3 — СН2 — СН2—СН3 + 502->4СН3СООН + 2Н20.
Уксусная кислота имеет разнообразное применение. Она исполь-
зуется как приправа к пище и для консервирования продуктов, в про-
изводстве искусственного (ацетатного) шелка. Сложные эфиры уксус-
ной кислоты применяются в качестве растворителей, а так же как
270

душистые вещества в парфюмерии и кондитерском производстве.
Железные, алюминиевые и хромовые соли уксусной кислоты приме-
няются для протравы тканей при крашении.
Пальмитиновая С1бН31СООН и стеариновая
С17Н3бСООН кислоты — высшие предельные монокарбоновые
(жирные) кислоты. Это твердые вещества, практически не растворимые
в воде. Смесь стеариновой и пальмитиновой кислот называется стеа-
рином. Пальмитиновая и стеариновая кислоты встречаются в природе
в виде глицеридов этих кислот, главной составной части животных
и растительных жиров.
Олеиновая кислота С17Н33СООН является представи-
телем высших непредельных монокарбоновых кислот. В углеводо-
родном радикале, соединенном с карбоксильной группой, имеется
двойная связь:
CHS-(CH,),-CH =CH-(CH,)7-C^
Таким образом, олеиновая кислота содержит функциональную
группу карбоновых кислот
и характерную для непредельных углеводородов ряда этилена двой-
ную связь между углеродными атомами >С=С<.
Олеиновая кислота — маслообразная жидкость без запаха и
вкуса. Строение олеиновой кислоты как вещества с двойственной
функцией определяет ее химические свойства. Олеиновая кислота,
подобно углеводородам ряда этилена, взаимодействует с бромной во-
дой, присоединяя бром по двойной >С=С< связи, при каталити-
ческом гидрировании присоединяет водород и превращается в стеари-
новую кислоту. Наличие карбоксильной группы в молекуле олеиновой
кислоты обусловливает проявление типичных для карбоновых кислот
свойств.
Олеиновая кислота в виде сложных эфиров глицерина входит
в состав природных жиров.
ГЛАВА XXVII
СЛОЖНЫЕ ЭФИРЫ, ЖИРЫ, МЫЛА
§ 1. СЛОЖНЫЕ ЭФИРЫ
Строение и номенклатура сложных эфиров
Вещества, которые являются продуктами замещения атома водо-
рода или гидроксильной группы карбоксила кислоты другими атомами
или группами атомов, относятся к числу производных кислот. Такими
271

производными являются соли, ангидриды, галоидангидриды, амиды
кислот и сложные эфиры:
Сложные эфиры карбоновых кислот можно рассматривать кет
производные кислот, в которых атом водорода карбоксильной группы
замещен радикалом углеводорода *
где R, R' — радикалы углеводородов.
В случае сложных эфиров муравьиной кислоты вместо R стоит
атом водорода.
Строение сложных эфиров можно выразить сокращенно следую-
щим образом:
Ас—О—R.
Ас — остаток кислоты, ацил (кислота, лишенная гидроксильной
группы):
/-о
н-с—
ацил муравьиной
кислоты (формил)
сн3—с—
ацил уксусной кислоты (ацетил)
Таким образом, для сложных эфиров характерно наличие атома
кислорода, соединяющего остаток (ацил) кислоты с радикалом угле-
водорода.
Органические соединения, в молекулах которых имеется атом кислорода,-
соединяющий два углеводородных радикала, носят название простых эфиров:
R-0-R.
* Сложные эфиры могут быть образованы и неорганическими кислотами. В гл,
XXIV, § 3 упоминались сложные эфиры азотной и серной кислот.
272

Примером простых эфиров является диэтиловый эфир CaHg—О—С2Нб, широко
используемый в медицине.
Наименование сложных эфиров обычно слагается из названия
кислоты и спирта с добавлением слова эфир или составляется подобно
названиям солей
' /> //° У>
Н—С—О—СН3 СНз-С-О—С2Н6 СН3—С—О—C5HU
муравьннометнловын уксусноэтиловыи уксусноамиловый
ефир (метилформиат) эфир (этилацетат) эфир (амилацетат)
Свойства и получение сложных эфиров
Физические свойства. Сложные эфиры карбоновых
кислот — в большинстве случаев жидкости, летучи, мало растворимы
в воде, многие из них обладают приятным запахом, напоминающим
запах фруктов и ягод. Так, маслянобутиловый эфир по запаху напо-
минает ананас, уксусноизоамиловый эфир — грушу.
Сложные эфиры, как правило, кипят при более низкой темпера-
туре, чем соответствующие им кислоты. Причиной этого является свое-
образное строение сложных эфиров (отсутствие гидроксильных групп),
которое обусловливает отсутствие водородных связей между молеку-
лами сложных эфиров и, следовательно, отсутствие ассоциированных
молекул.
Химические свойства сложных эфиров определяются
их строением. Наличие в сложных эфирах кислородного атома, свя-
зывающего остаток (ацил) кислоты (содержащий окисленный угле-
родный атом)
/О
R-C^
.с углеводородным радикалом, приводит к тому, что эта связь легко
разрывается даже при действии воды *.
Такое расщепление сложных эфиров при действии воды называется
гидролизом, или омылением. Продуктами этой реакции являются спирт
и кислота:
R — С—О— R' + H20 ^ R—С—OH + R'OH.
При обычных условиях гидролиз протекает очень медленно,
но при прибавлении ^ебб'льшого количества кислоты или щелочи
значительно ускоряется. В тех случаях, когда гидролиз сложного
эфира протекает в присутствии кислоты, реакция обратима; в присут-
ствии же щелочи она становится практически необратимой, так как
* В тех случаях, когда кислородный атом соединяет два углеводородных
радикала, как например в простых эфирах, R—О—R соединения являются очень ус-
тойчивыми и гидролизу не подвергаются.
273

получающаяся карбоновая кислота со щелочью образует соль карбо-
новой кислоты:
Х> .О
R — Cf + NaOH — R -C<f + H20.
xOH X)Na
Получение. Наиболее широко применяемым методом полу-Л
чения сложных эфиров является непосредственное взаимодействие
кислоты и спирта (реакция этерификации):
,0 />
R —C<f + HOR' =+ R —С—OR' + Н20.
Х0Н
Реакция этерификации обратима; она не доходит до конца, так
как одновременно с ней идет и обратная реакция гидролиза (омыление),
т. е. расщепление сложного эфира на спирт и кислоту. Для того чтобы
сдвинуть равновесие реакции этерификации в сторону образования
сложного эфира, спирт или кислоту (одно из двух реагирующих ве-
ществ) берут в избытке. Практически при этерификации всегда ис-
пользуют кислые катализаторы (сухой хлористый водород или серную
кислоту).
Применение. Сложные эфиры карбоновых кислот имеют
довольно широкое применение. Главным образом их используют как
растворители и искусственные фруктовые эссенции.
§2. ЖИРЫ
Строение жиров
Сложные эфиры, образованные трехатомным спиртом — глицери-
ном и высокомолекулярными карбоновыми кислотами, называемые
глицеридами,— являются составной частью природных жиров расти-
тельного и животного происхождения.
Жиры представляют собой сложную смесь глицеридов высокомоле-
кулярных предельных и непредельных одноосновных карбоновых кислот
(с четным числом атомов углерода).
Главными кислотами, участвующими в образовании глицеридов,
содержащихся в природных жирах, являются предельные кислоты —
стеариновая (С17Н86СООН) и пальмитиновая (С15Н31СООН), а также
непредельная кислота — олеиновая (С17Н33СООН). Последняя являет-
ся наиболее распространенной и иногда на ее долю падает больше 50%
от общего количества кислот, участвующих в образовании жира.
Глицерин — трехатомный спирт, поэтому одна молекула глице-
рина может вступить в реакцию этерификации с тремя молекулами
либо одной кислоты, либо двух, либо трех различных кислот.
274

Обычно природные жиру построены таким образом, что главной
их составной частью является смешанный глицерид, содержащий
остатки трех различных кислот.
В твердых жирах (говяжий, бараний жир) обычно преобладают
глицериды предельных кислот (стеариновой и пальмитиновой), в жид-
ких жирах (подсолнечное, оливковое масло) преобладают глицериды
непредельной олеиновой кислоты.
Впервые синтез жиров осуществлен Вертело в 1854 г. реакцией
этерификации глицерина.
Глицериды, образованные одной кислотой, легко можно получить
нагреванием глицерина с кислотой до 200° в присутствии неорганиче-
ских кислот. Если взять смесь нескольких кислот, получится сложная
смесь смешанных глицеридов. Реакцию глицерина с карбоновыми
кислотами в общем виде можно выразить схемой
где Rlf Ra, Rs — углеводородные радикалы, которые могут быть
одинаковыми и различными в зависимости от того, сколько кислот
использовалось в реакции.
В отличие от формул простейших сложных эфиров написание
формулы глицеридов обычно начинают с углеродного скелета гли-
церина.
Свойства жиров
Физические свойства. Животные жиры в большинст-
ве случаев представляют собой твердые низкоплавкие вещества; рас-
тительные жиры (масла) — чаще жидкие. Все жиры легче воды (удель-
ный вес 0,90—0,95), растворимы во многих органических растворите-
лях, не растворимы в воде, но иногда образуют в ней довольно стойкие
эмульсии, которые в присутствии белков, мыла или некоторых других
веществ могут сохраняться в течение долгого времени (примером такой
устойчивой эмульсии, стабилизированной белками, является молоко).
Жиры не имеют четкой температуры плавления, а рлавятся в широком
температурном интервале, так как представляют сложную смесь гли-
церидов, а не индивидуальное химическое соединение.
Химические свойства. Поскольку глицериды, состав-
ляющие жиры, принадлежат к классу сложных эфиров, то и химиче-
ские свойства их такие же, как у этого класса соединений. Характер-
ным свойством жиров является их гидролиз (омыление), который
можно осуществить нагреванием жира с водой в присутствии катали-
275

заторов — кислот, щелочей, окислов магния, цинка, кальция:
В процессе гидролиза жиров образуется глицерин и карбоновые
кислоты. Реакция гидролиза жиров обратима; в присутствии щелочи
она становится необратимой вследствие дальнейшего взаимодействия
образующихся карбоновых кислот со щелочью с образованием солей
этих кислот:
RCOOH + NaOH —> RCOONa + Н20.
Гидролиз жиров происходит частично и при обычных условиях,
при хранении их на воздухе (этим объясняется прогоркание масла),
а также в организме животных и человека под влиянием фермента —
липазы, выделяющейся поджелудочной железой.
Жидкие жиры (растительные масла), состоящие в основном из
глицеридов непредельной олеиновой кислоты, способны вступать
в реакцию гидрогенизации, как и все соединения с двойной связью.
При этом жидкие глицериды непредельных кислот превращаются в
твердые глицериды предельных (жирных) кислот. Присоединение
водорода происходит под влиянием катализаторов (никеля) под давле-
нием в несколько атмосфер. Процесс гидрогенизации растительных
масел лежит в основе получения искусственных твердых жиров, ши-
роко используемых в качестве продуктов питания (маргарин)/а также
в технике для получения стеарина, мыла и глицерина.
Применение. Жиры играют важную роль в жизни человека
и животных. Жиры — один из основных продуктов питания. Анало-
гично углеводам они являются источником энергии. При окислении
в организме они выделяют большое количество тепла, значительно
большее, чем белки и углеводы. Огромное практическое значение имеет
омыление жиров в технике; в производстве стеарина *, глицерина и
мыла.
§3. МЫЛА
Свойства и получение мыла
Соли высокомолекулярных карбоновых (жирных) кислот, главным
образом стеариновой, пальмитиновой и олеиновой, называют мылами.
Натриевые соли — твердые мыла, калийные соли — жидкие мыла
* Стеарин — смесь высокомолекулярных жирных кислот, главным образом
стеариновой и пальмитиновой.
276

(например, «зеленое» мыло, применяющееся в медицине как антисеп-
тическое средство).
В технике мыла получают гидролизом жиров в присутствии ще-
лочей. При этом происходит расщепление жиров на глицерин и мыла,
т. е. натриевые или калиевые соли жирных кислот. Так, гидролиз
тристеаринового глицерида можно выразить следующей схемой:
Иногда производство мыла ведут таким образом, что сначала
нагреванием жира с водой до 220° при повышенном давлении получают
глицерин и высокомолекулярные кислоты, которые затем обрабаты-
вают содой:
2C17H35COOH + Na2C03 — 2C17H36COONa + H20 + C02.
Это позволяет получить чистый глицерин и заменить едкий натр
более дешевым сырьем — содой.
В производстве мыла используют разнообразные жиры: твердые
жиры, богатые предельными кислотами (говяжий или бараний жир),
а также гидрогенизированные жиры. Из жидких жиров получаются
очень мягкие мыла.
Жидкие растительные масла используют обычно в смеси с твер-
дыми или гидрогенизированными жирами. Высокое содержание стеа-
риновой кислоты в жире уменьшает растворимость мыла и способность
к пенообразованию. Олеиновая кислота дает высококачественное мыло.
В связи с тем что жиры являются важнейшими продуктами пита-
ния, ежегодно растущие потребности в глицерине, высокомолекуляр-
ных кислотах и мыле требуют замены жиров как промышленного сырья
непищевыми продуктами. В качестве такого дополнительного сырья
для производства мыла используются кислоты, получающиеся окисле-
нием парафина (смеси предельных углеводородов с высоким молеку-
лярным весом).
Моющие свойства мыла объясняются большой смачивающей спо-
собностью растворов мыла вследствие особенностей строения его мо-
лекул (R — COO"Na+).
Натриевое мыло не пенится в жесткой воде, т. е. в воде, содержа-
щей ионы кальция Са++ и магния Mg++, так как при этом образуются
не растворимые в воде кальциевые и магниевые соли карбоновых
кислот:
2RCOO- + 2Na+ + Ca++ + 2HC03- — (RCOQ)2Ca + 2Na+ + 2HC03-.
277

В жесткой воде обычное натриевое мыло будет проявлять моющее
действие только после осаждения всех ионов кальция и магния в виде
нерастворимых солей.
В настоящее время и в технике, и в быту применяют ряд синтети-
ческих моющих средств, которые обладают большой смачивающей
способностью, не теряют своих свойств в жесткой воде. Их готовят
из дешевого и доступного непищевого сырья. Такие средства получили
название детергентов] они в большинстве случаев представляют собой
натриевые соли сульфокислот * различного строения, а также натрие-
вые соли кислых сложных эфиров, образованных серной кислотой
с высшими предельными одноатомными спиртами, например
ГЛАВА XXVIII
УГЛЕВОДЫ
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ ОБ УГЛЕВОДАХ
Углеводы — сложный класс органических соединений, состоящих
из атомов трех элементов: углерода, водорода и кислорода.
Название углеводы было предложено задолго до того, как стало
известно их строение; оно основано на том, что представители этого
класса имеют соотношение атомоб водорода и кислорода в молекуле
такое же, как в воде, т. е. их состав может быть выражен общей фор-
мулой Ся(НяО)ж. Таким образом, углеводы как бы состоят из углерода
и воды.
В настоящее время известны вещества, принадлежащие к классу
углеводов на основании характерных для них свойств, но не отве-
чающие по составу этой общей формуле. С другой стороны, имеются
и такие органические соединения, которые по составу отвечают указан-
ной выше формуле, но не относятся к классу углеводов (например,
С2Н402 — С2(Н20)2 — уксусная кислота). Несмотря на это, термин
углеводы до сих пор остается принятым в органической химии (состав
большинства углеводов отвечает приведенной выше формуле). Соеди-
нения, принадлежащие к классу углеводов, относятся к соединениям со
смешанными функциями, так как содержат несколько различных
* Сульфокислотами называются производные углеводородов, в которых атом
водорода замещен остатком серной кислоты — S03H,
278

функциональных групп. Такими функциональными группами, имею-
щимися в молекулах углеводов, являются гидроксильные группы —
ОН и карбонильные группы >С=0.
Следовательно, с точки зрения принадлежности углеводов к опре-
деленному классу органических соединений, их можно считать альде-
гидоспиртами или кетоноспиртами.
Углеводы в большом количестве содержатся в растительных и
животных организмах и играют очень важную роль в процессе их
жизнедеятельности. Они наряду с жирами и белками являются основ-
ными продуктами питания человека. В растениях углеводы, с одной
стороны, выполняют роль запасного энергетического материала (клуб-
ни картофеля, семена злаковых растений), с другой стороны, являясь
главной составной частью оболочек растительных клеток, углеводы
выполняют функцию скелета организма растения.
Обычно по степени сложности молекул углеводы принято делить
на две группы:
Моносахариды — простейшие углеводы (моно — по-гречески —
один). Примером моносахаридов являются глюкоза и фруктоза.
Полисахариды — сложные углеводы, которые обычно делятся на:
а) простейшие полисахариды, например дисахариды (тростниковый
или свекловичный сахар, молочный сахар, солодовый сахар), довольно
близкие по свойствам к моносахаридам; б) высокомолекулярные поли-
сахариды сложного строения — крахмал и клетчатка.
Принадлежность того или иного углевода к одной из этих групп
определяется числом молекул простейших углеводов (моносахаридов),
образующихся после расщепления углевода в результате гидролиза.
Так, моносахариды не подвергаются гидролизу, а молекулы полиса-
харидов при гидролизе расщепляются на две (в случае дисахаридов)
или множество (в случае крахмала и клетчатки) молекул моносахари-
дов.
§ 2. МОНОСАХАРИДЫ
Глюкоза
Глюкоза широко распространена в растительном и животном
мире. Она входит во все ткани органов животных и растений. Особенно
много ее в соке винограда (отсюда и второе название ее — виноград-
ный сахар) и других сладких фруктах. В жизни организмов глюкоза
играет роль легкоусваиваемого энергетического материала. При ее
окислении в тканях выделяется энергия, необходимая для жизнедея-
тельности организма.
Общая (эмпирическая) формула глюкозы СбН12Ов. Наличие в мо-
лекуле глюкозы элементов углерода, водорода и кислорода дает
возможность предположить в ней наличие функциональных групп
таких классов, как спирты, альдегиды, кетоны, кислоты.
Строение глюкозы определяется ее химическими свойствами.
Глюкоза обладает многими свойствами, характерными для спиртов.
279

Так, она при взаимодействии с хметаллами образует алкоголяты (саха-
раты). Сахараты получаются также при взаимодействии глюкозы
с гидратами окислов металлов (например, гидратом окиси кальция,
гидратом окиси меди). Последнее свойство отмечалось ранее как ха-
рактерное свойство многоатомных спиртов (глицерина) в отличие
от одноатомных спиртов. Таким образом, эта реакция указывает на на-
личие в молекуле глюкозы нескольких гидроксильных групп. Еще
в 1869 г. был получен сложный эфир глюкозы, содержащий 5 остатков
уксусной кислоты (пентаацетилглюкоза), что доказывает наличие
пяти гидроксильных групп в молекуле глюкозы.
Глюкоза обладает свойствами, характерными для альдегидов.
Она, подобно этому классу соединений, легко окисляется, дает реак-
цию серебряного зеркала и восстанавливает гидрат окиси меди до за-
киси меди. Следовательно, в молекуле глюкозы имеется альдегидная
группа. При восстановлении глюкозы получается спирт с нормальной
цепью из 6 углеродных атомов.
На основании перечисленных выше свойств и принимая во внима-
ние, что при одном углеродном атоме может находиться только один
гидроксил (гл. XXIV, § 2), строение глюкозы можно выразить фор-
мулой
у°
СН2(ОН)-СН(ОН)—СН(ОН)—СН(ОН)—СН(ОН)—С—Н
или
CH2OH-(CHOH)4-Cf
хн
Следовательно, глюкоза характеризуется двойственной функцией,
она является альдегидоспиртом. Рассмотрим свойства глюкозы более
подробно.
Свойства. Глюкоза — твердое кристаллическое вещество,
сладкое на вкус, хорошо растворяется в воде. Большинство химиче-
ских свойств глюкозы легко объясняется ее строением как альде-
гидоспирта; как многоатомный спирт она при взаимодействии с рас-
твором гашеной извести образует сахарат кальция:
С„Н70(ОН)5 + Са(ОН), — С„Н70(ОН) / \Са + 2Н20.
глюкоза лЗ
Аналогично проходит реакция с гидратом окиси меди в щелочной
среде при обычной температуре с образованием сахарата меди синего
цвета. Эта реакция используется в медицине как проба, позволяющая
обнаружить сахар в моче.
Образование сложного эфира — пентаацетилглюкозы при взаимо-
действии глюкозы с уксусным ангидридом протекает согласно
280

уравнению
Окисление глюкозы аммиачным раствором окиси серебра (реакция
серебряного зеркала) происходит при слабом нагревании (40—60°)
с образованием глюконовой кислоты:
Аналогично протекает окисление глюкозы гидратом окиси меди
при кипячении:
При восстановлении глюкозы водородом в присутствии катализа-
тора (никелевого) получается шестиатомный спирт следующего строе-
ния:
СН.ОН—(СНОН)4—С{ +Н, — СН2ОН—(СНОН)4—СН2ОН.
хн
Очень важным химическим свойством глюкозы является спиртовое
брожение, которое имеет большое промышленное значение.
281

Спиртовое брожение происходит под влиянием фермента дрожжей;
упрощенно его можно выразить уравнением
СвН12Ов~* 2С2Н6ОН + 2С02.
глюкоза спирт
В организме человека и животных глюкоза подвергается сложному
процессу окисления, конечным продуктом которого является двуокись
углерода и вода:
СвН12Ов + 602--*6С02 + 6Н20.
Несмотря на то что большинство свойств глюкозы успешно объ-
ясняется ее строением как альдегидоспирта, известны некоторые фак-
ты, которые не объясняются достаточно удовлетворительно таким
строением глюкозы. Например, известно, что глюкоза не дает неко-
торых реакций альдегидов, что один из пяти гидроксилов отличается
наибольшей реакционной способностью, замещение атома водорода
в этом гидроксиле на радикал (например метил) влечет за собой исчез-
новение альдегидных свойств вещества. Если рассматривать глюкозу
только как альдегидоспирт
СН2ОН —СНОН—СНОН —СНОН —СНОН - G
то перечисленные выше факты объяснить трудно.
Более поздними исследованиями установлено, что молекулы глю-
козы могут находиться в виде двух форм, способных взаимно превра-
щаться друг в друга:
Переход альдегидной формы в циклическую можно представить
как разрыв двойной связи карбонильной группы >С=0 и присоеди-
нение к атому кислорода атома водорода гидроксильной группы
282

от пятого углеродного атома:
с последующим соединением освободившихся валентностей у углерода
карбонильной группы и атома кислорода гидроксильной группы.
В циклической форме гидроксил, стоящий при углероде, связанном
кислородным мостиком с пятым углеродным атомом, будет отличаться
от остальных гидроксилов и именно он является наиболее реакцион-
носпособным.
Если водород этого гидроксила заменить на радикал углеводорода,
прекращается возможность обратного превращения в альдегидную
форму и поэтому свойства альдегидов исчезают. Считают, что в кри-
сталлическом состоянии молекулы глюкозы имеют циклическое строе-
ние, в водном растворе существуют молекулы в виде обеих форм.
Изображение молекул моносахаридов в циклической форме на-
шло широкое применение с 1912 г. Позднее (1926 г.) было показано,
что приведенные выше формулы, несмотря на их простоту и нагляд-
ность, довольно далеки от реальной формы молекулы. В настоящее
время принято циклическую структуру молекулы глюкозы изображать
с учетом пространственного расположения атомов:
Цифры 1, 2, 3, 4, 5 указывают на углеродные атомы, участвующие
в образовании замкнутого цикла. Гидроксильная группа при угле-
родном атоме 1, возникшая в результате превращения альдегидной
группы, наиболее реакционноспособна в сравнении с остальными ОН
группами*
283

Получение. В технике глюкозу получают гидролизом поли-
сахаридов, крахмала или клетчатки:
(С6Н10О6)„ + пН20 — пСвН12Ов-
Это уравнение выражает только конечный итог гидролиза. Про-
цесс гидролиза происходит при кипячении полисахаридов с кислотами,
он протекает постепенно с образованием все более и более простых
веществ.
Глюкоза находит широкое применение в кондитерском производ-
стве, как восстановитель она используется при изготовлении зеркал,
применяется в текстильной промышленности для придания блеска
тканям, в медицине в качестве лечебного средства.
Фруктоза
Подобно тому как кетоны являются соединениями, изомерными
альдегидам (гл. XXV, § 1), фруктоза является изомером глюкозы.
Общая формула фруктозы СвН12Ов, но в отличие от глюкозы она от-
носится к кетоноспиртам. Строение молекулы фруктозы можно изобра-
зить формулой
СН2-СН-СН-СН-С-СН2
I Г I I п I
он он он он о он
Поскольку в молекуле фруктозы отсутствует альдегидная группа,
она в меньшей степени подвержена процессам окисления. Свойства
глюкозы, обусловленные наличием в ней гидроксильных групп, будут
характерны и для фруктозы. Так, фруктоза способна образовывать
сахараты и сложные эфиры. Фруктоза вместе с глюкозой содержится
во многих фруктах; большие количества ее находятся в меде.
§ 3. ДИСАХАРИДЫ
Сахароза
Сахароза, тростниковый или свекловичный сахар, является одним
из наиболее распространенных дисахаридов. Дисахаридами называются
такие углеводы, которые способны, присоединяя воду, подвергаться
гидролизу и расщепляться на 2 молекулы моносахаридов.
Общая формула сахарозы C12H22On, она представляет собой как
бы сумму атомов двух молекул моносахарида без одной молекулы
воды:
2CH11Oi-*CltH1Ai + HtO.
Таким образом, молекула сахарозы состоит из двух остатков
молекул моносахарида, соединенных между собой за счет освободив-
шихся валентностей, после отщепления молекулы воды.
284

Сахароза широко распространена в природе. Она содержится
в больших количествах в сахарной свекле и сахарном тростнике, в мень-
ших количествах — в соке березы, клена, моркови, арбуза. Сахаро-
за— белое кристаллическое вещество с /пл~160°, сладкое на вкус,
хорошо растворимое в воде.
Важнейшим химическим свойством сахарозы, отличающим ее
от моносахаридов, является гидролиз. При взаимодействии с водой
сахароза подвергается расщеплению с образованием двух моносаха-
ридов:
С12Н22Оп + Н20 —> С6Н12Ов + СйН1206.
сахароза глюкоза фруктоза
Гидролиз в обычных условиях идет очень медленно, однако зна-
чительно ускоряется в присутствии некоторых катализаторов, в част-
ности кислот и некоторых ферментов.
Поскольку основу молекулы сахарозы составляют молекулы
моносахаридов, то сахароза обладает рядом свойств, присущих моно-
сахаридам. Так, сахароза, аналогично моносахаридам, при взаимо-
действии с металлами и гидратами окислов металлов образует сахара-
ты, что подтверждает наличие в ее молекуле гидроксильных групп.
Однако в отличие от глюкозы сахароза не восстанавливает аммиачного
раствора окиси серебра (не дает реакции серебряного зеркала), не вос-
станавливает гидрата окиси меди. Это свидетельствует о том, что моле-
кула сахарозы не имеет альдегидной группы. В молекуле сахарозы
остаток молекулы фруктозы соединен с остатком молекулы глюкозы
таким образом, что альдегидная группа последней при этом не со-
храняется.
Отсутствие в сахарозе альдегидных свойств легко объяснить су-
ществованием циклических форм молекул моносахаридов. Образова-
ние молекулы дисахарида из двух молекул моносахаридов происходит
в результате отщепления молекулы воды. Последняя образуется при
участии двух гидроксилов молекул моносахаридов. При этом от моле-
кулы глюкозы участвует тот гидроксил, который возник за счет пре-
вращения альдегидной группы. Таким образом, в молекуле сахарозы
не может быть альдегидной группы. Остатки молекул моносахаридов
соединяются между собой посредством атома кислорода.
Поскольку сахароза не проявляет альдегидных свойств, это зна-
чит, что в ее молекуле нет ни альдегидной группы, ни группировки
атомов, легко переходящей в альдегидную, группу (т. е. группировки,
имеющей место в циклической формуле молекулы глюкозы). Следова-
тельно, при образовании молекулы сахарозы отщепление воды от мо-
лекул глюкозы и фруктозы произошло с участием наиболее реакцион-
носпособного гидроксила глюкозы. В связи с этим исчезла возможность
превращения циклической формы в альдегидную, т. е. исчезли пред-
посылки для проявления альдегидных свойств.
Сахароза — один из важнейших вкусовых и питательных, легко-
усвояемых и высококалорийных продуктов.
Промышленное производство сахарозы в Советском Союзе осно-
вано на извлечении ее из сахарной свеклы.
235

§ 4. ПОЛИСАХАРИДЫ
Крахмал
Крахмал является представителем важнейших полисахаридов,
широко распространенных в растительном мире. Крахмал отклады-
вается в клубнях и зернах некоторых растений. Так, в клубнях карто-
феля количество крахмала достигает 20%, в зернах пшеницы его
~70%. Крахмал служит одним из наиболее важных питательных
веществ для человека.
Данные качественного и количественного анализа показывают,
что соотношение атомов углерода, водорода и кислорода в молекуле
крахмала отвечает формуле СвН10Об. Однако на основании определения
молекулярного веса крахмала следует, что молекула крахмала состоит
из очень большого числа таких элементарных звеньев. Таким образом,
крахмал относится к высокомолекулярным веществам и формулу его
обычно пишут так: (С6Н10О6)„.
Число повторяющихся звеньев CeHiaOs в молекуле крахмала
не всегда постоянно. Молекулы крахмала отличаются друг от друга
количеством элементарных звеньев CfiH10O6 (от нескольких сотен до не-
скольких тысяч), а также своей структурой; одни из них имеют линей-
ную, другие — разветвленную структуру.
Свойства. Крахмал — белый порошок, не растворимый
в холодной воде. В горячей воде он образует коллоидный раствор —
крахмальный клейстер.
Характерным химическим свойством крахмала, определяющим
его принадлежность к полисахаридам, является способность подвер^
гаться гидролизу. При нагревании с кислотами, а также при действии
ферментов, содержащихся в растениях или организме животного и
человека, крахмал, присоединяя воду, подвергается расщеплению.
Процесс гидролиза крахмала идет постепенно. Сначала образуются
вещества с меньшим молекулярным весом, чем у крахмала, но еще
являющиеся- полисахаридами,— так называемые декстрины; закан-
чивается этот процесс образованием одного моносахарида — глюкозы.
В организме человека процесс гидролиза крахмала совершается под
влиянием фермента птиалина, содержащегося в слюне.
Крахмал не обладает способностью восстанавливать аммиачный
раствор окиси серебра и гидрат окиси меди, т. е. не имеет характерной
функциональной группы альдегидов. После завершения гидролиза
продукт реакции гидролиза (глюкоза) дает реакцию серебряного зер-
кала. Это говорит о том, что остатки молекул глюкозы связаны в моле-
куле крахмала таким образом, что альдегидная группа не сохраняется
(подобно сахарозе). Последнее становится особенно ясным, если пред-
ставить себе образование сложной молекулы крахмала из многих
молекул глюкозы с циклической структурой, соединение которых
происходит с участием наиболее реакционноспособного гидроксила.
Исчезновение последнего исключает возможность возникновения альде-
286

гидной группы:
К числу характерных свойств крахмала следует отнести также его
способность давать синюю окраску с иодом. Эта реакция может служить
для обнаружения крахмала в различных пищевых продуктах. С ее
помощью можно наблюдать за превращением крахмала в более простые
сахара при созревании плодов, например яблок (дисахариды и моноса-
хариды этой реакции не дают).
Получение. Промышленное получение крахмала основано
на извлечении его из природных крахмалсодержащих продуктов
(главным образом картофеля).
Искусственно синтез крахмала до сих пор не осуществлен. Крахмал
образуется в растениях из двуокиси углерода и воды в результате
процесса фотосинтеза. Фотосинтез протекает при помощи пигмента
зеленых листьев растений. Усвоение двуокиси углерода зелеными рас-
тениями под влиянием света — единственная реакция образования
в природе органического вещества из неорганических веществ. По этой
причине фотосинтез крахмала является чрезвычайно важным про-
цессом.
Процесс образования крахмала в растениях очень сложен; упро-
щенно его можно выразить схемой
6мС02 + 5лН80 — (СвН10О6)„ + 602.
Для превращения одной грамм-молекулы двуокиси углерода
в эквивалентное количество глюкозы затрачивается 114 ккал.
Применение. Крахмал широко используется в качестве
продукта питания, а также для получения глюкозы. Значительные
количества его расходуются в производстве этилового спирта: гидро-
лизом крахмала получают глюкозу, которую затем брожением (с уча-
стием фермента дрожжей) превращают в спирт.
Клетчатка
Клетчатка (или целлюлоза), как и крахмал, относится к очень
распространенным в растительном мире полисахаридам. Она является
287

главной составной частью оболочек растительных клеток (отсюда и
происходит ее название: целлюла — клетка). Клетчатка находится
в растениях в большинстве случаев в виде волокон, связанных между
собой при помощи ряда других веществ — органических и неоргани-
ческих. Гигроскопическая вата, фильтровальная бумага представляют
собой почти чистую клетчатку. В природе наиболее богаты клетчаткой
волокна хлопка (в них содержится более 90% клетчатки) и льна
(70—85%). В древесине хвойных деревьев содержание клетчатки
не превышает 50%, в лиственных деревьях ее еще меньше.
Строение клетчатки определяется ее свойствами. Данные качест-
венного и количественного анализа говорят о том, что клетчатка
состоит из атомов элементов углерода, водорода и кислорода, а соот-
ношение атомов этих элементов отвечает формуле С6Н10Об. При гидро-
лизе клетчатки конечным продуктом является только один моносаха-
рид — глюкоза.
Таким образом, и в основе молекул клетчатки лежат остатки
молекул глюкозы, как это имело место в случае крахмала.
Клетчатка способна давать сложные эфиры неорганических и
органических кислот. Следовательно, в ней имеются функциональные
группы спиртов (гидроксильные группы). При этом известно, что каж-
дому остатку СвН10Об соответствует наличие в нем трех гидроксильных
групп, т. е. иначе его можно написать так: С6Н702(ОН)3.
Строение каждого элементарного звена СвН702(ОН)3 легко объяс-
нить, если попытаться изобразить соединение нескольких молекул
глюкозы между собой с образованием новой молекулы линейной
структуры. Осуществляя связь каждой пары молекул глюкозы путем
отщепления от них молекул воды, станет очевидным, что каждая мо-
лекула глюкозы должна использовать на соединение с соседними
молекулами два гидроксила из пяти (за исключением концевых).
Процесс образования макромолекулы целлюлозы можно схема-
тично изобразить следующим образом:
При нагревании клетчатка, а также образованные ею сложные
эфиры не плавятся, а разлагаются: клетчатка с трудом растворяется
288

в очень немногих растворителях с образованием коллоидных раство-
ров. Определение молекулярного веса клетчатки показывает, что он
иногда достигает нескольких сотен тысяч. Все эти особенности харак-
терны для полимерных соединений.
Из перечисленных свойств клетчатки следует, что она является вы-
сокомолекулярным полисахаридом, формула которого [СвН702(ОН)3]„,
где п колеблется в пределах от сотен до нескольких тысяч.
В отличие от крахмала, состоящего из таких же элементарных
звеньев, в клетчатке этих звеньев больше, однако главное отличие
заключается в структуре молекул клетчатки и крахмала. В то время
как молекулы крахмала имеют линейную и разветвленную структуру,
молекулы клетчатки имеют только линейную структуру.
Свойства. Клетчатка представляет собьй твердое белое ве-
щество, без вкуса и запаха, не имеющее определенной температуры
плавления, при нагревании в отсутствие воздуха обугливается.
Клетчатка совершенно нерастворима в воде и органических раство-
рителях. В обычных условиях она устойчива к действию разбавленных
кислот и щелочей. К числу очень немногих реагентов, растворяющих
клетчатку, относится медноаммиачный раствор (раствор гидрата окиси
меди Си(ОН)2 в концентрированном водном растворе аммиака) и кон-
центрированные кислоты — фосфорная, соляная, серная. Клетчатка
после растворения в кислотах претерпевает постепенное расщепление
и не может быть выделена из этих растворов неизменной. Таким обра-
зом, единственным растворителем, в котором клетчатка остается хими-
чески неизменной и может быть снова выделена при подкислении,
является медноаммиачный раствор. Полная нерастворимость клетчатки
в воде (обычно это явление не характерно для органических соеди-
нений, содержащих большое количество кислорода) объясняется нали-
чием большого числа водородных связей между макромолекулами
клетчатки, которые вода не в состоянии разрушить.
Среди наиболее важных химических свойств клетчатки, широко
используемых в промышленности, следует указать на способность
клетчатки подвергаться гидролизу и образовывать сложные эфиры.
Подобно крахмалу, клетчатка при нагревании с растворами кис-
лот подвергается расщеплению с образованием глюкозы. Процесс
гидролиза происходит постепенно, в качестве промежуточных продук-
тов гидролиза образуются полисахариды менее сложного строения.
Одним из таких продуктов является крахмалоподобное вещество —
амилоид.
На образовании амилоида при неполном гидролизе клетчатки
основано приготовление пергаментной бумаги (бумага подвергается
кратковременной обработке 80%-ной серной кислотой, в результате
которой поверхность ее превращается в амилоид и она становится во-
донепроницаемой).
Суммарное уравнение полного гидролиза клетчатки можно выра-
зить уравнением
10 Пособие по химии
.289

Продукт полного гидролиза клетчатки (глюкоза) дает реакцию
серебряного зеркала и восстанавливает гидрат окиси меди, в то время
как сама клетчатка этими свойствами не обладает. Эти реакции обычно
служат для определения степени полноты гидролиза клетчатки. От-
сутствие у клетчатки альдегидных свойств является подтверждением
того, что при соединении остатков молекул глюкозы в клетчатке аль-
дегидная группа глюкозы не сохраняется (подобно сахарозе).
В промышленности дли превращения клетчатки в сахаристые ве-
щества используют древесные отходы деревообделочных заводов. По-
лучающуюся при гидролизе древесных опилок глюкозу перерабаты-
вают в этиловый спирт. Гидролиз клетчатки может также происходить
под влиянием особого фермента — целлулазы *. Однако этот фермент
не содержится в пищеварительном соке высших животных и человека,
вследствие чего клетчатка в отличие от крахмала не может служить
продуктом питания.
Среди сложных эфиров клетчатки наибольшее значение имеют
эфиры азотной и уксусной кислот.
В связи с тем, что каждое элементарное звено молекулы клетчатки
содержит 3 гидроксильных группы, оно может вступать в реакцию
с одной, двумя или тремя молекулами кислоты. При этом водородные
атомы гидроксильных групп замещаются остатками (ацилами) кислот.
Таким образом, все возможные сложные эфиры клетчатки азотной и
уксусной кислот можно выразить следующими формулами:
* Фермент целлулаза содержится в соке некоторых улиток и в многочисленных
природных бактериях. Некоторые из этих бактерий живут в пищеводе жвачных
животных, где они гидролизуют часть клетчатки, содержащейся в корме, и помогают
усвоению корма. Существуют в природе бактерии, которые своими ферментами вызы-
вают гидролиз и окисление клетчатки мертвых растений и выделяют при этом необхо-
димую для фотосинтеза СОа. Таким образом, они участвуют в круговороте углерода
в природе.
** Название нитроклетчатка неверное, так как здесь N02 группа соединена
с атомом углерода через кислород. Нитросоединениями называются соединения, в ко-
торых NOa группа непосредственно соединена с углеродом, например
290

Сложные эфиры клетчатки азотной кислоты получаются обработ-
кой клетчатки смесью азотной и серной кислот. Обычно получается
смесь эфиров с большим или меньшим содержанием азота в зависи-
мости от условий реакции: температуры, количества азотной кислоты,
концентрации азотной и серной кислот, времени реакции.
Смесь эфиров клетчатки азотной кислоты с высоким содержанием
азота, называемая пироксилином, обладает взрывчатыми свойствами
и применяется для производства бездымных порохов. Нитроклетчатка
применяется в производстве целлулоида, кинопленки и прочных нитро-
лаков (широко используется в автомобильной промышленности).
Серьезным недостатком целлулоида и кинопленок, изготовленных на
основе нитроклетчатки, является их огнеопасность.
Ацетилированная клетчатка (преимущественно диацетилклетчат-
ка) служит сырьем для изготовления одного из лучших сортов шелка —
ацетатного шелка, а также лаков, кино- и фотопленок. Э^ги материалы
в отличие от материалов, полученных из нитроклетчатки, ценны тем,
что они не воспламеняются.
Применение. Клетчатка имеет разнообразное применение.
Она служит сырьем для многочисленных и важных отраслей промыш-
ленности.
Текстильная промышленность использует природные волокна клет-
чатки (хлопок, лен, коноплю) либо ее эфиры для производства искус-
ственного шелка.
Клетчатка в виде древесины широко используется в строительной
технике; клетчатка, выделенная из древесины, используется в произ-
водстве бумаги. Гидролизом клетчатки и последующим брожением
глюкозы получают большие количества этилового спирта (такой спирт
называется гидролизным).
АЗОТСОДЕРЖАЩИЕ ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ
ГЛАВА XXIX
АМИНЫ, АМИНОКИСЛОТЫ, БЕЛКИ
§ 1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ ОБ АЗОТСОДЕРЖАЩИХ ОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЯХ
Большое число органических соединений, имеющих важное зна-
чение, помимо углерода, водорода и кислорода содержит в своем
составе азот. С некоторыми из таких соединений вы встречались
при изучении углеводородов и кислородсодержащих соединений. Так,
продукт нитрования бензола — нитробензол относится к классу нитро-
соединешГЙ, нитроглицерин — к сложным эфирам азотной кислоты,
среди производных кислот вам известны амиды. Однако этим далеко
10*
291

не исчерпывается многообразие азотсодержащих органических соеди-
нений. Очень большое значение для жизнедеятельности животных и
человека имеют азотсодержащие органические вещества, относящиеся
к классу аминокислот и белков. Важное значение для развития химии
красителей, лекарственных препаратов имеют амины.
Рассмотрим амины, аминокислоты и белки более подробно,
§ 2. АМИНЫ
Классификация, номенклатура и изомерия аминов
Амины можно рассматривать как производные аммиака, в котором
атомы водорода полностью или частично замещены радикалами угле-
водородов. В зависимости от числа замещенных на радикалы атомов
водорода в молекуле аммиака различают амины первичные, вторичные
и третичные:
R — радикал предельного, непредельного или ароматического
углеводорода.
Таким образом, функциональной группой первичных аминов
является — NH2 группа, соединенная с углеводородным радикалом;
вторичных аминов >NH группа, соединенная с двумя углеводородны-
ми радикалами; и третичных аминов ^N, атом азота, соединенный
с тремя радикалами углеводородов. Последние в молекуле амина могут
быть радикалами различных классов углеводородов; так, жирноарома-
тическими аминами называются амины, в молекуле которых присут-
ствуют радикалы предельных и ароматических углеводородов (напри-
мер, диметиланилин).
Как видно из приведенных выше формул изомерия в ряду аминов
может быть вызвана только изомерией радикалов, соединенных с ато-
мом азота.
Строение и свойства аминов
Наиболее характерные свойства аминов, сходные со свойствами
аммиака, объясняются их строением. В молекуле любого амина, пер-
вичного, вторичного или третичного, два электрона атома азота не при-
нимают участия в образовании трех ковалентных связей (подобно тому,
292

как это имеет место в молекуле аммиака):
Это приводит к тому, что атом азота может присоединить протон
(положительно заряженный ион водорода) и превратиться в положи-
тельно заряженный ион замещенного аммония:
Положительно заряженные ионы водорода содержат вода и кис-
лоты. Это и объясняет способность аминов, подобно аммиаку, в водных
растворах образовывать гидроокиси, подобные гидроокиси аммония,
а при взаимодействии с кислотами — соответствующие соли:
Гидроокиси и соли аминов полностью ионизированы. Это находит
объяснение в электронной теории, согласно которой атом азота может
группировать вокруг себя не более восьми электронов и, таким обра-
зом, неионизированные гидроокиси и соли аминов с пятивалентным
азотом существовать не могут.
Гидроокиси аминов, как и гидроокись аммония, неустойчивы
в свободном состоянии при обычной температуре, так как равновесие
приведенной выше реакции смещается влево при увеличении концен-
трации раствора.
Вследствие способности аминов присоединять протон их часто
называют органическими основаниями. На протяжении всего курса
химии мы наблюдали взаимное влияние атомов в молекулах того или
иного вещества. Обратим внимание с этой точки зрения на амины.
Основность аминов оказывается не одинакова для всех аминов. Так,
известно, что вторичные алифатические амины более сильные основа-
ния, чем первичные алифатические амины (последние более сильные
293

основания, чем аммиак). В свою очередь, ароматические первичные
амины, например анилин (CfiH6NH2), более слабые основания, чем
первичные алифатические амины (например, CH3NH2), а третичный
ароматический амин (C6H6)3N вовсе не обладает основными свойствами.
Объяснение этого следует искать в особенностях строения молекул
аминов.
Из сказанного выше следует, что основные свойства аминов
обусловлены наличием у атома азота неиспользованной при образова-
нии ковалентных связей пары электронов. Молекула вещества не яв-
ляется простой суммой атомов; ее свойства являются результатом
сложного взаимного влияния составляющих ее атомов. Очевидно,
чем больше электронная плотность на атоме азота, тем благоприятнее
условия для присоединения протона, т. е. для проявления основных
свойств.
Известно, что алифатические радикалы (например, СН3) склонны
смещать электронное облако от себя в направлении к азоту (условно
можно выразить стрелкой):
СН3-> NH2.
Следовательно, в метиламине электронная плотность на атоме
азота больше, чем в молекуле аммиака, а в диметиламине больше,
чем в метиламине. По силе основности эти соединения можно рас-
положить в ряд
(CH3)2NH > CH.NH, > NH3.
В простейшем ароматическом амине — анилине NH2 группа соеди-
нена с ароматическим радикалом. Известно, что в молекуле бензола
помимо шести обычных для органических соединений а-связей содер-
жится 6я-электронов, образующих единое электронное облако. Элек-
троны бензольного ядра в молекуле анилина вступают во взаимодей-
ствие с неиспользованной электронной парой атома азота (показано
стрелкой), как бы оттягивая ее на себя, вовлекая в свою сферу:
Вследствие такого электронного смещения атом азота не распола-
гает полностью своей неиспользованной электронной парой для свя-
зывания протона.
В случае трифениламина это влияние я-электронов трех бензоль-
ных ядер на электронную пару азота настолько становится сильным,
что он совершенно теряет основные свойства. Ароматические амины
по основности в сравнении с аммиаком можно расположить в следую-
щий ряд:
NH8 > CeH,NH2 > (CeH5)2NH > (CeH,)3N.
294

Следует, конечно, помнить, что если в бензольном ядре будут еще какие-нибудь
заместители, то они могут повлиять на основные свойства в ту или другую сторону
в зависимости от характера заместителя.
Соли аминов вследствие ионного характера сильно отличаются
от аминов по физическим свойствам. Если амины в большинстве слу-
чаев жидкости с резким запахом, то соли нелетучие твердые вещества
без запаха; в отличие от аминов они не растворимы в эфире и многих
других органических растворителях. Соли хорошо растворимы в воде
и в растворе ионизированы. При добавлении к солям раствора щелочи
выделяется свободный амин (щелочь является значительно более силь-
ным основанием, чем амин).
Анилин
Наиболее важным представителем первичных ароматических ами-
нов является анилин.
Анилин представляет собой жидкость, /кип=184°, свежеперегнан-
ный он бесцветен, однако на воздухе при стоянии желтеет и затем
становится совсем темным вследствие окисления (аналогично фенолу).
Уже в постепенном изменении окраски анилина при стоянии
проявляется взаимное влияние атомов в молекуле. Ранее мы рассмот-
рели влияние фенильного радикала на основность аминов. В свою
очередь NH2 группа оказывает существенное влияние на бензольное
ядро. Это влияние выражается в увеличении подвижности водородных
атомов в сравнении с подвижностью водородных атомов в бензоле
(наибольшему влиянию подвергаются водородные атомы, отмеченные
звездочками):
Аналогично фенолу анилин взаимодействует с бромом уже в слабом
водном растворе (бромной водой) без нагревания и катализаторов,
при этом на бром замещаются сразу три атома водорода бензольного
ядра:
295

В отличие от бензола анилин легко окисляется различными окис-
лителями (например, смесью серной и хромовой кислот), при этом
процесс заканчивается образованием вещества сложного строения,
так называемого черного анилина, одного из самых прочных краси-
телей.
Впервые синтетическим путем анилин был получен в 1842 г.
русским химиком Н. Н. Зининым путем восстановления нитробензола
сернистым аммонием. Схематично восстановление нитробензола можно
выразить следующим образом:
CeH6N02 + 6Н — CeH6NH2 + 2Н20.
В настоящее время анилин в промышленности получают восста-
новлением нитробензола железом и соляной кислотой. Анилин можно
также получить каталитическим или электролитическим восстановле-
нием нитробензола.
Анилин применяется в производстве красителей, лекарственных
препаратов, ускорителей вулканизации каучуков, стабилизаторов
бездымного пороха и т. д.
§ 3. АМИНОКИСЛОТЫ
Классификация, номенклатура и изомерия аминокислот
Аминокислоты принадлежат к числу важнейших органических
бифункциональных соединений, т. е. веществ, в состав которых входят
одновременно две различные функциональные группы. Ранее были
рассмотрены свойства обычных органических карбоновых кислот,
содержащих карбоксильную группу — СООН, и свойства аминов,
в составе которых имеется аминогруппа — NH*. В аминокислотах
содержатся обе эти группы в рдйой молекуле.
Аминокислоты можно рассматривать как соединения, которые
получены заменой одного из атомов водорода в радикале карбоновой
кислоты на аминогруппу, поэтому их названия образуют из названий
соответствующих кислот добавлением приставки амино. Например,
простейшую из аминокислот HaNCH2COOH называют аминоуксусной
кислотой. Многие аминокислоты были выделены из природных веществ
и получили поэтому тривиальные названия, либо отражающие их
происхождение, либо какие-нибудь характерные свойства. Так, ами-
ноуксусную кислоту за ее сладковатый вкус называют также глико-
колом, или глицином (от греческого слова «глюкос» — сладкий).
Существует только один изомер аминоуксусной кислоты. Однако
у ее гомологов большое значение имеет явление изомерии, которая
может быть вызвана, с одной стороны, изомерией углеводородного
радикала кислоты, а с другой — положением в нем аминогруппы.
Так, существует две аминопропионовых кислоты, различающихся
296

положением аминогруппы:
(Положение аминогруппы в углеводородном радикале кислоты
обычно указывают греческими буквами.)
У аминокислот с большим числом атомов углерода в молекуле
существенное значение имеет и изомерия углеродного скелета. Напри-
мер, можно получить пять аминомасляных кислот:
СН3СН2СНСООН СН3СНСН2СООН СН2СН2СН2СООН
I I I
NH2 NH2 NH2
ос-амнномасляная р-аминомасляная v-амнномасляная
(кислоты с неразветвленным — нормальным строением радикала)
(кислоты с разветвленным строением радикала).
Большинство аминокислот, выделенных из природных веществ,
содержит аминогруппу в а-положении, хотя в технике получают и
широко используют, например в синтезе искусственного волокна,
и другие аминокислоты с более удаленным положением аминогруппы
(е-аш!нокапроновуюЫН2СН2СНаСН2СН8СН2СООН).
Некоторые из природных аминокислот имеют более сложное
строение и содержат несколько аминогрупп, карбоксильных групп
или другие функциональные группы:
НОООСНаСН-СООН HaNCHaCHaCHaCHaCHCOOH НОСН.СНСООН
I I !
NHa NHa NHa
(Свойства таких аминокислот в этом разделе не рассматриваются.)
Свойства аминокислот
Аминокислоты — обычно белые кристаллические вещества, хо-
рошо растворимые в воде. Как правило, при нагревании аминокислоты
не плавятся, а при более высоких температурах разлагаются, что свя-
зано с особенностями их химического строения (см. ниже).
297

В предыдущих разделах были охарактеризованы свойства моно-
функциональных органических соединений, т. е. соединений, содержа-
щих в молекуле только одну функциональную группу, и было отме-
чено, что даже в таких соединениях наблюдается значительное взаим-
ное влияние углеводородного радикала и функциональной группы
друг на друга. Естественно, что наличие в молекуле аминокислот двух
различных функциональных групп может привести к появлению ряда
новых специфических для аминокислот особенностей.
Отличительной чертой строения аминокислот является то, что в их
состав входят одновременно функциональные группы, противополож-
ные по своему химическому характеру — карбоксильная группа,
придающая веществу свойства кислот, и аминогруппа, которая сооб-
щает органическому соединению свойства оснований. Это ведет к тому,
что наряду с обычными реакциями, характерными для каждой функ-
циональной группы, аминокислоты будут проявлять и новые специ-
фические свойства, появляющиеся вследствие взаимного влияния этих
групп друг на друга.
Аминокислоты, как и все карбоновые кислоты, реагируют с окис-
лами, основаниями и солями слабых кислот, которые приводят к об-
разованию солей аминокислот:
NH2CH2COOH + NaOH = NH2CH2COONa + Н20,
2NH2CH2COOH + CuO = (NH2CH2COO)2Cu + HaO,
2NH2CH2COOH+Na2C08 = 2NH2CH2COONa + H20 + COa.
При взаимодействии со спиртами аминокислоты, как и обычные
кислоты, образуют сложные эфиры:
NHaCH2COOH + С2Н6ОН 72 NH2CH2COOC2H4 + Н20.
В то же время аминокислоты подобно всем аминам реагируют
с кислотами, образуя соли по аминогруппе:
NH2CH2COOH+HCl= [NH3CH2COOH]Cl-
(или HC1NH2CH2C00H)
Таким образом, аминокислоты, способные реагировать одновре-
менно с кислотами и основаниями, принадлежат к числу органиче-
ских амфотерных соединений.
Выше уже отмечалось, что аминокислоты не плавятся при нагре-
вании до высокой температуры, не перегоняются, хотя обычные кис-
лоты и амины примерно того же молекулярного веса плавятся и кипят
при умеренном нагревании (напомним, что температуры кипения кар-
боновых кислот выше за счет образования водородных связей между
карбоксильными группами разных молекул). Заметное отличие в фи-
зических свойствах аминокислот указывает на изменение характера
связей, и, действительно, аминокислоты имеют своеобразное ионное
строение; атом водорода карбоксильной группы (как и во всех кисло-
тах) взаимодействует с аминогруппой, образуя соль, подобную солям
298

аммония:
[NH2CH2COOH] -*NH3CH2COO-.
Таким образом, аминокислоты существуют обычно в виде собствен-
+
ных (внутренних) солей NH3CH2COO . Естественно, что вследствие
этого физические свойства аминокислот напоминают свойства соеди-
нений с ионным типом связей, а не с полярным, как это можно пред-
положить на основании ранее использованных формул (NH2CH2COOH
и т. д.). С этой точки зрения реакции аминокислот как амфотерных
соединений можно изобразить следующими уравнениями реакций:
В разделе, посвященном производным кислот, упоминалось о су-
ществовании амидов азотсодержащих производных кислот, в которых
кислотный остаток (ацил) RCO связан с аминогруппой NH2. Вместо
остатка аммиака или простейших аминов в состав амидной группы
могут входить и более сложные группировки атомов, содержащие ами-
ногруппу, в частности и остатки аминокислот, т. е. группировка
NHCH2COOH для аминоуксусной кислоты.
Одной из важнейших реакций аминокислот является образование
амидов с другими органическими кислотами или аминокислотами.
В простейших случаях формально эти реакции можно изобразить
следующей схемой:
Амидная группировка CONH, образованная из карбоксильной
и аминогрупп аминокислот, носит название пептидной группы и имеет
большое значение при образовании высокомолекулярных соединений
(белков и синтетических смол). Так, дипептид, полученный из двух
молекул аминокислоты, содержит как аминогруппу, так и карбоксиль-
ную группу и может реагировать со следующей молекулой аминокис-
лоты с образованием трипептида и т. д., что приведет в конечном
итоге к образованию высокомолекулярного соединения (полипептида):

Аналогичная реакция используется при синтезе капронового во-
локна. е-Аминокапроновая кислота в результате поликонденсации
(с отщеплением молекул воды) образует капроновую смолу (поли-
капролактам):
nH2NCH2CH2CHaCH2CHaCOOH~>[—NHCH2CH2CH2CH2CH2CO—]„+
+лН20.
Из этой поликонденсационной смолы, плавящейся при не очень
высокой температуре, вытягивают нити, а из них делают капроновое
волокно.
Другим примером таких же полиамидных волокон является най-
лон, который получают из двухосновной кислоты НООС(СН2)4СООН
и диамина H2N(CH2)eNH2:
лНООС (СН2)4СООН + nH2N (CH2)eNH2 —
-* [ -СО (CHa)4CONH (CH2)e NH - ]„.
Образование пептидов из аминокислот является обратимой реак-
цией; в водных растворах в присутствии кислот или оснований они
гидролизуются с образованием исходных аминокислот:
(.—NHCH2CONHCH2CO—)n + 2nH20 — 2nH2NCH2COOH. I
Аминокислоты обычно выделяют из продуктов превращений бел-
ков (см. § 4 этой главы), но их можно получить и синтетически. Один
из простейших методов получения их из карбоновых кислот
СН8СООН -^ClCH2COOHN-^ H2NCH2COONH4 — H2NCH2COOH.
§4. БЕЛКИ
Строение и свойства белков
Одним из важнейших и наиболее сложных по своему строению
классов органических соединений являются белки. Они представляют
собой важнейшую составную часть всех живых организмов и выпол-
няют самые разнообразные функции. В зависимости от состава и строе-
ния белки входят в состав кожи, роговых покровов, мышечной и
нервной ткани. Отдельные виды белков регулируют сложнейшие и
тончайшие процессы, протекающие в живом организме.
Белки представляют собой высокомолекулярные соединения;
молекулярный вес отдельных белков достигает нескольких миллионов.
Тем не менее по своему качественному составу белки образованы тем же
небольшим числом элементов-органогенов, как и многие простейшие
органические молекулы.
Одной из наиболее важных реакций, позволившей подойти к реше-
нию проблемы строения белковых молекул, является гидролиз. При на-
гревании белков с разбавленными растворами кислот или при.действии
300

биологических катализаторов-ферментов любой белок образует смесь
аминокислот.
В результате анализа таких смесей было установлено, что в состав
белков входят почти исключительно а-аминокислоты. Эти аминокисло-
ты связаны в белковой молекуле пептидными связями и, следовательно,
белок представляет собой полипептид общей формулы
Аминокислоты, входящие в состав белков, отличаются обычно
только строением радикала R. Из природных белков было выделено
несколько больше двух десятков индивидуальных аминокислот и
найдено, что радикал R чаще всего представляет собой обычный угле-
водородный радикал СН3, С3Н7 и т. д. В отдельных аминокислотах
этот радикал может иметь и несколько более сложное строение, на-
пример в него может входить ароматическое ядро, а также некоторые
функциональные группы (ОН, NH2, COOH и другие). Тем не менее,
несмотря на эти небольшие различия, в природе существуют сотни
и тысячи белков, имеющие свои собственные отличительные особен-
ности.
В настоящее время различают первичную, вторичную и третичную
структуры белка.
Под первичной структурой понимают последовательность соедине-
ния аминокислотных остатков
в полипептидной цепи. Несмотря на то, что число разных аминокислот,
участвующих в построении белковой молекулы, относительно невелико,
изменения в последовательности их ^соединения ведут к заметным
изменениям в свойствах молекулы в целом. Чтобы охарактеризовать
возможность образования различных пептидов из отдельных амино-
кислот, можно привести как пример, что только две аминокислоты
могут давать четыре дипептида (так, из глицина H2NCH2COOH и ала-
нина HaNCH(CH3)COOH можно получить следующие дипептиды:
H2NCH2CONHCH2COOH, H2NCH2CONHCH(CH3)COOH,
H2NCH(CH3)CONHCH2COOH и H2NCH(CH3)CONHCH(CH3)COOH), во-
семь трипептидов, а из трех аминокислот может быть образовано 21 раз-
личный трипептид. В состав же простейших белков входит несколько
десятков аминокислот.
Поэтому при установлении структуры белка первым и важнейшим
моментом является выяснение правильной последовательности соеди-
нения аминокислотных остатков в полипептидной цепи, т. е. первичной
структуры белка.
Эту последовательность обычно устанавливают с помощью частич-
ного гидролиза, когда полипептидная цепь (чаще всего ферментативно)
301

расщепляется на небольшие осколки, содержащие лишь несколько
звеньев аминокислотной цепочки.
Пептидная группировка —СО—Н— носит полярный характер и
склонна к образованию водородных связей, как за счет карбонильной
группы ^>С=0, так и за счет остатка аминогруппы /NH, на свойства
которого сильно влияет карбонильная группа.
Отдельные полипептидные цепи за счет таких водородных связей
связываются между собой с образованием сложных спиралевидных
структур, которые называют вторичной структурой белка (рис. 19).
В составе отдельных аминокислот кроме NHt и СООН имеются
и другие функциональные группы, не принимающие непосредствен-
ного участия в образовании полипептидной цепи первичной структуры
белка. В результате взаимодействия таких группировок из разных
полипептидных цепей между собой возникает более сложная, ориенти-
рованная в пространстве третичная структура белка (рис. 20).
Рис. 19. Вторичная струк- Рис. 20. Модель молекулы мио-
тура белка глобина (третичная структура
белка)
Химические и физические свойства белков зависят от их строения.
Отдельные белки хорошо растворимы в воде, в то время как другие
в ней совершенно нерастворимы. Белки и соединения с полярными
связями и большим молекулярным весом обычно не растворяются
в малополярных органических растворителях.
Нагревание белков до высокой температуры, а также действие
солей тяжелых металлов, радиоактивное облучение и другие^ воздей-
ствия обычно приводят к разрушению вторичной и третичной струк-
туры белка. При этом растворимые белки денатурируются — теряют
способность растворяться в воде, теряют биологическую активность.
Простейшим примером такого превращения является денатурация
яичного белка, происходящая при нагревании.
Нагревание белков до более высокой температуры ведет к их
разложению и обугливанию.
302

Для белков довольно трудно осуществить какие-либо обычные
химические реакции, так как действие почти любого химического реа-
гента (кислот, оснований и других веществ) чаще всего ведет к раз-
рушению вторичной и третичной структуры белка, а иногда сопровож-
дается и его полным разложением. Примером такого превращения
является уже упомянутый гидролиз белков.
Изучение химических превращений белков требует применения
чрезвычайно мягких условий и чаще всего проводится с участием био-
логических катализаторов (ферментов). Для белков существует ряд
характерных цветных реакций. Так, при действии концентрированной
азотной кислоты белки денатурируются и дают характерное желтое
окрашивание. Эта реакция связана с тем, что в состав одной из амино-
кислот — фенилаланина
входит ароматическое ядро, которое при действии азотной кислоты дает
нитоосоединение желтого цвета.

ЧАСТЬ ЧЕТВЕРТАЯ
ВОПРОСЫ, ЗАДАЧИ И УПРАЖНЕНИЯ
ВАЖНЕЙШИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ, ОСНОВНЫЕ
ЗАКОНЫ И ПОНЯТИЯ ХИМИИ
К ГЛАВЕ I «ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ»
1. Какие явления называются физическими и химическими?
Физические или химические явления наблюдаются при зажигании
электрической лампочки и спички?
2. Что называется смесью и химическим соединением? Что назы-
вается простым и сложным веществом?
На столе лежат куски дерева, серы, гранита, сахара, поваренной
соли. Какие из этих веществ являются простыми?
3. Сформулируйте закон сохранения массы (веса) веществ и закон
постоянства состава. Объясните эти законы с точки зрения атомно-
молекулярной теории.
4. Чем объясняется броуновское движение и диффузия с точки
зрения атомно-молекулярной теории?
5. Что называется атомом, молекулой, атомным весом, молеку-
лярным весом, грамм-атомом, грамм-молекулой, килограмм-молеку-
лой? Какие единицы измерения атомных и молекулярных весов вы
знаете?
6. В каких агрегатных состояниях могут находиться вещества?
Как объяснить различное агрегатное состояние вещества с точки зрения
атомно-молекулярной теории?
7. Сформулируйте закон Авогадро. Какие условия газового со-
стояния называются нормальными? Что называется числом Авогадро?
Чему равен грамм-молекулярный объем газов при нормальных усло-
виях?
8. Какая связь между молекулярным весом газов и относительной
плотностью? Что называется относительной плотностью? Как находят
плотность одного газа по отношению к другому? Одинаковый ли вес
будут иметь равные объемы * различных газов?
Одинаковое ли количество молекул будут иметь различные газы
в одинаковых объемах? Какую величину найдем, разделив вес какого-
либо объема одного газа на вес такого же объема другого газа. Какая
связь между весом газа в каком-то объеме с весом каждой молекулы
* В том случае, если не указаны условия, при которых взят объем газа, следует
считать условия нормальными.
304

и числом их в данном объеме? Возможно ли отношение весов молекул
заменить молекулярными весами? Показать это арифметически.
Выведите на основании вышеприведенных вопросов, что
Мх=2,016 D по водороду, Мх=29 D по воздуху.
9. Найти процентный состав следующих веществ: серной кислоты,
хлористого водорода, сернокислого железа.
10. Напишите формулы химических соединений, зная их про-
центный состав:
1) Na — 27,06%, N - 16,47%, О - 57,47%;
2) S —50%, 0-50%;
3) S-40%, O-60%;
4) Н—1,59%, N — 22,22%, 0 — 76, 19%.
Ответ: NaN03, S02,C03, HN03.
11. Определите формулу этана, если известен его молекулярный
вес, равный 30, и процентный состав: С — 80%; Н — 20%.
Ответ: С2Нв.
12. Определите молекулярный вес вещества, если плотность его
по отношению к водороду равна 14, и напишите формулу, если в этом
соединении С — 85,7%, а Н — 14,3%.
Ответ: С2Н4.
13. Сколько весят 2 грамм-молекулы хлористого натрия?
Ответ: 117 г.
14. Сколько грамм-молекул содержит 35,5 г хлора?
Ответ: 1/2 моля.
15. Какой объем займут 35,5 г хлора (условия нормальные)?
Ответ: 11,2 л.
16. Сколько грамм-молекул газа содержится в 5,6 л (условия
нормальные)? Чему равен вес хлористого водорода в этом объеме?
Ответ: 1/4 моля, 9,125 г.
17. Какой объем займет водород, выделившийся при растворении
3,25/ г цинка в соляной кислоте (условия нормальные)?
/ Ответ: 1,12 л.
18. Какой объем хлора потребуется для реакции с 8 г железа?
Ответ: 4,8 л.
19. Сколько получится сернокислого алюминия, если в реакцию
с серной кислотой вступило 9 г алюминия?
Ответ: 57 г.
20. Сколько было израсходовано гидроокиси кальция для полу-
чения 31 г фосфата кальция?
Ответ: 22,2 г.
21. Сколько весят 1 грамм-молекула кислорода, 1 молекула кис-
лорода, 1 грамм-атом кислорода, 1 атом кислорода, 1 кислородная
единица?
Я05

22. Какой объем занимают и сколько весят грамм-молекулы кис-
лорода, хлора, азота, углекислого газа?
Какой объем (условия нормальные) кислорода выделится при
разложении 12,25 г бертолетовой соли?
Ответ: 3,36 л.
23. Произойдет ли нейтрализация при сливании растворов, со-
держащих одинаковое количество грамм-молекул: едкого натра и
хлористого водорода, едкого натра и серной кислоты?
24. Сколько растворилось цинка в серной кислоте, если было
собрано 1,12 л водорода (условия нормальные)?
Ответ: 3,25 г.
25. В капле морской воды содержится около 50 млрд. атомов
золота. Приняв, что 30 капель весят 1 г, вычислите вес эолота, содер-
жащегося в 1 т воды.
Ответ: 0,000492 г=4,92.10"# г.
К ГЛАВЕ II «СТРОЕНИЕ АТОМА И ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ» И К ГЛАВЕ 111
сПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА»
1. В чем заключаются основные современные представления
о строении атома?
2. Что вы знаете о строении ядра и электронных оболочек? Что
означает термин «электронное облако»? Каковы формы s- и р-орбит?
3. Какова формула, определяющая предельное число электронов
на я-м, считая от ядра, электронном слое?
4. Какие электроны называются валентными?
5. Какие атомы называются изотопами? Что вам известно о пре-
вращении элементов? Какое количество а- и (J-частиц выделяется в ре-
зультате ядерного превращения Ua88-+„Pbaoe?
Ответ: 8а- и 60-частиц.
6. Объясните с точки зрения строения атома понятие валентности.
Что называется положительной (отрицательной) валентностью? При-
ведите примеры.
7. Какие основные типы химической связи вам известны? Что
такое донорно-акцепторная и водородная связь?
8. Напишите старую и современную формулировку периодического
закона Менделеева. Существование каких элементов было предска-
зано Менделеевым?
9. На чем основано периодическое изменение, проявляющееся
в химических свойствах элементов?
10. Чем объясняется относительная химическая инертность таких
газов, как Не, Ne, Аг, Хе?
11. Что называют периодом (группой) в периодической системе?
Как изменяются химические свойства элементов при движении по пе-
риоду (группе)? Проследите изменение химических свойств в группе
на примере галогенов. Сколько электронов содержат в наружном слое
306

следующие ионы элементов 4-го периода: Са*+, Сг1+, Сг€+, Zna+,
As3",Br?
12. На какие две большие группы можно разделить все элементы?
На каком принципе основано это деление?
13. Назовите самый активный металл (неметалл) и дайте объ-
яснение.
14. Охарактеризуйте с точки зрения положения в периодической
системе Менделеева химические свойства рубидия, серы, брома.
15. Что показывает порядковый номер элемента в периодической
системе?
16. Какие места в периодической системе занимают изотопы одного
элемента?
17. Какое положение в периодической системе занимают элемен-
ты, гидроокиси которых обладают амфотерными свойствами?
18. Назовите ряд веществ, обладающих окислительными свойства-
ми, и веществ с восстановительными свойствами.
19. Какие реакции относятся к окислительно-восстановительным?
20. Каким образом производится подбор коэффициентов в окисли-
тельно-восстановительных реакциях?
21. Составьте полные уравнения реакций, идущих по схемам:
Na + Cl2-+NaCl
Fe + Cl2 —*FeCl3
На + Оа — Н20
Zn + HCl-+ZnCla + Ha
Al + NaOH + H20 -* NaA102 + Ha
HC1 + MnOa -+ Cl2 + MnCl2 + H20
Cla + HaO-*HCl + HC10
S + HN08-+H2S04 + NO
Ia + Cla + H20-+ HIO3 + HCI
H2S + H2S08-+$+H20
Zn + HNO, — Zn (N03)2 + NH4NOs + HaO
FeS04 + KMn04 + HiS04 -+ K2S04 + MnS04 + Fe, (S04)3 + H20
22. Напишите структурные формулы следующих соединений:
НаО, КОН, А1(ОН)8, HN03, NaN08, Ca(OH)2, HaS04, KHS04,
BaS04, Fe2(S04)3.
23. При взаимодействии 0,75 г двухвалентного металла с водой
выделилось 420 мл водорода, измеренного при нормальных условиях.
Назовите этот металл.
Ответ: Са.
К ГЛАВЕ IV. «РАСТВОРЫ. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ»
1. Как объяснить процесс растворения с точки зрения молеку-
лярно-кинетической теории?
307

2. Что называется растворителем и растворенным веществом?
Постоянен ли состав растворов? Чем отличается раствор от механиче-
ских смесей? Чем отличается раствор от химических соединений?
3. Что называется концентрацией раствора? Какие способы выра-
жения концентрации вы знаете?
4. Что называется насыщенным, ненасыщенным, пересыщенным,
разбавленным, концентрированным растворами? Может ли быть насы-
щенный раствор разбавленным? Может ли быть концентрированный
раствор ненасыщенным?
5. Как изменяется растворимость твердых веществ и газов с уве-
личением температуры? Какое влияние оказывает давление на раство-
римость газов?
6. Наблюдается ли изменение температуры при растворении хло-
ристого аммония, безводного сернокислого натрия и десятиводного
сернокислого натрия в воде?
7. В чем сущность гидратной теории Менделеева?
8. Одинаков ли удельный вес растворов серной кислоты различ-
ной концентрации? Что называется удельным весом?
9. Что будет наблюдаться при внесении твердого вещества в его
ненасыщенный, насыщенный и пересыщенный растворы?
10. Как приготовить 50 г 10%-ного раствора хлористого натрия,
азотнокислого калия, сернокислого алюминия?
Ответ: 45 г воды и 5 г соли.
11. Как приготовить 50 г 10%-ного раствора серной кислоты,
исходя из 96%-ной серной кислоты (уд. в. = 1,84)?
Ответ: 44,79 мл воды+2,83 мл 96%-ной H2S04.
12. Какова будет концентрация кислоты, если к 50 мл воды
прибавить 50 мл 96%-ной серной кислоты (уд. в. = 1,84)?
Ответ: 62,2%.
13. Какова будет концентрация кислоты, если к 40 мл 96%-ной
азотной кислоты (уд. в. = 1,5) прилить 30 мл 48% -ной азотной кис-
лоты (уд. в. = 1,3)?
Ответ: 77,1%.
14. При 20° приготовлены насыщенные растворы ряда солей:
в 50 мл раствора ВаС03 содержится 0,0011 г этой соли, в 50 мл рас-
твора BaS04 содержится 0,000115 г соли и в 50 мл раствора Ba(N03)a
содержится 33,75 а. Какие из этих насыщенных растворов можно
назвать концентрированными и какие разбавленными?
15. Сколько выделится азотнокислого бария из раствора, насы-
щенного при 100° и охлажденного до 0°, если было взято 50 мл воды?
Растворимость азотнокислого бария (граммов соли в 100 г воды)
при 0° равна 5 г, а при 100° — 34,2 г.
Ответ: 14,6 г.
16. Концентрация хлористого аммония в воде при 30° составляет
29,5%. Выразить концентрацию в граммах на 100 г воды.
Ответ: 41,8 г.
308

17. Концентрация сернокислого калия при 20° составляет 10,07 г
в 100 г воды. Выразить концентрацию сернокислого калия в про-
центах.
Ответ: 9,15%.
18. Сколько литров сернистого газа необходимо растворить
в 10 мл воды, чтобы получить 22%-ный раствор сернистой кислоты?
Ответ: 1 л.
19. Какова концентрация раствора гидроокиси кальция, получен-
ного растворением 1 г окиси кальция в 100 г воды?
Ответ: 1,3%.
20. Раствор, содержащий 13 г азотнокислого серебра, смешан
с 41,7 мл 26%-ного раствора хлористого натрия (уд. в. = 1,2). Какие
вещества и в каком количестве остались в растворе, после того как
осадок был отфильтрован?
Ответ: 8,53 г NaCl и 6,5 г NaN03.
21. Сколько литров углекислого газа образовалось при полном
сгорании 5,6 л метана? Сколько кислорода вступило в реакцию?
Какого состава образуется соль, если углекислый газ поглощен
114,7 мл 8%-ного раствора едкого натра (уд. в. = 1,09)?
Ответ: 11,2 л 02.
22. При упаривании 38,168 л 28%-ного раствора едкого натра
(уд. в. = 1,31) получено 35 кг раствора. Какова концентрация получен-
ного раствора? Сколько миллилитров 12%-ной азотной кислоты
(уд. в. = 1,07) потребуется для нейтрализации этого раствора щелочи?
Ответ: 40%; 171,7 мл 12%-ной HN03.
23. Сколько литров (усл. норм.) кислорода потребуется для сжи-
гания 31 г фосфора до фосфорного ангидрида? Какова будет концент-
рация ортофосфорной кислоты, если весь полученный фосфорный
ангидрид растворить в 223 мл воды?
\ Ответ: 28 л 02;$3,33% Н8Р04.
24. Какого состава образуется сорь и какова ее концентрация
в растворе, полученном при растворении в 76,4 мл 32%-ного раствора
КОН (уд. в. = 1,31) всего С02, образовавшегося при сжигании 6,40 л
метана?
Ответ: К2С03; 36,5% К2С03.
25. Сколько выделится сернокислого калия из 100 г насыщенного
при 100° раствора, охлажденного до 0°, если известно, что при 100°
в 100 г раствори содержится 15,4 г сернокислого калия, а при 0° в 100г
раствора содержится 6,85 г сернокислого калия?
Ответ: 9,1$ г K2S04.
26. Какое количество медного купороса нужно добавить к 150 мл
воды, чтобы получить 5%-ный раствор в расчете на безводную соль?
Ответ: 12,72 г CuS04-5H20.
27. Сколько граммов 30%-ного олеума нужно прилить к 10 мл
40%-ной серной кислоты (уд. в. = 1,30) для получения 5%-ного олеума?
Ответ: 141,3 г.
309

28. Какие вещества называются электролитами? Привести при-
меры.
29. Чем подтверждается, что соли, основания и кислоты при
растворении в воде диссоциируют на ионы?
30. Кратко изложить сущность теории электролитической диссо-
циации. Причина, вызывающая диссоциацию. С точки зрения теории
электролитической диссоциации дать определения кислотам, основа-
ниям и солям.
31. Какие электролиты называются амфотерными? Привести
пример.
32. Чем определяется сила кислот и оснований? Какие электроли-
ты называются сильными, а какие слабыми? Привести примеры.
33. Написать полные и сокращенные ионные уравнения реакций
между растворами: а) серной кислоты и азотнокислого свинца; б) азот-
нокислой меди и едкого кали; в) хлористого алюминия и азотнокислого
серебра; г) углекислого калия и азотной кислоты.
34. Какие из нижеприведенных реакций идут практически до
конца: а) взаимодействие между соляной кислотой и азотнокислым
серебром; б) взаимодействие между серной кислотой и хлористым
натрием; в) взаимодействие между сернокислым натрием и гидратом
окиси бария; г) взаимодействие между азотной кислотой и едким кали;
е) взаимодействие между хлористым калием и азотнокислым натрием;
ж) взаимодействие между хлористым натрием и едким кали?
35. К 100 г 10%-ного раствора едкого натра прилили столько же
соляной кислоты той же концентрации. Какую реакцию на индикатор
будет иметь раствор, полученный после реакции?
36. Какие химические процессы происходят у анода и у катода
при электролизе раствора йодистого натрия? В чем заключается сущ-
ность процесса, имеющего место при прохождении электрического
тока через раствор электролита?
37. При получении каких веществ в народном хозяйстве исполь-
зуется электролиз?
38. Какие способы получения солей вы знаете (укажите не менее
10 способов)?
39. К какому типу химических реакций вы отнесете следующие
процессы:
40. Одинаковое ли количество серебра будет осаждено из раствора
AgNOs 10 мл растворов КС1, NaCl, HC1, содержащих по 1 моль в 1 л
раствора?
41. Одинаковое ли количество серебра будет осаждено из раствора
AgN03 10 мл растворов KCl, NaCl, HC1 одинаковой процентной кон-
центрации?
310

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
К ГЛАВЕ VI «ВОДОРОД»
1. Определите атомный процент водорода в воде.
2. В какой из кислот большее процентное содержание водорода:
НС1, H2S04, Н8Р04?
3. Одинаковое ли количество водорода выделится при растворе-
нии 3 г алюминия в соляной кислоте и в растворе едкого натра?
4. Сколько весит 1 л протия, дейтерия и трития?
5. Найдите плотность водорода по отношению к воздуху, кисло-
роду и метану.
6. Найдите плотность дейтерия и трития по отношению к протию.
7. Сколько нужно взять 20%-ной серной кислоты и цинка для
заполнения водородом цилиндра емкостью 500 мл>
8. Почему водород ставят в I и VII группы таблицы Менделеева?
9. Какие из веществ: Zn, Ca, Mg, A1, Си, С, СН4 можно использо-
вать для получения водорода? С какими веществами: NaOH, НС1,
Н20, H2S04, КОН они вступают в реакции?
Как можно объяснить протекание следующих реакций:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2,
Fe304 + 4H2 = 3Fe + 4H20.
10. Какие свойства проявляет водород при взаимодействии с окис-
лами металлов?
11. С какими из веществ: Cl2, S, N2, Na, P, С, СаО, Н20, 02 всту-
пает во взаимодействие водород?
12. Как изменяется давление в сосудах, заполненных смесями
Н2 и С12; Н* и 02; Н8 и N2 при пропускании электрического тока?
13. Чем можно объяснить наблюдаемую в воде ассоциацию?
14. При одинаковой ли температуре закипает вода в Москве и
на вершине Казбека?
15. При одинаковой ли температуре замерзает вода в реках и
морях?
16. Что называется тяжелой водой?
17. С какими из веществ: Cl2, C02, Si02, CaO, A1208, Fe вступает
во взаимодействие вода?
К ГЛАВЕ VII «КИСЛОРОД»
1. Какое из известных вам соединений содержит наибольшее
количество кислорода в процентном отношении?
2. Известно, что весовой процент кислорода в воздухе равен 23.
Найдите содержание кислсрода в воздухе в объемных процентах.
3. Найдите процентное содержание кислорода в полевом шпате
K20-Al208-6Si02, известняке СаС08 и кварце Si02.
4. Найдите плотность кислорода по отношению к водороду и
воздуху.
311

5. Найдите абсолютную плотность (вес 1 л) газообразного кисло-
рода.
6. Почему в кислороде процессы протекают более интенсивно,
чем в воздухе?
7. Какой объем занимает кислород, выделившийся из каждой
грамм-молекулы КС103, KMn04, KN03?
8. Что можно сказать о строении атома кислорода, зная его
положение в периодической таблице Менделеева?
9. Какие аллотропные видоизменения кислорода вам известны?
10. С какими из веществ: С12, Н2, СО, Na, Са, СН4, А1, Fe, FeO
и при каких условиях вступает во взаимодействие кислород?
И. Какими из веществ: КС103, КОН, KMn04, H20, CaO, HgO,
Si02 можно воспользоваться для получения кислорода?
12. Чем можно объяснить низкие температуры плавления и кипе-
ния кислорода?
13. Что будет происходить, если в пробирки, содержащие СО,
NO, Na, A1, К, Fe, пропустить кислород?
К ГЛАВЕ VIII «ГАЛОГЕНЫ»
1. Положение галогенов в периодической системе Менделеева
(группа, период). Заряд ядра галогенов. Расположение электронов
по электронным уровням энергии у галогенов. Изменение радиусов
с изменением порядкового номера.
2. Как изменяется сила галогеноводородных кислот с изменением
порядкового номера галогена?
3. Какой из галогенов легче отдает электроны: хлор или иод?
Какой из галогенов является самым сильным окислителем?
4. Способы получения галогенов. Напишите уравнения реакций.
5. Напишите уравнения реакций, характеризующих химические
свойства хлора, брома и иода; укажите условия их протекания.
6. Укажите два способа получения хлористого магния, исходя
из магния, поваренной соли, серной кислоты и двуокиси марганца.
Напишите уравнения реакций.
7. Йодистый водород при нагревании приобретает фиолетовую
окраску, по мере повышения температуры интенсивность окраски уве-
личивается. Чем это объясняется?
8. Как освободить хлористый магний от примеси бромистого маг-
ния?
9. Какими двумя способами можно получить бром из бромистого
натрия? Напишите уравнения реакций и укажите условия их осу-
ществления.
10. В каком порядке можно расположить водородные соединения
галогенов по уменьшению их прочности? Приведите факты, подтвер-
ждающие ваш ответ.
1,1. В две пробирки налита бромная и йодная вода. Определите
опытным путем, в какой пробирке находится йодная вода.
12. Какая химическая реакция протекает при травлении стекла
312

плавиковой кислотой? Напишите уравнения реакций, учитывая, что
в состав стекла входит двуокись кремния.
13. Сколько граммов хлора можно получить, действуя соляной
кислотой на 24,5 г бертолетовой соли?
Ответ: 42,6 г.
14. При взаимодействии алюминия с хлором было получено 26,7 г
хлористого алюминия. Какой объем хлора при этом затратился?
Ответ: 6,72 л.
15. Хлористый водород, полученный при действии избытка сер-
ной кислоты на 58,5 г поваренной соли, растворили в 146 г воды.
Каково процентное содержание хлористого водорода в полученном
растворе?
Ответ: 20%.
16. Сколько граммов хлора прореагировало с йодистым калием,
если при этом образовалось 25,4 г иода?
Ответ: 7,1 г.
17. Какой объем хлористого водорода (условия нормальные) не-
обходим для нейтрализации раствора, содержащего 20 г едкого натра?
Ответ: 11,2 л.
18. Сколько литров хлористого водорода (условия нормальные)
можно получить из 11,7 г хлористого натрия?
Ответ: 4,48л.
19. Вычислите, сколько граммов фторида кальция расходуется
для получения 4,48 л фтористого водорода (условия нормальные).
Ответ: 7,8 г.
20. Сколько граммов брома можно получить из 0,2 моля бро-
мистого натрия?
Ответ: 16 г.
21. Какой объем при нормальных условиях займет хлористый
водород, пропущенный через 25 мл 5%-ного раствора азотнокислого
серебра (уд. в, = 1,04) до полного осаждения из раствора серебра?
Ответ: 0,17 л.
22. Юг смеси металлов магния и меди обработаны 20%-ной соля-
ной кислотой (уд. в, = 1,1), при этом выделилось 3,733 л водорода.
Определите процентный состав смеси металлов»
Ответ: 40% Mg.
23. Определите процентное содержание окиси кальция в техни-
ческом кальции, если известно, что при обработке 1 г загрязненного
металла соляной кислотой выделилось 448 мл водорода. Сколько
миллилитров 20%-ной соляной кислош (уд. в. = 1,1) потребовалось
для обработки 1 г этого металла?
Ответ: 7,9 мл 20%-ной НС1; «0% Са.
24. Какова концентрация раствора соляной кислоты, полученной
сливанием 100 мл 36%-ной соляной кислоты (уд. в. = 1,18) и 50 мл
20%-ной соляной кислоты (уд. в. = 1,1)?
Ответ: 30,9% НС1.
313

К ГЛАВЕ IX «СЕРА»
1. В чем сходство химических свойств серы с химическими свой-
ствами кислорода? Чем они отличаются?
2. В производстве каких продуктов используется элементарная
сера?
3. Какие реакции характеризуют окислительные свойства серы?
4. Имеется смесь серы с медным купоросом. Как выделить из этой
смеси серу?
5. Какими способами можно получить сероводород? Почему серо-
водород нельзя сушить концентрированной серной кислотой?
6. Почему сероводородная вода становится мутной при стоянии
на воздухе?
7. В пробирках без надписей находятся кристаллические вещест-
ва: хлористый натрий, сернистый натрий и сернистокислый натрий.
При помощи какого одного (для всех) реактива можно узнать, в какой
пробирке находится каждое из указанных веществ? Напишите уравне-
ния реакций.
8. Какими способами можно получить серный ангидрид? Каковы
его физические и химические свойства?
9. Почему при приготовлении раствора серной кислоты нужно
приливать серную кислоту в воду, а не наоборот?
10. В трех пробирках без надписей находятся растворы кислот:
соляной, сернистой, серной. Определите, в какой пробирке находится
каждая из кислот.
11. Какие химические реакции протекают при производстве сер-
ной кислоты и при каких условиях осуществляется каждая реакция?
12. Какие условия способствуют повышению скорости химиче-
ской реакции? Укажите условия, влияющие на скорость химических
реакций.
13. Как опытным путем доказать, что сероводород состоит из
серы и водорода? Желательно указать два способа. Ответ поясните
уравнениями реакций.
14. Через раствор, содержащий 10 г едкого натра, было пропу-
щено 20 г сероводорода. Какая соль и в каком количестве образовалась
при этом?
Ответ: 14 г NaHS.
15. Сколько нужно взять Na2S03, чтобы, действуя на него соляной
кислотой, получить 16 г S02?
Ответ: 31,5 г.
16. Сколько литров (условия нормальные) сероводорода можно
получить из 0,1 моля сульфида натрия?
Ответ: 2,24 л.
17. Сернистый ангидрид растворили в воде. К раствору прилили
бромной воды до начала появления окраски брома, а затем — избыток
раствора хлористого бария. Высушенный осадок весил 1,165 г. Сколько
сернистого ангидрида было растворено в воде?
Ответ: 112 мл.
314

18. Серный ангидрид, образовавшийся при полном окислении 8 л
сернистого газа (условия нормальные), растворен в 57,2 мл 60%-ной
серной кислоты (уд. в. = 1,5). Какова концентрация получившегося
раствора кислоты? Какое количество окиси железа можно растворить
в 12 г этого раствора?
Ответ: —75% H2S04; 4,9 г Fe203.
19. Какой максимальный объем сернистого газа (условия нормаль-
ные) может быть поглощен 800 мл 10%-ного раствора едкого натра
(уд,в. = 1,11)?
Ответ: 49,7 л S02.
20. Какое количество сернистой меди образуется при пропуска-
нии 5,6 л сероводорода (условия нормальные) через 208,4 мл 18%-ного
раствора сернокислой меди (уд. в. = 1,2)?
Ответ: 24 г CuS.
21. Определите количество серного ангидрида, которое надо
растворить в 10 г 96%-ной серией кислоты для получения 100%-ной
серной кислоты.
Ответ: 1,78 г S03.
22. 1 л 40%-ного раствора серной кислоты (уд. в. = 1,3) упарили
до 1000 г. Какова концентрация полученного раствора? Какой объем
газа (условия нормальные) выделится при растворении в этой кислоте
меди? Какое количество меди при этом растворится?
Ответ: 52% H2S04; 170 г Си.
23. При пропускании сероводорода через 1 кг раствора, содержа-
щего сернокислый алюминий и сернокислую медь, выделился осадок
весом 47,75 г. При упаривании 100 г исходного раствора сухой остаток
составлял 21,5 г, определите процентное содержание солей в исходном
растворе.
Ответ: 8% CuS04.
24. Сернистый газ, получившийся пди сжигании 179,2 л сероводо-
рода, пропущен через 2 л 25% -ного раствора едкого натра (уд. в. = 1,28).
Каков состав образовавшейся соли и какова ее концентрация в рас-
творе?
Ответ: Na2S03, 32,8%.
К ГЛАВЕ X «АЗОТ» И К ГЛАВЕ XI «ФОСФОР»
1. В каком виде встречается а?от в природе?
2. Что вы знаете о положении азота в периодической системе?
3. Сколько валентных электронов имеет атом азота (фосфора)?
4. В каких случаях атом азота проявляет положительную (отри-
цательную) валентность? Какие ионы при этом образуются? Каковы
электронные оболочки этих ионов?
5. Приведите примеры соединений, в которых азот имеет поло-
жительную (отрицательную) валентность.
315

6. Какие соединения азота с кислородом вы знаете? Как они на-
зываются? Определите валентность азота в этих соединениях.
7. Как получают окислы азота в лаборатории?
8. Опишите промышленный способ получения аммиака. Какова
валентность азота в аммиаке?
9. Как можно обнаружить присутствие аммиака? Отличаются ли
продукты реакции горения аммиака от реакции его каталитического
окисления?
10. Какими способами можно получить гидрат окиси аммония?
Какова валентность азота в ионе аммония?
11. Какие кислоты, содержащие кислород, могут быть образова-
ны азотом? Напишите их структурные формулы.
12. Напишите сокращенное ионное уравнение реакции между
азотной кислотой и едким натром.
13. Какими специфическими свойствами обладает азотная кислбта?
Приведите примеры.
14. Как можно получить HN03 в лаборатории?
15. Как получают HN03 в промышленности?
16. Укажите области применения азотной кислоты.
17. Где встречается фосфор в природе?
18. Как получают элементарный фосфор?
19. Какие аллотропические видоизменения фосфора вы знаете?
20. Напишите структурные формулы фосфорного ангидрида, орто-
фосфорной кислоты и ее кальциевых кислых солей.
21. Какими соединениями фосфора пользуются в качестве удобре-
ний и как их получают?
22. Какие вам известны удобрения, содержащие фосфор и азот
(аммофоски)?
23. В каких объемных соотношениях реагируют азот с водородом?
24. Сколько окиси азота (объем) получится при растворении
6,4 г меди в азотной кислоте?
Ответ: 1,49 л.
25. Какова процентная концентрация раствора, полученного сли-
ванием 10 мл 96%-ной азотной кислоты (уд. в. = 1,5) и 20 мл 48%-ной
кислоты (уд. в. = 1,3)?
Ответ: 65,56%.
26. Произойдет ли нейтрализация при сливании 20 мл 40%-ной
азотной кислоты (уд. в. = 1,25) и 40 мл 28%-ного аммиака (уд. в. =0,90)?
Ответ: избыток NH3.
27. Смесь меди с окисью меди, содержание меди в которой состав-
ляет 50%, обработана 32%-ной азотной кислотой (уд. в. = 1,2). Каков
вес смеси, если при реакции выделилось 2,24 л окиси азота? Сколько
миллилитров 32%-ного раствора азотной кислоты вступило в реакцию?
Ответ: 19,2 г; 105 мл 32%-ного раствора HN03.
28. Какова процентная концентрация раствора аммиака, приго-
товленного растворением 5,6 л аммиака в 50,44 мл 12%-ного раствора
аммиака (уд. в. =0,95)?
Ответ: 19%.
316

29. 5 мл смеси азота с водородом пропущено над платиновым
катализатором, а затем через раствор азотной кислоты. Вступило в ре-
акцию 46,3 мл 14%-ного раствора азотной кислоты (уд. в. = 1,08).
Определите состав смеси газов в объемных и весовых процентах.
Ответ: 25 об.% азота, 75 об.% водорода; 82,4 вес.% азота,
17,6 вес.% водорода.
30. Сколько миллилитров 96%-ной серной кислоты (уд. в. = 1,84)
было израсходовано для растворения 120 г смеси меди с окисью меди,
если при обработке 2 г этой смеси азотной кислотой выделилось 0,448 л
двуокиси азота (условия нормальные)? Определите процентный состав
смеси.
Ответ: Си — 32%; 123,2 мл 96%-ной H2S04.
31. Какого состава образуется соль и какова концентрация ее
в растворе, если в 25 мл 25%-ного раствора едкого натра (уд.в. = 1,28)
будет растворен весь фосфорный ангидрид, получившийся при окис-
лении 6,2 г фосфора?
Ответ: NaHaP04; 50%-ный раствор.
32. Определите концентрацию раствора ортофосфорной кислоты,
полученного при растворении 35,5 г фосфорного ангидрида в 100 мл
85%-ного раствора фосфорной кислоты (уд. в. = 1,7).
Ответ: 94,16%.
К ГЛАВЕ XII «УГЛЕРОД» И К ГЛАВЕ XIII «КРЕМНИЙ»
1. Какое положение занимают углерод и кремний в периодической
системе элементов? Нарисуйте схемы строения атомов углерода и крем-
ния и разъясните, чем сходны и чем отличаются атомы этих элементов
по строению.
2. Напишите формулы высших кислородных соединений углерода,
кремния и их гидратов. Каков характер^ этих соединений: основной,
кислотный или амфотерцый?
3. Сравните химические свойства углерода, окиси углерода и двуо-
киси углерода.
4. К каким окислам относится окись углерода? Почему?
5. Какое применение имеет СО и С02?
6. К каким кислотам (слабым или сильным) относится угольная
кислота и почему ее нельзя выделить из раствора?
7. В одной пробирке находится карбонат натрия, а в другой —
сульфит натрия. Как опытным 1дутем определить, в какой пробирке
находится каждое из этих веществ?
8. Что является реактивом на ионы: СГ, SOJ", СО2*;?
9. Дак осуществить превращение бикарбоната натрия в карбонат
натрия и обратно? Напишите уравнения реакций.
10. Какре применение имеют карбонат и бикарбонат натрия?
П. Почему общее количество СОа в атмосфере остается прибли-
зительно постоянным?
317

12. Сравните состав и свойства соединений углерода и кремния
с кислородом, металлами и водородом.
13. Какие разновидности кремнезема вам известны?
14. Почему нельзя хранить плавиковую кислоту в стеклянной
лосуде?
15. Как, исходя из двуокиси кремния, получить кремниевую кис-
лоту? Напишите уравнения реакций.
16. В чем сходство и в чем различие в свойствах кремниевой и
угольной кислот?
17. Имеются растворы сульфита натрия, карбоната натрия, сили-
ката натрия. При помощи какого одного реактива можно распознать
каждый из указанных растворов? Напишите уравнения реакций.
18. Что такое жидкое стекло? Где оно применяется?
19. Какие химические реакции происходят при варке стекла?
20. Какими способами можно кислую соль превратить в среднюю,
а среднюю соль в кислую? Напишите уравнения соответствующих
реакций.
21. Сколько литров С02 можно получить из тонны известняка,
содержащего 90% карбоната кальция?
Ответ: 201 600 л.
22. Сколько литров окиси углерода (условия нормальные) потре-
буется для восстановления железа из тонны красного железняка, со-
держащего 30% примесей?
Ответ: 294 000 л.
23. Какой объем углекислого газа (условия нормальные) полу-
чится при разложении 0,5 кг природного известняка, содержащего 92%
карбоната кальция? Какое минимальное количество 28%-ного раствора
аммиака (уд. в.=0,9) потребуется для поглощения всего углекислого
газа?
Ответ: 310 мл 28%-ного раствора NH3.
24. Какого состава образуется соль и какова ее концентрация
в растворе, получившемся при растворении в 19,1 мл 32%-ного раст-
вора едкого натра (уд. в. = 1,31) всего углекислого газа, образовавше-
гося при сжигании 2,24 л метана?
Ответ: 36%-ный раствор Na2C08.
25. Какой объем углекислого газа потребуется для превращения
100 г карбоната кальция в бикарбонат?
Ответ: 22,4 л С02.
26. Какое количество 20%-ной соляной кислоты (уд. в. = 1,1)
потребуется для растворения 300 г известняка (содержание карбоната
кальция в известняке составляет 90%)? Какой объем выделившегося
газа (условия нормальные)?
Ответ: 895,9 мл 20%-ной HCI; 60,5 л С02.
318

К ГЛАВЕ XIV «МЕТАЛЛЫ»
1. Чем характеризуются металлические свойства? Неметалли-
ческие свойства?
2. Какое положение в системе Менделеева занимают металлы?
В чем состоит различие в строении внешнего электронного слоя у ме-
таллов и неметаллов? Какой элемент обладает наиболее сильно выра-
женными металлическими свойствами?
3. Как изменяются размеры атомов элементов одной и той же
группы с увеличением атомного веса их? Как изменяются в связи с этим
металлические свойства элементов одной и той же группы (увеличи-
ваются или ослабевают) с увеличением их атомных весов?
4. Что называется рядом напряжения металлов?
5. Какой из перечисленных элементов является самым активным:
кальций, стронций или барий?
6. Расположите все изученные вами элементы в ряд по убывающей
металлической активности.
7. Чем отличаются по физическим свойствам металлы от неметал-
лов?
8. Одинаковыми ли свойствами обладают металлы и их сплавы?
9. Чем обусловлена разница свойств чугуна, стали и мягкого
железа?
10. Какими свойствами обладают гидраты окислов металлов Г
и II групп системы Менделеева? Как изменяются свойства гидратов
окислов металлов одной группы с увеличением их атомного веса?
11. Чем объясняется, что такие металлы, как железо и алюминий,
стоящие в ряду активности до водорода, не реагируют с концентриро-
ванной азотной кислотой?
12. Какое место занимает алюминий в системе Менделеева и ка-
кими свойствами обладает его гидрат окиси?
13. Чем объяснить, что гидраты окислов натрия и алюминия —
элементов, стоящих в одном и том же периоде,— обладают различными
свойствами?
14. Напишите формулу окиси и закиси железа, сернокислых солей
окиси и закиси железа.
15. Как изменится вес 5-граммовой железной пластинки при вы-
держивании ее в растворе, содержащем 1,6 г сернокислой меди?
Ответ: 5,08 г.
16. Сколько свинца выделится из раствора уксуснокислого
свинца, если в нем растворится 10 г цинка?
Ответ: 31,8 г.
17. Сколько получится хлористого алюминия при растворении
в соляной кислоте 3,9 г гидрата окиси алюминия? Сколько получится
алюмината натрия при растворении 3 г гидрата окиси алюминия в ед-
ком натре?
Ответ: 6,67 г; 4,1 г.
319

18. Сколько водорода выделится при растворении 3 г алюминия
в растворе едкого натра?
Ответ: 3,7 л.
19. Сколько выделится водорода при растворении 3 г алюминия
в серной кислоте?
Ответ: 3,7 л.
20. 6 г смеси А1 с Си обработали соляной кислотой и собрали
3,7 л водорода. Определите процентный состав смеси.
Ответ: 50%.
21. 10 г смеси А1 с Си обработали концентрированной азотной
кислотой. Объем выделившегося газа равен 2,24 л (условия нормаль-
ные). Каков процентный состав смеси?
Ответ: Си—32%, А1—68%.
22. Определите процентный состав смеси железа с магнием, если
известно, что при обработке соляной кислотой 4 г этой смеси выделя-
ется 2,24 л водорода.
Ответ: 30% Mg и 70% Fe.
23. При обработке 9 г смеси алюминия с окисью алюминия 40%-
ным раствором едкого натра (уд. в. = 1,4) выделилось 3,36 л газа. Оп-
ределите процентный состав смеси и количество миллилитров раствора
едкого натра, вступившего в реакцию.
Ответ: А1—30%, 16 мл 40%-ного NaOH.
24. Имеется смесь алюминия, магния и песка. Определите про-
центный состав этой смеси, если известно, что при обработке 2,5 г
смеси раствором едкого натра выделяется 1,12 л водорода, а при об-
работке 2,5 г этой смеси соляной кислотой выделяется 2,24 л водо-
рода. Определите, сколько миллилитров 28%-ного раствора щелочи
(уд. в. = 1,31) вступило в реакцию.
Ответ: 48% Mg, 36% А1 и 16% Si02.
ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
К ГЛАВЕ XIX «ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ В ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ»
1. Изложите основные положения теории химического строения,
созданной Бутлеровым.
2. Приведите два конкретных примера, иллюстрирующие.основ-
ные положения теории химического строения органических соедине-
ний.
3. Бром действует на метан подобно хлору. Составьте уравнения
последовательного бромирования метана.
4. Какой, характер носят реакции взаимодействия этана с галоге-
нами? Как это объяснить с точки зрения строения молекулы этана?
5. Как опытным путем отличить этан от водорода?
6. Напишите формулы представителей ряда метана с 5, 7, 8, 10
320

атомами, углерода. Какие вещества называются гомологами? Что
называется гомологическим рядом? Какова общая формула углеводо-
родов ряда метана? Почему метан и его гомологи называются пре-
дельными углеводородами?
7. Напишите структурные формулы предельных углеводородов,
в молекулах которых содержится 7 атомов и 10 атомов углерода.
8. Какие вещества называются изомерами?
9. Сколько веществ изображено следующими структурными фор-
мулами:
К ГЛАВЕ XXI «НЕПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ»
1. Какие углеводороды называют непредельными?
2. Что называется процессом полимеризации? Назовите важные
промышленные продукты, являющиеся полимерами.
3. Какими способами можно распознать метан и этилен, находя-
щиеся в разных сосудах?
4. По аналогии с гомологическим рядом метана напишите формулы
представителей ряда этилена, содержащих 4, 8, 9 углеродных атомов.
5. Как практически узнать, содержатся ли непредельные углеводо-
роды в газе, используемом в качестве горючего в лаборатории, на про-
изводстве, в быту?
6. Смесь пропана с пропиленом горит светящим пламенем. После
пропускания смеси через бромную воду светимость пламени умень-
шается. Объясните это явление.
7. Изобутилен Н8С—С = СН2 может полимеризоваться. Составьте
уравнение реакции полимеризации изобутилена.
8. Тетрафторэтилен CF2=CFa образует полимер, отличающийся
исключительно высокой химической стойкостью. Составьте уравнение
реакции полимеризации тетрафторэтилена.
9. Почему исчезает копоть и увеличивается яркость пламени при
вдувании воздуха в горящий ацетилен?
10. Каким образом получить хлористый этил С2НбС1, исходя из
ацетилена? Напишите уравнения реакций.
И. Составьте структурные формулы двух ближайших гомологов
ацетилена. Выведите общую формулу углеводородов ряда ацетилена.
11 Пособие по химии
321

12. По аналогии с гидратацией этилена напишите уравнение гидра-
тации пропилена.
К ГЛАВЕ XXII «АРОМАТИЧЕСКИЕ УГЛЕВОДОРОДЫ» И К ГЛАВЕ XXIII
«ПРИРОДНЫЕ ИСТОЧНИКИ УГЛЕВОДОРОДОВ»
1. Какие экспериментальные данные подтверждают структурную
формулу бензола?
2. Как распознать на основании химических свойств 3 жидкости —
бензол СвНв, гексан С0Н14 и гексилен СвН12?
3. Какие свойства бензола указывают на сходство его с а) предель-
ными, б) непредельными углеводородами? В чем проявляется разли-
чие в обоих случаях?
4.. Если бромную воду взболтать с бензолом, то после отстаивания
бензольный слой становится сильно окрашенным. Объясните проис-
ходящее явление.
5. Формулы гомологов бензола получаются путем замещения ато-
мов водорода бензольного кольца радикалами предельных углеводо-
родов. Составьте общую формулу ароматических углеводородов.
6. Каким химическим способом очистить предельный углеводород
от примеси непредельных и ароматических углеводородов?
7. Можно ли нефть выразить одной молекулярной формулой?
Почему?
8. На чем основана переработка нефти?
9. Назовите важнеййше нефтепродукты и укажите области их
применения.
10. Что такое крекинг и какова цель его применения?
11. В чем сходство и различие между крекингом и перегонкой
нефти?
К РАЗДЕЛУ € КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ»
1. Какие виды кислородсодержащих органических соединений
вам известны? Как они химически связаны между собой и с соответст-
вующими известными вам углеводородами? Изобразите эту связь в виде
схемы.
2. Какие способы получения этилового спирта вам известны? От-
вет иллюстрируйте уравнениями химических реакций.
3. На основании каких химических реакций может быть выве-
дена структурная формула этилового спирта?
4. Чистый этиловый спирт, поступающий в продажу (спирт-ректи-
фикат), содержит 4% воды. Какими способами можно удалить эту воду?
Безразлично ли, какое количество натрия при этом будет взято?
5. Какие металлы могут быть использованы для получения из
спирта-ректификата (96%-ный спирт) абсолютного этилового спирта
(100%-ный спирт)?
6. Если сравнить цвет пламени горящих на воздухе спиртов:
метилового, пропилового, гексилового, он будет неодинаковым. Как
322

изменяется цвет пламени указанных выше спиртов и почему? Можно
ли изменить цвет пламени и сделать его примерно одинаковым?
у г 7. Напишите ход последовательного превращения первичного
пропилового спирта во вторичный, пользуясь химическими свойствами
спиртов и непредельных углеводородов.
. ;- 8. Какие вещества могут получиться в результате дегидратации
первичного пропилового спирта?
9. Глицерин был получен в 1873 г. из пропилена СН8—СН=СНа.
Какие превращения вы можете предложить, чтобы в конечном итоге
получить глицерин?
10. На каком свойстве глицерина основано его применение как
смазочного средства, предохраняющего предметы от высыхания?
11. Какие химические реакции позволяют отличить многоатомный
спирт от одноатомного?
12. Какое минимальное количество углеродных атомов должен со-
держать 5-атомный спирт? Ответ поясните, о.
13. Как изменяется при хранении внешний вид фенола и
почему?
14. Можно ли получить фенолят натрия действием на фенол раст-
вором соды?
15. В каких химических реакциях проявляется сходство и разли-
чие спиртов и фенола? Ответ подтвердите уравнениями химических
реакций.
16. Напишите формулы изомерных соединений общей формулы
С6Н10О.
17. К какому типу реакций относятся реакции получения фенол-
формальдегидных смол? Можно ли выразить фенолформальдегидную
смолу определенной химической формулой? Ответ поясните.
18. Почему число изомеров в ряду альдегидов равно числу.изоме-
ров первичных спиртов с тем же числом углеродных атомов?
19. Из ацетилена по реакции Кучерова получается уксусный аль-
дегид. Напишите по аналогии уравнение реакции гидратации метил-
ацетилена.
20. Какие виды изомерии могут существовать у-кислородсодержа-
щих органических соединений (для разных гомологических рядов
и внутри одного гомологического ряда)?
21. Одинаковыми ли свойствами обладает гидроксильная группа
—ОН, входящая в состав этилового спирта, глицерина, фенола и ук-
сусной кислоты? (Сравните реакции этих соединений с металлами и ще-
лочами.) Существует ли обратное влияние гидроксильной группы на
свойства радикала углеводорода, входящего в состав этих молекул?
(Сравните отношение спирта и фенола к бромной воде, а также условия
замещения атомов водорода в этане и бензоле с условиями замещения
тех же атомов в феноле.)
22. Составьте уравнения реакций уксусной кислоты с натрием,
гидратами окисей кальция и железа, содой, этиловым спиртом.
23. Как разделить смесь фенола и уксусной кислоты, пользуясь
их химическими свойствами?
11*
323

24. Как можно отличить стеариновую свечу (состоящую из стеари-
новой кислоты) от парафиновой (химическими методами)?
25. Почему, если пытаться вымыть с мылом руки, на которые по-
пала уксусная кислота, мыло перестает мылиться? Почему мылб плохо
мылится в жесткой воде?
26. Как исходя из уксусного альдегида получит^уксусно-этило-
вый эфир?
27. На основании каких химических превращений может быть
выведена структурная формула глюкозы, если из данных количествен-
ного анализа известно, что ее состав выражается формулой (СН20)в,
а молекулярный вес равен 180?
28. Каким веществом вместо обычных альдегидов можно восполь-
зоваться для нанесения серебряного зеркала, основываясь на тех же
химических превращениях?
29. Какие реакции гидролиза в органической химии вам известны?
Для получения каких важных в промышленности соединений они при-
меняются?
30. Какие виды органических соединений необходимы человеку
для его нормального питания? Что вы. знаете об их составе, строении
и производстве, а также о возможностях искусственного получения?
31. Сколько литров углекислого газа (измеренного при нормаль-
ных условиях) образуется при взрыве смеси 5 л метана и 11 л кисло-
рода? Ответ поясните.
Ответ: 5 л С02.
32. Весь углекислый газ, полученный при сжигании 3,2 л метана,
пропущен через 38,2 мл 32%-ного раствора КОН (уд. в. = 1,31). Какого
состава образовалась соль и какова ее концентрация в растворе?
Ответ: К2С03; 37%.
33. Сколько литров углекислого газа образуется при полном сго-
рании 5,6 л этилена? Каков состав образующейся соли, если углекислый
газ был поглощен 315 мл 6%-ного раствора NaOH (уд. в.-=1,06)?
Ответ: 11,2 л С02; NaHC03.
34. Сколько граммов Мп02 и сколько миллилитров 37%-ной HC1
.(уд. в. = 1,19) потребуется для получения хлора, чтобы прохлорировать
5,6 л этилена?
Ответ: 21,75 г МпОа и 82,9 мл соляной кислоты.
35. 3 л смеси этана и этилена пропущены через раствор бромной
воды, при этом получилось 4,7 г бромистого этилена. Определите про-
центный состав смеси по весу и по объему.
Ответ: этилена 18,6% (по объему) и 17,6% (по весу).
36. Сколько литров углекислого газа выделится при сгорании
смеси 2 л ацетилена и 12 л кислорода?
Ответ: 4 л С02.
37. Сколько граммов (максимально) брома может вступить в реак-
цию с 5,6 л ацетилена?
Ответ: 80 г.
324

38. Гексахлоран (гексахлорциклогексан) является продуктом
реакции присоединения максимального количества хлора к молекуле
бензола. Он применяется как ядохимикат для борьбы с вредными насе-
комыми и с болезнями растений, для уничтожения сорняков. Сколько
литров хлора потребуется для превращения 39 г бензола в гексахлоран?
Ответ: 33,6 л.
39. Какой объем воздуха потребуется для полного сгорания 16 г
метилового спирта?
Ответ: 84 л.
40. Определите объем водорода, выделившегося при действии 4,6 г
металлического натрия на 62,5 мл 95,5% -ного этилового спирта (уд. в. =
=0,8). Найти процентную концентрацию соединений, образовавшихся
в растворе.
Ответ: -9,2% NaOH и -9,4% C2H6ONa.
41. Какой объем воздуха понадобится для получения 1 т 40%-
ного формалина при окислении метилового спирта? Какими химиче-
скими свойствами обладает этот раствор? В какие химические реакции
он может вступить?
Ответ: —746 м3.
42. Какой объем 20%-ного формалина (уд. в. = 1,06) надо добавить
к аммиачному раствору окиси серебра, чтобы получить 1,08 г металли-
ческого серебра? Какое практическое применение в технике находит
эта реакция?
Ответ: 0,354 мл.
43. При нейтрализации 10 г раствора смеси уксусной кислоты и
фенола в воде потребовалось 47,6 мл 6,4%-ного раствора едкого натра
(уд. в. = 1,05), а при действии на такое же количество раствора избытка
бромной воды выпало 9,93 г осадка. Найти процентную концентрацию
фенола и уксусной кислоты в растворе.
Ответ: 28,2% СвН6ОН и 30% СН3СООН.
44. Определите состав и строение' одноосновной органической
кислоты, если известно, что для нейтрализации 4,8 г ее требуется
16,95 мл 22,4% -ного раствора едкого кали (уд. в. = 1,18). Какие способы
ее получения вам известны?
Ответ: СН3СООН.
45. При гидролизе (омылении) 5,6 г смеси этиловых эфиров ук-
сусной и муравьиной кислот потребовалось 25,96 мл 10% -ного раствора
едкого натра (уд. в. = 1,08). Найдите процентный состав смеси.
Ответ: 47,14% СН3СООС2Н6 и 52,86% НСООС2Н6.
46. Одним из способов получения этилового спирта в промышлен-
ности является брожение продуктов гидролиза клетчатки и крахмала.
Определите выход этилового спирта в процентах к теоретически воз-
можному, если известно, что из 1 т картофеля* содержащего 20% крах-
мала, получено 100 л спирта (уд. в. =0,8).
Ответ: 73%.
325

РАЗБОР РЕШЕНИЯ НЕКОТОРЫХ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ
РАСЧЕТНЫЕ ЗАДАЧИ
Задача № 1. Найдите процентный состав H2S04 по (^ррмуле.
1. Находим молекулярный вес серной кислоты:
H2SO,
1.2 + 32 + 16-4 = 98.
2. Определяем процентное содержание водорода.
В 98 вес. ч. H2S04 содержится 2 вес. ч. водорода, а сколько ве-
совых частей водорода содержится в 100 вес. ч. серной кислоты и
составит процент водорода:
в 98 вес. ч. H2S04 содержится 2 вес. ч. водорода
в 100 вес. ч. H2S04 » х вес. ч. »
»*-^-2.04%.
3. Рассуждая аналогично, находим процентное содержание серы
и кислорода:
в 98 вес. ч. H2S04 содержится 32 вес. ч. серы
в 100 вес. ч. H2S04 » х вес. ч. »
х = ^«= 32,65%;
в 98 вес. ч. H2S04 содержится 64 вес. ч. кислорода
в 100 вес. ч. H2S04 » х вес. ч. »
64-100 сс о1 о/
* = —— = 65,31%.
Ответ: Н—2,04%; S—32,65%, 0—65,31%.
Задача № 2. Напишите формулу соединения, если процентный
состав этого соединения:
Na — 27,06%,
N —16,47%,
0-57,47%.
Чтобы найти соотношение между атомами в данной молекуле,
нужно разделить процентное весовое содержание на грамм-атомные
веса:
27,06. 16,47, 57,47
23 ' 14 ' 16 '
Разделив, получаем следующее соотношение атомов в молекуле:
на 1,17 Na приходится 1,17 N и 3,58 О. Так как в молекулу могут вхо-
дить только целые атомы, то следует привести полученные отношения
к единице, т. е. принимаем меньшее из полученных нами чисел за
326

единицу:
1,17 . U7 # 3^58 < . ~
1,17 : 1,17 : 1,17^1:1М-
Таким образом, формула соединения NaN03.
Задача № 3. Сколько грамм-молекул содержится в 35,5 г хлора?
Одна грамм-молекула хлора весит 71 г, так как молекула хлора
состоит из двух атомов и атомный вес хлора равен 35,5. Составляем
пропорцию:
1 моль весит 71 г,
х молей » 35,5 г.
Ответ: 1/t моля.
Задача № 4. Какой объем займет водород, выделившийся при
растворении 3,25 г цинка в соляной кислоте (условия нормальные)?
Прежде всего следует написать уравнение реакции. Из закона
Авогадро следует, что грамм-молекула любого газа при нормальных
условиях занимает объем 22,4 л:
Zn + 2HCl = H2 + ZnCla.
65 е 22,4л
65 г цинка выделяет одну грамм-молекулу водорода, которая
при нормальных условиях занимает объем 22,4 л. Составляем про-
порцию:
65г—22,4л
3,25 г— хл
3,2522,4 t 10
х= ю в 1,12л.
Ответ: 1,12 л.
Задача № 5. Сколько было израсходовано гидрата окиси кальция
для получения 31 г фосфата кальция? t
ЗСа (ОН)а + 2Н3Р04 = Са3 (Р04)2 + 6Н20.
3 грамм-молекулы гидроокиси кальция весят 3x74 у. е. (угле-
родные единицы), а одна грамм-молекула фосфата кальция — 310 у. е.
Составляем пропорцию:
х= зю = 22,2 г.
Ответ: 22,2 г Са(ОН)2.
Задача №6. Как приготовить 50 г 10%-ного раствора серной
кислоты, исходя из 96%-ной серной кислоты (уд. в. = 1,84)?
327

Прежде всего узнаем, сколько граммов безводной серной кислоты
содержится в 50 г 10%-ного раствора серной кислоты:
в 100 г 10%-ного раствора содержится Юг
в 50 г » » » хг
х = 5г.
Если бы была безводная серная кислота, то следовало бы взять
5 г ее и 45 мл воды, но нам дан 96%-ный раствор серной кислоты. Рас-
считываем, сколько по весу 96%-ного раствора кислоты надо взять,
чтобы в этом растворе содержалось требуемое нам количество безвод-
ной серной кислоты:
в 100 г раствора содержится 96 г •
в хг » » 5г
Теперь найдем, какой объем займут 5,2 г раствора 96%-ной серной
кислоты:
1 мл весит 1,84г (уд. в. 96%-ного раствора)
хмл » 5,2 г
5 2
я = 1~^ = 2,82 мл.
Таким образом, 2,82 мл 96%-ной серной кислоты содержит 5 г
безводной серной кислоты и весят 5,2 2.
Далее находим, к какому же количеству воды надо добавить
2,82 мл 96%-ной серной кислоты:
502—5,22 = 44,82
(учитывая, что удельный вес воды равен 1, понимаем, что надо
добавить 44,8 мл). Следовательно, для приготовления 50 г 10%-ного
раствора серной кислотв1 следует отмерить 44,8 мл воды и медленно
к воде прилить 2,82 мл 96%-ной серной кислоты; так как это количе-
ство серной кислоты весит 5,2 г, то общий вес, как и требовалось,
будет составлять
44,82 + 5,22 = 502.
Ответ: воды — 44,8 мл; 96%-ной H2S04—2,82 мл.
Задача № 7. Сколько выделится азотнокислого бария из раствора,
насыщенного при 100° и охлажденного до 0°, если было взято 50 мл
воды? Растворимость азотнокислого бария (граммов соли в 100 г
воды) при 0° равна 5 2, а при 100° — 34,2 г.
Определим, какое количество азотнокислого бария растворяется
в 50 мл воды при 100° и при 0°:
при 100°—17,12,
при 0°— 2,5 2.
328

Следовательно, из 17,1 г взятой соли в растворе останется
2,5 г, а остальное количество выпадает в твердом виде:
17,1 г—2,5г= 14,6г.
Ответ: 14,6 г Ba(N03)2.
Задача № 8. Какова процентная концентрация раствора серни-
стой кислоты, полученной растворением 1 л сернистого газа в 10 мл
воды?
Сернистый газ, растворяясь в воде, образует сернистую кислоту:
S02 + H20 = H2S03.
Для решения этой задач и.необходимо найти вес 1 л сернистого газа
и вес сернистой кислоты, получающейся при растворении 1 л сер-
нистого газа в воде:
22,4 л сернистого газа веся~ 64 г
\ л » » » х г
22,4 л S02 образуют 1 моль H2S03, которая весит 82 г:
22,4 г S02 дают 82 г кислоты
1 л S02 » хг »
х==§ё=3'66г-
Можно получить тот же результат, рассуждая таким образом:
64 г S02 дают 82 г H2S03
2,86г S02 » хг H2S03
2,86-82 0 а~
х = -Чт:— = 3,66 г.
64
Найдем вес раствора сернистой кислоты, который получился
при растворении 1 л S02 (вес которого 2,86 г) в 10 мл воды:
2,86г+Юг= 12,86г.
В этом количестве раствора содержится кислоты 3,66 г. Чтобы
подсчитать процентную концентрацию, составляем пропорцию:
в 12,86 г раствора содержится 3,66 г кислоты
в 100 г » » х г »
3,66-100 OQ0/
Ответ: 28%-ный раствор H2S03.
Задача № 9. Какого состава образуется соль и какова ее про-
центная концентрация в растворе, полученном при растворении
329

в 76,4 мл 32%-ного раствора едкого кали (уд. в. = 1,31) всего углеки-
слого газа, образовавшегося при сжигании 6,4 л метана?
Для решения этой задачи необходимо подсчитать вес едкого кали,
находящегося в 76,4 мл 32%-ного раствора, и вес углекислого газа,
образовавшегося при сжигании метана.
Затем следует написать два уравнения реакций взаимодействия
едкого кали с угольным ангидридом и сравнить имеющиеся количества
с теми, которые подсчитываются по составленным уравнениям реакций.
1. Найдем вес раствора едкого кали:
1мл весит 1,31 г
76,4мл » хг
х==7Ц1а=1()0г
2. Определяем, сколько едкого кали находится во взятом коли-
честве щелочи.
Взято 100 г 32%-ного раствора, следовательно, там содержится
32 г КОН.
3. Определим по уравнению реакции, используя закон Авогадро,
сколько весит получившийся при сжигании метана углекислый газ:
СН4 + 202 = С02 + 2НаО.
22,4 л СН4 дают при сжигании 44 г СОа
6,4л СН4 » » » хг СОа
6,444 1ПС
4. Найдем вес раствора, получившегося после растворения
12,6 г С02:
100 г+12,6 г = 112,6 г.
5. Напишем два уравнения реакции:
КОН + С02 = КНС08,
56 44
2КОН + С02 = К2СОа + НаО.
112 44
Приходим к выводу, что при данных соотношениях между едким
кали и углекислым газом образуется средняя соль.
6. Найдем, сколько соли образовалось в растворе, используя
уравнение реакции:
22,4 — 138
6,4—х
* = ^!р = 39,5г КаС03.
330

Или исходя из едкого кали можно получить тот же результат:
2-56—138
32—х
* = %^ = 39,5г К2С03.
7. Определим процентную концентрацию этой соли в растворе:
в И 2,6 г раствора содержится 39,5 г К2С03
в 100 г » » хг К2С03
39,5-100 ос0/
*=-гшг=35/о-
Ответ: 35%-ный раствор К2С03.
Задача № 10. Сколько выделится сернокислого калия из 100 г
насыщенного при 100° раствора, охлажденного до 0°, если известно,
что при 100° С в 100 г раствора содержится 15,4 г сернокислого калия,
а при 0° С в 100 г раствора содержится 6,85 г сернокислого калия?
1. Нужно узнать, сколько соли и воды находится в насыщенном
при 100° растворе.
В 100 г раствора содержится 15,4 г K2S04, а воды: 100 г — 15,4 г=
=84,6 г.
2. Этот раствор охлаждается до 0°, количество взятой воды не
изменяется. Нужно найти, сколько же соли останется растворенной
в 84,6 г воды при 0°.
При 0° в 100 г раствора содержится 6,85 г K2S04, а воды: 100 г —
—6,85=93,15 г. Составляем пропорцию:
6,85—93,15
х—84,6
6,85-84,6 а оп
х= ' 15 =6,22 г останется в растворе.
3. Находим, сколько же соли выделится из раствора:
15,4г—6,22г = 9,18г
Ответ: 9,18 г K2S04 выкристаллизуется.
Задача № 11. Имеется смесь алюминия, магния и песка. Опреде-
лите процентный состав „смеси, если известно, что при обработке
2,5 г смеси раствором едкого натра выделяется 1,12 л водорода, а при
обработке 2,5 г этой смеси соляной кислотой выделилось 2,24 л водоро-
да. Определите, сколько миллилитров 28%-ного раствора щелочи
(уд. в. = 1,31) вступило в реакцию.
Для решения этой задачи надо знать, что со щелочью будет реа-
гировать алюминий, а с соляной кислотой — и алюминий, и магний.
Определив количество алюминия по уравнению реакции его
со щелочью, можно найти количество магния по количеству всего
331

выделившегося водорода минус количество водорода, выделенного
алюминием.
Зная вес алюминия и магния, можно по разности найти содержа-
ние песка в смеси. Определив весовой состав взятой смеси, находим
процентное содержание этих веществ.
1. Найдем, сколько имелось алюминия в смеси:
2Al+2NaOH+2H20=2NaA102+3Ha (1)
2-27 2 А1—3-22,4 л Н2
хгА\—1,12 л Н2
_2,271,12_Л Q
Х ~~ 3-22,4 "" ' г'
2. Сколько было в смеси магния?
И магний, и алюминий выделили 2,24 л водорода из соляной кис-
лоты, а 0,9 г алюминия выделят 1,12 л водорода, следовательно, маг-
ний выделил 1,12 л водорода:
Mg+2HCl=MgCl2+H2 (2)
24 г Mg—22,4 л Н2.
xaMg—1,12 л Н2
_ 241,12 , о
Х~ "~22~4 ' г'
3. Весовой состав смеси будет следующий:
1,2г+0,9г=2,1 г (магний + алюминий),
2,5г—2,1 г=0,4г (песок).
4. Найдем процентный состав смеси:
в 2,5 г смеси содержится 1,2 г Mg
в 100 г » » хг Mg
1,2-100 AQa/
* = -2Х- = 48о/о'
Аналогично:
в 2,5 г смеси содержится 0,9 г А1
в 100 г » » хг А1
0,9-100 ОСп.
* = 2>5 = 36%,
в 2,5 г смеси содержится 0,4 г песка
в 100 г .» » л: г »
0,4-100 1Сп/
х = -Х5-=16%-
Щелочь может вступать в реакцию только с алюминием, поэтому
количество вступившей в реакцию щелочи определяем по первому (1)
уравнению (SiOa реагирует со щелочью при сплавлении).
332

Согласно уравнению химической реакции:
2-27 г А1 взаимодействует с 2-40 г NaOH
0,9 г А1 » х г NaOH
___0,9.2-40 _ , ^
*——9-27—— l»w 2.
Так как мы имеем 28%-ный раствор щелочи, т. е. в каждых
100 г раствора содержится 28 г чистой щелочи, то можно найти, в ка-
ком количестве данного раствора будет содержаться 1,33 г NaOH.
доставляем пропорцию:
100 г раствора—28 г NaOH
х г » —1,33 г NaOH
х_ 1.33^100 = 4>? г 28одного раствора NaOH.
Найдем количество миллилитров по формуле
■-*••
4.7
T-gg=^3,5 мл 28%-ного раствора NaOH.
Ответ: 48% Mg, 36% А1 и 16% песка; 3,5 мл NaOH.
Задача № 12. Как изменится вес 5-граммовой железной пластинки
при выдерживании ее в растворе, содержащем 1,6 г сернокислой меди?
Прежде всего следует написать уравнение протекающей реакции:
CuS04 + Fe = FeS04 + C
Медь, выделенная железом, будет осаждаться на железной пла-
стинке, и ее вес будет увеличиваться.
1. Сколько граммов железа вступит в реакцию с 1,6 г сернокислой
меди?
CuS04 + Fe = FeS04 + Си.
160 г CuS04 — 56 2 Fe
1,6 2 CuS04—x г Fe
x = '160 = 0,56 2.
2. Вместо растворившихся 0,56 г железа выделится на железной
пластинке медь. Сколько меди выделится вместо 0,56 г железа?
56 2 Fe дает 64 г Си
0,56 2 Fe » jc 2 Си
0,56-64 Л«,
* = -5б- = 0»642-
3. На сколько же граммов увеличится вес пластинки?
0,64 2—0,56 2 = 0,08 2.
333

4. Найдем вес пластинки:
5 г + 0,08 2 = 5,08 2.
Ответ: 5,08 г.
Задача № 13. Определите процентный состав смеси железа с маг-
нием, если известно, что 4 -г этой смеси при обработке соляной кисло-
той выделяют 2,24 л водорода.
Для решения этой задачи обозначим количество магния в слгёси
через jc, тогда количество железа равно 4 — х. Напишем уравнение
реакции, происходящей при растворении магния в соляной кислоте:
Mg + 2HCi = H2 + MgCla,
24 2Mg—22,4 л На
х г Mg—а л На.
22 4-х
а = —^т это количество литров водорода, выделенное маг-
нием.
Точно так же рассуждая, определим объем выделившегося водо-
рода при действии железа на соляную кислоту:
Fe + 2HCl = FeCla + H2,
£6 2 Fe—22,4 л На
(4-х) г Fe—b л На,
6=i JL—: это количество литров водорода.
22 4х (4 *V22 4
Всего водорода выделилось: —^- + ——-^—— = 2,24 л.
Решая это уравнение, получим х=1,2 г — столько было в смеси
магния. Очевидно, железа будет 4 г — 1,2 2=2,8 2.
Затем найдем процентное содержание магния в смеси:
Следовательно, в смеси 30% Mg и 70% Fe.
Ответ: 30%Mg и 70% Fe.
Задача № 14. Какой объем углекислого газа (условия нормаль-
ные) получится при разложении 0,5 кг природного известняка, со-
держащего '92% карбоната кальция?
Какое минимальное количество 28%-ного раствора аммиака
(уд. в.=0,9) потребуется .для поглощения всего углекислого газа?
1. Найдем содержание карбоната кальция в известняке:
100 2—92 2
500 2—х г
*=-ж- = 460г.
334

2. Вычислим объем углекислого газа, выделившегося при разло-
жении карбоната кальция:
100 г—22,4 л
460 г—х л
460-22,4 1ЛО пг.
х= —щ— =103 л С02.
3. Напишем уравнение реакции раствора аммиака с угле-
кислым газом, причем следует учесть, что затрата аммиака была
минимальной; определим вес поглощенного аммиака:
NH3 + Н20 + С02 = NH4HC03.
17 — 22,4
х—103
17-103 7Q ,
Х=="22Х = 78'1г-
4. Найдем, в каком количестве по весу 28%-ного раствора аммиа-
ка содержится 78,1 г аммиака:
100 г—28 г
х г—78,1 г
х==100_78Л = 28()г
5. Какой объем займет это количество раствора, если удельный
вес 28%-ного раствора аммиака равен 0,9?
1 мл весит 0,9 г
х мл » 280 г
280 Q11
X = Q-g = 311 МЛ.
Ответ: 103 л С02, 311 мл 28%-ного раствора NH5.
Задача № 15. Определите количество серного ангидрида, которое
надо растворить в 10 г 96%-ного раствора серной кислоты для полу-
чения 100%-ной (безводной) кислоты.
1. Определим, какое количество воды имеется "в 10 г 96%-ного
раствора серной кислоты: 10. г—9,6 г = 0,4 г.
2. Найдем, сколько надо прибавить серного ангидрида, чтобы
превратить всю воду в ,серную кислоту:
HaO + S08 = H2S04.
18—80
0,4—х
°.4-80 1 7ft ,
х= 18 = 1,78 г.
Ответ: 1,78 е SOs.
335

Задача № 16. Сколько граммов брома может присоединить 5 л
смеси этилена, ацетилена и метана, содержащей 44,8% этилена и
32,8% метана (по объему)? Чему равен удельный вес данной смеси
газов (условия нормальные)?
СН2 = СН2+Вг2 = СН2Вг-СНаВг,
СН = СН + 2Вг2 = СНВг2 —СНВг2.
Метан в этих условиях с бромом не реагирует.
1. Какой объем занимает этилен?
в 100 л смеси содержится 44,8 л этилена
в 5л » » хл »
5-44,8 0 ПА
2. Сколько граммов брома могут присоединить 2,24 л этилена?
1 моль этилена занимает объем 22,4 л
х молей » » » 2,24 л
2,241 Л1
х= ' 4 =0,1 моля.
1 моль этилена присоединяет 1 моль брома (160 г)
0,1 моля » » х молей » (хе)
* = -Ч— = 0,1 моля.
1 моль брома = 160 г,
0,1 моля » = 16 г.
2,24 л этилена могут присоединить 16 г брома.
3. Какой процент ацетилена в исходной смеси?
100%—44,8% (этилен) —32,8% (метан) = 22,4%.
4. Какой объем занимает ацетилен?
в 100 л содержится 22,4 л ацетилена
в 5 л » х л »
5-22,4 , 10
* = -ТосГ=1'12л-
5. Сколько граммов брома могут присоединить 1,12 л ацетилена?
С2Н2 + 2Вг2 = С2Н2Вг4.
22,4 л ацетилена (1 моль) могут присоединить 320 г (2 моля) брома
1,12л » » » хг »
1.12-Э20_16
Х 22,4 -10г'
336

1,12 л ацетилена могут присоединить 16 г брома.
6. Сколька граммов брома может присоединиться ко всей смеси?
дг=16 г (к этйлену)+16 г (к ацетилену)=32 г.
Для определения удельного веса смеси газов следует определить
Еес всей смеси (5 л) газов:
„ вес <
удельный вес = -5^
вес смеси
смеси
7. Сколько весят 2,24 л этилена?
1 моль этилена весит (2,12+4,1) г=28 г и занимает объем 22,4 л,
х г этилена занимают объем 2,24 л:
х~ 22,4 ~~Zfi г-
8. Сколько весят 1,12 л ацетилена?
1 моль ацетилена занимает объем 22,4 л и весит (2,12+2,1) £=■
=26 г, а 1,12 л ацетилена весят х г:
Х=="ЖТ"=1,3 г'
9. Какой объем занимает метан?
5 л—2,24 л (этилен)—1,12 л (ацетилен) =1,64 л или
в 100 л смеси содержится 32,8 л метана
в 5 л » » х л »
532,8 , ал
* = -10б-=1'64л-
10. Сколько весят 1,64 л метана?
22,4 л (1 моль) метана весят 16 г '(12+4,1)
1,64 л » » х г
1,6416, lft
11. Сколько весит вся смесь газов?
х=2,8 г (этилен)+1,3 г (ацетилен)+1,18 г (метан)=5,28 г.
12. Чему равен удельный вес смеси газов?
удельный вес = -\— = 1,056 г/л.
О Л
Ответ: смесь может присоединить 32 г брома; удельный
вес смеси равен 1,056 г/л.
Задача № 17, 1,6 л смеси пропана и Пропилена (СН3—СН=СН2),
содержащей 56 об. % пропилена, смешаны в темном сосуде при тем-
пературе 0° с газом, полученным при действии 3,5 г марганцовокислого
калия на 26,555 мл 20%-ной соляной кислоты (уд. в. = 1,10). Найти
состав (в объемных и весовых процентах) смеси газов после того, как
337

реакционный сосуд будет охлажден до 0° (дихлорпропан, получаю-
щийся при реакции пропилена с хлором,— жидкость с температурой
кипения 97°).
2КМп04 + 16НС1 = 2КС1 + 2МпС12 + 5С1а + 8Н20,
СН8—СН = СНа + С12 = СН3 — СНС1 —СН2С1.
Пропан с хлором в темноте и при низкой температуре практически
не реагирует.
1. Сколько весят 26,255 мл 20%-ной соляной кислоты?
вес = объ^м х удельный вес = 26,555 мл-1,10 г/лл = 29,21 г.
2. Сколько граммов хлористого водорода содержится в 29,21 г
20%-ной соляной кислоты?
в 100 г 20%-ной соляной кислоты содержится 20 г хлористого водорода
в 29,21 г » » » » хг ъ »
20-29,21 - Qylo
х = —ш^- = 5,842г.
3. Какое из веществ —■ хлористый водород или марганцовокис-
лый калий — взято в избытке?
а) Сколько взято грамм-молекул КМп04?
1 моль КМп04 — 158 г (39 + 55 + 64)
х молей КМп04—3,5 г
х = -^-=0,022 моля.
б) Сколько взято грамм-молекул хлористого водорода?
1 моль—36,5 г (1+35,5)
х молей—5,842 г
5,8421 л 1С
х= ' 5 =0,16 моля.
в) Какое из веществ взято в избытке?
2КМпО< + 16НС1 = 2КС1 + 2МпС1а + 5Clt + 8Н20.
2 моля КМп04 реагируют с 16 молями HC1.
Для реакции взято 0,022 моля КМп04 и 0,16 моля HC1, КМп04
взят в избытке (0,002 моля).
4. Сколько хлора получится из 0,16 моля (5,842 г) НС1?
16 молей НС1 выделяют 5 молей (5 «22,4= 112 л) хлора
0,16 молей НС1 » х молей »
50,16 ллс 112-0,16 - lo
х= ' =0,05 моля = —г^— = 1,12 л.
338

5. Какой объем занимает пропилен?
в 100 л содержится 56 л пропилена
в 1,6 л » х л »
х = _^ = 0,896л.
6. Какой из газов — хлор или пропилен — взят в избытке?
С3Нв + С12 = С3НвС12.
жидкость
Сколько грамм-молекул пропилена находится в смеси?
1 моль пропилена занимает объем 22,4 л
х молей » » » 0,896 л
0,896-1 лл.
ДС = ^2Т~== ' моля.
7. Какой из газов будет взят в избытке?
1 моль (22,4 л) пропилена реагирует с 1 молем (22,4 л) хлора.
Для реакции взято 0,04 моля (0,896 л) пропилена и 0,05 моля (1,12 л)
хлора. Хлор взят в избытке:
0,05—0,04 = 0,01 моля.
Примечание. Газы реагируют в объемных отношениях, выражаемых коэф-
фициентами в уравнении реакции, т. е. 1 объем хлора может прореагировать с 1 объе-
мом пропилена; 1,12 л — 0,896 4=0,224 л хлора останется.
8. Из каких веществ (ив каком количестве) будет состоять смесь
газов после реакции?
С3Н8— не реагирует и остается 1,6 л — 0,896 л (объем пропиле-
на) =0,704 л\
С8Нв— полностью вступит в реакцию;
С1а— останется 0,01 моля=0,224 л;
С3НбС12— жидкость (в газовой фазе будет очень небольшое ко-
личество паров, которым при решении задачи можно пренебречь).
9. Чему равен объем смеси после реакции?
0,704 л (пропан) -j- 0,224 л (хлор) = 0,928 л.
10. Каков состав смеси, выраженный в процентах по объему?
0,928 л —0,704 л 0,928 л—0,224 л
100 л—х л 100 л—х л
0,704.100 ~с ос 0,224-100 п. 1К
х= 0928 =75,85 л, *= 0>928 =24,15 л,
т. е. 75,85% пропана, т. е. 24,15% хлора.
11. Каков состав смеси, выраженный в процентах по весу?
339

а) Сколько весят 0,704 л пропана?
22,4 л (1 моль) пропана весят 44 г (3-12 + 8-1)
0,704 л » » х г
■Х- 22^4 =1'38г'
б) Сколько весят 0,224 л хлора?
22,4 л хлора (1 моль) весят 71 г (2-35,5)
0,224 л » (0,01 моля) » х г
7*1-0,224 ЛТ1
Х= 22,4 =°>71г-
в) Сколько весит вся смесь?
1,38 а (пропан)+ 0,71 г (хлор) = 2,09 г.
г) Каково процентное содержание пропана и хлора по. весу?
2,09 г—1,38 г 2,09 г—0,71 г
100 2-х г 100 г—х г
1,38-100 aa по 0,71-100 OQ п-
х==-2Ж~ = 66'03г) х = -<Ш- = 33'97г'
т. е. 66,03% пропана. т. е. 33,97% хлора.
Ответ: после реакции и конденсаций паров обра-
зующегося дихлорпропана газовая смесь состоит из
0,704 л пропана и 0,224 л хлора. В процентах по объе-
му: пропана — 75,85%; хлора — 24,15%. В весовых
процентах: пропана — 66,03%; хлора — 33, 97%.
Задача № 18. Сколько литров уксусной эссенции (30%-ной ук-
сусной кислоты, удельного веса 1,04) можно получить из 100 кг кар-
бида кальвдя, содержащего 4% примесей?
Получение уксусной кислоты из карбида кальция складывается
из следующих последовательных превращений:
СаС2 + 2H2Q = Са(ОН)2 + С2Н„
С2Н2 + Н2ОЩ^СН3СНО (реакция Кучерова),
2СН3СНО + 02 = 2СН3СООН.
1. Сколько чистого карбида кальция содержится в 100 кг тех-
нического продукта?
100%— 4% (примеси) = 96%.
100 кг технического продукта соответствуют 96 кг чистого СаС2.
340

2. Сколько килограммов ацетилена можно получить из 96 кг кар-
бида кальция?
СаС2 + 2Н20 = Са(ОН)2 + С2Н2.
1 мольв= 64 г 1 моль=26 г
из 64 кг СаС2 получается 26 кг СаН2
из 96 кг СаС2 » х кг С2Н2
96-26 ол
= 39 кг.
~~ 64
3 Сколько килограммов уксусного альдегида получится из
39 кг ацетилена?
С2Н2 + Н20 HgSQ4t h2so4 CHgCHO
1 моль = 26 г (катализатор) 1 моль= 44 г
из 26 кг С2Н2 получается 44 кг СН3СНО
из 39 кг С2На » х кг СН3СНО
х—^-^ббкг.
4. Сколько килограммов уксусной кислоты (100%) можно полу-
чить из 66 кг уксусного альдегида?
2СН3СНО + 02 = 2СН3СООН
из 88 кг СН8СНО получается 120 кг СН3СООН
из 66 кг СН3СНО » х кг СН3СООН
66-120 ол
: 90 кг.
68
Примечание. Решение задачи можно сократить следующим образом.
Из уравнений реакций синтеза уксусной кислоты следует:
1 моль СаСг Дает 1 моль С2Н2,
1 моль С2Н2 » 1 моль СН3СНО,
1 моль СНдСНО » 1 моль СНдСООН,
1 моль СаС2 » 1 моль СН3СООН (после двух превращений).
Следовательно,
из 64 г (1 моль) СаС2 можно получить 60 г (1 моль) СН3СООН
из 96 кг СаСа » » хг СН3СООН
9600060 пл.
х = —-г-.— = 90 кг.
64
5. Сколько килограммов 30%-ной уксусной йислоты можно по-
лучить из 90 кг чистой (так называемой «ледяной») уксусной кислоты?
в 100 кг содержится 30 кг
в х кг » 90 кг
х = 1^ = 300 кг.
341

6. Какой объем будут занимать 300 кг уксусной эссенции?
объем = ^—=тТ°^ з = 28М &"3 = 288,4 л.
удельный вес 1,04 кг/дм» '
Ответ: из 100 кг 96% карбида кальция можно полу-
чить 288,4 л уксусной эссенции.
Задача № 19. Определите состав смеси метилового и этилового
спиртов, если известно, что при действии металлического натрия (из-
быток) на 11 г этой смеси выделилось 3,36 л водорода.
2СН3ОН + 2Na = 2CH3ONa + Н2,
2С2Н6ОН + 2Na = 2C2H6ONa + Н2.
Задача решается наиболее просто с использованием алгебраиче-
ского метода.
Обозначим количество метилового спирта в смеси — х г. Тогда
количество этилового спирта выразится величиной (11 — л:) г.
1. Сколько литров водорода (а) может выделить натрий из х г
метилового спирта?
2СН3ОН + 2Na = 2CH3ONa + Н2
2 моля(2х32 = 64г)СН3ОН выделяют 22,4 л Н8
х г СН3ОН » а л Н2
22,4*
а = -64-'
2. Сколько литров водорода (6) может выделиться при действии
натрия на (11 — х) г этилового спирта?
2ВДОН + 2Na = 2C2H3ONa + Ht
(мол. в. ^=46)
из 92 г этанола выделяется 22,4 л Н8
из (11—х) г » » b л\\г
^22,4. (11-х)
°~ 92
Зная, что общий объем водорода а+6=3,36 л, составляем одно
уравнение с одним неизвестным:
22,4-х , 22,4(11— х) Q Q£ л
-64" + 92 = 3>36^
х = 6,4г; 11—# = 4,6 г.
Таким образом, в смеси находится 6,4 г СН3ОН и 4,6 г С2НбОН.
Примечание. Алгебраическое уравнение с одним неизвестным можно
составить и другим способом: при реакции 2 молей любого из взятых спиртов полу-
342

11 г смеси СНаОН (мол. в.=32) и C^HgOH (мол. в.=46) содержат 0,3 моля
спиртов. Обозначим х—число молей СН3ОН, тогда (0,3—х) равно числу молей QH^OH
и алгебраическое уравнение приобретает более удобный (чем написанное выше)
для решения вид:
32х + 46(0,3 —*)=П.
отсюда
Задача № 20. Для нейтрализации Юг спиртового раствора смеси
анилина и фенола потребовалось 49,02 мл 2,24%-ного раствора едкого
кали (уд. в. = 1,02), а при добавлении к 5 г того же раствора избытка
бромной воды получено 7,76 г осадка. Найти концентрацию анилина
и фенола в растворе.
1. Сколько весят 49,02 мл раствора КОН?
Вес раствора = удельный вес хобъем=49,02 мл-1,02 г/мл=50 г.
2. Сколько граммов едкого кали содержится в 50 г 2,24%-ного
раствора КОН?
в 100 г 2,24%-ного раствора содержится 2,24 г КОН
в 50 г » » » х г КОН
313
чается 1 моль (22,4 л) водорода. При реакции же 11 г смеси получено 3,36 л водорода,
3.36 Л 1С
что составляет 99-7=0» 15 моля в°Д°Р°Да-

3. С каким количеством фенола может прореагировать 1,12 г КОН?
С6Н5ОН + КОН = СвН5ОК + Н20.
94 56
56 г КОН (1 моль) нейтрализует 94 г (I моль) фенола
1,12 г КОН (0,02 моля) » х г »
* = !i!^i=l,88 г (0,02 моля).
Осадок, выпавший при действии избытка бромной воды, состоит
из трибромфедола и триброманилина.
4. Сколько граммов фенола содержится в 5 г раствора?
в 10 г раствора содержатся 1,88 г фенола
в 5 г » » х г »
* = 11^ = 0,94 г (0,01. моля).
5. Сколько граммов трибромфенола получится при действии из-
бытка бромной воды на 0,94 г фенола?
С0Н5ОН + ЗВг2 = С6Н2(ОН)Вг8 + ЗНВг
94 331
из 94 г фенола (1 моль) получается 331 г трибромфенола (1 моль),
из 0,94 г » (0,01 моля) » х г »
, = 0^331 = 3,31,
6. Сколько весит триброманилин, выпавший из 5 г раствора?
7,76 г (общий вес осадка) — 3,31 г (вес трибромфенола)=4,45 г.
7/ Сколько анилина содержалось в 5 г раствора (из какого коли-
чества анилина получилось 4,45 г триброманилина)?
CeH6NH2 + 3Br2 = CeH2Br3NH2 + 3HBr
93 330
330 г триброманилина получается из 93 г анилина
4,45 г » » х г »
х 4,4593 _ 25
х- ззо -1^M2-J
8. Каков состав раствора?
в 10 г раствора (см. 3) содержится 1,88 г фенола
в 5 г< » (см. 4 и 7) » 0,94 г » и 1,254 г анилина.
Следовательно, в 10 г — вдвое больше.
Ответ: в 10 г раствора содержится 1,88 г фенола
(18,8%), 2,51 г анилина (25,1%) и 5,61 г спирта
(56,1%).
344

РАСПОЗНАВАНИЕ ВЕЩЕСТВ
Для распознавания веществ, в каких бы агрегатных состояниях
они ни находились, можно использовать различие их физических и
химических свойств.
Цвет, запах и относительная плотность дают возможность рас-
познавать газы. Например, хлор можно отличить от других газов по
цвету и запаху, аммиак — по запаху и малой плотности и т. д.
Многие органические вещества обладают запахом, и этим поль-
зуются для их открытия (например, уксусная кислота, эфир, бензол,
анилин и др.).
Воспользоваться этими физическими свойствами для определения
окислов, солей, металлов не всегда возможно потому, что большинство
этих веществ не имеет запаха, не окрашено и мало отличается по плот-
ности. Для распознавания их сначала переводят в раствор и затем
определяют в виде катионов и анионов, получая труднорастворимые
или специфически окрашенные соединения, или определяют по свой-
ствам выделяющихся газов. Например, если при действии кислоты
выделяется тяжелый газ, при пропускании которого через известко-
вую воду выпадает белый осадок, приходим к выводу, что в растворе
присутствовал карбонат-ион. }
В качестве растворителей берут воду, кислоты-неокислители,
щелочи, кислоты-окислители. В том случае, если не удается переве-
сти вещество в раствор с помощью перечисленных веществ, прибегают
к сплавлению. Для сплавления берутся щелочи, карбонаты или их
смеси. Продукты сплавления обрабатываются водой.
Исследование, горит ли газ, поддерживает ли он горение, необ-
ходимо проводить с большой осторожностью. Необходимо помнить,
что такие газы, как водород, метан, окись углерода и пары многих
органических жидкостей образуют с воздухом взрывчатые смеси.
Чтобы предостеречься от опасности, связанной с взрывом, надо брать
малый объем для исследования. Следует отобрать газ в небольшую
пробирку или приготовить смеси исследуемого газа с кислородом
(воздухом) в пробирке и поднести отверстие пробирки к пламени го-
релки. Отсутствие взрыва исключает присутствие смеси Н2, СО и
СН4 с кислородом. Взрыв смеси газа с воздухом указывает на присут-
ствие газов Н2, СО, СН4 или других горючих газов. Разберем ряд при-
меров.
1. В трех закрытых банках находятся газы: S02, H2 и 02. Опре-
делите, в каких банках находятся эти газы.
а) Сравнить газы по запаху *. Имеет запах S02.
б) Все газы бесцветны.
в) Сильно разнятся газы по плотности. Плотность
64
сернистого газа = оо,
* Не следует вдыхать пахнущие вещества, в том числе и газы, близко накло-
нясь к сосуду с этими веществами. Необходимо легким движением руки направить
струю воздуха от отверстия сосуда к себе и осторожно вдохнуть.
345

2
водорода = 2§,
32
кислорода = 29 •
г) Из этих газов сернистый газ довольно хорошо растворим в воде.
Откроем банки с газами под водой. В банке с сернистым газом будет
подниматься вода. Кислород и водород настолько мало растворимы
в воде, что изменения их объема не будет заметно.
д) Испытание на горючесть газов. Отберем в пробирку, заполнен-
ную водой, газ, закроем ее отверстие пальцем и вынем из воды. Введем
в пробирку зажженную лучину. Если в пробирке водород, он загорит-
ся, если кислород, интенсивность горения увеличится.
2. Определите, какими газами заполнены 3 пробирки: NH3, HC1,
СО.
а) Опустим пробирки в воду и откроем их под водой. Вода под-
нимается в первой и второй пробирках.
б) При исследовании растворов индикаторами, раствор в первой
пробирке будет иметь основную, а второй — кислую реакции.
в) Сливаем растворы первой и второй пробирок. Раствор азот-
нокислого серебра при приливании к полученному раствору образует
творожистый осадок хлористого серебра. При приливании концентри-
рованного раствора едкого натра к полученному раствору и нагрева-
нии его выделяется газ с резким запахом — аммиак.
На основании проведенных исследований следует, что в первой
пробирке был аммиак, во второй хлористый водород.
г) Отбираем в пробирку газ, находящийся в третьей банке, и
вносим горящую лучинку. Газ загорается. Если при прибавлении
раствора известковой воды не образуется осадка, следовательно, в ней
был водород. Если осадок с Са(ОН)3 образовался, то это может быть
и окись углерода и метан.
д) Отберем газ во взвешенный сосуд, объем которого известен,
найдем плотность газа по воздуху экспериментально и сравним с под-
считанной. Плотность СО = <й). Плотность СН4 = 2§.
3. Определите состав смеси металлов Al, Fe и Си.
а) При действии на смесь соляной кислоты выделяется водород,
следовательно, есть металл, стоящий в ряду активности до водорода.
б) При действии на смесь раствора щелоки выделялся водород.
В смеси есть металл, гидроокись которого обладает амфотерными свой-
ствами. Обработаем смесь раствором щелочи до окончания растворе-
ния. Оставшийся осадок представляет собой смесь Fe с Си.
в) К солянокислому раствору приливаем щелочь, выпадает бу-
рый осадок Fe(OH)3, который указывает на присутствие железа.
г) Обрабатываем смесь азотной кислотой; раствор приобретает
голубую окраску, характерную для ионов меди.
В смеси доказано присутствие Al, Fe и Си.
Задача № I. В шести пробирках находятся уксусная кислота,
346

бензол, глицерин, уксусный альдегид, гексан и водный раствор глюко-
зы. Как можно различить эти вещества?
Указанные в задаче вещества относятся к различным классам
органических соединений, поэтому для их различия можно восполь-
зоваться реакциями, характерными для соответствующих классов
органических веществ. Большую помощь при проведении анализа
может оказать то, что СН3СООН, СвНв, СН3СНО и СвН14 обладают
различными запахами. Кроме того, углеводороды (СвНв и СвН14)
нерастворимы в воде. Следоцательно, сделав пробу на растворимость
в воде небольшой доли вещества из каждой пробирки, можно разде-
лить их на нерастворимые (бензол и гексан) и растворимые (уксусная
кислота, глицерин, уксусный альдегид и водный раствор глюкозы).
Для того чтобы отличить гексан от бензола, следует воспользо-
ваться легкостью нитрования ароматических углеводородов: к пробе
вещества из этих двух пробирок добавить небольшое количество смеси
концентрированных серной и азотной кислот. Бензол при этом всту-
пит в реакцию нитрования:.
C.H. + HNO, —^ C„HbN02 + H20
и образуется нитробензол, обладающий запахом горького миндаля.
Гексан в реакцию с нитрующей смесью не вступает.
Для различения СН3СООН, СН3СНО, СН2ОНСНОНСН2ОН и
СвН12Ов надо воспользоваться характерными реакциями; уксусную
кислоту легче всего отличить по реакциям с металлами — из перечис-
ленных веществ только она одна будет взаимодействовать с цинком:
2CH3COOH + Zn -* (CH8COO)2Zn + H2.
Кроме того, если к уксусной кислоте'добавить небольшое коли-
чество этилового спирта, 1—2 капли концентрированной H2S04 и
слегка нагреть, то образуется уксусноэтдовый эфир с характерным
фруктовым запахом (туалетный уксус):
СН3СООН + С2Н6ОН -— СН3СООС2Н6 + Н20.
Уксусный альдегид можно отличить по появлению красного ок-
рашивания, образующегося при добавлении альдегидов к фуксин-
сернистой кислоте, или с помощь^) реакции серебряного зеркала:
CH3CHO + Ag20 -— CH8COOH + 2Ag.
Глицерин способен растворять гидрат окиси меди с образованием
интенсивно окрашенного темно-синего раствора:
СН2ОНСНОНСН2ОН + Си(ОН)2 — СН2ОН—СН—СН + Н20.
347

Уксусная кислота также будет растворять Си(ОН)2, но при этом
будет получаться обычный голубой раствор уксуснокислой меди:
Си(ОН)2 + 2СН8СООН — Си(СН8СОО)2 + 2Н20.
Кроме того, уксусная кислота в отличие от глицерина реагирует
с цинком и образует уксусноэтиловый эфир.
Глюкоза относится к полифункциональным производным. Она
содержит 5 -гидроксильных и 1 альдегидную группу:
сн2—сн-сн—сн-сн—сно
I I I I I
он он он он он
поэтому она будет давать как альдегидные реакции, так и реакции,
характерные для многоатомных спиртов, т. е. будет давать одновре-
менно и реакцию серебряного зеркала и растворять гидрат окиси меди.
Однако при нагревании синефиолетовый раствор, образующийся при
взаимодействии Си(ОН)2 с глюкозой, будет выделять кирпично-крас-
ный осадок Си20, так как соединения меди (+2) могут окислять аль-
дегидную группу в глюкозе до карбоксильной:
СН2ОН(СНОН)4-С^ + 2Си(ОН)2 -*
ХН
-> CH2OH(CHOH)4C<f + Cu20.
чон
Задача № 2. Как отличить стеариновую свечу от парафиновой?
Парафиновые свечи изготовляют из парафина — смеси предель-
ных углеводородов, содержащих 25—30 атомов углерода, например
С30Нв2. Стеариновые свечи приготовляют из стеарина — смеси при-
родных жирных кислот, содержащих 15—17 атомов углерода, напри-
мер пальмитиновой С15Н31 СООН, стеариновой С17Н35СООН, которая
получается при гидролизе (омылении) природных жиров:
СНаОСОС17Нза СН2ОН
сносос17н35 +зн2о НС] <к™мм^ зс17н8бсоон + снон
СН20С0С17Н36 СН2ОН
Для того чтобы отличить стеариновую свечу от парафиновой,
следует воспользоваться действием щелочи; стеариновая кислота бу-
дет реагировать с раствором щелочи, образуя натриевую или калиевую
соль — мыло:
С17Н35СООН + NaOH = C17H36COONa + Н20.
Однако мыло довольно мало растворимо в воде и стеариновая
свеча будет очень медленно растворяться в щелочи. Поэтому для более
быстрого определения следует исследовать образующийся мыльный
348

раствор на появление солей стеариновой кислоты; при действии на
полученное мыло кислот или солей кальция и магния будет выпадать
осадок:
C17H36COONa + НС1 = С17Н35СООН 1 + NaCl,
2C17H35COONa + СаС12 = (С17Н35СОО)2Са | + 2NaCl.
Парафиновая свеча при действии растворов щелочей изменяться
не будет, и в щелочном растворе не удастся обнаружить появления
солей органических кислот.
ЗАДАЧИ НА РАЗДЕЛЕНИЕ СМЕСИ ВЕЩЕСТВ
* При решении экспериментальных задач на разделение смесей
£лейует в первую очередь обратить внимание на физические свойства
веществ — их летучесть, растворимость в воде или в органических
растворителях. Если физическими методами смесь разделить"не удает-
ся, надо воспользоваться химическими превращениями веществ, об-
разующих смесь, например действием кислот (для растворения многих
металлов, основных окислов, оснований, солей слабых кислот) или
щелочей (для растворения многих кислот или кислотных окислов).
Для разделения образующихся растворов нескольких веществ можно
воспользоваться различной растворимостью отдельных веществ. Ес-
тественно, что способ разделения каждой смеси зависит от ее состава,
и для различных смесей следует использовать разнообразные методы.
Задача № 1. Разделите смесь поваренной соли, древесного "угля,
мрамора, серного цвета и толченого кварца.
Компонентами смеси являются два простых вещества (древес-
ный уголь — почти чистый углерод, и серный цвет— порошкообраз-
ная сера), две соли (поваренная соль NaCl и мрамор СаС03) и кислот-
ный окисел (кварц Si02). Из этих веществ, в воде растворима только
поваренная соль. Следовательно, обработав смесь водой, можно по-
лучить раствор NaCl, а остальные вещества останутся в осадке. При
проведении растворения в довольно большом количестве воды можно
добиться и разделения двух пар других веществ, входящих в состав
смеси — древесный уголь легче воды, поэтому он будет собираться в
верхней части сосуда, в котором производят растворение. Сера плохо
смачивается водой, поэтому она может также собираться в верхней
части того же сосуда. Однако если производить растворение при на-
гревании или кипячении, вода заполнит поры внутри древесного уг-
ля и сможет смочить поверхность серы. Тогда эти вещества, так же
как мрамор и кварц, будут находиться в осадке на дне сосуда. (В тех-
нике для разделения смесей веществ, различающихся по удельному
весу и смачиваемости, широко используется флотация. В процессе
разделения и обогащения веществ флотацией к водной суспензии до-
бавляют пенообразующее вещество и через суспензию продувают
воздух. Образующаяся пена, переливаясь через края флотационной
камеры, уносит с собой легкие и плохо смачивающиеся водой вещества.)
349

После промывания исходной смеси горячей водой в осадке оста-
нутся С, S, CaS03 и Si02; в водном растворе будет находиться Nad,
который можно выделить выпариванием раствора. Оставшийся осадок
можно обработать горячим органическим растворителем, например
толуолом. При этом растворится сера, которая при охлаждении то-
луольного раствора будет кристаллизоваться в виде ромбических
кристаллов.
Для разделения остающихся угля, мрамора и кварца (помимо
флотации) следует воспользоваться химическими превращениями
СаСОз и Si02. При действии раствора HC1 (соляной кислоты) произой-
дет растворение мрамора:
СаС03 + 2HC1 = СаС12 + Н20 + ООа,
а кварц и древесный уголь не будут претерпевать никаких изменений.
Если к полученному водному раствору СаС1а добавить раствор соды,
то в осадок выпадет СаСОа:
CaCl2 + Na2COe — J CaGOa + 2NaCl.
Таким образом, из исходной смеси последовательно выделены
NaCl, S, СаСОа. Для разделения угля и кварца можно воспользовать-
ся действием крепкого раствора щелочи. Кварц, как кислотный оки-
сел, при нагревании будет растворяться с образованием растворимого
стекла:
Si02 + 2NaOH = Na2SiO, + НаО.
Растворение в растворе щелочи лучше всего производить в желез-
ном или медном сосуде, так как обычное стекло (NaaOCaO-6Si02)
также разрушается под действием крепких растворов щелочей.
По окончании растворения можно отфильтровать остающийся
нерастворенным уголь, а из водного раствора осадить кремниевую
кислоту:
Na2Si03 + 2HC1 = 2NaCl + H2Si08.
Прокаливанием полученного осадка кремниевой кислоты можно
получить двуокись кремния:
ЕПЛО
H2Si03 ► H20 + SiOa.
Задача № 2. Разделите смесь аммиака, метана, этилена и ацетиле-
на, выделив каждый из газов в индивидуальном состоянии.
Указанную смесь (NH3+CH4+CH2=CH2+H(i=CH) очень трудно
разделить физическими методами, так как температуры кипения всех
указанных веществ очень низки. Для разделения смеси следует вос-
пользоваться химическими реакциями, характерными для указанных
веществ. Смесь газов надо последовательно пропустить через промыв-
ные склянки, заполненные раствором соляной кислоты, аммиачным
раствором окиси серебра и бромной водой.
В первой склянке будет происходить поглощение аммиака:
NH, + HC1 = NH4C1
350

(остальные-газы с водным раствором НС1 не взаимодействуют).
Во второй склянке будет поглощаться ацетилен:
Ag20 + HC = CH ► AgC^CAg + HaO.
Ь2 ' раствор NH4OH ь & ' 2
При этом будет образовываться осадок ацетиленида серебра
(вместо аммиачного раствора окиси серебра можно воспользоваться
аммиачным раствором соли одновалентной меди):
2CuC1 + HCeeeCH + 2NH3 — CuC^CCu + 2NH4Cl.
В третьей склянке будет связываться этилен:
Н2С = СН2 + Вг2 — СН2Вг—СН2Вг.
Образующийся дибромэтан выделится в виде капель тяжелой
маслянистой жидкости.
После пропускания газов через эти промывные сосуды остается
чистый метан СН4.
Для выделения индивидуальных газов из продуктов, образовав-
шихся в промывных склянках, можно воспользоваться следующими
химическими реакциями.
1. Для выделения аммиака:
NH4C1 + NaOH = NaCl + Н20 + NHS
(при нагревании раствора NH4C1 с крепким раствором щелочи будет
выделяться аммиак, который можно собрать над ртутью или методом
вытеснения воздуха).
2. Для получения ацетилена:
AgC=CAg + 2HCl — 2AgCI + HC=CH
(при действии концентрированной соляной кислоты на ацетиленид
серебра произойдет выделение ацетилена,' который можно собрать
над водой).
3. Для регенерации этилена:
ВгСН2 —СНаВг + Zn — СН2 = СН2 + ZnBr,
(нагревание дибромэтана с порошкообразным цинком — цинковой
пылью — приведет к отщеплению атомов брома и образованию эти-
лена, который также можно собрать над водой).
Задача № 3. Разделите свежеприготовленную смесь фенола, ук-
сусной кислоты, бензола и этилового спирта.
Несмотря на то что температуры кипения С2Н6ОН (78°), СвНв (80°),
СНзСООН (118°), СвНьОН (181°) различаются, для деления смеси
нельзя воспользоваться перегонкой, так как при нагревании этой
смеси будет происходить образование сложного эфира:
СН3СООН + С2Н5ОН ^ СН3СООС2Н6 + Н20.
Этерификация быстро происходит в присутствии кислот. Скорость
образования сложного эфира также возрастает при нагревании, однако
351

и смесь, хранившаяся некоторое время при комнатной температуре,
будет содержать небольшое количество этилацетата. Поэтому при
поиске метода разделения смеси желательно найти такой вариант,
при котором образовавшийся сложный эфир мог быть превращен в
исходные вещества.
Для разделения этой смеси следует поместить ее в делительную
воронку и промыть раствором щелочи. При этом уксусная кислота и
фенол вступят в реакцию с основанием:
CeHBOH + NaOH = CeH5ONa + НаО,
СН8СООН + NaOH = CH3COONa + НаО.
Этиловый спирт будет растворяться в растворе щелочи, но не
будет с ней реагировать. Если в смеси уже образовался сложный
эфир, то под действием щелочи он будет гидролизоваться с образова-
нием соли уксусной кислоты и спирта:
СН3СООС2НБ + NaOH = CH8COONa + С8НьОН.
Если этилацетата образовалось довольно много, то такую смесь
(СН3СООН+С2Н6ОН+СН3СООС2Н6+СвН6ОН+Н20+СвНв)лучше все-
го прокипятить с водным раствором щелочи. В этом случае сложный
эфир гидролизуется полностью.
В делительной воронке при обработке раствором щелочи образует-
ся два слоя: верхний — чистый бензол и нижний водный слой, содер-
жащий спирт, фенол и уксусную кислоту (в виде фенолята и ацетата
натрия). Отделив верхний слой, высушив его осушителем (СаС1а,
CuS04 и т. д.) и перегнав, можно получить чистый бензол.
Водный слой следует подвергнуть перегонке. При этом вместе
с эрдой будет перегоняться этиловый спирт, а ацетат и фенолят на-
трия останутся в растворе. Из дистиллята можно повторной перегон-
кой получить 96%-ный этиловый спирт. (Спирт образует с водой не-
раздельно кипящую при 78° смесь, содержащую 4% воды. Для полу-
чения совершенно сухого спирта 96%-ный спирт высушивают над
CaO, CuS04 или другими подходящими осушителями.)
Остающийся в колбе раствор, содержащий CeH6ONa и СН8 COONa,
следует упарить, а затем пропустить через него углекислый газ. При
этом выделится свободный фенол (угольная кислота сильнее, чем
фенол, но слабее уксусной):
CflH5ONa + С02 + Н20 — СвНБОН + NaHCOa.
Образовавшийся фенол можно проэкстрагировать органическим
растворителем, например диэтиловым эфиром, и, отогнав из экстракта
растворитель, перегнать или перекристаллизовать чистый фенол.
После пропускания через щелочной раствор углекислого газа
в растворе останутся ацетат натрия CH8COONa и сода NaHC03 (уг-
лекислый газ пропускают в большом избытке, поэтому образуется
кислая соль NaHC03, а не средняя NaaC03). Такой раствор следует
упарить досуха, а остаток поместить в небольшой прибор для пере-
гонки и нагреть с концентрированной серной кислотой. При этом
352

выделяется С02 и образуется летучая уксусная кислота, которую
можно собрать в приемнике:
NaHC03 + H2S04 -+ NaHS04 + C02 + H20,
CH3COONa + H2S04 —> CH3COOH f + NaHS04.
ЗАДАЧИ НА РАСПОЗНАВАНИЕ ВЕЩЕСТВ С ИСПОЛЬЗОВАНИЕМ ПЛАМЕНИ
Химику нередко приходится сталкиваться с задачей распозна-
вания отдельных химических веществ. К сожалению, эта задача не
всегда является одинаково легкоосуществимой.
При анализе различных солей неорганических кислот обычно
определение анионов является легкоразрешимой задачей, так как
на анионы важнейших неорганических кислот имеются характерные
качественные реакции (на ион хлора — реакция с AgN03, на ион
SO?"— реакция с ВаС12). Однако определение второй составной части
солей (как органических, так и неорганических кислот) — катионов
металлов — является вопросом более трудным.
Для определения катиона металла можно использовать вытесне-
ние металла, входящего в состав соли, более активным металлом или
выполнить некоторые специфические реакции для определенных групп
катионов металлов (иногда с использованием довольно сложных реаген-
тов).
Большую помощь в процессе обнаружения некоторых катионов
металлов оказывает исследование окраски пламени, возникающей
при внесении пробы вещества (на платиновой или стальной проволоч-
ке) в горячую часть пламени горелки. Соединения натрия, кальция,
бария, стронция и некоторых других металлов легко могут быть об-
наружены этим методом. Так, если стальную или платиновую про-
волочку с небольшим количеством твердого вещества, содержащего
натрий, или смоченную раствором этого вещества поместить в го-
рячую часть пламени горелки, пламя довольно быстро окрашивается
в ярко-желый цвет. Аналогично в этих условиях соединения строн-
ция являются причиной карминово-красной окраски пламени, сое-
динения бария — зеленой, соединения кальция — оранжево-красной
окраски.
Распознавание органических веществ представляет более слож-
ную задачу. Обьщно определение того или иного органического ве-
щества требует проведения ряда качественных химических реакций,
устанавливающих принадлежность этого вещества к одному из клас-
сов органических соединений. Затем из этого вещества получают ряд
других веществ (их называют производными первого вещества) и
по физическим свойствам основного вещества и его производных окон-
чательно определяют первоначальное вещество.
Одним из моментов в ходе предварительного исследования при
определении органических веществ является горение и прокаливание
вещества. Все органические вещества, не содержащие в своем составе
12 Пособие по химии
353

металлов, при прокаливании их в пламени горелки в токе воздуха или
кислорода на кончике шпателя или проволоки сгорают (окисляются)
до углекислого газа и воды. Если в состав органического вещества
входит металл (например, в солях органических кислот), при прокали-
вании остается твердый несгораемый остаток (окисел металла). Та-
ким образом, наличие несгораемого остатка после прокаливания
органического вещества в пламени горелки указывает на присутствие
в этом веществе металла. Если органическое вещество горит едва за-
метным, почти бесцветным пламенем, вещество, по всей вероятности,
относится к кислородсодержащим органическим соединениям (спир-
ты, кислоты, эфиры), в которых кислорода относительно высокий
процент. Это обстоятельство объясняется тем, что такие вещества сго-
рают на воздухе полностью и продукты горения — углекислый газ
и водяные пары — не вызывают свечения пламени. Однако даже в ря-
ду веществ одного и того же класса при их горении на воздухе харак-
тер пламени не остается одним и тем же. С возрастанием процентного
содержания углерода в молекуле органического вещества пламя го-
рящего вещества становится более окрашенным в желтый цвет, что
объясняется неполным сгоранием органического вещества. Образую-
щиеся в результате неполного сгорания частицы углерода (сажи)
и являются причиной желтой окраски пламени. Если процент углеро-
да в органическом веществе очень высокий,, пламя не только окраше-
но, но и сильно коптит (например, пламя горящего бензола). Причиной
окраски пламени является неполное сгорание газа, так как при про-
дувании кислорода в такое пламя окраска пламени резко снижается,
пламя становится почти бесцветным. Явление неполного сгорания
имеет место и в случае некоторых неорганических веществ (например,
сероводорода).
Задача № 1. В трех пробирках находятся соли соляной кислоты,
образованные металлами — натрием, кальцием и барием. Как обна-
ружить, в какой пробирке какая соль находится?
В условиях сказано, что все три вещества — соли соляной кисло-
ты. Следовательно, задача состоит только в определении катионов ме-
таллов. Внесение стальной (платиновой) проволочки, смоченной раст-
ворами этих солей, или с кусочком каждого из трех веществ в пламя
горелки позволит распознать эти вещества:
NaCl окрашивает пламя в желтый цвет,
СаС12 » » карминово-красный цвет,
ВаС12 » » зеленый цвет.
Задача № 2. Сравните цвет пламени горящих на воздухе спиртов:
метилового, пропилового, гексилового. Как отличается цвет пламени?
Можно ли изменить окраску пламени и сделать ее примерно одинако-
вой во всех трех случаях?
Метиловый спирт отличается от пропилового и гексилового
меньшим процентным содержанием углерода и большим процентным
354

содержанием кислорода:
метиловый спирт СН40: 37,5% С, 12,5% Н, 50% б,
пропиловый спирт С3Н80: 60% С, 13% Н, 27% О,
гексиловый спирт СсН140: 70,6% С, 13,7% Н, 15,7% О.
На основании процентного состава указанных спиртов пламя
горящего на воздухе метилового спирта будет почти бесцветным (го-
лубоватым), пламя горящего гексилового спирта окрашено р желтый
цвет вследствие наличия в продуктах горения несгоревших частиц
угля.
Задача № 3. Что можно сказать о принадлежности к определен-
ному классу органических соединений веществ, представляющих со-
бой бесцветные жидкости с формулой С7Н1в и С7Н8, на основании ха-
рактера пламени при горении этих веществ на воздухе?
Соединения с формулами С7Н1в и QHq — углеводороды. Они со*
держат одинаковое число углеродных атомов в молекуле, но вслед-
ствие различного количества атомов водорода имеют различный про-
центный состав:
ОДе—84,0% С, 16,0% Н,
С7Н8 —91,3% С, 8,7% Н.
Вследствие более высокого процентного содержания углерода в
веществе с формулой C^Hg оно будет гореть на воздухе ярко-желтым,
сильно коптящим пламенем.
Задача № 4. Чем отличается горение сероводорода на воздухе
от горения в кислороде? Можно ли экспериментально доказать это
различие?
В воздухе кислорода содержится 1/5 часть по объему. Следова-
тельно, горение на воздухе отличается от горения в кислороде тем,
что в первом случае »горение происходит в условиях значительно
меньшего количества кислорода. Горение сероводорода может быть
выражено двумя уравнениями:
2H2S + 02 —► 2S + 2HaO неполное горение,
2H2S + 302 — 2SOa + 2H20 полное горение.
Из уравнений реакций видно, что для полного горения серово-
дорода кислорода требуется в три раза больше, чем в случае неполного
горения. При горении на воздухе будет иметь место неполное сгора-
ние сероводорода, при котором одним из продуктов реакции является
сера. Серу в пламени горящего на воздухе сероводорода можно об-
наружить в виде желтого налета, который образуется при внесении
в пламя холодного предмета (крышки тигля, фарфоровой пластинки).
12*
355

ОПРЕДЕЛЕНИЕ КИСЛОТНОГО И ОСНОВНОГО ХАРАКТЕРА ВОДНЫХ
РАСТВОРОВ НЕОРГАНИЧЕСКИХ И НЕКОТОРЫХ ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Вода относится к слабым электролитам. Электропроводность во-
ды составляет примерно одну десятимиллионную часть электропровод-
ности однонормального раствора кислоты или щелочи.
Диссоциация воды может быть представлена следующим урав-
нением:
Н20^: Н++ОН~.
Концентрация ионов водорода в воде равна концентрации ионов
гидроксила, и, следовательно, характер среды — нейтральный.
В том случае, когда концентрация ионов водорода будет больше
концентрации ионов гидроксила, среда — кислотная, а когда кон-
центрация ионов водорода окажется меньше концентрации ионов
гидроксила, среда — щелочная.
В лабораторной практике часто пользуются для определения
характера среды в различных водных растворах индикаторами, кото-
рые являются органическими веществами, способными изменять свою
окраску в зависимости от преобладания в растворе ионов водорода
или ионов гидроксила.
Известно большое число различных индикаторов, с помощью ко-
торых можно достаточно точно определить концентрации ионов водо-
рода в растворе.
В школьной практике применяются лакмус и фенолфталеин; эти
индикаторы ведут себя в растворе как слабые органические кислоты.
Известно, что лакмус в кислоте краснеет, а в щелочи синеет.
Почему это происходит, станет понятным, если рассмотреть диссоциа-
цию индикатора, условно записав красную форму лакмуса формулой
Шп и синюю форму — In":
Hln^ H+ + In~.
красный синий
(кислотная форма) (щелочная форма)
В кислых растворах с большой концентрацией ионов водорода
это равновесие сдвинуто влево, индикатор окрашивается в красный
цвет, переходит в кислую форму (HIn).
В щелочных растворах, где концентрация ионов водорода мала,
индикатор почти полностью превращается в щелочную форму (In)
и окрашивается в синий цвет.
Для фенолфталеина изменение окраски следующее: в кислой
среде — бесцветный, в щелочной среде — малиново-красный.
Та или иная окраска индикатора появляется в растворах не
только кислот и оснований, но и в растворах некоторых солей, вслед-
ствие реакции гидролиза.
Суть реакции гидролиза заключается во взаимодействии ионов
соли с молекулами воды, в результате чего образуется малодиссо-
циированная кислота и ион гидроксила (щелочной характер раствора)
356

или малодиссоциированное основание и ион водорода (кислотный ха-
рактер раствора).
Например, при растворении в воде уксуснокислого натрия, раст-
вор его имеет щелочной характер. Это связано с тем, что происходит
взаимодействие ацетатных ионов (СН3СОО~) с молекулами воды, в ре-
зультате чего образуется малодиссоциирующая уксусная кислота и
ионы гидроксила; щелочной характер раствора легко обнаружить
индикаторами: лакмус — синеет, а в присутствии фенолфталеина
раствор окрашивается в малиновый цвет.
Следует отметить, что реакция гидролиза обратима и проходит
обычно лишь на несколько процентов, причем чем слабее образующая-
ся кислота или основание, тем дальше проходит реакция гидролиза:
CHsCOONa + Н?0 ^ СНяСООН + NaOH
или в сокращенно-ионной форме:
СНяСОСГ + Н,0 ^ СН3СООН + ОН-.
Кислотный характер раствора, появляющийся в результате гид-
ролиза соли, может быть обнаружен в растворе NH4C1. В результате
взаимодействия ионов аммония с молекулами воды образуется слабое
основание NH4OH и ионы водорода. Синий лакмус в таком растворе
краснеет, т. е. характер раствора кислотный:
NH4C1 + Н20 ^ NH4OH + HC1.
или
nh; + н?о ^r nh4oh + н+.
При практической работе, чтобы* установить кислотный или ос-
новной характер раствора, поступают так: отбирают каплю раствора
и помещают ее на бумажку, пропитанную индикатором, например лак-
мусом.
Если имеются красные лакмусовые бумажки, а нужно подтвер-
дить кислотный характер раствора, то следует красную лакмусовую
бумажку, предварительно смоченную дистиллированной водой, по-
держать над открытой склянкой, содержащей концентрированный
раствор аммиака; бумажка из красной превратится в синюю.
Аналогично следует поступить, если имеется в распоряжении
синяя лакмусовая бумажка, а надо доказать щелочной характер раст-
вора; в этом случае синюю лакмусовую бумажку, предварительно
смоченную дистиллированной водой, следует подержать над откры-
той склянкой с концентрированной соляной кислотой, поскольку
соляная кислота легко летуча, и выделяющийся из нее хлористый во-
дород окрасит синюю лакмусовую бумажку в красный цвет.
Иногда используют растворы индикаторов (лакмус, фенолфталеин
и др.). В этом случае в исследуемую пробу добавляют не больше трех
капель раствора индикатора.
Индикаторами можно воспользоваться для определения кислот-
ного или основного характера раствора некоторых органических сое-
динений, например аминов (производных аммиака) и фенолов.

НЕКОТОРЫЕ ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ, ПРЕДЛАГАВШИЕСЯ
ПОСТУПАВШИМ В МГУ в 1967—1969 ГОДАХ
1. Сколько и каких веществ следует взять для получения 1,5 л
гремучего газа? Какова плотность гремучего газа по отношению к во-
дороду и кислороду?
Ответ: 1 л Н2 и 0,5 л 02; DH2=6, DO2=0,375.
2. Сколько и каких веществ следует взять для получения 500 мл
смеси, содержащей водород и кислород, чтобы плотность этой смеси
по отношению к водороду равнялась десяти?
Ответ: 200 мл Н2 и 300 мл 02.
3. Фосфорный ангидрид, образовавшийся при сжигании 12,4 г
фосфора, вступил в реакцию с 100 мл 25%-ного раствора едкого натра
(d=l,28). Каков состав образовавшейся соли и какова концентрация
ее в растворе?
Ответ: 36% Na2HP04.
4. При обработке меди концентрированной серной кислотой вы-
делился газ, которым нейтрализовано 570 г 3 М раствора едкого кали
(d=l,14). Сколько граммов меди и серной кислоты израсходовано?
Ответ: 48 г Си, 147 г H2S04 (100%).
5. В каком случае образуется больше водорода: при взаимодей-
ствии 13,5 г алюминия с раствором щелочи или 26 г цинка с серной
кислотой? Сколько граммов 10 н. раствора серной кислоты (d= 1,29)
было израсходовано для растворения 26 г цинка?
Ответ: из алюминия больше; 103 г H2S04.
6. К 1600 г 5 М раствора едкого натра (d=l,18) добавили 200 г
22%-ного раствора едкого натра. Определите концентрацию получив-
шегося раствора. Какой объем займет при нормальных условиях во-
дород, выделившийся при взаимодействии эквимолекулярного ко-
личества алюминия с 20 г этого раствора?
Ответ: 17,5%; 2,94 л Н2.
7. Определите концентрацию раствора серной кислоты, полу-
ченной при растворении 40 г серного ангидрида в 2,15 л 20%-ного
раствора серной кислоты (d= 1,143). Сколько миллилитров 1 н. раст-
358

вора едкого натра могут нейтрализовать 10 г полученного раствора
кислоты?
Ответ: 21,6%; 44 мл.
8. Хлористый водород, полученный при обработке 11,7 г хло-
ристого натрия серной кислотой, растворен в 1 л 10%-ного раствора
соляной кислоты (d=l,05). Определите концентрацию полученной
соляной кислоты. Сколько граммов 3 н. раствора едкого натра (d=*
= 1,12) потребуется для нейтрализации 100 г этой кислоты?
Ответ: 10,62%; 108,3 г.
9. Ток силой 2,234 а пропускался в течение 12 ч через последова-
тельно соединенные электролизеры, заполненные растворами нит-
рата серебра и сульфата меди. Какое количество и каких веществ
выделится на электродах?
Ответ: на катодах 32 г Си , 108 г Ag; на анодах по
5,6 л 02 на каждом.
10. Какой силы ток следует пропустить в течение 6 ч через раст-
вор нитрата серебра, чтобы за это время выделилось 54 г серебра?
Какие вещества и сколько их выделится во втором электролизере,
заполненном раствором сульфата меди? Второй электролизер включен
последовательно с первым.
Ответ: 2,234 а; 16 г Си; по 2,8 л 02 на анодах.
11. Для хлорирования 3 г смеси железа с медью пошло 1,12 л
хлора. Определите состав смеси металлов. Что будет происходить при
действии на данную смесь соляной кислоты?
Ответ: 0,28 г Fe и 2J2, г Си.
12. Колба с 250 г хлорной воды выставлена на солнечный свет.
Выделяющийся газ собран, его объем оказался равным 112 мл (усл.
норм.). Какова концентрация исходного раст *ора хлора? Какой газ
выделялся из хлорной воды?
Ответ: 0,284%.
13. Сколько граммов двуокиси марганца и миллилитров 36,5%-
ного раствора соляной 'кислоты (d= 1,19) надо израсходовать, чтобы
полученным хлором вытеснить весь бром из 232 г 2 М раствора бро-
мистого калия (d=l,16)?
Ответ: 17,4 г Мп02 и 67,2 мл HC1.
14. 29,84 г хлористого калия прореагировало с серной кислотой.
Выделившийся газ пропущен через 400 мл 30%-ного раствора азотно-
кислого серебра (d=l,32). Сколько граммов образовалось осадка?
Какой объем занял бы выделившийся газ при нормальных условиях?
Ответ: 57,5 г AgCl; 8,96 л.
15. Какова концентрация сернистой кислоты, полученной при
растворении 350 мл сернистого газа в 50 мл воды? Сколько миллилитров
40%-ного раствора КОН (d= 1,4) следует добавить к кислоте для по-
лучения кислой соли?
Ответ: 2,5%; 1,56 мл.
359

16. Какое количество железного колчедана (FeS2) было подверг-
нуто обжигу, если при поглощении всего выделившегося сернистого
газа было получено 500 мл 0,1 н. раствора сернистой кислоты?
Ответ: 1,5 г.
17. Определите процентное содержание сероводорода в водном
растворе. К 200 г этого раствора, содержащего крахмал, прилили раст-
вор иода. Концентрация раствора иода — 0,6345 г в 50 мл раствора.
Окраска появилась после приливания 40 мл раствора иода.
Ответ: 0,034%.
18. 200 мл (усл. норм.) смеси сероводорода с кислородом (серово-
дород в избытке) подверглось взрыву. Объем смеси после приведения
его к нормальным условиям сократился до 100 мл. Определите состав
смеси до взрыва.
Ответ: 16,65% 02 и 83,35% H2S.
19. Через 500 мл 0,2 н. раствора сероводорода пропущено 1,12 л
хлора (усл. норм.). Сколько и каких веществ при этом образуется?
Сколько миллилитров 14%-ного раствора едкого кали (d=l,l) пой-
дет на нейтрализацию раствора, образовавшегося после пропускания
хлора?
Ответ: 1,5 г S и 3,65 г НС1; 36,4 мл.
20. К ратггвору, содержащему 15,6 г сернистого натрия, прилита
серная кислота, выделившийся при этом газ пропущен через раствор
нитрата свинца. Выпавший осадок отфильтрован, промыт и высушен.
Вес осадка равнялся 47,8 г. Сколько миллилитров 24,5%-ной серной
кислоты (d=l,12) вступило в реакцию с 15,6 г сульфида натрия?
Ответ: 71,5 мл.
21. Сколько миллилитров 5,2%-ного хлористого бария (d=l,05)
вступит в реакцию с 72,8 мл 10%-ного раствора сернокислой меди
(d=l,l)? Сколько образуется при этом осадка и какого вещества?
Ответ: 190 мл; 11,65 г BaS04.
22. Через 145,5 мл 10%-ного раствора сернокислой меди (d=l,l)
пропущено 2,24 л сероводорода (усл. норм.). Сколько образовалось
сернистой меди? Сколько граммов 6 н. раствора соляной кислоты
(d=l,l) было израсходовано для получения 2,24 л сероводорода из
сернистого железа?
Ответ: 9,6 г CuS, 36,7 г.
23. Сернистый ангидрид, образовавшийся при окислении избыт-
ком кислорода 1,12 л сероводорода, измеренного при нормальных ус-
ловиях, растворен в 60 мл воды. Какова концентрация получившегося
раствора сернистой кислоты? Сколько потребуется миллилитров 25,5% -
ного раствора аммиака (d=0,9) для нейтрализации 5 г образовавшегося
раствора кислоты, если образуется кислая соль?
Ответ 6,5%; 0,3 мл.
24. Сколько следует прилить 8%-ной азотной кислоты (d= 1,04)
к 400 мл 96%-ной азотной кислоты (d=l,5), чтобы получить 10%-ную
360

азотную кислоту? Какое количество меди растворится в приготовлен-
ном растворе?
Ответ: 25,8 кг; 1 кг Си.
25. Определите процентный состав смеси, содержащей медь,
окись меди и песок. При действии азотной кислоты на 2 г этой смеси
выделилось 224 мл окиси азота. При действии соляной кислоты на
20 г этой смеси в реакцию вступило 33,2 мл 20%-ного раствора соляной
кислоты (d=l,l)«
Ответ: 48% Си, 40% СиО, 12% Si02.
26. Для нейтрализации 2,06 г смеси едкого натра с карбонатом
натрия вступило в реакцию 500 мл 0,09 н. раствора серной кислоты.
Определите состав смеси. Сколько миллилитров углекислого газа вы-
делится при нейтрализации?
Ответ: 1,06г Na2C03 и 1 г NaOH; 224 мл.
27. Каким минимальным количеством в граммах 5 н. раствора
едкого кали (d=l,22) можно поглотить весь углекислый газ, образую-
щийся при восстановлении 23,2 г окиси-закиси железа окисью угле-
рода? Найти концентрацию (процентную) образующейся при этом
соли.
Ответ: 97,5 г; 34,7%.
28. Какова концентрация раствора гидроокиси бария, получен-
ного при растворении 15,3 г окиси бария в 400 мл воды? Сколько
миллилитров 50,4%-ного раствора азотной кислоты (d=l,3) следует
добавить в раствор гидроокиси бария для получения нитрата бария?
Ответ: 4,1%; 19,2 лщ.
29. Определите состав окислов меди, магния и алюминия, если
известно, что с 1,11 г этой смеси вступает в реакцию 0,4 г едкого натра,
а при действии на такую же навеску соляной кислоты расходуется
8,295 мл 20%-ного раствора соляной кислоты (d=l,l).
Ответ: 0,51 г А1203; 0,4 г СиО; 0,2 г MgO.
30. Определите состав смеси, содержащей железо, медь и алю-
миний. При хлорировании смеси металлов хлором вступило в реак-
цию 8,96 л С1 (усл. норм.), а при взаимодействии такой же навески
смеси металлов с хлористым водородом потребовалось 5,6 л НС1 (усл.
норм.). При действии на такую же навеску раствором едкой щелочи
вступило в реакцию 2 г NaOH.
Ответ: 1,35 г А1; 2,8 г Fe; 16 г Си.
31. При взаимодействии 1,1 г смеси, состоящей из железа и алю-
миния, с хлористым водородом прореагировало 1,792 л НС1 (усл. норм.).
Определите состав смеси. Что потребуется взять для разделения
этих металлов? ч
Ответ: 0,54 г А1; 0,56 г Fe.
32. 3,9 г алюминия, в котором имеется примесь неизвестного
металла, обработано раствором щелочи, при этом выделилось 3,36 л
водорода (усл. норм.). При взаимодействии такой же навески с со-
361

лианой кислотой выделилось 4,48 л водорода. Определите, какой металл
был. в рм^си с алюминием и какой состав смеси.
Ответ: 1,2 г Mg.
33". При действии соляной кислоты на 5,5 г смеси железа с алю-
минием выделилось 4,48 л водорода (усл. норм.). Определите состав
смеси. Сколько выделится водорода при действии на такую же на-
веску раствором едкой щелочи?
Ответ: 2,8 г Fe, 2,7 г А1, 3,36 л Н2.
34. При действии на 1,07 г смеси окислов алюминия и кальция
кислотой вступило в реакцию 500 мл 0,1 н. раствора соляной кислоты.
Определите состав смеси. Сколько может вступить в реакцию 10%-ного
раствора едкого натра при действии на такую же навеску смеси?
Ответ: 0,51 г А1203, 0,56 г СаО; 4 г NaOH.
35. При обработке 11,1 г смеси алюминия с неизвестным металлом
раствором щелочи выделилось 3,36 л водорода. Определите, какой
металл был в смеси с алюминием и каков состав смеси, если известно,
что при обработке 11,1 г смеси соляной кислотой выделилось водорода
в два раза больше, чем при обработке смеси щелочью.
Ответ: 2,7 г А1, 8,4 г Fe.
36. При действии соляной кислоты на 2,2 г смеси железа с алю-
минием выделилось 1,792 л водорода. Сколько миллилитров 0,1 н.
раствора соляной кислоты вступило в реакцию? Что происходит при
действии раствора щелочи на данную смесь металлов?
Ответ: 1600 мл; выделение 1,344 л Н2.
37. К 1,5 г алюминия, содержащего 10% меди, прилит 0,1 н.
раствор едкого натра. После отделения меди раствор обработан 1 н.
соляной кислотой, вступило в реакцию 250 мл соляной кислоты.
Сколько было добавлено раствора едкого натра при отделении меди
от алюминия?
Ответ: 1 л.
38. Для гидролиза 20,8 г смеси метиловых эфиров муравьиной
и уксусной кислот было прибавлено 100 мл 5 н. раствора гидроокиси
бария. После окончания реакции полученный раствор смог вызвать
полное выпадение осадка из 90,9 мл 13,5%-ного раствора хлорной
меди (dpacTBopa^M)- Определите процентное содержание эфиров
в исходной смеси.
Ответ: 71% метил ацетата.
39. Газы, образовавшиеся при полном сгорании 1120 мл смеси
ацетилена и пропилена (усл. норм.), пропущены через 300 мл 0,5 н.
раствора едкого кали. Полученный при этом раствор может поглотить
еще 448 мл двуокиси углерода. Определите состав исходной газовой
смеси в процентах по объему, если при полноте поглощения двуокиси
углерода образуется кислая соль.
Ответ: 40% ацетилена, 60% пропилена.
362

40. 896 мл смеси пропилена и ацетилена пропущены через 800 мл
0,25 н. бромной воды. Для полного обесцвечивания использованной
бромной воды потребовалось добавить еще 3,25 г цинковой пыли.
Определите состав исходной газовой смеси в процентах по объему.
Ответ: 25% ацетилена, 75% пропилена.
41. Для гидролиза 25 г смеси этиловых эфиров уксусной и муравьи-
ной кислот было прибавлено 65,57 мл 20%-ного раствора едкого натра
(d=l,22). Избыток щелочи после окончания гидролиза был нейтра-
лизован 50 мл 2 н, серной кислоты. Определите процентное содержание
эфиров в исходной смеси.
Ответ: 29,6% этилформиата.
42. Для нейтрализации 2,72 г смеси уксусной и муравьиной кис-
лот было прибавлено 50 мл 1,4 н. раствора едкого кали. Полученный
раствор обладает щелочной реакцией и может поглотить 448 мл сер-
нистого газа (усл. норм.). Определите процентный состав исходной
смеси, если при поглощении сернистого газа образовалась кислая соль.
Ответ: 33,8% муравьиной кислоты.
43. К раствору 5,44 г смеси уксусной и муравьиной кислот
в 44,56 мл воды добавлено 22,3 г окиси свинца. Образовавшийся при
нагревании раствор отфильтрован от осадка. Для растворения этого
осадка потребовалось 12,5 мл 8 н. азотной кислоты. Определите про-
центную концентрацию каждой из кислот в исходном растворе.
Ответ: 3,68% муравьиной, 7,2% уксусной кислоты.
44. Газ, полученный при действии избытка цинковой пыли на
раствор 3,04 г смеси уксусной и муравьиной кислот в 17,96 мл воды,
пропущен при нагревании над 4 г окиси меди. Образовавшаяся при
этом из окисла смесь может прореагировать с 8 мл 5 н. серной кислоты.
Определите процентное содержание каждой из кислот в водном раст-
воре.
Ответ: 8,8% муравьиной, 5,7% уксусной кислоты.
45. 11 г смеси паров метилового и этилового спиртов пропущено
при нагревании через каталитическую трубку, содержащую 32 г
окиси меди. Смесь веществ, оставшаяся в трубке, может прореаги-
ровать с 50 мл 4 н. серной кислоты. Определите процентный состав
исходной смеси спиртов.
Ответ: 41,8% этилового спирта.
46. К раствору 2,58 е смеси уксусной и муравьиной кислот в
17,42 мл воды прибавлено 20 мл 5 н. раствора едкого кали. Для полной
нейтрализации полученного раствора пришлось добавить еще 12,5 мл
4 н. раствора серной кислоты. Определите процентную концентрацию
каждой из кислот в исходном растворе.
Ответ: 6,9% муравьиной и 6% уксусной кислоты.
47. 2,68 г смеси уксусного альдегида и глюкозы растворе; »i в воде,
и полученный раствор прибавлен к аммиачному раствору окиси се-
ребра, приготовленному из 35,87 мл 34%-ного раствора азотнокислого
363

серебра (d= 1,4). Выпавший при легком нагревании осадок отфиль-
трован и к нейтрализованному азотной кислотой фильтрату прибавлен
избыток раствора хлористого калия. При этом выпало 5,74 г осадка.
Определите процентный состав исходной смеси.
Ответ: 67,2% глюкозы.
48. Для гидролиза 19,4 г смеси метиловых эфиров уксусной и
муравьиной кислот было прибавлено 200 мл 2 н. раствора едкого кали.
После окончания реакции полученный раствор смог вызвать пол-
ное выпадение осадка из 41,66 мл 16%-ного раствора сернокислой
меди (d=l,2). Определите процентное содержание эфиров в исходной
смеси.
Ответ: 38,15% метил ацетата.
49. К раствору 1,66 г смеси муравьиной и уксусной кислот в
23,34 мл воды прибавлено 2 г окиси меди. Образовавшийся при на-
гревании раствор отфильтрован от осадка, для полного растворения
которого потребовалось прибавить 8 мл 2,5 н. азотной кислоты. Опре-
делите процентное содержание каждой из кислот в исходном растворе.
Ответ: 4,8% уксусной и 1,8% муравьиной кислоты.
50. Раствор, содержащий 2,25 г смеси глюкозы и муравьиного
альдегида в 17,75 г воды, прибавлен к аммиачному раствору окиси
серебра, полученному из 86,2 мл 17%-ного раствора азотнокислого
серебра (d=l,16). Выпавший при легком нагревании осадок отфильт-
рован, и к нейтрализованному уксусной кислотой фильтрату при-
бавлен избыток раствора хлористого кальция. При этом было полу-
чено 2,87 г осадка. Определите процентное содержание исходных ве-
ществ в растворе.
Ответ: 9% глюкозы; 2,25% формальдегида.
РАСЧЕТНЫЕ ЗАДАЧИ
Задача № 1. Определите состав смеси, содержащей железо, медь
и алюминий, если известно, что для хлорирования навески этой смеси
металлов хлором потребовалось 17,92 л С12, а для хлорирования такой
же навески хлористым водородом необходимо 22,4 л НС1 (усл. норм.);
при обработке точно такой же навески металлов раствором щелочи
расходуется 8 г едкого натра.
Решение. При взаимодействии указанной смеси металлов
с хлором происходят следующие реакции:
2Fe+3Cl2=2FeCl3, (1)
2А1+ЗС12=2А1С13, (2)
Cu+Cl2=CuCl2. (3)
При реакции с хлористым водородом протекают следующие про-
цессы:
Fe+2HCl=FeCl2+H2, (4)
2А1+6НС1=2А1С13+ЗН2, (5)
медь не реагирует.
364

Наконец, при взаимодействии с раствором щелочи реагирует
только алюминий:
2А1 + 2Н20 + 2NaOH = 2NaA102 + 3H2, (6)
точнее
2Na[Al(OH)4].
Таким образом, по уравнению реакции (6) можно вычислить ко-
личество А1, находящегося в смеси. Зная это количество (я), можно
рассчитать, какое количество НС1 прореагирует с ним (реакция 5),
а следовательно, и (по разности) сколько НС1 вступило в реакцию с
Fe; по уравнению реакции (4) следует найти количество Fe. Вычислив
объем хлора, реагирующего с А1 (реакция 2) и Fe (реакция 1), можно
найти объем хлора, взаимодействующий с медью, и по уравнению
реакции 3 найти количество меди, содержащейся в смеси.
Расчет. 1. Количество А1 в смеси:
54 г А1 реагирует с 80 г NaOH
х г А1 » 8 г NaOH
(дальше будет обозначаться сокращенно)
8-54 с л /5,4 Л 0 \
х = -эд- = 5,4 г; (-§f = 0,2 г- атома) .
2. Количество НС1, прореагировавшего с А1:
2 г-атома А1—6 молей НС1
0,2 г -атома А1—х* молей НС1
*!=0,6 молей = 0,6-22,4= 13,44 л.
3. Количество НС1, прореагировавшего с Fe:
22,40 л —13,44 л = 8,96 л (0,4 моля).
4. Количество Fe в смеси:
1 г-атом Fe—2 моля НС1
у г-атом Fe—ух молей НС1
у1 =0,2 г-атома = 11,2 г.
5. Количество С12, прореагировавшего с А1 и Fe:
д. I 2г-атома А1—3 моля С12
\ 0,2 г-атома к\— х% молей С1а
х2 = 0,3 моля = 6,72 л;
Р ( 2 г-атома Fe—3 моля С12
I 0,2 г-атома Fe—y2 молей С12
г/2 = 0,3 моля = 6,72 л.
Общее количество С12 = 13,44 л.
365

б. Количество С12, прореагировавшего с Си:
17,92 л—13,44 л=4,48 л (0,2 моля).
7* Количество Си в смеси:
1 г-атом Си (64 г)—1 моль С12,
гг-атом Си —0,2 моля С12,
г=0,2 г-атома= 12,8 г.
Ответ: во всей исходной смеси находилось 16,2 г к\\
33,6 г Fe; 38,4 г Си.
Задача № 2. Для хлорирования 12 г смеси железа с медью по-
требовалось 5,6 л хлора (усл. норм.). Определите состав смеси. Ка-
кие процессы протекают при действии соляной кислоты на исходную
смесь?
Решение. При взаимодействии хлора со смесью железа и меди
происходят следующие реакции:
2Fe+3Cl2=2FeCi3,
Cu+Cl2=CuCl2.
Поскольку в условиях задачи указано общее количество смеси
веществ, участвующих в двух одновременно протекающих (параллель-
ных) реакциях, и количество хлора, также прореагировавшего с об-
щим количеством исходной смеси, то решение задачи носит алгебраи-
ческий характер. Удобнее ее решать в молях (но можно и в граммах,
и литрах).
Пусть в смеси содержится х г*атомов железа и у г-атомов меди.
Тогда вес смеси может быть выражен уравнением:
56*+64*/=12
1 г*атом Fe реагирует с 1,5 молями С1а
1 г*атом Си » с 1 молем С12.
Из условий задачи известно, что в реакцию вступило 5,6 л, т. е.:
2^ = 0,25 моля С12.
В этом случае количество хлора, вступившего в реакцию, может
.быть выражено следующим уравнением:
1,5х+г/=0,25.
Таким образом, получаем систему уравнений:
56х+54*/=12,
1,5^+^=0,25.
Если производить соответствующие операции и предположить,
что в смеси т г Fe и п г Си, то система приобретает вид:
тл-п 19- 33t6m , 22,4я -R
366

Решая эту систему, получаем *=0,1, т. е. 5,6 г Fe и г/=0,1, т. е.
6,4 г Си (при решении задачи в граммах и литрах т=5,6 и п=6,4).
При действии на исходную смесь соляной кислоты будет раство-
ряться только железо:
Fe + 2HCl = FeCla + Ha.
Ответ: в смеси находилось 5,6 г Fe и 6,4 г Си.
Задача № 3. 400 мл (усл. норм.) смеси сероводорода с кислородом
(сероводород в избытке) подвергалось взрыву. Объем смеси после
приведения к нормальным условиям сократился до 100 мл. Определите
состав смеси до взрыва.
Решение. Сгорание сероводорода при недостаточном коли-
честве кислорода (сероводород в избытке) можно выразить следующим
уравнением:
2H2S + 02 = 2HaG + 2S. (1)
На самом деле уравнение 1 представляет собой сумму уравнений
двух последовательных реакций (2) и (3):
2HaS + 30a = 2HaO + 3SOa, (2)
далее в присутствии воды:
2HaS + SOa = 3S + 2НаО. (3)
После приведения образовавшейся при реакции смеси серы, паров
воды и избытка сероводорода к нормальным условиям (0°, 760 мм)
в газообразном состоянии останется только избыточное количество
H2S (при 0° вода — жидкость, а сера *-— твердое вещество). Следова-
тельно, после реакции останется непрореагировавшим 100 мл H2S,
а 300 мл смеси (H2S+02) полностью прореагировало друг с другом.
Из суммарного уравнения реакции (1) видно, что 2 моля H2S реаги-
рует с 1 молем 02, а поскольку по закону Авогадро моль любого газа
занимает один и тот же объем, то объемные отношения H2S и 02,
вступивших в реакцию, относятся друг к другу как 2 : 1, т. е из
300 мл прореагировавших полностью газов 200 мл (2 части) приходи-
лось на долю HaS, a 100 мл (1 часть) на долю 02.
Таким образом, в исходной смеси было 200 (прореагировало) 4*
+ 100 (осталось)=300 мл H2S (или 75% по объему) и 100 мл (или 25%
по объему) Оа.
Ответ: смесь состояла из 300 мл сероводорода и 100 мл
кислорода.
Задача № 4. Газы, образовавшиеся при пропускании 16,6 г смеси
паров этилового и пропилового спиртов через нагретую до 400°
окись алюминия, пропущены через 100 мл 6 М раствора брома в бен-
золе. Для полного обесцвечивания раствора брома необходимо при-
бавить 19,5 г цинка. Определите состав исходной смеси спиртов в про-
центах по весу.
Решение. При пропускании паров спиртов над нагретой
до высокой температуры (400°) окисью алюминия происходит деги-
367

дратация спиртов с образованием непредельных углеводородов:
СН3СН2ОН >СН2 = СН2 + Н20, (1)
3 2 400°, А12Оа 2 2 12» \ /
СН3СН2СН2ОН ► СН3СН = СН2 + Н20. (2)
3 2 2 400°. А1302 3 2 ' 2 \ /
(При более низкой (~250°) температуре побочно могут образовываться
простые эфиры:
2С2Н5ОН ► С2Н5ОС2Нб + Н20, (3)
2 5 250°. А1203 252б12» \ J
2С3Н7ОН >С3Н7—О—С8Н7 + Н20. (4)
3 7 250°. А12Оэ 3 7 3 7 12 \ /
Однако простые эфиры не вызывают быстрого обесцвечивания
бромной воды, и их образованием можно пренебречь). Образовавшиеся
непредельные углеводороды реагируют с бромом, растворенным в
бензоле (сам бензол реагирует с бромом только в присутствии катали-
затора или в парах при действии ультрафиолетового света):
СН2 = СН2 + Вг — ВгСН2СН2Вг, (5)
СН3СН = СН2 + Вг2 — СН3СНВгСН2Вг. (6)
Избыток брома, оставшийся после реакций (5) и (6), реагируе
с металлическим цинком:
Zn + Br2 = ZnBr2. (7)
(Если взять избыток цинка, то он, особенно при нагревании, может
также реагировать и с получившимися галоидопроизводными с обра-
зованием непредельных углеводородов в направлении, обратном ре-
акциям (5) и (6). Однако в условиях задачи дано эквивалентное коли-
чество цинка, необходимого для связывания избытка брома).
Таким образом, рассчитав по уравнению (7) избыточное количе-
ство брома и зная из условий задачи общее количество брома, можно
рассчитать то количество брома, которое вступило в реакции (5) и
(6) (его лучше выразить в молях). Дальше, учитывая, что количество
образовавшихся непредельных углеводородов в молярном отношении
равно количеству молей исходных спиртов, необходимо составить ал-
гебраическое уравнение, связывающее вес смеси и количества реаги-
рующих веществ (уравнения 1,2, 5 и 6) в параллельных реакциях, и
вычислить весовое количество каждого из спиртов, а затем, зная об-
щий вес смеси, найти и их процентное содержание.
Расчет. 1. Количество Вг2, прореагировавшего с Zn (по урав-
нению 7):
65 г Zn реагирует с 1 молем Вг2
19,5 г Zn (0,3 г-атома) » с х молями Вг2
jc=-^i = 0,3-1=0,3 .моля.
368

2. Общее количество Вг2:
в 1 л 6 М раствора брома содержится 6 молей Вга
в 100 мл (0,1 л) » » » 0,6 молей Вг2
3. Количество Вг2, прореагировавшее с непредельными углево-
дородами:
0,6—0,3 = 0,3 моля.
4. Уравнение для веса смеси спиртов:
х—количество молей С2НБОН
у—количество молей С3Н7ОН
46* + 60*/= 16,6.
5. Уравнение для количества брома, вступившего в реакцию!
по уравнениям 1—2 следует:
х молей С2НьОН дадут х молей С2Н1
у » С3Н7ОН » у » С3Нв
по уравнениям 5—6 следует:
х молей С2Н4 прореагирует с х молей Вг2
У » С3Нв » у » Вг2
Поскольку общее количество брома, вступившего в реакции
5—6, равно 0,3 моля, то
х+г/ = 0,3.
6. Решение системы уравнений
46*+ 60*/=16,6,
х + у = 0,3
приводит к
х = 0,1, т. е. 4,6 г С2Н6ОН, и t/ = 0,2, т. е. 12 г С3Н7ОН.
7. Определение процентного состава:
в 16,6 г смеси содержится 4,6 г этанола
в 100 г » » х г »
4,6-юо «ос Сл/
х= 16 6 =36,5% этилового спирта,
100%—36,5% =63,5% пропилового спирта.
Ответ: в смеси было 36,5% этилового и 63,5% про-
пилового спирта.
Задача № 5. Газ, образовавшийся при действии избытка металли-
ческого цинка на раствор 3,32 г смеси уксусной и муравьиной кислот
в 16,68 мл воды, прибавлен к 112 мл этилена (усл. норм.). После про-
пускания полученной газовой смеси над никелевым катализатором
ее объем уменьшился до 672 мл (усл. норм.), причем полученный газ
не вызывает обесцвечивания раствора перманганата калия. Определите
концентрацию каждой из кислот в исходном растворе.
369

Решение. Муравьиная и уксусная кислоты в водном растворе
диссоциируют с образованием ионов водорода и реагируют с метал-
лами. При взаимодействии с цинком выделяется водород:
2НСООН +-Zn = (HCOO)2 Zn + На, (1)
2СН3СООН + Zn = (СН3СОО)2 Zn + H2. (2)
Полученный водород в присутствии металлического никеля (ка-
тализатор) присоединяется к этилену
СН2 = СН2 + Н2 я СН3 -СН8 (3)
с образованием этана. Поскольку газ после пропускания над катали-
затором не вызывает обесцвечивания раствора перманганата калия
(качественная реакция на непредельные углеводороды), то в газовой
смеси после окончания присоединения не содержится этилена, т. е.
он полностью прореагировал с добавленным водородом. Реакция (3)
происходит с уменьшением объема — из равных объемов водорода
и этилена образуется один объем этана. Следовательно, сокращение
объема исходной смеси равно объему каждого из вступивших в ре-
акцию газов и объему образовавшегося этана. Вычислив состав газо-
вой смеси после реакции и количество присоединившегося водорода,
можно найти общее количество водорода, выделившегося при реакциях
(1 и 2), а затем, учитывая, что водород одновременно выделялся в двух
параллельных реакциях, следует алгебраически найти количество
каждой из кислот в смеси и ее концентрацию в растворе.
Расчет. 1. Количество водорода, присоединившегося к эти-
лену, и количество этана в конечной смеси: по уравнению реакции
(2) 112 мл водорода реагируют со 112 мл этилена и образуют 112 мл
этана.
2. Состав конечной смеси:
672 мл (общий объем)—112 мл (этан) = 560 мл водорода.
3. Общее количество водорода из реакций (1) и (2):
560 мл (осталось) + 112 мл (прореагировало) = 672 мл (0,03 моля).
4. Алгебраическое уравнение для состава смеси кислот: х — ко-
личество молей муравьиной кислоты, у — количество молей уксусной
кислоты; вес смеси
46х + 60*/ = 3,32,
5. Алгебраическое уравнение для количества образовавшегося
водорода: из 2 молей кислоты получается 1 моль водорода, поэтому
| + | = 0,03.
6. Решая систему уравнений
46х + 60*/ = 3,32,
| + | = 0,03,
370

получаем, что х (количествоУмуравьиной кислоты) равен 0,02 моля,
т. е. 0,02-46=0,92 г и у (количество уксусной кислоты) равен 0,04 мо-
ля, т. е. 0,04-60=2,4 г.
7. Определение общего веса раствора:
3,32 г (смесь кислот) +16,68 г (вес воды) = 20 г.
8. Определение процентной концентрации каждой из кислот:
в 20 г раствора содержится 0,92 г НСООН и 2,4 г СН3СООН, в 100 г
(процентная концентрация) будет содержаться (в пять раз больше)
4,6 г НСООН и 12 г СН3СООН.
Ответ: в исходном растворе содержалось 4,6% му-
равьиной кислоты и 12% уксусной кислоты.
Задача № 6. К аммиачному раствору окиси серебра, полученному
из 86,2 мл 7%-ного раствора нитрата серебра (d=l,16), прибавлено
1,18 г смеси муравьиного и уксусного альдегидов. Выпавший при лег-
ком нагревании осадок отфильтрован, а к нейтрализованному азотной
кислотой фильтрату прибавлен избыток раствора бромистого натрия.
При этом было получено 3,76 г осадка. Определите процентное содер-
жание альдегидов в смеси.
Решение. Альдегиды при взаимодействии с аммиачным раст-
вором окиси серебра окисляются в кислоты, которые при действии
избытка аммиака превращаются в аммонийные соли:
СН8СНО+AgaO = CH3COOH + 2Ag, (l)
НСНО+AgaO = НСООН + 2 Ag,, (2)
CH.COOH ■+ NH8 = CH8COONH4I (3)
НСООН + NH8 = HCOONH,. (4)
Однако муравьиная кислота также содержит альдегидную группу
/Р
HO-Cf
хн
поэтому она и ее соли могут также окисляться окисью серебра с об-
разованием угольной кислоты и ее солей:
NH40-c/ + Ag20—NH40-c/ + 2Ag, (5)
(NH4HCO.)
NH4HCO, + NH,— (NH4)aCO„. (6)
Таким образом, для окисления муравьиного альдегида требуется
вдвое большее количество окиси серебра, чем для других альдегидов:
НСНО + 2 Ag20 = НОСООН + 4 Ag, (7)
[НаСОа]
[HaCO,] + 2NH, = (NH4)8C03. (8)
871

Согласно условиям задачи, выделившееся серебро было отфиль-
тровано, а после нейтрализации раствора азотной кислотой соли му?
равьиной, уксусной и угольной кислот превращаются в свободные
кислоты, причем угольная кислота распадается, а избыток аммиака,
вызывающий растворение окиси серебра, и окись серебра переходят
соответственно в азотнокислый аммоний и азотнокислое серебро:
NH3 + HN03 = NH4N03, (9)
Ag20 + 2HN08 = 2AgN03 + H20. (10)
Выпадение осадка бромистого серебра при добавлении к этому
нейтрализованному раствору избытка бромистого натрия указывает,
что окиси серебра в исходном растворе было больше, чем необходимо
для окисления альдегида, и этот избыток превратился в азотнокислое
серебро:
AgN03 + NaBr = AgBr i + NaN03 (11)
Если бы соль серебра была полностью израсходована на окисле-
ние альдегида, то никакого осадка при действии NaBr не выпало бы,
потому что как бромистый аммоний, так и натриевые соли уксусной,
азотной, муравьиной кислот растворимы в воде.
Таким образом, вычислив количество нитрата серебра, оставшего-
ся после реакции с альдегидами, и зная общее его количество, по
разности можно найти то количество AgN03, которое после превраще-
ния в окись
2AgN03 + 2NH3 + H20-* Ag20 + 2NH4N03 (12)
прореагировало с альдегидами, а затем, зная это количество и вес
смеси альдегидов, алгебраически можно найти содержание каждого
из альдегидов.
Р а с ч е т. 1. Определение количества AgN03, вступившего в
реакцию с NaBr:
из 170 г AgNO„ образуется 188 г AgBr
из х г AgN03 » 3,76 г AgBr
х= 3'7^8170=3,4 г (0,02 моля).
2. Определение исходного количества AgN03:
а) вес исходного раствора:
86,2-1,16=100 г,
б) в 100 г раствора содержится 17% (17 г) AgN03, т. е. 0,1 моля.
3. Определение количества AgN03, прореагировавшего с альде-
гидами:
0,1 моля (исходные) —0,02 моля (осталось) = 0,08 моля.
372

4. Составление алгебраического уравнения для веса смеси аль-
дегидов:
х—количество молей НСНО (мол. в. = 30)
у— » » СНдСНО (мол. в. = 44),
тогда вес смеси
30х + 44у=1,18.
5. Составление алгебраического уравнения для количества про-
реагировавшего AgN03: из 2 молей AgN03 получается 1 моль Ag20,
причем 1 моль Ag20 реагирует с 1 молем уксусного альдегида (урав-
нения реакций 12 и 1), поэтому у молей СН3СНО потребует у молей
Ag20, а они будут получены из 2 у молей AgN03; соответственно х
молей муравьиного альдегида прореагирует (уравнение реакции 7)
с 2 л; молями Ag20, которые (уравнение реакции 12) будут получены
из 4 х молей AgN03. Общее количество AgN03, прореагировавшее
(косвенно, в виде Ag20) с альдегидами, 0,08 моля; отсюда справедливо
4х + 2{/ = 0,08 или 2л;+ £/ = 0,04.
6. Решая систему уравнений
30х + 44*/=1,18,
2х + у =0,04,
получаем х (количество НСНО), равный 0,01 моля, т. е. 0,3 г муравьи-
ного альдегида, и у (количество СН3СНО), равный 0,02 моля, т. е.
0,88 г уксусного альдегида.
7. Определение процентного содержания альдегидов в смеси:
в 1,18 г смеси содержится 0,3 г НСНО и 0,88 г СН3СНО
в 100 г » » х г НСНО и у г СН8СНО
0,3-100 ок.п/ 0,88-100 -А Сл/
4*=-jjj- = 25,4°/0; t/= \{8 =74,6o/0.
Ответ: в смеси было 25,4% муравьиного и 74,6%
уксусного альдегида.

ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица I
Растворимость
Г
СГ
Вг~
I"
ОН"
N03"
S1'
sol"
so£~
poj"
SiOi"
coy
HCOO"
CH3C00""
МяСШГ
H+
P
p
H
p
p
p
p
-
p
p
H
-
p
p
ti
к
p
p
p
p
p
p
p
—
p
p
-
p
p
p
p
nd
H
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
K+
P
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
некоторых
Brf
M
p
p
p
p
p
p
ti
H
ti
ti
H
P
P
H
C(f
h
P
P
P
M
p
M
ti
M
ft
H
H
P
P
h
Mg
h
P
P
P
M
P
P
H
p
H
H
H
p
p
H
tf+
И
p
p
p
H
p
-
—
p
ti
ti
-
P
M
ti
I
Cr5+
p
p
p
p
H
p
-
-
p
H
ti
-
p
p
ti
Ы
ft*
p
p
p
-
H
p
-
—
p
ti
ti
ti
P
P
ti
ест
Fe*
H
p
p
p
ti
P
M
ti
P
ti
ti
ti
P
P
H
t
fin2*
M
P
P
P
ti
P
H
ti
P
ti
ti
a
p
p
ti
8
tf
ti
P
P
P
ti
P
h
ti
P
ti
ti
ti
P
P
ti
доде
v-
p
ti
ti
ti
-
P
H
ti
M
ti
ti
ti
P
P
H
Щ*
ti
H
ti
ti
-
P
H
H
M
ti
-
ti
M
M
ti
н«Г
ti
p
p
H
-
p
ti
ti
P
ti
-
ti
P
P
ti
Of
H
P
P
-
ti
P
ti
ti.
P
ti
H
ti
P
P
H
Pb2
H
M
M
ti
ti
P
h
ti
H
ti
ti
И
P
P
H
BiT
H
-
-
-
ti
p
M
ti
Р
ti
-
ti
P
P
ti
sA
P\
p\
P\
tl\
h\
-
tl\
-
p\
m\
til
-
p\
p\
tn
Примечание: Р-растворимые} М-малораст(1оримые>1 H-i
Таблица 1
Ряд напряжений металлов
[1Г
к
Ва
Са
NQ
Ml
AL
Бе
Мп
Zn
Сг
Fe
Со
N1
Sn
Pb
Н
Си
Ц
А9
Pt
Аи]
374

Таблица III
Атомные веса важнейших элементов (округленные)
Название элемента
Азот .... ...
Алюминий . . . .
Барий ...
Бор ....
Бром ... . . . .
Висмут ...
Водород . ...
Железо . . .
Золото . . . . .
Иод .... ....
Кадмий . . ...
Калий ... ...
Кальций . . ...
Кислород . . . .
Кобальт . . . . .
Кремний ...
Магний ... ....
Марганец .
Знак
N
А1
Ва
В
Вг
Bi
Н
Fe
Au
I
Cd
К
1 Ca
о
Co
Si
Mg
Mn
Атом-
ный
вес
14
27
137
11
80
209
1
56
197
127
112
39
40
16
59
28
24
55
Название элемента
Медь
Мышьяк
Натрий . . .♦ .
Никель . . . . .
Олово ... . . .
Платина . . .
Ртуть . .
Свинец . . . .
Сера
Серебро . . . .
Стронций . . .
Сурьма ....
Углерод .
Фосфор . ......
Фтор ... . . . .
Хлор ... . . . .
X ром .... ...
Цинк
Знак
Си
As
Na
Ni
Sn
Pi
Hg
Pb
s
Ag
Sr
Sb
с
P
F
CI
Cr
Zn
1 *
Атом-
ный
вес
64
75
23
59
119
195
201
207
32
108
88
122
12
31
19
35,5
52
65
Таблица IV
Плотности и концентрации растворов некоторых кислот и оснований
Процентное
содержание
4
12
20
28
36
44
52
60
68
76
84
92
100
h2so4
1,027
1,083
1,143
1,205
1,273
1,342
1,419
1,503
1,594
1,687
1,776
1,830
1,838
Плотности растворов кислот и оснований
HNO,
1,022
1,068
1,119
1,171
1,225
1,277
1,328
1,373
1,412
1,445
1,474
1,496
1,522
HCI
1,019
1,059
1,100
1,142
1,183
сн3соон
1,0052
1,0171 |
1,0284
1,0388
1,0481
1,0562
1,0631
1,0685
1,0725
1,0747
1,0742
1,0696
1,0553
КОН
1,033
1,100
1,176
1,263
1,358
1,460
1,564
1 NaOH
1,046
1,137
1,225
1,310
1,395
1,478
1,560
1,643
| NHS
0,983
0,953
0,923
0,903
0,884
375

Таблица V
Атомные и ионные радиусы (в ангстремах)
Название
элемента
Азот . . .
Алюминий .
Аргои . .
Барий . . .
Бериллий .
Бор ....
Бром . . .
Водород . .
Железо . .
Иод ....
Калий . . .
Кальций . .
Кислород .
Криптон . .
Литий . . .
Магний . .
Медь . . .
Натрий . .
Неон . . .
Рубидий . .
Сера . . .
Стронций .
Углерод ♦ .
Фосфор . .
Фтор . . .
Хлор . . .
Цезий . . .
Знак
N
А1
Аг
Ва
Be
в
Вг
Н
1 Fe
I
К
Са
О
Кг
Li
Mg
Си
Na
Ne
Rb
S
Sr
С
P
F
CI
Cs
3-
1,3
2—
1,32
1,74
l-
1,96
1,54
2,20
1,33
1,81
0
0,71
1,43
1,92
—
1,05
—
1,19
1,0
1,26
1,36
2,23
2,21
0,60
2,18
1,56
1,62
1,27
1,86
1,60
—
1,04
—
0,77
—
—
0,07
~~~
I +
0
1,33
0,78
0,63
0,98
1,49
1,65
2 +
1,43
0,34
0,83
1,06
0,78
0,51
1,27
3 +
0,57
0,20
0,67
4 +
0,15j
5 +
0,15
0,94
0,35
6 +
0,34
7 +
0,70
0,31

ОГЛАВЛЕН И Е
Предисловие 3
Введение 5
§ 1. Предмет и задачи химии 5
§ 2. Значение химии. Роль химии в создании материально-технической
базы коммунизма в СССР 5
Часть первая
ВАЖНЕЙШИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ, ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ
И ПОНЯТИЯ ХИМИИ
Глава I. Основные понятия и законы химии 9
§ 1. Основные положения атомно-молекулярного учения 9
§ 2. Атомы и молекулы 10
§ 3. Атомный и молекулярный вес. . . . 11
§ 4. Вещества простые и сложные. Аллотропия 13
§ 5. Явления физические и химические 14
§ 6. Механические смеси и химические соединения 14
§ 7. Закон постоянства состава 15
§ 8. Закон сохранения массы веществ 17
§ 9. Грамм-атом и грамм-молекула 18
§ 10. Закон Авогадро 19
§ 11. Объем грамм-молекулы газов 20
§ 12. Относительная плотность газов 21
§ 13. Объемные отношения реагирующих газов и газообразных продуктов
реакций 22
Глава II. Строение атома и химическая связь 23
§ 1. Развитие представлений о строении атома 23
§ 2. Распределение электронов по энергетическим уровням 26
§3. Строение ядра атома 31
§ 4. Изотопы 33
§5, Химический элемент 33
§ 6. Превращения элементов 34
§ 7. Образование молекул. Виды химической связи 35
Ионная связь 37
Ковалентная связь 38
Донорно-акцепторная связь 42
Водородная связь 43
Металлическая связь 45
§ 8. Природа одинарной, двойной и тройной углерод-углеродной связи . 45
377

§9. Молекулярные, атомные, ионные и металлические кристаллические
решетки ,...*.. 47
§ 10. Валентность химических элементов . 49
Глава III. Периодический закон Д. И. Менделеева 51
§ 1. Открытие Д. И. Менделеевым периодического закона 51
§ 2. Закон Мозли и периодический закон 55
§ 3. Заполнение электронных уровней атомов элементов периодической
системы 56
Малые и большие периоды периодической системы 56
Группы и подгруппы периодической системы 60
§4. Значение открытия периодического закона и создания периодической
таблицы Д. И. Менделеевым 64
Глава IV. Растворы. Теория электролитической диссоциации 65
§ 1. Типы растворов 65
- § 2. Растворимость 68
§3. Способы выражения концентрации растворов 71
§ 4. Теория электролитической диссоциации • 73
§ 5. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты 76
§6. Химические реакции 77
Окислительно-восстановительные реакции . 79
Типы химических реакций 86
Скорость химических реакции . 89
Обратимые и необратимые реакции 90
Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье 91
Понятие о катализаторах 92
Глава V. Классификация неорганических соединений 93
§ 1. Общие сведения 93
§2. Окислы 93
Способы получения окислов 94
Химические свойства окислов 95
§3. Основания 96
Классификация оснований 97
Способы получения оснований 97
Химические свойства оснований 97
§4. Кислоты » 98
Классификация кислот 98
Способы получения кислот 100
Химические свойства кислот 101
§5. Соли 102
Классификация солей 102
Способы получения солей 103
Химические свойства солей 104
Часть вторая
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Глава VI. Водород 105
§ 1. Общие сведения об элементе 105
§2. Получение и физические свойства водорода 107
§3. Химические свойства и применение водорода 109
§4. Вода ПО
Г л а в а VII. Кислород 113
§ 1. Общие сведения об элементе 113
§2. Получение и физические свойства кислорода 114
§3. Химические свойства и применение кислорода 117
§4. Озон 118
378

Глава VIII. Галогены . 119
§ 1. Общая характеристика галогенов 119
§2. Хлор 120
Получение и физические свойства хлора 120
Химические свойства и применение хлора 120
Хлористый водород и соляная кислота 122
Кислородные соединения хлора 123
§3. Фтор 124
§ 4. Бром, иод 125
Глава IX. Сера 126
§ 1. Общие сведения об элементе . • 126
§ 2. Получение и физические свойства серы 127
§ 3. Химические свойства и применение серы 127
§4. Сероводород и сульфиды 128
§ 5. Сернистый газ и сернистая кислота 129
§6. Трехокись серы, серный ангидрид, серная кислота и ее соли .... 131
Глава X. Азот 135
§ 1. Общие сведения об элементе 135
§ 2. Получение и физические свойства азота 135
§ 3. Химические свойства и применение азота 136
§4. Аммиак 136
§ 5. Кислородные соединения азота 138
§6. Азотная кислота и ее соли 139
§7. Воздух 142
Глава XI. Фосфор 143
§ 1. Общие сведения об элементе 143
§ 2. Получение и физические свойства фосфора 143
§3. Химические свойства и применение фосфора 144
§ 4. Фосфорный ангидрид и фосфорная кислота 144
§ 5. Туковая промышленность 146
Глава XII. Углерод 147
§ 1. Общие сведения об элементе 147
§2. Получение и физические свойства углерода 148
§3. Химические свойства и применение углерода 148
§4. Двуокись углерода и угольная кислота 149
§5. Окись углерода (угарный таз) 150
§ 6. Топливо 151
Глава XIII. Кремний 153
§ 1. Общие сведения об элементе 153
§2. Получение и физические свойства кремния 154
§3. Химические свойства и применение кремния 155
§4. Двуокись кремния, кремниевая кислота и ее соли 156
Глава XIV. Металлы 157
§ 1. Общая характеристика металлов 157
§2. Физические свойства металлов 158
§3. Химические свойства металлов и нахождение в природе 159
§ 4. Способы получения металлов 162
§5. Сплавы 163
§6. Коррозия металлов и способы защиты от нее 164
Глава XV. Щелочные и щелочноземельные металлы 167
§1. Натрий и калий' 167
Общая характеристика щелочных металлов . 167
Получение и физические свойства щелочных металлов 168
Химические свойства щелочных металлов 168
379

Едкие щелочи 168
§2. Кальций 170
Общие сведения об элементе 170
Получение и физические свойства кальция 170
Химические свойства кальция 171
Окись и гидроокись кальция 171
Жесткость воды 172
Глава XVI. Алюминий 173
§ 1. Общие сведения об элементе 173
§2. Получение и физические свойства алюминия * . . . . 174
§3. Химические свойства и применение алюминия 175
§4. Окись и гидроокись алюминия 177
§5. Соли алюминия 178
Глава XVII. Железо 179
§ 1. Общие сведения об элементе 179
§2. Получение железа и его сплавов. Физические свойства 180
§3. Химические свойства железа 183
§4. Соединения железа 184
Глава XVIII. Хром 186
§ 1. Общие сведения об элементе 186
§2. Получение и физические свойства хрома 186
§3. Химические свойства и применение хрома 187
§4. Соединения хрома 187
Часть третья
ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Глава XIX. Основные понятия органической химии 191
§ 1. Предмет органической химии 191
§ 2 Теория строения органических веществ А. М. Бутлерова 192
Углеводороды
Глава XX. Предельные углеводороды 205
§ 1. Общие сведения о предельных углеводородах 206
Гомологический ряд и номенклатура 205
Свойства предельных углеводородов 207
§2. Метан и его гомологи 207
Свойства и получение метана и его гомологов 207
Глава XXI. Непредельные (ненасыщенные) углеводороды 212
§ 1. Общие сведения о непредельных углеводородах 212
§ 2. Этиленовые углеводороды 213
Гомологический ряд и номенклатура 213
Свойства и получение этилена и его гомологов 214
§3. Ацетиленовые углеводороды 220
Свойства и получение ацетилена и его гомологов 220
Глава XXII. Ароматические углеводороды 226
§ 1. Общие сведения об ароматических углеводородах 226
§2. Свойства и получение бензола и его гомологов 229
§3. Сравнение химических свойств предельных, непредельных и аромати-
ческих углеводородов 233
380

Глава XXIII. Природные источники углеводородов 235
§ 1. Природный газ, нефть, каменный уголь 235
Кислородсодержащие органические соединения . . .- 239
Глава XXIV. Спирты и фенолы .v . . . 239
§ 1. Общие сведения о кислородсодержащих соединениях 239
§ 2. Гомологический ряд и номенклатура спиртов 240
§ 3. Свойства и получение спиртов 242
§ 4. Этиловый спирт 248
§ 5. Этиленгликоль и глицерин 249
§ 6. Общие сведения о фенолах 250
§7. Фенол 251
Свойства и получение фенола . . 251
Глава XXV. Альдегиды 255
§ 1. Гомологический ряд и номенклатура альдегидов 255
§ 2. Особенности строения альдегидов ; 257
§ 3. Формальдегид и ацетальдегид 259
Свойства и получение формальдегида и ацетальдегида 259
Глава XXVI. Карбоновые кислоты 264
§ 1. Гомологический ряд и номенклатура карбоновых кислот ..... 264
§ 2. Свойства и получение карбоновых кислот 266
§ 3. Отдельные представители предельных одноосновных кислот .... 269
Глава XXVII. Сложные эфиры, жиры, мыла 271
§ 1. Сложные эфиры 271
Строение а номенклатура сложных эфиров 271
Свойства и получение сложных эфиров 273
§ 2. Жиры 274
Строение жиров . ... 274
Свойства жиров 275
§3. Мыла . . . .. 276
Свойства и получение мыла 276
Глава XXVIII. Углеводы 278
§ 1. Общие сведения об углеводах 278
§2. Моносахариды . . 279
Глюкоза 279
Фруктоза ... . . . . 284
§ 3. Дисахариды . . . 284
Сахароза ... . 284
§ 4, Полисахариды . . 286
Крахмал . 286
Клетчатка .... . 287
Азотсодержащие органические соединения
Глава XXIX. Амины, аминокислоты, белки 29i
§ 1. Общие сведения об азотсодержащих органических соединениях ... 291
§2. Амины 592
Классификация, номенклатура и изомерия аминов 292
Строение и свойства аминов 292
Анилин 295
§ 3. Аминокислоты 295
Классификация, номенклатура и изомерия аминокислот .... 296
Свойства аминокислот 297
§4. Белки 300
Строение и свойства белков 300
381

Часть четвертая
ВОПРОСЫ, ЗАДАЧИ И УПРАЖНЕНИЯ
Важнейшие теоретические положения, основные законы и понятия химии • . 304
К главе I «Основные понятия и законы химии» 304
К главе II «Строение атома и химическая связь» и к главе III «Периодиче-
ский закон Д. И. Менделеева» 306
К главе IV «Растворы. Теория электролитической диссоциации» .... 307
Неорганическая химия 311
К главе VI «Водород» 311
К главе VII «Кислород» ... 311
К главе VIII «Галогены» . 312
К главе IX «Сера» . 314
К главе X «Азот» и к главе XI «Фосфор» 315
К главе XII «Углерод» и к главе XIII «Кремний» 317
К главе XIV «Металлы» 319
Органическая химия 320
К главе XIX «Основные понятия в органической химии» 320
К главе XXI «Непредельные углеводороды» 321
К главе XXII «Ароматические углеводороды» и к главе XXIII «Природные
источники углеводородов» 322
К разделу «Кислородсодержащие органические соединения» 322
Разбор решения некоторых типовых задач 326
Расчетные задачи .. 326
Распознавание веществ 345
Задачи на разделение смеси веществ 349
Задачи на распознание веществ с использованием пламени 353
Определение кислотного и основного характера водных растворов неорга-
нических и некоторых органических веществ 356
Некоторые типовые задачи, предлагавшиеся поступавшим в МГУ в 1967—
1969 годах 358
Расчетные задачи 364
Приложение . 374
Таблица I. Растворимость некоторых веществ в воде , 374
Таблица II. Ряд напряжений металлов « 374
Таблица III. Атомные веса важнейших элементов (округленные) .... 375
Таблица IV. Плотности и концентрации растворов некоторых кислот и
оснований 375
Таблица V. Атомные и ионные радиусы (в ангстремах) 376

ПОСОБИЕ ПО ХИМИИ ДЛЯ
ПОСТУПАЮЩИХ В ВУЗЫ
Тематический план 1971 г. № 218
Редактор Е. Г. Дергачева
Переплет художника М. М. Носовой
Технический редактор
Е. Д. Захарова
Корректоры И. А. Большакова,
Л. С. Клочкова, И. С. Хлыстова
Сдано в набор 29/Х 1970 г.
Подписано к печати 26/VIII 1971 г.
Л-116207. Формат 60x90Vie
Бумага тип. № 3.
Физ. печ. л. 24,0. Уч.-изд. л. 25,71.
Изд. № 1170. Зак. N° 2207.
Тираж 300 000 экз. (2-й завод
100 001-250 000 экз.). Цена 1р. 04 к.
Издательство
Московского университета
Москва, К-9, ул. Герцена, 5/7.
Ордена Трудового Красного Знамени
Первая Образцовая типография
имени А. А. Жданова
Главполиграфпрома Комитета по печати
при Совете Министров СССР
Москва, М-54, Валовая, 28