Автор: Аликберова Л.Ю.
Теги: химия химические науки головоломки загадки кроссворды книга для учащихся увлекательная химия учителей и родителей
ISBN: 5-7805-0515-2
Год: 1999
Текст
занимательная
ХИМИЯ
СЕРИЯ «ЗАНИМАТЕЛЬНЫЕ УРОКИ»
Л. Аликберова
Ваижммгелим
ХИМИЯ
Книга для учащихся, учителей и родителей
Москва «АСТ-ПРЕСС»
1999
УДК 54
ББК 24 я 72
А 50
Аликберова Л.
А 50 Занимательная химия: Книга для учащихся, учителей и родителей. — М.: АСТ-ПРЕСС, 1999 — 560 с.: ил. — («Занимательные уроки*).
ISBN 5-7805-0515-2
Химия — наука серьезная, изучать ее нелегко. А если с самого начала что-то ие заладится, то вскоре все становится непонятно, а значит — скучно. cha книга и предназначена для того, чтобы сделать изучение химии увлекательным, интересным.
Разгадывая кроссворды, загадки, головоломки, ребята смогут повторить и закрепить пройденный материал, узнают для себя много нового. Учителям химии книга пригодится на уроке, факультативных занятиях и кружках, чтобы в игровой форме донести до ребят изучаемый материал, заинтересовать их своим предметом.
Книга адресована широкому кругу читателей — школьникам, учителям, родителям.
.4802000000-158
81119(03 )-99
ISBN 5-7805-0515-2
УДК 64
ББК 24 я 72
© «АСТ-ПРЕСС», 1099
Уважаемые учителя!
Уважаемые мамы и папы!
Химия - наука удивительная.
Она очень конкретная и касается бесчисленных полезных и вредных веществ вокруг нас и внутри нас. Поэтому химия нужна и строителю, и фермеру, и электронщику, и домохозяйке.
Она очень абстрактная и имеет дело с мельчайшими частицами, которые не разглядишь в любой микроскоп, со сложными формулами и на первый взгляд непонятными законами.
Если считать первыми химиками древнеегипетских жрецов, то химия - наука-старушка, ей несколько тысяч лет. Тем не менее в ней до сих пор так много неясного и неоткрытого! Постоянно появляются новые области химии, новые вещества, новые методы их получения и изучения.
Изучать химию трудно. Если с самого начала это дело не ладится, то вскоре все становится непонятно, а значит - скучно, а потом и страшно... А ведь четырнадцатилетнему человеку, почти взрослому, так трудно признаться в собственной неудаче!
5
Занимательная химия
Чтобы заинтересовать подростка химией, в этой книге сделана попытка перевести описание химических явлений на эмоциональный язык. Вероятно, эта книга попадет в руки разных читателей, и хотелось бы, чтобы в ней нашли что-то занятное и вместе с тем полезное для себя и учителя химии, и родители, и конечно же ученики.
Автор с благодарностью примет все замечания и предложения читателей.
Л. Ю. Аликберова
Глава I
Что изучает химия?
1. Живем в окружении химических веществ
•г—ак только маленький человек появля-ется на свет, он попадает в мир химиче-ских веществ. Он вдыхает воздух, а это \ смесь газов (азота, кислорода и дру-гих), выдыхает углекислый газ. Его умывают водой — это еще одно вещество, самое распространенное на Земле.
Добрые мамины руки заворачивают малыша в пеленки, надевают распашонку, а чтобы не было холодно, накрывают одеяльцем... Все эти вещи сделаны из волокон — хлопчатобумажных, основа которых — природное вещество целлюлоза, или клетчатка, и шерстяных, которые имеют белковую природу.
Малыш закапризничал: пора кушать. Мама дает ему бутылочку с молоком. Молоко — смесь воды с мельчайшими капельками молочного жира, и не только: здесь еще есть молочный белок казеин, мине
ральные соли, витамины и даже сахар, но не тот, с которым пьют чай, а особый, молочный — лактоза. Все это вещества природного, естественного происхождения. Бутылочка сделана из стекла, а соска — из резины; это тоже вещества, точнее, материалы (смеси веществ). И стекло, и резина — искусственного происхождения, в природе их не было.
Малыш растет, у него уже появились зубки, и он с аппетитом грызет яблоко. А яблоко состоит из целого набора химических веществ — здесь и сахар, и яблочная кислота, и витамины... Когда прожеванные кусочки яблока попадают в желудок, на них начинают
7
Занимательная химия
действовать пищеварительные соки человека, которые помогают усваивать все вкусные и полезные вещества яблока и любой другой пищи.
Мы не только живем среди химических веществ, но и сами из них состоим. Каждый человек — его кожа, мышцы, кровь, зубы, кости, волосы — построен из химических веществ, как дом из кирпичей. Если человек двигается, думает, работает и растет, это значит, что он получает с пищей и питьем все новые порции химических веществ...
За окном зеленеет дерево. Ветки его и ствол состоят в основном из уже знакомой нам целлюлозы, а в листьях есть очень важное для растений зеленое вещество хлорофилл. С помощью хлорофилла растение поглощает из воздуха углекислый газ и под действием света превращает его в полезные вещества, поэтому и растет. Растение тоже участвует в обмене веществ: поглощает один газ, а «выдыхает» другой — кислород.
По улице проехала машина. Она сделана из прочных веществ, природных и искусственных, — железа, пластмассы, резины, меди, алюминия... В моторе у машины сгорает бензин — горючая смесь веществ, полученных из природной нефти.
Подросший за лето малыш лепит куличики в песочнице. Песок — природное вещество, это мелкие крупинки очень твердого минерала кварца. Когда песок очень чистый, он совершенно бесцветный, а желтым или серым он становится от загрязнений.
Зимой, когда на улице будет холодно, малыш сядет за стол и будет рисовать на бумаге карандашом, грифель которого сделан из природного вещества графита. Графит серого цвета, и хотя он кажется твердым, им можно писать и рисовать, потому что от це
8
Глава 1. Что изучает химия
лого стержня этого вещества при трении легко отделяются мелкие чешуйки.
Твердость, прочность, горючесть, цвет и многое другое, чем можно описать химическое вещество, — это его свойства.
Вот мы и узнали, что химия — это наука о вещест* вах и их свойствах. Но не только...
События в мире веществ — химические реакции
Мама зажгла спичку, повернула кран горелки газовой плиты, и произошло маленькое привычное чудо: загорелся газ. Природный газ — метан или пропан, который подается к плите по трубам или из баллона, соединяясь с воздухом (точнее, с кислородом воздуха), образует жаркое пламя. Когда газ сгорает, из него получаются совсем другие вещества — углекислый газ (диоксид углерода) и вода (водяной пар). Это превращение называют химической реакцией.
Превращение природного газа и кислорода в продукты сгорания идет с выделением тепла, поэтому реакцию горения используют не только дома на кухне, но и в больших котельных, где подогревают воду для отопления целых городских кварталов, и на заводе, где выплавляют металлы из руды или делают цемент, кирпич, стекло...
Но вернемся на кухню, где уже варится еда. На конфорках стоят кастрюльки и сковородки, и запах такой аппетитный! Почему крупы и картофель при варке становятся мягкими, а яйцо, наоборот, из жидкого становится твердым, на жареной рыбе появляется румяная корочка, а в духовке поднимаются пышные пирожки? Все эти «вкусные» превращения основаны
9
Занимательная химия
на химических реакциях, где одни вещества переходят в другие.
Что сегодня на ужин? Блинчики? У мамы наготове молоко, мука, сахар, соль, вот она насыпает в чайную ложку питьевую соду (гидрокарбонат натрия) и капает туда столовый уксус (слабый раствор уксусной кислоты). Смесь «закипает»: это в результате химической реакции выделился наш старый знакомый — углекислый газ. Если эта смесь попадет в тесто, блинчики будут «воздушными» и вкусными.
А теперь попросим у мамы ломтик картофеля и настойку иода из аптечки. Капнем настойкой на картошку и увидим, что бурый цвет иода превратился в синий. Здесь тоже прошла химическая реакция между иодом и крахмалом, который содержится в картофеле, и получилось новое вещество синего цвета.
Еще один опыт, который вполне по силам любому, кто начинает изучать химию. К мыльной воде в стакане добавим несколько капель столового уксуса и обнаружим, что вместо пены в жидкости оказались светло серые хлопья осадка.
Химические реакции, о которых мы только что говорили, сопровождаются изменением цвета, выделением тепла, выпадением осадка или выделением газа. Но бывают и такие реакции, которые очень трудно распознать по внешним проявлениям, для этого требуются специальные приборы.
Кроме химических превращений вещества могут участвовать и в физических. Если мы возьмем чайную ложку поваренной соли и растворим в стакане теплой воды, а на следующий день или даже через неделю выпарим воду из раствора, перед нами снова окажется то же самое вещество — поваренная соль.
10
Глава i. Что изучает химия
Если воду налить на блюдечко и выставить на мороз или поставить в морозильник, вода замерзнет и превратится в лед. Но как только блюдце нагреется, лед растает.
Когда кипит чайник, вода превращается в пар, который, попадая в холодный воздух, образует туман. Поднесем к носику кипящего чайника холодную чашку, и на ней тотчас же осядут капельки воды; чашка станет мокрой.
Растворение и кристаллизация соли из раствора, замерзание и испарение воды — все это физические, а не химические процессы: ведь вещества, которые в них участвовали, остаются в итоге неизменными.
Тех, кто изучает химию, интересуют в первую очередь химические реакции, в которых участвуют изучаемые вещества.
Итак, химия — это наука о веществах, их свойствах и превращениях — химических реакциях.
□ Малютки-молекулы и «неделимые» атомы
Буханку черного хлеба из магазина дома режут ножом на ломтики; после этого на столе могут остаться и крошки. Пусть они будут совсем маленькими, но все-таки они не перестают быть крошками хлеба. Только если хлебные обрезки используют для приготовления кваса, вещества, входящие в состав хлеба (крахмал, сахар, минеральные соли), начинают участвовать в химических реакциях и превращаться в совсем другие — углекислый газ, уксусную кислоту и спирт.
Дерево, срубленное в лесу, сначала распиливают на части, потом колют топором, и получаются поленья —
11
Занимательная химия
дрова. Из поленьев можно настругать ножом тонкие лучинки. Но и огромное дерево, и доски, и поленья, и лучины, и даже самые маленькие щепочки и опилки не перестают быть древесиной, основное вещество которой — целлюлоза. И только если дрова попадают в печь или на костер, целлюлоза сгорает, образуя углекислый газ и воду.
Вода плещется в озере, струится в реке или ручейке, она льется из водопроводного крана или ее приносят в ведре из колодца — всюду вода остается сама собой, даже если ее налить в маленькую чашечку или капнуть из пипетки. Более того, когда вода испаряется и превращается в пар, она становится совсем невидимой. Но стоит водяному пару попасть на большую высоту — туда, где в атмосфере холоднее, чем у поверхности земли, — как образуются капельки, которые собираются в облака, а потом падают на землю в виде дождя. Значит, никакое дробление на мелкие и мельчайшие капельки и даже переход в газообразное состояние не заставили воду перестать быть водой.
Другое дело, если начать разлагать воду с помощью электрического тока: в результате реакции, которую называют реакцией электролиза (см. с. 14), вместо воды мы получим два газа — водород и кислород.
Мельчайшие частички вещества, которые еще сохраняют его свойства, химики назвали молекулами. Молекулы очень малы. Например, если молекулу воды увеличить в 10‘ раз (или в 10 миллионов раз), то она достигнет размера горошины. А если во столько же раз «вырастет» ваш ровесник-школьник, то он запросто достанет рукой из Москвы до Владивостока.
Однако малютки-молекулы еще не самые крохотные частицы в мире химии. Молекулы состоят из
12
Глава 1. Что изучает химия
атомов. Слово «атом* по-гречески означает «неделимый». Атомы и вправду нельзя раздробить на более мелкие части, по крайней мере, пользуясь только химическими методами.
Каждая молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода, соединенных между собой химическими связями, и если ее нарисовать в сильно увеличенном виде, будет похожа на смешную погремушку.
Вот как она выглядит:
Когда молекулы воды испаряются с поверхности моря, озера или обыкновенной лужи, они просто улетают, но при этом не меняют своего состава.
Молекулы воды могут собраться в капельки, образовать легкие облака или грозовые тучи.
Вода может вернуться на Землю, если пойдет дождь.
Когда очень холодно, капельки воды замерзают, образуя кристаллы — снежинки. И Землю укрывает снег.
Но и жидкая, и газообразная, и кристаллическая вода (лед) — это вещество, молекулы которого имеют одинаковый состав.
13
Занимательная химия
Водяной пар
Другое дело — реакция электролиза. Под действием электрического тока разрываются химические связи между атомами водорода и кислорода в молекуле воды и образуются новые — между двумя атомами водорода в молекуле водорода и между двумя атомами кислорода в молекуле кислорода.
Вот так: вместо одной жидкости получаются два газа, а из молекул, которые состоят из трех атомов каждая, образуются двухатомные молекулы двух видов.
14
За н имительная химия
Так вот в чем состоит сущность химической реакции — в разрушении одних химических связей и образовании других!
Но как это происходит? Почему протекают химические реакции? Чтобы ответить на этот вопрос, надо прочитать вторую, а потом и третью главу этой книги и основательно разобраться в строении атомов и молекул.
А пока вспомним, что атомно-молекулярная теория была разработана нашим великим соотечественником М.В. Ломоносовым.
Михаил Васильевич Ломоносов (1711-1765) — великий русский ученый, химик, физик, технолог, литератор. Он открыл один из самых главных законов природы — закон сохранения материи и движения, первым разработал стройную теорию атомно-молекулярного строения вещества. Ломоносов создал первую в России химическую лабораторию. По его инициативе в 1755 году был открыт Московский университет, а Академия наук получила свое настоящее значение как база отечественной науки только благодаря неустанной работе М. В. Ломоносова. Много занимаясь русским языком, грамматикой н стихосложением, Ломоносов стал родоначальником русской литературы. Одной из главных тем ломоносовской поэзии была восторженная похвала науке:
♦В земное недра ты, Химия, Проникни взора остротой, И что содержит в нем Россия, Драги сокровища открой...»
Он был женат на дочери немецкого пивовара Елизавете Цильх, семейная жизнь его протекала счастливо.
У Ломоносова было две дочери и сын.
16
Глава I. Что изучает химия
Теперь давайте решим кроссворд
Под номером 7 по горизонтали надо вписать ответ на вопрос: что является объектом изучения химии? Остальные вопросы такие:
По горизонтали: 3 — вещество, которое пишет по бумаге черным или серым цветом; 5 — сладкое вещество; 10 — легкоплавкий металл, часто используется теми, кто имеет дело с паяльником; 11 — вещество, которое пишет белым цветом по асфальту; 12 — соленое вещество.
17
Занимательная химия
По вертикали: 1 — вещество, светящееся в темноте; считается, что именно им была намазана голова собаки Баскервилей; 2 — вещество, нужное для приготовления киселя и клейстера; 4 — газ, необходимый для дыхания; 6 — металл, из которого сделаны молоток и гвозди; 8 — мокрое вещество; 9 — вещество, из которого сделана настойка для смазывания ссадин и порезов.
ОТВЕТЫ КРОССВОРДА НА С. 17
По горизонтали: 3 — графит; 5 — сахар; 7 — вещества; 10 — олово; 11 — мел; 12 — соль.
По вертикали: 1 — фосфор; 2 — крахмал; 4 — кислород; 6 — железо; 8 — вода; 9 — иод.
Глава II
Строение атомов и Периодический закон
1. Три на «-он»: электрон, протон и нейтрон. Состав атома
томы — мельчайшие частицы веще-ства.
у* Если увеличить до размеров земного шара яблоко средней величины, то уСу#\ \ атомы станут размером всего лишь 'we с яблоко. Несмотря на столь малые размеры, атом состоит из еще более мелких физических частиц.
Со строением атома вы должны быть уже знакомы из школьного курса физики. И все-таки напомним, что в составе атома есть ядро и электроны, которые вращаются вокруг ядра так быстро, что становятся неразличимыми — образуют «электронное облако», или электронную оболочку атома.
Электроны принято обозначать так: е~. Электроны очень легкие, почти невесомые, но зато имеют отрицательный электрический заряд. Он равен -1. Электрический ток, которым все мы пользуемся, — это поток электронов, бегущий в проводах.
Ядро атома, в котором сосредоточена почти вся его масса, состоит из частиц двух сортов — нейтронов и протонов. Нейтроны обозначают так: я0, а протоны — р *. По массе нейтроны и протоны почти одинаковы -1,675 10-24 г и 1,673 • IO 24 г. Правда, считать массу таких маленьких частиц в граммах очень неудобно, поэтому ее выражают в углеродных единицах, каждая из которых равна 1,673 • 10~24 г.
19
Занимательная химия
Для каждой частицы получают относительную атомную массу. Относительные атомные массы протона и нейтрона равны 1, а вот заряд у протонов положительный и равен +1, в то время как у нейтронов заряда нет.
Атом можно собрать «в уме* из частиц, как игрушку или машинку из деталей детского конструктора. Надо только при этом соблюдать два важных условия.
Первое условие: каждому виду атомов соответствует свой собственный набор деталей — элементарных частиц. Например, в атоме водорода обязательно будет ядро с положительным зарядом +1, значит, в нем непременно должен быть один протон (и не больше). А сколько нейтронов может быть в атоме водорода, узнаем из следующего раздела. Атом кислорода будет иметь ядро, заряженное восемью положительными зарядами (+8), — значит, там восемь протонов. Поскольку масса атома кислорода равна 16 относительным единицам, чтобы получить ядро кислорода, добавим еще 8 нейтронов.
Второе важное условие состоит в том, чтобы каждый атом оказался электронейтральным. Для этого в нем должно быть электронов столько, чтобы уравновесить заряд ядра. Иначе говоря, число электронов в атоме равно числу протонов в его ядре.
□ Чтобы запомнить, из каких частиц состоит атом, отгадаем загадки:
е~
Он бежит по проводам, Он бывает тут и там. Свет зажег, нагрел утюг ....— наш лучший друг. Если в атом он попал — То, считай, почти пропал: Он с утра и до утра Носится вокруг ядра.
(электрон)
20
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
р+
Очень положительный, С массою внушительной.
А таких, как он, отряд Создает в ядре заряд. Лучший друг его — нейтрон... Догадались? Он — ....!
(протон)
Зарядом я похвастать не могу, А потому сижу в ядре и ни гу-гу. А то еще подумают: шпион... А я нейтральный и зовусь ....!
(нейтрон.)
Элементы — это элементарно!
«Изо»-продукция природы — изотопы
Нам уже ясно, что все атомы состоят из протонов, нейтронов и электронов. Теперь предстоит разобраться, как из частиц всего трех видов получается все многообразие химических элементов и веществ, простых и сложных.
Когда из элементарных частиц (так химики называют протоны, нейтроны и электроны) мы начинаем «конструировать» атомы, то придется
Собрать, сколько надо, частиц всех сортов, И атом — пожалуйста — вот он, готов!
Но в общее дело их вклады неравны...
Так кто же из этих частиц самый главный — Пузатый протон, флегматичный нейтрон, А может быть, юркий малец электрон?..
Если для нас главное — химические свойства вещества, то самыми важными окажутся электроны. Сколько у атома электронов и как они расположены, какие у них привычки — ленивые они или энергичные, гуляки или домоседы? Вот что расскажет нам
21
Занимательная химия
о характере и поведении каждого атома и в химических соединениях, и в химических реакциях.
Но атом, как мы условились, должен быть электро-нейтральным. Значит, сколько электронов — столько и протонов. И все атомы, у которых одинаковое число протонов, будут считаться атомами одного и того же химического элемента: химические свойства у них тоже будут одинаковы.
Значит, каждый химический элемент состоит из атомов с одним и тем же зарядом ядра, или с одним и тем же атомным номером.
А зачем же тогда нужны эти странные частицы нейтроны? Оказывается, нейтроны, «утяжеляя» ядро атома, придают ему больше прочности. При этом в ядре атомов одного и того же элемента может содержаться разное число нейтронов.
22
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
Например, в обычном атоме водорода 1 протон и 1 электрон. Такой атом водорода иначе называют протием и обозначают символом Н.
♦ Тяжелый» водород, который по-другому называют дейтерием, содержит в ядре уже две крупные частицы: 1 протон и 1 нейтрон. Дейтерий даже имеет свой символ: D. Электрон у дейтерия один, как у обычного «легкого» водорода, поэтому по химическим свойствам дейтерий и протий одинаковы.
Есть еще тритий — «сверхтяжелый» водород, в ядре атома которого кроме протона присутствуют 2 нейтрона. Электрон у трития тоже один. Тритий имеет свой особый химический символ: Т.
♦Легкий» водород (протий), дейтерий и тритий называются изотопами (от греческих слов «изос» — одинаковый и ♦топос» — место) элемента водорода. Они находятся в одной и той же клетке Периодической системы элементов, одинаковы по химическим свойствам, а отличаются только массой атома. Изотопы обозначают так:
протий: tH; дейтерий: f D; тритий:' Т
Здесь мы видим слева от символа каждого изотопа две цифры — его числовые характеристики. Это цифры очень важные. Слева внизу указан порядковый номер данного элемента в Периодической системе, он же — заряд ядра, он же — число протонов. Наконец, он же дает нам общее число электронов в том атоме, о котором идет речь. Слева вверху стоит масса атома данного изотопа, выраженная в углеродных единицах.
Кроме водорода, многие другие элементы тоже образуют по несколько изотопов — атомов с одним и тем же зарядом ядра и числом электронов, но с разным числом нейтронов. Это происходит из-за того, что ядро атома может стать устойчивым при разных нейтронных «добавках» к его протонной основе.
23
Занимательная химия
Если взять атом кислорода (кислород обозначается символом О) с зарядом ядра +8, относительной массой ядра, равной 16, и добавить в ядро еще 2 нейтрона, то мы получим не новый элемент, а всего лишь новый изотоп кислорода — кислород -18:
“О + 2пв-“О О 8
Другое дело, если мы начнем прибавлять или отнимать протоны. При добавлении протона к ядру атома кислорода-16 получится ядро атома другого элемента — фтора., который в Периодической системе следует за кислородом. Символ этого элемента F:
*®О+р+ =
Наоборот, при изъятии одного протона из атома кислорода получится ядро изотопа элемента азота, который обозначается символом N:
В обоих случаях кислород как химический элемент уже больше не существует: в результате наших операций с «химическим конструктором* получаются другие элементы.
О том, чтобы превращать одни элементы в другие, тысячу лет назад мечтали поколения алхимиков — искателей способа сделать из простых металлов благородные (например, из железа и меди получить золото и серебро). Однако то, что легко выходит на бумаге, осуществить на практике чрезвычайно трудно или вообще невозможно. По крайней мере, химические способы для этого не подходят, надо воспользоваться приемами ядерной физики.
Гораздо проще удалить из атома или, наоборот, добавить электрон.
24
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
Например, от водорода электрон отнимается, когда получается положительно заряженный ион (катион) водорода Н1:
Н°1е =Н+
А прибавление к атому кислорода двух электронов дает нам отрицательно заряженный ион (анион) кислорода О2-:
О° + 2е' = О2
Когда химики наблюдают в реакциях образование катионов и анионов? Это происходит довольно часто. Ведь большинство химических процессов как раз и заключается в обмене электронами между атомами разных веществ. Вот самый простой пример: металлический натрий и газообразный хлор при встрече проявляют друг к другу такой «необыкновенный интерес», что появляется пламя и может даже произойти небольшой взрыв. А все потому, что разбойник хлор отнимает у натрия электроны. В результате из
Na
Эй. Натрий* Давай-ка сюда скорее этот вкусный электрон!
Видно. придется мне отдать, этому разбойнику Хлору мой любимый электрон!
25
Занимательная химия
атомов натрия Na получаются катионы натрия Na+, а из атомов хлора С1 — хлоридные анионы СГ:
Na°-le=Na+ С1° + 1 е = Cl-
Эти ионы более устойчивы, чем исходные атомы натрия и хлора, поэтому выделяется энергия.
Теперь нам становится понятно, кто в атоме самый главный. Конечно, это протон. Нейтронов в атоме может быть больше или меньше, но всё это будут атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра (изотопы). Электронов может быть столько же, сколько протонов в ядре (тогда это нейтральный атом), меньше (тогда это катион) или больше (тогда это анион), но это будет катион или анион одного и того же элемента.
3 I Как вас теперь называть, I господа элементы?
Древнегреческие мудрецы первыми сказали слово ♦элемент», и произошло это за пять веков до нашей эры. Правда, ♦элементами» у древних греков считались земля, вода, воздух и огонь, а вовсе не железо, кислород, водород, азот и другие элементы теперешних химиков. В средние века ученые знали уже десять химических элементов — семь металлов (золото, серебро, медь, железо, олово, свинец и ртуть) и три неметалла (серу, углерод и сурьму). Алхимики очень долго обходились без химических формул. В употреблении были странные значки, причем почти каждый химик пользовался своей собственной системой обозначений веществ. А описания химических превращений походили на сказки и легенды. Вот
26
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
как, например, излагали алхимики реакцию оксида ртути (вещества красного цвета) с соляной, (хлороводородной) кислотой:
Являлся красный лев — и был он женихом, И в теплой жидкости они его венчали С прекрасной лилией, и грели их огнем, И из сосуда их в сосуд перемещали...
(Я. В. Гёте, «Фауст»)
Алхимики считали, что химические элементы связаны со звездами и планетами, и присваивали им астрологические символы.
Золото называлось Солнцем, а обозначалось кружком с точкой:
медь — Венерой, символом этого металла служило «венерино зеркальце»:
а железо — Марсом; как и полагается богу войны, обозначение этого металла включало щит и копье:
В XVIII веке укоренилась система обозначений элементов (которых в то время стало известно уже три десятка) в виде геометрических фигур — кружков, полуокружностей, треугольников, квадратов.
27
Занимательная химия
Этот способ изображения химических веществ придумал английский ученый, физик и химик Джон Дальтон.
Джон Дальтон (1766 - 1844) родился в бедной семье, обладал большой скромностью и необычайной жаждой знаний. Он не занимал никакой важной университетской должности, был простым учителем математики и физики в школе и колледже. Дальтон открыл газовые законы физики, а в химии — закон кратных отношений, составил самую первую таблитку относительных атомных масс и создал первую систему химических знаков для простых
и сложных веществ, для того времени весьма прогрессивную.
Однако различать химические символы разных элементов в книгах и научных журналах было довольно трудно. А каково было работать наборщикам в тогдашних типографиях! Как им было отличить знак водорода, который представлял собой три концентрические окружности, нарисованные сплошной линией и с точкой в центре, от знака кислорода — тоже трех концентрических окружностей, одна из которых пунктирная и без точки?
Вот примеры дальтоновых символов элементов:
Водород
Азот
Кислород
Сера
28
Глава И. Строение атамов и Периодический закон
Наконец в 1814 году появились символы и названия химических элементов, которыми химики пользуются до сей день. Шведский химик Йенс Якоб Берцелиус предложил обозначать химические элементы первой буквой (или первой и одной из следующих букв) латинского названия элемента. Например, водород (по-латыни «гидрогениум», Hydrogenium) — Н (читается «аш»), углерод (по-латыни «карбонеум», Carboneum) — С, золото (по-латыни «аурум», Аигит) — Au (читается тоже «аурум»). Русские названия многих элементов звучат совсем иначе, чем латинские, но что поделаешь — химические символы проходится заучивать наизусть, как заучивают латинские термины студенты-медики, будущие врачи.
Посмотрите на Периодическую систему химических элементов, которую создал великий русский ученый Д. И. Менделеев. В каждой ее клеточке стоит символ, а рядом написано название элемента. Многие названия отражают представления о функциях элементов в химических реакциях: водород Н «рождает» воду, кислород О — кислоты.
Есть названия элементов, обязанные собой цвету простых веществ и соединений: сера S (от индийского «сира» — светло-желтый цвет), хлор С1 (от греческого «хлорос» — зеленый), иод I (от греческого «ио-дес» — фиолетовый). Название хром Сг образовано от греческого «хрома» — окрашенный, из-за разнообразной окраски соединений этого элемента. Названия бром Вг и осмий Os происходят от греческих слов «бромос» и «осме», означающих «зловоние», «запах»; понятно, что именно было самым сильным впечатлением химиков, открывших эти элементы.
Очень многие элементы имеют названия, происходящие от содержащих их минералов (бор В от «буры», кремний Si от «кремня», бериллий Be от минерала берилла, который более известен в виде изумру
29
Занилшпильная дгилия
да или аквамарина, наконец, литий Li от «литое» — по-гречески просто «камень»). Географическое происхождение у символов элементов натрия Na (от На-трум — имени соленого озера в Африке, где в древности добывали природную соду, карбонат натрия), меди Си (латинское «купрум» — Cuprum образовано от имени острова Кипр с его богатыми медными приисками). Элементы галлий Ga, германий Ge, скандий Sc, полоний Ро, европий Ей, америций Ат и многие другие названы в честь стран и частей света, где жили их первооткрыватели, городов и даже деревень, где они были найдены.
Среди названий элементов можно найти имена богов и героев Древней Греции, которыми назвали элементы титан Ti, ниобий Nb, тантал Та, прометий Pm, и скандинавской богини весны Ванадис (элемент ванадий V), названия планет Солнечной системы (элементы нептуний Np и плутоний Ри) и имя самого Солнца (гелий Не — от греческого «гелиос» — солнце).
Название элемента мышьяка As — забавное. Русское слово мышьяк образовалось от «мышь»: из мышьяка издавна делали отраву, чтобы избавиться от мышей. Сербское название этого элемента «мишимор» того же происхождения, что и русское. А вот греческое «арсеникон», от которого пошло латинское имя элемента «арсеникум» (Arsenicum), означает «мужественный». Шутники уверяют, что и русское название элемента прежде было не мышьяк, а «мужьяк»...
А какое название элемента самое неудачное? Считается, что это азот N. По-гречески «а-зоос» означает «безжизненный». Но этот газ, присутствующий в атмосфере, вовсе не ядовит, он просто непригоден для дыхания. Кстати, латинское название элемента «нитрогениум» (Nitrogenium) значит «рождающий селитру», от этого слова и образован символ N.
30
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
Совершенно ясно, что запомнить сразу все символы и названия элементов (а их сейчас известно целых 110) — задача непосильная. Поэтому для начала можно ограничиться самыми распространенными:
Русское название Химический символ и атомный номер элемента Латинское название Произношение символа
Азот _ ... Nitrogenium эн
Алюминий 13A1 Aluminium алюминий
Бром 35Br Bromum бром
Водород 1Н Hydrogenium аш
Гелий 2He Heliu m гелий
Железо 26Fe Ferrum феррум
Золото 79Au Au rum аурум
Иод S31 lodum иод
Калий 19K Kalium калий
Кальций 20Ca Calcium кальций
Кислород Oxygenium о
Кремний l4Si Silicium силициум
Магний I2M6 Magnesium магний
Медь 2gCu Cuprum купрум
Натрий nNa Natrium натрий
Олово 5oSn Stannum станнум
Свинец 82ВЬ Plumbum плюмбум
Сера 16S Sulfur эс
Серебро 47A₽ Argentum аргентум
Углерод 6^ Carboneum Це
Фосфор IO* Phosphorus ПЭ
Фтор Ftuorum фтор
Хлор 17C1 Chlorum хлор
Хром 2iCr Chromium хром
Цинк 30Zn Zincum цинк
31
Занимательная химия
Несколько слов об изобретателе теперешних хими ческих символов.
Великий шведский химик Йене Якоб Берцелиус (1779—1848), член Королевской шведской академии наук, а в 1810—1818 гг. — ее президент, иностранный почетный член Петербургской академии наук, на опыте подтвердил многие химические законы, известные к тому времени. Работоспособность Берцелиуса поражает: он проводил в лаборатории по 12—14 часов в сутки.
На протяжении своей двадцатилетней научной деятельности он исследовал более двух тысяч веществ и точно определил их состав. Он открыл три новых химических элемента (церий Се, торий Th и селен Se), впервые выделил в свободном состоянии кремний Si, титан Ti, тантал Та и цирконий Zr.
Берцелиус много занимался теоретической химией, составлял ежегодные обзоры успехов физических и химических наук, был автором самого популярного в те годы учебника химии. Возможно, это и заставило его ввести в химический обиход удобные современные обозначения элементов и химические формулы.
Чтобы лучше запомнить символы химических элементов, решим головоломки, заполняя пустые клетки буквами их названий
Элементы С (1), О (2) и Н (3):
1 Р О Д
2
3
32
Глава II. Строение атомов и Периодический лакан
I* I J_1 1г j. II I _L I
Элементы Cl (1), Р (2) и F (3):
Элементы S (1) и Ag (2):
Элементы Br (1) и Сг (2):
33
Занимательная химия
Какие модели атома в моде?
Когда-то мудрецы-философы Древней Греции на прогулках рассказывали своим ученикам об атомах, из которых состоят вещества природы. Они считали атомы шариками, снабженными крючками и петельками, чтобы соединять их друг с другом.
Прошло больше двух тысяч лет, пока в 1897 году появилась новая модель атома химического элемента, которую разработал выдающийся английский ученый Джозеф Джон Томсон (тот самый, который открыл электроны). Он думал, что каждый атом — это шар, в котором положительный заряд равномерно распределен по всему объему. А внутри этого электрически положительного шара вкраплены отрицательно заряженные частицы — электроны, которые компенсируют положительный заряд. По томсоновской модели, электроны в атоме располагаются, как изюм в булке. Томсон, видимо, не подозревал, что внутри атома есть какие-либо «сгущения массы» вроде ядра.
«Кондитерская», точнее, «хлебобулочная» атомная модель Томсона оказалась недолговечной и через пятнадцать лет вышла из моды. В 1911 году английский ученый Эрнест Резерфорд придумал ядерную, или «планетарную», модель атома. В центре атома Резерфорд расположил крохотное, но очень плотное ядро, где сосредоточена почти вся масса атома. А электроны вращались вокруг него по определенным орбитам, как планеты вокруг Солнца.
Потом оказалось, что каждый электрон движется вокруг ядра так быстро, что его не только нельзя рассмотреть с помощью любого самого мощного микроскопа, но невозможно даже представить в виде точки, движущейся по определенной траектории. Элек
34
Глава И. Строение атомов и Периодический закон
трон как бы «размазан» в пространстве и образует электронное облако, которое называется атомной орбиталью.
Нельзя сказать, что теория строения атома, которую предложил Резерфорд, сразу же получила всеобщее признание. Основное возражение противников состояло в том труднообъяснимом факте, что электрон и положительно заряженное ядро атома существуют в пространстве так близко друг от друга и — надо же! — не слипаются, не соединяются и на первый взгляд почти не взаимодействуют друг с другом.
На самом деле взаимодействие есть, да еще какое сильное! Беспокойный, перемещающийся почти со скоростью света электрон под действием ядра меняет направление движения и уже не летит куда-то вдаль, в неведомое космическое пространство, а начинает вращаться вокруг ядра все с той же бешеной скоростью.
Громадная скорость, с которой носится электрон, разгоняет его и не дает ему слишком приблизиться к ядру, а значит, «упасть» на него.
Джозеф Джон Томсон {1856—1940) и Эрнест Резерфорд (1871—1937) — два великих английских физика, учитель и ученик, лауреаты Нобелевской премии — самой почетной награды за достижения в науке.
Оба работали в знаменитой Кавендишской лаборатории Кембриджского университета, изучая строение атомов.
Основатель научной школы физиков Томсон в 1897 году открыл электроны, а его способный ученик Резерфорд в 1914 году открыл протоны и предсказал существование нейтронов.
Знаменитым физиком и лауреатом Нобелевской премии стал и сын Томсона — Джон Паджет Томсон (1892—1975).
35
Занимательная химия
Позже специально для объяснения того, как ведут себя электроны а атоме, была создана целая наука — квантовая механика.
Оказалось, что частицы, обитающие в микромире, — электроны, протоны и нейтроны — ведут себя совсем по-другому, чем предметы и физические тела обычных размеров. Например, их скорость и энергия «квантуются» — меняются не так, как мы привыкли это наблюдать в макромире, непрерывно и постепенно, а скачками — «квантами». А местоположение мельчайших физических частиц в пространстве и вовсе точно определить нельзя. Они ведут себя примерно так, как описал Льюис Кэрролл Чеширского Кота в сказке «Алиса в стране чудес»: вроде бы он здесь, но в то же время его нет, осталась лишь улыбка...
Чтобы понять, с насколько малыми размерами частиц имеет дело квантовая механика, попробуем прикинуть, сколько места в пространстве занимают атомы.
Размеры атомов, так же как и их масса, чрезвычайно малы и составляют около 1 нм (нанометра), или 1*10 9 м. Если увеличить атом до размера точечки диаметром 0,1 мм, то буквы, которые вы сейчас читаете, станут высотой в 500 м, как Останкинская телевизионная башня!
Электроны летали внутри орбитали
Единственный электрон атома водорода образует вокруг ядра сферическую орбиталь — шарообразное электронное облако вроде неплотно намотанного клубка пушистой шерсти или ватного шарика.
Сферическую атомную орбиталь ученые договорились называть я орбиталью. Она самая устойчивая и располагается довольно близко к ядру:
36
Глава II.Строение атомов и Периодический закон
Чем больше энергия электрона в атоме, тем быст-рее он вращается, тем сильнее вытягивается область его пребывания и, наконец, превращается в гантелеобразную р-орбиталь:
Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства х, у и z. Это легко объяснимо: ведь все электроны заряжены отрицательно, поэтому электронные облака взаимно отталкиваются и стремятся разместиться как можно дальше друг от друга. Все вместе три электронных облака, которые называют рх-, ру-или рг-орбиталями, образуют симметричную геометрическую фигуру, в центре которой находится атомное ядро. Она похожа на шестиконечный помпончик или на тройной бант — кому как нравится.
Итак, р-орбиталей может быть три. Энергия их оди накова, а расположение в пространстве — разное.
37
Занимательная химия
Кроме я- и р-орбиталей, существуют электронные орбитали еще более сложной формы; их обозначают буквами duf. Попадающие сюда электроны приобретают еще больший запас энергии, двигаются по сложным путям, и в итоге получаются сложные и красивые объемные геометрические фигуры.
Все d орбитали (а их может быть уже пять) одинаковы по энергии, но по-разному расположены в пространстве. Да и по форме, напоминающей перевязанную лентами подушечку, одинаковы только четыре. А пятая — вроде гантели, продетой в бублик.
38
Глава 11. Строение атомов и Периодический закон
Электронных облаков с одинаковой энергией, которым присвоено имя f-орбиталей, может быть уже семь. Они тоже различны по форме и по-разному ориентированы в пространстве.
6 I Энергетические этажи в атоме
У водорода один электрон, и ему в атоме живется привольно. У кислорода электронов восемь, у фосфора еще больше — 15, и им уже, наверное, становится тесновато. А у атома свинца — целых 82 электрона.
Как же все они размещаются в атоме? Наверное, там ужасная толкучка, как в автобусе или в метро, когда утром все едут на работу. Вдобавок придется учесть, что все электроны имеют одинаковый отрицательный заряд и поэтому со страшной силой друг друга отталкивают, Того и гляди разлетятся все в разные стороны...
Как удается сохранить в атоме относительный покой и порядок? Оказывается, электроны в ядре располагаются не как попало, а слоями — энергетическими уровнями. Эти уровни, как этажи в доме — первый, второй, третий и так далее. Да еще внутри каждого уровня есть электронные подуровни — 8, р, d, f, на которых располагаются атомные орбитали соответственно з-, р-, d-> /-типа.
Чем больше номер «этажа» — уровня, тем «выше» (дальше от ядра) находятся электроны этого уровня. На первом уровне может быть один-едипственный в-под-уровень, на втором подуровней уже два: s и р. На третьем «этаже» три подуровня (8, р и d), на четвертом — четыре (s, р, d, f).
Электронные подуровни, так же как и энергетические этажи-уровни, различаются по энергии и распо-
39
Занимательная химия
лягаются на разной «энергетической высоте». Вот как это выглядит на картинке:
Каждую атомную орбиталь ученые-химики договорились обозначать квантовой ячейкой — квадратиком на энергетической диаграмме:
s-орбиталь
На « подуровне может находиться одна атомная орбиталь, а на р-подуровне их может быть уже три (в соответствии с тремя осями координат):
ЕШ р-орбитали
Орбиталей d- и /-подуровня в атоме может быть уже пять и семь:
40
Глава II. Строение атамов и Периодический закон
d-орбитали f-орбитали
Если теперь мы попытаемся изобразить энергетическую диаграмму атома как многоэтажный дом с квартирами — квантовыми ячейками, то получится такая картинка:
Электронные жильцы заселяют квартиры
Кто же будет жить в нашем квантовом доме? Ну конечно, электроны!
41
Занимательная химия
Каждый электрон будем обозначать стрелочкой, направленной вверх или вниз, и заодно сразу договоримся, что в «квартире* — квантовой ячейке можно поместить самое большее два электрона со стрелками, направленными в разные стороны, вот так:
Свободная квартира
Квартиры, заселенные Квартира, пол*
наполовину постью засе-
ленная элек
тронами
В каком порядке электроны заселяют атомный «дом»?
Чтобы ответить на этот вопрос не наобум, а наверняка правильно, надо вспомнить главный закон природы. В соответствии с этим законом сами по себе, без принуждения извне (или, как говорят ученые, самопроизвольно) идут те процессы, при которых выделяется энергия.
Например, сама по себе остывает вода в горячем чайнике — выделяется энергия (теплота) в окружающую среду.
Сами по себе скатываются с ледяной горы санки, да при этом еще сильно разгоняются — выделяется кинетическая энергия.
Сама по себе в грозу ударяет молния, и при этом выделяется электрическая энергия.
Так и в атоме. Сами по себе будут заполняться электронные орбитали — квантовые ячейки, если при этом будет выделяться хоть какая-то (большая или не очень)энергия.
Все энергетические уровни и подуровни, которые мы только что изображали в виде диаграмм (с. 40,
42
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
41), характеризуются определенной энергией. И самое главное: для всех электронов в атоме эта «определенная энергия» имеет отрицательное значение (меньше 0), причем она тем более отрицательна, чем ближе орбиталь к ядру.
Энергетическую диаграмму атома следовало бы рисовать не как многоэтажный дом, а скорее как подземный многоярусный гараж или просто яму:
Земля, которую кидают лопатой сверху в заранее вырытую яму, падает на дно и постепенно заполняет яму доверху. Заполнение ямы от дна до краев, а не наоборот тоже идет самопроизвольно (ведь нельзя закопать верхнюю половину ямы, не заполнив нижнюю) и, значит, с выигрышем энергии.
А где же по отношению к вырытой яме должен находиться совершенно свободный электрон, не связанный с атомом? Отвечаем: его место — на уровне земли, где-то рядом с ямой.
43
Зани.ки тельная химия
Перемещая электрон из свободного пространства в квантовые ячейки — «клеточки» атома, мы получим выигрыш энергии. Этот выигрыш тем больше, чем ниже опустится в яму электрон, чем ниже находится на энергетической диаграмме орбиталь — «квартира», в которой ему предстоит поселиться.
В первую очередь заполняется самый выгодный первый энергетический уровень, а уже потом второй, третий и так далее. Причем в пределах одного и того же уровня сначала заполняется тот подуровень, у которого энергия меньше. Например, сначала два электрона попадут в квартиры 2s-подуровня, а потом — 2р-подуров-ня; сначала 3s-, а потом Зр-подуровня.
А вот дальше начинается путаница: после 4s заполняется не 4р, а 3<£-подуровень. Но это только на первый взгляд. На самом деле никакой путаницы тут нет, просто энергия Зй-подуровня ниже, чем 4р. Поэтому он и заселяется электронами раньше.
Если заряд ядра большой и электронов в атоме много, в результате получается «многонаселенный дом». Но электронные жильцы нижних этажей совсем никак не участвуют в химической жизни атомного «дома»: они находятся очень близко к ядру атома, и химические реакции никак их не тревожат. Главные химики — электроны внешние, те, которые находятся близко к «поверхности» атома и могут либо от него оторваться и сменить «хозяина», либо пригласить к себе «в гости» электроны из других атомов. Внешние электроны мастера образовывать химические связи, поэтому их называют еще валентными электронами.
А вот сколько их и какие они, можно узнать, продолжив нашу игру в «химический конструктор» и заселяя электронами имеющиеся в атомах квартиры и этажи по всем правилам и с учетом заряда ядра.
44
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
Парад химических элементов
Чтобы не забыть, каков атомный номер и заряд ядра
у разных химических элементов и в каком порядке они следуют друг за другом, будем смотреть на Периодическую систему. Итак, элементы выходят на парад...
В первом периоде, в первом ряду Два знаменосца гордо идут:
У водорода — один электрон, И возглавляет шествие он.
Гелий богаче. К чему слова, Ведь у него электронов — два.
В атоме водорода ядро содержит один протон, атомный номер его 1 и заряд его ядра равен +1. Атом гелия — номер второй: в его ядре с зарядом +2 находятся два протона.
А вот как выглядят энергетические диаграммы электронных оболочек атомов водорода и гелия:
JJ1H
Is'
Е|[Т|]гНе
1s2
В боевой схватке с «врагами» известный «вояка» атом водорода может потерять свой единственный электрон, который является и внешним, и валентным, а значит — быстрым и лихим, и превратиться в катион водорода:
Н°-1е" = Н+
Это означает, что водород окисляется — участвует в процессе окисления. Но атом водорода может и вос
45
Занимательная химия
становиться — принять электрон. В процессе восстановления получится анион водорода, который еще называют гидрид-анионом:
Н° 4- 1е~ == Н“
Полезно отметить, что атом водорода не может отдать больше одного электрона (других у него просто нет) и не может принять больше одного электрона, поскольку на le-орбитали могут поместиться только два электрона — и ни одним больше.
У атома гелия уже есть эти два электрона на le-орбитали, они страшные лентяи и удерживаются в атоме очень крепко. Поэтому гелий химически инертен — не отдает и не принимает электроны, не желает участвовать в химических реакциях и не образует химических соединений. Гелий относится к числу элементов — благородных газов.
Третий элемент Периодической системы — литий Li.
Щелочным металлом литием начинается второй период, где находятся восемь очень важных химических элементов:
Второй период — восемь персон;
Командует литий, последний — неон.
За командиром — бериллий и бор, Углерод, азот, кислород и фтор. Парад идет по своим законам: Растет в ряду число электронов.
46
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
У элементов второго периода заполняются квантовые ячейки второго энергетического уровня — сначала 2в, а потом 2р-подуровевь.
Действительно, если у лития Li валентный электрон один, а у бериллия Be их два, то у бора В — уже три электрона, у углерода С — четыре:
Атом лития очень легко может потерять свой единственный внешний электрон, подвижный и шустрый, находящийся далеко от ядра и слабо с ним связанный, и превратиться в однозарядный катион лития. Довольно легко превращается в двухзарядный катион, отсылая ♦в разведку» два быстрых электрона, и атом бериллия’.
Li° -1е~= Li+; Ве° - 2е~ = Ве2+
Но принимать электроны и превращаться в анионы атомы лития и бериллия никак не способны.
47
Занимательная химия
Атом углерода уже становится способен не только отдать свои электроны — окислиться, но и принять — восстановиться:
С° - 4е- = C+IV; С° + 4е' = С~IV
Реальные катионы и анионы углерода не существуют, поэтому в приведенных здесь уравнениях реакций написаны символы атомов углерода в степени окисления +IV и -IV.
Степень окисления — это условный заряд, который могут иметь атомы различных элементов в химических соединениях.
Азот N — счастливый владелец пяти электронов, кислород О — шести, а фтор F — семи. У атома благородного газа неона Ne на внешнем валентном уровне целых восемь электронов:
48
Глава II, Строение атомов и Периодический закон
Азот может восстанавливаться и принимать недостающие до образования восьмиэлектронной оболочки три электрона. Азот может и окисляться, отдавать все пять электронов, находящихся на внешнем (валентном) уровне:
№ + Зе - = N",n; № - 5е“ = N+v
Что же касается кислорода и фтора, у них внешние электроны сильно притянуты к ядру и настолько ленивы, что их не дозовешься не только пойти в гости, но и просто на прогулку. Кислород очень трудно, а фтор и вовсе нельзя окислить никакими силами. Эти атомы могут только принимать электроны и превращаться в настоящие анионы:
О° + 2е =О2 ; F°+<?- = F’
Неон ведет себя так же, как гелий: его электронная оболочка, полностью укомплектованная и прочно притянутая протонами ядра, не участвует в процессах окисления или восстановления. Вот где электроны окончательно стали домоседами...
А между тем шествие элементов продолжается.
Стройной колонною на парад Идут элементы за рядом ряд. Третий период — почти как второй, Любой из восьми — элемент-герой. За натрием — магний и алюминий. Кремний, фосфор, сера и хлор. Аргон. А чьи электроны активней? Ясно и так. О чем разговор...
49
Занимательная химия
И правда: строение атомов, да и многие свойства элементов третьего периода так похожи на их соседей с «верхнего этажа» из тех же групп (вертикальных колонок Периодической системы)!
Натрий Na — такой же активный щелочной металл и так же легко окисляется (отдает свои электроны), как литий. А хлор С1, который, как и фтор, относится к команде элементов — галогенов, ненамного уступает своему верхнему соседу элементу фтору в окислительной способности (стремлении принять электроны и превратиться в анионы). Аргон Аг, как говорят химики, «полный аналог» и очень похож на предыдущие благородные газы первого и второго периодов с «ленивыми» электронами — гелий и неон.
50
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
Но не будем задерживаться, по площади идет следующая команда химических элементов, с еще большими атомными номерами и атомной массой.
В четвертом периоде — рады стараться! — Кавалеристы. Их восемнадцать.
Рыцари славы, металлы удачи, Сверкая доспехами, смело скачут Калий, кальций, скандий, титан. Ванадий, хром, марганец... Кто атаман? Триада железа, медь и другие, И неметаллы — друзья боевые: Мышьяк, селен и бром. А криптон — На правом фланге, последний он.
В четвертом периоде, помимо атомных орбиталей 4з и 4р, заполняется тот подуровень, который был пропущен раньше, — 3d. По энергии он попадает как раз между 4з- и 4р-под уровнями:
51
Занимательная химия
Это значит, что в химических делах за поведение, например, элемента скандия Sc будут отвечать три электрона: 4s2 и 3d1. Именно с этими электронами расстанется, пригорюнившись, атом скандия, когда настанет пора превратиться ему в трехзарядный катион: Sc°-3e- = Sc3+
А у марганца Мп на Зd-opбитaли располагаются уже пять электронов. Принадлежащие марганцу семь внешних (валентных) электронов 4s2 и 3d5 и определяют химические свойства этого интересного элемента.
Если из атома марганца Мп образуется двухзаряд ный катион:
Мп°- 2е = Мп2',
52
Глава II. Строение атомов и Периодический taKOH
то это значит, что атом потерял два электрона с 43-подуровня. Если атом марганца приобретает степень окисления + VII:
Mn0-7e- = Mn+vn,
то он остается, как без гроша в кармане, безо всех своих внешних электронов с 4з и ЗсЛорбиталей. Как видпо, у марганца в резерве многочисленный отряд разведчиков (целых семь храбрецов-электронов), которых он может, не раздумывая, послать на боевое задание.
Только после того как электронами заполнится весь Sd-подуровень, начинается заселение ячеек 4р-подуровня. В итоге, например, у элемента мышьяка As получается такая энергетическая диаграмма:
? t ?
4р3
n n n n n
3d
n n n
Т1| 2рв
2s2
Т4. 33 As: is22s2 2pe3s23p64s23di04p3
Is2
53
Занимательная химия
Валентные электроны атома мышьяка As — это электроны 4s- и 4р-подуровней (всего их пять). При этом надо помнить, что полностью укомплектованный Зс/’подуровень, где поселились все 10 «жильцов» — электронов, становится недоступным для всяких химических тревог и забот атома элемента-хозяина As. Эта тыловая команда занимается только своими домашними делами и никак не участвует в химических процессах.
Постепенно, по одному электрону, заселяются все остальные квартиры на четвертом этаже химического дома. Таким образом, перед нами проходят все элементы четвертого периода — от щелочного металла калия К до галогена брома Вг и благородного газа криптона Кг.
А вот и пятый период.
Пятый период похож на четвертый, Идут элементы славной когортой. Но вот за конными и пехотой Тяжелых войск подступают роты.
Следующие за пятым будут шестой и седьмой периоды, где число элементов достигает 32, у атомов по несколько десятков электронов и внушительная атомная масса. Из-за этого ядра многих из них не особенно устойчивы и способны к радиоактивному распаду. Более того, в самом конце нашей парадной колонны — элементы с зарядом ядра, близким к 100, которые не найдены в природе, а получены учеными-физиками искусственным путем.
Период шестой, период седьмой — По тридцать два танка на мостовой...
Легко ли изучить сто с лишним химических элементов? Задача тяжелая, но выполнимая. Главное — понять основные законы, которым подчиняется вся эта армия элементов. Потому что
54
Глава И. Строение атомов и Периодический закон
В мире веществ хаоса нет. Наука химия всё одолеет! ♦ В каждой клеточке — элемент. И это закон!* — сказал Менделеев.
Какому именно закону беспрекословно подчиняются химические элементы и кто такой Менделеев, узнаем из следующего раздела.
9 IВ основе всего — периодичность
К середине XIX века было известно больше шести десятков химических элементов. Ученые разных стран стали по-всякому сопоставлять их свойства и прикидывать, нельзя ли все сведения по химии собрать в стройную систему. Русский химик Дмитрий Иванович Менделеев расположил все известные к тому времени элементы в порядке возрастания их атомных масс и обнаружил, что через определенные интервалы этого ряда химические свойства веществ повторяются. В 1869 году Менделеев так сформулировал Периодический закон:
Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов.
Следовало бы, во-первых, заменить в этой фразе «атомные веса» на атомные массы. А во-вторых, надо учесть еще одно важное обстоятельство. Дело в том, что атомная масса — не самая важная характеристика атома, к тому же она слишком сильно зависит от изотопного состава. Ведь для элемента за атомную массу принимают среднее значение масс изотопов с учетом их содержания в природном элементе. Поэтому, если внимательно приглядеться, в Периодической системе элементов можно найти несколько
55
Зан иж-ат единая химия
случаев, когда элемент с большей атомной массой опережает своего более легкого соседа (например, никель Ni стоит впереди кобальта Со, аргон Аг — впереди калия К, а теллур Те — впереди иода I).
Более важным, чем атомная масса, свойством элемента является атомный номер, он же — заряд ядра. Вот это свойство для элемента служит такой же исчерпывающей характеристикой, как для человека отпечатки пальцев.
Современная формулировка Периодического закона такова:
Свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от порядковых (атомных) номеров.
На основании Периодического закона Менделеевым была создана Периодическая система химических элементов, в которой каждой клеточке с записанной в ней химической персоной отвечают определенные координаты элемента — номер его группы и номер периода.
Группы объединяют между собой элементы с одинаковым строением внешнего валентного уровня. В периодах собраны вместе ряды элементов, у которых идет заполнение одного и того же внешнего электронного уровня.
По координатам элемента в Периодической системе можно не только совершенно точно узнать строение его электронной оболочки, но и предсказать его химические свойства. Именно эта возможность предсказывать неизвестное привела Периодический закон и его создателя к всемирному триумфу. Вот как это было.
При разработке периодической таблицы Менделеев оставил пустые клеточки — места для еще не открытых химических элементов. При этом, исходя из положения элементов в таблице, Дмитрий Иванович
56
Глава II. Строение атомов и Периодический закон
довольно подробно описал свойства элементов-незнакомцев и даже дал им предварительные названия: экабор, экасилиций и экаалюминий. Прошло совсем немного лет, и гениальное предвидение создателя Периодической системы нашло подтверждение: были открыты элементы скандий Sc, германий Ge и галлий Ga. Все их свойства точно совпали с предсказанными Менделеевым.
Дмитрий Иванович, Менделеев (1834—1907) — великий русский ученый-энциклопедист, химик, физик, технолог, геолог и даже метеоролог. Менделеев обладал удивительно ясным химическим мышлением, он всегда ясно представлял конечные цели своей творческой работы: предвидение и пользу. Он писал: «Ближайший предмет химии составляет изучение однородных веществ, из сложения которых составлены все тела мира, превращений их друг в друга и явлений, сопровождающих такие превращения ».
Менделеев создал современную гидратную теорию растворов, уравнение состояния идеального газа, разработал технологию получения бездымного пороха, открыл Периодический закон и предложил Периодическую систему химических элементов, написал лучший для своего времени учебник химии.
Д. И. Менделеев родился в Сибири, в Тобольске, и был семнадцатым ребенком в большой семье. Он был дважды женят, у него было трое сыновей и две дочери. Его дочь Люба была замужем за великим русским поэтом А. Блоком, а сестра Менделеева Ольга — за Н. В. Басаргиным, одним из декабристов.
Современники говорили, что этот великий ученый «создал свою жизнь как произведение искусства».
57
Занимательная химия
А теперь решим кроссворд
Под номером 5 (по горизонтали) — главный вопрос: что такое совокупность всех атомов с одинаковым атомным номером и зарядом ядра?
По горизонтали: 1 — элемент номер два; 2 — атомы с одинаковым зарядом ядра, но разной массой; 6 — элемент номер четыре; 8 — вертикальная колонка элементов Периодической системы, у которых похожее электронное строение; 10 — элемент с десятью протонами
58
Глава Л. Строение атомов и Периодический закон
в ядре; 11 — центральная часть атома, где находится основная часть его массы.
По вертикали: 1—благородный 3 — изотоп водорода с двумя нейтронами; 4 — горизонтальный ряд элементов в Периодической системе; 5 — е ; 7 — атом, но заряженный; 9 — ядро атома изотопа водорода-1.
И напоследок — загадка
По-античному наивно, Откровенно простовато Совершенно «неделимым» Называли греки атом. Но теперь твердит наука: Атом — непростая штука И устроен он хитро.
В центре — плотное ядро, А вокруг, как роем мошки, Пляшут электроны-крошки...
В электронных облаках, Как кораблик на волнах, Плыть стремится каждый атом По своим координатам В Менделеевской таблице. Дочитаем всю страницу...
Имена координат Даст отгадка двух шарад.
1. Три буквы плода треугольного, Две буквы от стола, от школьного, «П» между этими фрагментами... Все вместе — столбик с элементами!
2. Птичий мех, но не пух, И без букв последних двух, Плюс раствор для смазки ссадин, Что сажают дети за день;
Вместе — ряд горизонтальный Получаем моментально.
59
Занимательная химия
ОТВЕТЫ ГОЛОВОЛОМОК НА С. 32~33
Углерод, кислород, водород. Магний, алюминий, кремний. Железо, золото. Хлор, фосфор, фтор. Сера, серебро. Бром, хром.
ОТВЕТЫ КРОССВОРДА НА С. 58
По горизонтали: 1 — гелий; 2 — изотопы; 5 — элемент; 6 — бериллий; 8 — группа; 10 — неон; 11 — ядро. По вертикали: 1 — газ; 3 — тритий; 4 — период; 5 — электрон; 7 — ион; 9 — протон.
ОТВЕТЫ ШАРАД НА С. 59
Группа. Период.
Глава III.
Химическая связь и строение молекул
1. Как электроны «ковали» ковалентную связь
олекулы состоят из атомов, соединенных между собой. Но как соединенных — сцепленных, склеенных, скованных одной цепью? И кто тот слесарь, столяр или кузнец, который соединяет воедино атомы?
Вы уже знаете, что в древности считалось в порядке вещей, что атомы соединяются крючками. Отсюда недалеко и до пуговиц с петельками.
Если отбросить шутки, придется признать, что вопрос на самом деле непростой: ведь оболочка каждого из соединяемых в молекулу атомов состоит из электронов, заряженных одинаково по знаку, поэтому при попытке сблизить электронные облака неизбежно будет возникать сильное отталкивание. Но... атомы все-таки соединяются! И происходит это с помощью тех самых электронов, которые, казалось бы, только противодействуют соединению. Вспомним, что электроны в атоме мы обозначали по-разному — стрелкой, направленной вверх, и стрелкой, направленной вниз:
f и
Оказывается, эти два электрона могут объединяться в электронную пару:
61
Занимательная химия
и располагаться между ядрами двух атомов. Оба по ложительно заряженных ядра атомов будут притяги ваться к отрицательной электронной паре:
— а значит, и друг к другу. Так образуется из двух отдельных атомов самая простая двухатомная молекула. Например, из двух атомов водорода Н получается молекула Н2:
Н + Н = Н2
Остается всего ничего: понять, отчего это вдруг двум электронам вздумалось объединиться в пару? У древнегреческих философов на этот вопрос был однозначный ответ. Они считали, что событиями в мире атомов правят, как и у людей, два чувства — любовь и вражда. Значит, взаимное отталкивание — это вражда, а соединение двух атомов — это дружба, любовь и, в конце концов, счастливый брак. Наивные представления древности в наши дни приходится подкреплять какими-то вещественными, физическими объяснениями. Но не будем же мы предполагать, что два электрона — две стрелочки — цепляются друг за друга своим оперением? Дело совсем в другом!
Каждый электрон, помимо электрического заряда, обладает магнитным моментом и ведет себя как микроскопический магнит. Два электрона с разнонаправленными стрелками — это два таких микромаг
62
Глава Ill. Химическая связь и строение молекул
нита с противоположно ориентированными полюсами. Вот они и притягиваются друг к другу:
Теперь тот, кто особенно любознателен, задаст каверзный вопрос: а откуда у электронов магнитные свойства? Между прочим, точного ответа ни физики, ни химики не знают до сих пор. Одно время предполагали, что каждый электрон, как крохотная планета, вращается вокруг своей оси, от этого и возникает магнитный момент. Но потом от этой идеи отказались: уж очень она примитивная для частиц и явлений микромира...
Так или иначе, пара электронов образуется. Но чтобы это произошло, надо, чтобы атомы сблизились между собой, а их электронные облака частично совместились. Химики называют эту ситуацию в атомном «хозяйстве» перекрыванием атомных орбита-лей. Возьмем тот же пример образования молекулы водорода из атомов. Две сферические (шарообразные) орбитали, два электронных облака перекрываются и входят одно в другое, вот так:
63
Занимательная химия
При этом образуется ковалентная связь.
Ковалентной называют такую химическую связь, которая образуется при помощи пары электронов.
Если перевести нашу картинку на язык квантовых ячеек, то это будет выглядеть так:
Точно такая же молекула водорода может образоваться и по-другому, если взаимодействовать между собой будут катион водорода Н4 (у него нет ни одного электрона, а только пустая атомная орбиталь) и анион водорода Н~, у которого имеется пара электронов:
н4 +Н' = Нг
На энергетической диаграмме это выглядит так:
Представим себе, что два туриста отправились в поход; на привале каждый из них достал свой бутерброд, и, поделившись друг с другом, они весело пообедали. Этот обед будет напоминать нам первый случай встречи между атомами водорода, каждый из которых приходит в молекулу со своим «электронным бутербродом». Этот способ образования ковалентной химической связи называется равноценным механизмом.
Но если один из туристов отправляется в путь с пустым рюкзаком, а второй, очень запасливый и предусмотрительный, заготовил еды на двоих, то вместе
64
Глава III. Химическая связь и строение молекул
они тоже пообедают вполне сытно. Применительно к образованию связи при взаимодействии катиона и аниона водорода мы получим уже другой — донорно-акцепторный — механизм образования ковалентной связи. Донор — это тот, кто по доброте душевной что-либо отдает задаром, например пару «электронных бутербродов». А акцептор — тот, кто принимает подарок.
А как обстоят дела с образованием ковалентной связи, если электронные облака исходных атомов не сферические (я-орбитали), а похожи на гантели (р-ор-битали)? Давайте разберемся, как образуются молекулы фтора F2, серы Sz и азота N2.
Два атома элемента фтора F имеют энергетические диаграммы внешнего электронного уровня, на которых мы видим три квантовые ячейки, заполненные парами электронов, и еще одну, где скучает одинокий неспаренный электрон (его мы отметим звездочкой*):
Пока что химическая связь здесь образоваться не Может: стрелочки, которыми обозначены два скучающих друга-электрона, направлены в одну и ту же сторону. Это означает, что электроны, как два магнитика, приложены друг к другу одноименными полюсами вот так:
65
Занимательная химия
и пока что только взаимно отталкиваются.
Чтобы возникла химическая связь, а атомные орбитали могли перекрываться, нужно, чтобы стрелочки, обозначающие электроны, приняли противоположное направление.
Вот как это будет выглядеть:
После этого можно будет добиться взаимного перекрывания атомных орбиталей, похожих на гантели, если они расположены вдоль одной линии:
66
Глава III. Химическая связь и строение молекул
Два атома фтора, как два человечка, протягивают друг другу руки и дальше, взявшись за руки, продолжают свой путь уже в виде молекулы фтора F2, которая похожа на сдобную ватрушку:
В двух атомах серы S уже по два неспаренных электрона (они отмечены звездочками*), которые соскучились в одиночестве. Для образования электронных пар нужно, чтобы стрелочки, обозначающие эти электроны, приняли противоположное направление.
Перекрывание атомных орбиталей серы будет происходить не только как у фтора (вдоль линии):
67
Занимательная химия
но и боковыми частями гантели:
В этом случае ковалентная химическая связь становится прочнее, она двойная: ведь ее обеспечивают сразу две электронные пары — как будто два атома, два человечка затанцевали, взявшись обеими руками.
Еще крепче будет тройная ковалентная связь, которая образуется в молекуле азота N2. Два атома азота N имеют энергетические диаграммы, где есть по три неспаренных электрона:
Эти электроны и дадут нам три ковалентные связи, когда перекроются их атомные орбитали в пространстве — вот так:
68
Глава III. Химическая ев/ыь и строение молекул
Вспомним, как бывалые альпинисты идут иа штурм горных вершин. Они привязывают к поясу страховочный трос — запасную веревку, которая помогает вытащить друга, если он оступился и начал падать на подъеме... Третья связь между атомами в молекуле похожа на такое надежное соединение дружных партнеров, соратников в покорении горных вершин.
«Друг мой — третья моя рука!» — скажет атом азота, оказавшись в молекуле N2. И будет совершенно прав: ведь прочность молекул азота удивляет даже самых опытных химиков.
Будьте валентны!
Валентность — это способность атомов к образованию химических ковалентных связей. Слово «валентность» образовано от латинского «валентия» — сила. Действительно, среди атомов все силачи: притягиваются к своим соседям по молекуле с непреодолимой мощностью, и чем больше электронных пар при этом образуется, тем прочнее будет химическая связь.
69
Занимательная химия
Атомы водорода в молекуле Н2 одновалентны, химическую связь обеспечивает единственная электронная пара, которая образуется из электронов водорода. И атомы фтора в молекуле F2 одновалентны: там химическую связь обслуживает тоже одна электронная пара.
А сера в молекуле S2 уже двухвалентна: здесь химическая связь двойная, ее дают две электронные пары. Двойная связь обычно бывает крепче, короче и прочнее обычной одинарной, точно так же как удержать любую вещь двумя руками — дело более надежное, чем одной рукой.
Если в мире что-то происходит само по себе, значит, природе это выгодно. Об этом мы уже узнали из гл. II, 7. И образование химических связей подчиняется тому же закону. Вот почему, если из отдельных атомов образуются устойчивые молекулы, то всегда выделяется энергия.
Эту энергию химики называют энергией связи, и она может быть большой или маленькой. Чем больше эта энергия, тем прочнее химическая связь.
Тройная связь в молекуле азота очень прочна, при ее образовании выделяется много энергии. Атомы азота в молекуле N2 трехвалентны, они связаны друг с другом тремя электронными парами.
Если мы хотим, чтобы Его Величество атом образовал химическую связь с другим атомом — соседним, то
Атому скажем снова и снова:
Ваше Величество, будьте готовы! — Но не сражаться — объединяться И орбиталями перекрываться. Ваших молекул незыблемы троны, Если работают все электроны.
Если откажетесь, плакаться некому...
Будьте валентны! Во имя молекулы!
70
Глани Hi. Химическая связь и строение молекул
«Полярники* в мире молекул
Когда с помощью ковалентной связи образуются молекулы водорода Н2, азота N2, кислорода О2, фтора F2, хлора С12, электронные пары располагаются точно посередине между ядрами двух одинаковых атомов. Эти атомы притягивают электроны с совершенно одинаковой силой, что вполне естественно. Такая химическая связь еще называется неполярной ковалентной связью.
Гораздо чаще случается другое: встреча разных атомов. Представим, что однажды познакомились, понравились друг другу и решили подружиться атом водорода Н и атом фтора F. У каждого в запасе имеется по неспаренному электрону, который, заждавшись интересных событий на своей одинокой атомной орбитали, так и рвется к новым впечатлениям. Только вот беда — электроны эти находятся на орбиталях, разных по форме: s-электрон водорода кружится в шарообразном электронном облаке, а р-электрон фтора носится вокруг ядра по вытянутой орбитали, похожей на гантель.
Для наших электронов, мастеров ковать ковалентные связи, разная форма орбиталей — не помеха, они запросто сумеют устроить перекрывание электронных облаков и образование молекулы фтороводорода HF:
Ковалентная связь здесь образуется, и весьма прочная. Но вот что интересно: атом фтора с его электрона
71
Занимательная химия
ми-домоседами, как говорят химики, имеет большую электроотрицательность*. Это значит, что не только собственные электроны фтора крепко держатся вблизи ядра и никогда не отрываются от атома, но и чужие электроны для атома фтора всегда желанные гости. И поэтому он поступает с новым соседом по молекуле не очень честно, перетягивая поближе к себе водородный электрон. В результате вся электронная пара, образующая связь, смещается в сторону фтора.
Между атомами водорода и фтора образуется ковалентная полярная химическая связь. Молекула фтороводорода HF становится диполем (частицей с двумя электрическими полюсами): она приобретает некоторый положительный электрический заряд на одном конце (где атом водорода) и некоторый отрицательный — на другом (где атом фтора):
Если нам захочется посмотреть, как устроена молекула воды, то придется в первую очередь вспомнить ее состав. Есть смешная поговорка о дырявой обуви: «Сапоги мои того — пропускают аш-два-о». Аш-два-о — это и есть Н2О (формула воды). В молекуле воды главное действующее лицо — атом кислорода. Вспомним его энергетическую диаграмму:
* Электроотрицательность — это свойство атома элемента притягивать к севе электронное облако, образующее химическую связь.
72
Глава III. Химическая семь и строение молекул
Два неспаренных р-электрона атома кислорода О — такие длиннорукие проныры! Они всегда готовы образовать химические связи. Тем более что в роли партнеров у их хозяина — кислородного атома — будут добрые и мягкосердечные атомы водорода Н с пухлыми и круглыми, как колобки, электронными облаками.
Вот как будет происходить перекрывание р-орбита-лей кислорода с з-орбиталями двух атомов водорода'.
73
Занимательная химия
Таким образом, из двух атомов водорода и одного атома кислорода получается угловая молекула воды, которую можно условно изобразить еще и так:
Поскольку атомы водорода друг от друга заметно отталкиваются, угол между химическими связями (линиями, соединяющими ядра атомов) водород — кислород не прямой (90°), а немного больше — 104,5°. Химические связи эти полярные: кислород гораздо электроотрицательнее водорода и подтягивает к себе электронные облака, образующие химические связи. Вблизи атома кислорода скапливается избыточный отрицательный заряд, а у атомов водорода — положительный. Поэтому и вся молекула воды тоже попадает в отряд «химических полярников», веществ, молекулы которых представляют собой электрические диполи.
□ А для солей традиционная — связь ионная
Какой вид будет иметь химическая связь, если ее образуют атомы элементов, которые очень различны по электроотрицательности — например щелочного металла натрия и галогена хлора!
Электрон атома натрия Na, находящийся на внешнем валентном уровне, отличается крайним легкомыс-
74
Глава III. Химическая связь и строение молекул
днем: он большой любитель погулять по окрестностям и часто даже забывает вернуться домой, к родному атомному ядру. И атом натрия остается без своего непутевого электрона и превращается в катион Na+:
Na°- 1 е~ = Na+
Семь электронов атома хлора С1, напротив, неисправимые домоседы, ходить в гости они не любят, зато с удовольствием гостей принимают. Если к ним завернет «на огонек* какой-нибудь соседский электрон, значит, атом хлора превратится в анион С1 , который принято называть хлорид-анионом:
С1° +1 е- = СГ
Разноименные по заряду ионы будут притягиваться; это образуется ионная связь Na+-Cl . Так по-
лучается хлорид натрия NaCl, всем известная поваренная соль.
Давайте проведем опыт. Нальем в стакан на половину его объема горячую воду и растворим в ней 3-4 чайные ложки поварен ной соли. После этого поставим стакан с раствором соли охлаждаться. На следующий день (а может быть, и чуть позже) мы обнаружим на дне стакана под слоем раствора соли ее кристаллы — прозрачные кубики хлорида натрия. Ионы, из которых состоит хлорид натрия, собрались у дна стакана и образовали ионный кристалл, состоящий из катионов натрия Na+ и хлорид-анио-нов СГ.
Когда из растворенных ионов образуется твердое вещество, катионы и анионы укладываются в кристалле не как попало, а таким образом, чтобы положительные и отрицательные заряды чередовались между собой. Тогда получится прочная кристаллическая решетка соли NaCl, состоящая из ионов.
75
Занимательная химия
Хлормд-аиион
Катион натрия
Подобным образом построены и кристаллы других солей — карбоната натрия Na2CO3 (соды), хлорида аммония NH4C1 (нашатыря), нитрата серебра AgNO3 (ляписа) и множества других.
Правда ли, что все соли построены из отдельных, существующих поодиночке ионов? Правда, но есть небольшое «но»...
У катиона соли остается некоторая часть электронного облака, потому что даже самый непослушный озорник-электрон время от времени возвращается домой. Но очень большая часть этого облака смещена в сторону аниона соли. Поэтому ионную связь считают предельным случаем ковалентной полярной связи.
5 I Вещества за решеткой
Рано или поздно каждый человек задает себе вопрос: почему вода летом жидкая, а зимой застывает в лед? Почему воздух всегда — и летом, и зимой — газообразный? Почему вода в чайнике закипает и превращается в пар, а железо в тех же условиях остается твердым?
76
Глава III. Химическая свлль и строение молекул
А «необычные» состояния веществ — такая редкость! Вряд ли многие видели жидкий и тем более кристаллический воздух — он затвердевает при температуре ниже -220 °C. И кому из нас посчастливилось наблюдать расплавленное железо при + 1539 °C?..
Словом, почему все вещества такие разные — одни почти всегда твердые, другие — газы, третьи — жидкости? Оказывается, все здесь зависит от химических связей между молекулами или иными частицами, из которых состоит вещество.
Газы летают в пространстве, а жидкости текут и льются. Их молекулы не связаны друг с другом сколько-нибудь прочно. Другое дело — твердые вещества. Они состоят из отдельных зерен — кристаллов, иногда крупных, а порой микроскопических, мелких, почти незаметных глазу. В твердом состоянии подавляющее большинство веществ — кристаллические. Правда, существуют вещества твердые, но все же не состоящие из кристаллов, например стекло. На самом деле это «жидкость», только сильно переохлажденная, а вовсе не кристалл...
А любое твердое кристаллическое вещество обладает определенной структурой — геометрически правильным расположением частиц в пространстве. Частицы (молекулы, атомы или ионы), из которых состоит это вещество, не свалены в кучу как попало, а занимают каждая свое место, как зрители в театре занимают места в соответствии с купленными билетами. И точно так же, как в зрительном зале, ♦ кресла» в кристалле расположены рядами и в затылок друг другу. Только стоит добавить еще — и этажами друг над другом.
Если молекулы «сядут» в эти кресла, то, соединив их мысленными линиями, мы получим в пространст
77
Занимательная химия
ве трехмерный каркас — кристаллическую решетку вещества. Каждое «кресло* будет называться узлом кристаллической решетки.
Если в узлах кристаллической решетки находятся неполярные молекулы какого-то вещества (вроде иода 12, кислорода О2 или азота N2), то они не испытывают друг к другу никаких электрических «симпатий». Другими словами, их молекулы не должны притягиваться за счет электростатических сил. И все-таки что-то их удерживает рядом. Что именно?
Оказывается, в твердом состоянии эти молекулы подходят настолько близко друг к другу, что в их электронных облаках начинаются мгновенные (правда, очень слабые) смещения — сгущения и разрежения электронных облаков. Вместо неполярных частиц возникают «мгновенные диполи», которые уже смогут притягиваться друг к другу электростатически. Однако это притяжение очень слабое. Поэтому кристаллические решетки неполярных веществ непрочные и существуют только при очень низкой температуре, при «космическом» холоде.
Астрономы действительно обнаружили небесные тела — кометы, астероиды, даже целые планеты, состоящие из замерзшего азота, кислорода и других веществ, которые в обычных земных условиях существуют в виде газов и становятся твердыми в межпланетном пространстве.
Вещества с молекулярными кристаллическими решетками имеют очень низкие температуры плавления и кипения, они летучие, их кристаллы нетвердые и механически непрочные:
Их толочь не надо в ступке — Так кристаллы эти хрупки. Чуть-чуть нагреваются И тотчас испаряются.
78
Глава III. Химическая свяль и строение молекул
Другое дело — вещества с атомной кристаллической решеткой, где каждый атом связан со своими соседями очень прочными ковалентными связями, а весь кристалл в целом при желании можно считать огромной молекулой.
Для примера можно рассмотреть кристалл алмаза, который состоит из атомов углерода. Атом углерода С, который содержит два неспаренных р-электро-на, превращается в атом углерода С*, где все четыре электрона внешнего валентного уровня расположены на орбиталях поодиночке и способны образовывать химические связи. Химики называют такой атом ♦возбужденным»:
Ковалентных химических связей оказывается целых четыре, и все очень прочные. Недаром алмаз — самое твердое вещество в природе и с незапамятных времен считается царем всех самоцветов и драгоценных камней. Да и само его название означает по-гречески «несокрушимый». Из ограненных кристаллов алмаза получаются бриллианты, которыми украшают дорогие ювелирные изделия.
Алмаз — самый ценный из всех драгоценных камней.
Алмазы и бриллианты издавна служили мерой богатства князей и императоров, а самые большие в ми
73
Занимательная химия
ре алмазы получали каждый свое имя. Однако эти сокровища доставались дорогой ценой, и их история изобилует леденящими кровь сюжетами.
Вот история алмаза «Регент».
Этот уникальный камень нашел невольник на руднике в Индии. Охрана рудников была очень строга: всякого выходящего из шахты не только обыскивали, но и давали слабительное, чтобы он не мог вынести проглоченный алмаз. Но счастливчик, нашедший «Регент», глубоко разрезав ногу, все же сумел спрятать камень под повязкой. Он открыл свою тайну матросу, рассчитывая на помощь в побеге. Побег удался, но обманщик отнял алмаз у беглеца, а самого его сбросил в море. Потом матрос продал камень за бесценок, быстро истратил деньги и умер с горя. Переходя из рук в руки, алмаз попал в сокровищницу королей Франции, а впоследствии Наполеон Бонапарт носил «Регент» на рукоятке своей шпаги. Император был суеверен и полагал, что камень приносит ему удачу...
Алмазам приписывали всякие чудесные свойства. Например, русский «Лечебник» начала XVIII века указывал: «Если воин на левой стороне в оружии своем носит алмаз, то не будет убит; алмаз же, носимый в перстне на руке, лихие сны отгоняет и приносит пользу беснующимся лунатикам».
Российская императрица Екатерина Вторая, играя в карты, любила расплачиваться бриллиантами. В одном из ее писем есть строки: «Как весело играть в бриллианты! Это похоже на тысячу и одну ночь!» Подарив своему фавориту Орлову наряд, украшенный бриллиантами баснословной стоимости, она получила ответный подарок — знаменитый алмаз «Орлов», ставший с тех пор украшением скипетра (знака власти) российских царей.
80
Глава 1П. Химическая связь и строение молекул
Один из самых больших и красивых алмазов, на котором персидской вязью выгравированы имена всех его владельцев начиная с 1591 года, называется «Шах*. Его прислал царю Николаю Первому персидский шах в качестве ♦ выкупа» после убийства российского посла А.С. Грибоедова, автора бессмертной комедии «Горе от ума». Сейчас алмаз «Шах» находится в Алмазном фонде России вместе с другими сокровищами.
Но алмаз идет не только на украшения. Его кристаллы используются в инструменте для обработки самых твердых материалов, бурения горных пород, резки и огранки стекла и хрусталя.
Кристаллическая решетка алмаза (слева) и графита (справа)
Графит по составу тот же углерод, но структура кристаллической решетки у него не такая, как у алмаза. В графите атомы углерода расположены слоями, внутри которых соединение атомов углерода похоже на пчелиные соты. Эти слои связаны между собой гораздо слабее, чем атомы углерода в каждом слое. Поэтому графит легко расслаивается на чешуйки и им можно писать. Применяется он для изготовления карандашей, а также в качестве сухой
81
Занимательная химия
смазки, пригодной для деталей машин, работающих при высокой температуре. Кроме того, графит хорошо проводит электрический ток, и из него делают электроды.
Можно ли недорогой графит превратить в драгоценный алмаз! Можно, но для этого потребуется немыслимо большое давление (несколько тысяч атмосфер) и высокая температура (полторы тысячи градусов). Гораздо проще «испортить» алмаз-. надо просто нагреть его без доступа воздуха до 1500 °C, и кристаллическая структура алмаза превратится в менее упорядоченную структуру графита.
Есть еще одна форма существования элемента углерода в виде кристаллов — карбин. Углерод — это еще и сажа от свечи или из дымохода печки, древесный уголь и таблетки активированного угля из аптеки (см. гл.XII, 2).
Алмаз, графит и карбин — это аллотропные модификации одного и того же элемента в виде простою вещества.
Алмаз, графит, карбин... А элемент — одна!
Все это — углерод, Вот!
Совершенно особая кристаллическая решетка у металлов. Но прежде всего: что такое «металлы»?
Физики называют металлами вещества, которые, помимо особого «металлического» блеска, хорошо проводят тепло и электрический ток и к тому же пластичны (их можно обрабатывать молотом на наковальне). А химики относят к металлам в первую очередь те вещества, которые очень легко превращаются в катионы, теряя электроны внешнего валентного уровня.
Почему металлы электропроводны?
82
Глава III. Химическая связь и строение молекул
Атомы металла, очутившись в узлах кристаллической решетки, не дремлют в «театральных креслах», как все остальные частицы, о которых уже была речь. Они не находят себе покоя, пока не отправят «по рядам» (а точнее — в межузловое пространство кристалла) пару-тройку электронов. Эти электроны будут постоянно присутствовать в кристалле металла в виде так называемого «электронного газа». А когда настанет время проводить электрический ток, они пригодятся как переносчики заряда.
Особого «газа* содержат немало
Кристаллы и слитки любого металла...
Металлическая кристаллическая решетка содержит в узлах положительные ионы (катионы) металла, а валентные электроны этих атомов металла в виде электронного газа стягивают катионы в единую структуру и обеспечивают между этими атомами металлическую связь. Электроны, из которых состоит «электронный газ», непрерывно и беспорядочно движутся внутри кристаллической решетки, они мечутся, как мошкара в воздухе летним вечером или снежная пыль во время метели. Как только появится электрическое напряжение, их будет как ветром сдувать в одну сторону — к положительному электроду.
83
Занимательная химия
Многие простые и сложные вещества с молекулярной кристаллической решеткой хорошо всем известны. Это, например, простое вещество иод 12.
Кристаллическая вода (лед) состоит из полярных молекул воды Н2О. Кристаллы «сухого льда», которым охлаждают мороженое, — это тоже молекулярные кристаллы углекислого газа СО2. Приведем еще только один пример — сахар, который образует кристаллы из молекул сахарозы.
Когда в узлах кристаллической решетки находятся молекулы вещества, связи между ними не очень-то крепкие, даже если эти молекулы — полярные. Поэтому для того, чтобы расплавить такие кристаллы или испарить вещества с молекулярной кристаллической структурой, не требуется нагревать их до красного каления. Уже при О °C кристаллическая структура льда разрушается и получается вода. А «сухой лед» при обычном давлении не плавится, а сразу переходит в газообразный диоксид углерода — возгоняется.
Кристаллическая решетка, в узлах которой находятся катионы и анионы, называется ионной. В ионном кристалле нет отдельных «молекул», каждый из катионов одновременно притягивается ко всем окружающим его анионам-соседям. А их в кристал
ен
Глава III. Химическая евязь и строение молекул
ле хлорида натрия (см. с. 76) целых шесть — слева, справа, спереди и сзади, сверху и снизу. Но это еще не все. Каждый катион еще и отталкивается всеми своими братьями-катионами: знай свое место в кристаллической решетке. Точно так же и анионы притягиваются соседя ми-катионами и отталкиваются родными братьями-анионами. Словом, химические связи в ионном кристалле никак нельзя назвать направленными: электростатические силы распространяются равномерно во все стороны. Да и о валентности атомов здесь говорить нет никакого смысла.
Вещества с ионной кристаллической решеткой более твердые и прочные, чем вещества, состоящие из молекулярных кристаллов. Они плавятся и тем более испаряются при очень высокой температуре, иногда — до нескольких сотен градусов. Но попадая в водный раствор, ионные кристаллы полностью распадаются на составляющие их ионы:
И прочностью своей они горды — Но только если рядом нет воды.
Однако об этом еще будет речь впереди.
Габариты мадам молекулы
Вот и настало время узнать, как из множества частиц (атомов, молекул, ионов) образуются вещества, видимые глазами. Чтобы порция вещества была хорошо заметна, она должна содержать огромное число частиц.
Химики договорились, что новой единицей количества вещества, которая позволит избежать подсчета нескончаемого ряда отдельных молекул или атомов, будет особая химическая единица — моль.
85
Занимательная химия
Как же взвесить 1 моль любого вещества? Это просто, надо только знать молярную массу вещества (в г/моль). А ее рассчитывают по относительным атомным массам всех составных частей молекулы, иначе говоря, по формуле вещества. Значит, химическая формула дает нам ключ к количественным соотношениям в мире веществ. Например:
• Масса 1 моля водорода Н2 — 2 г.
• Масса 1 моля кислорода О2 — 32 г.
• Масса 1 моля воды Н2О — 18 г.
• Масса 1 моля фтороводорода HF — 20 г.
• Масса 1 моля диоксида углерода (углекислого газа) СО2 — 44 г.
В моле любого вещества одинаковое количество молекул — 6 • 1023. Число 6 • 1023 — универсальная постоянная величина. Ее называют числом Авогадро по имени ученого, который впервые использовал эту величину.
Итальянский физик и химик Амедео Авогадро (1776—1856) по образованию был юристом, а математику, физику и химию изучил самостоятельно и настолько хорошо, что преподавал их в университете.
Авогадро установил точный состав множества химических веществ и открыл закон, носящий его имя. Согласно закону Авогадро, « одинаковых объемах любых газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.
Авогадро вел правильный и размеренный образ жизни, он был отцом восьми детей, глубоко презирал
роскошь и был равнодушен к своим заслугам и известности.
86
Глава III, Химическая связь и строение молекул
Вспомним: для измерения относительной атомной массы любого элемента и даже любого изотопа элемента мы использовали «углеродные единицы». В 12 г углерода-12 содержится 6 • 1023 атомов. Столько же частиц в моле любого вещества.
Если вещество состоит из атомов, то ясно: моль атомов — это количество вещества, которое содержит 6 • 1023 этих атомов. А если вещество ионное? В этом случае достаточно отсчитать 6 1023 ионов какого-нибудь одного сорта — неважно, катионов или анионов.
Как отмерить 1 моль вещества, если оно газообразное? Еще проще, если учесть, что в нормальных условиях (при давлении, равном 1 ат.и*, и температуре О °C, или 273,15 К) У моль любого газа занимает объем 22,4 л.
• Объем 1 моля водорода Н2 при нормальных условиях — 22,4 л.
• Объем 1 моля кислорода О2 при нормальных условиях — 22,4 л.
• Объем 1 моля диоксида углерода СО2 при нормальных условиях — 22,4 л.
Для чего же нужна эта новая единица количества вещества — моль? Не проще ли было химикам обойтись «старыми» единицами — граммами и килограммами, а также литрами и миллилитрами?
Оказывается, обойтись-то можно, но тогда для каждого отдельного вещества необходимо будет выводить все химические законы. А если измерять количество вещества, пропорциональное молярной массе, то химические константы (характеристики веществ) будут выражаться в одинаковых единицах и для кислорода, и для серной кислоты, и для всех других веществ, которые нас окружают.
*1 атм равна 760 мм рт. ст., или 1,01325 .10 6 Па.
87
Звлилателъ«ая хил ил
Химикам приходится каждый день рассчитывать, какое количество веществ надо взять и сколько их может получиться в результате реакций. Все это можно сделать очень быстро, если пользоваться химической единицей измерения количества вещества и уметь составлять уравнения реакций.
9 I А вот и вопросы, на которые -mmJ нам надо ответить
Расскажу сегодня, что ли, О зловредной роли моли. Моль съедает шерсть и мех — Просто паника у всех... Ну а в химии — изволь! Есть другое слово «моль».
Прост, как небо и трава, Моль любого вещества. Но трудна его дорога: В моле так молекул много!
Сколько же? В моле любого вещества 6 • 10гз молекул (число Авогадро).
А однажды случилась такая история».
В магазин приходит Коля:
•Взвесьте десять молей соли!
Деньги сразу вам отдам я.
Сколько это будет граммов?»
Отвечает продавец:
«Ай да Коля! Ну, хитрец!
Если учишься ты в школе. Знаешь массу моля соли!»
88
Глава III. Химическая связь и строение молекул
' Хитрый Коля, конечно, знает, что масса моля поваренной соли в граммах численно равна молярной массе хлорида натрия NaCl и составляет (23 + 35,5) = 58,5 г/моль. Масса десяти молей соли будет равна 585 г.
Столько соли и надо взвесить.
Бывает еще и не такое...
Маша маме говорит, Что из шкафа моль летит. «Как спасти нам вещи наши?» Отвечает мама Маше: «Есть такой аэрозоль,
Убивает моли моль!* Маша химию учила, Так что маме возразила: «Что-то это многовато — Целый моль врагов крылатых!»
Конечно, многовато. Маша совершенно права.
Если моль моли будет содержать 6 • 1023 бабочек, а масса каждой бабочки всего 0,01 г, то придется выметать из дома (0,01 г х 6 * 102й) = 6 • 1021 г = 6 • 1018кг — 6 • 1015 тонн (!) мертвых насекомых. Такое несметное количество мусора завалит не только всю квартиру, но и всю страну, где будут применять хваленый аэрозоль...
© © о © о ® © © о ® е © © ® © © © ® © © о © о © ©
о о о о о
Q О О О
0 О © О 0
о о о о
о © о © о
о <э о е>
© О 0 О ©
О О О О
О © О 0 о
89
Глава IV
Самые главные вещества
1. Папа водород и дочка вода
иого ли в природе водорода?
Смотря где. В космосе водород — главный элемент.
Например, ближайшая к нам звезда Галактики, которую мы знаем под именем «Солнце», на 70 % своей массы состоит из водорода.
Атомов водорода во Вселенной в несколько десятков
тысяч раз больше, чем всех атомов всех металлов, вме
сте взятых.
Даже его товарищ по периоду, очень легкий и широко распространенный элемент номер два гелий (в переводе с пюческого «солнечный»), содержится на Солнце в количестве в пять раз меньшем, чем водород...
В земной атмосфере тоже есть немного водорода в виде простого вещества — газа состава Н2. Водород много легче воздуха, и поэтому его находят в верхних слоях атмосферы.
Но гораздо больше на Земле связанного водорода: ведь он входит в состав воды, самого распространенного на нашей планете сложного вещества. Водород, связанный в молекулы, содержат и нефть, и природный газ, многие минералы и горные породы. Водород входит в состав всех органических веществ (см. гл. ХП).
Русское название водорода указывает, что он «рождает» воду; латинское «гидрогениум» означает то же самое.
Водород был открыт в 1766 году английским химиком Генри Кавендишем, который установил, что
90
Глава IV. Самые главные вещества
при взаимодействии металлов с разбавленными кислотами выделяется некий «горючий воздух» (в те времена все газы называли «воздухом»). Наблюдая горение водорода на воздухе, Кавендиш установил, что в результате появляется вода. Это было в 1782 году.
Английский естествоиспытатель, физик и химик Генри Кавендиш (1731-1810) научные исследования проводил в собственной лаборатории и много занимался «пневматической химией» — химией газов.
Кавендиш производил на современников очень странное впечатление: голос его был похож на писк, а обращение с людьми — нервное. Он пугался чужих людей, от смущения терял дар речи, хотя и был очень богат, но своим богатством почти не пользовался.
Несмотря на все свои чудачества, Кавендиш вошел в историю химии как блестящий ученый-экспериментатор. Его именем названа знаменитая Кавендишская лаборатория в Кембриджском университете в Англии.
Однако мысль о том, что вода — сложное вещество, первым высказал не Кавендиш, а знаменитый изобретатель паровой машины Джеймс Уатт в 1783 году. В этом же году французский химик Антуан Лоран Лавуазье выделил водород путем разложения воды раскаленным железом. С современной точки зрения этот опыт выглядел довольно странно, потому что Лавуазье продувал струю водяного пара через нагретый до красного каления... ружейный ствол!
В 1789 году водород был выделен при разложении воды под действием электрического тока.
Водород — это газ без цвета и запаха, намного легче воздуха. Его молекулы Н2 неполярны, и он сжижается при очень низкой температуре (-253 °C). Водород почти нерастворим в воде.
91
Занимательная химия
Водород — очень интересное вещество. Он может легко окисляться — отдавать свои электроны атомам других элементов. Это происходит, когда водород сжигают на воздухе или в кислороде, а также при реакции водорода с галогенами, например с хлором.
С другой стороны, водород и сам может отнять у других атомов электроны — так, как он это делает при встрече с атомами активных металлов, например кальция или натрия (см. гл. IV, 2).
В лаборатории получают водород взаимодействием металлов (например, цинка или железа) с разбавленными кислотами. С воздухом водород образует взрывоопасные смеси, поэтому обращаться с ним следует весьма осторожно.
Попробуем проделать простой, но очень эффект-ный опыт: получить мыльные пузыри, наполненные водородом. Для этого нам потребуется флакончик, в котором раньше были, например, капли от насморка, пластмассовая трубочка от пакета с пепси-колой и пластилин, а еще кусочек железа или цинка и соляная кислота. Ну и конечно, мыло и вода. Цинк и предварительно разбавленную соляную кислоту (осторожно! Это едкая жидкость!) надо поместить во флакончик, а трубочку плотно «примазать» к его горлышку пластилином. Начинается химическая реакция цинка Zn с соляной кислотой НС1, а в результате образуется хлорид цинка ZnCl2 и выделяется водород Н2:
Zn + 2 НС1 = ZnCl2 + Н2|
Водород выходит через трубочку. Теперь самое время делать мыльные пузыри. Опускаем конец трубочки в мыльный раствор и... ну, дальше, наверное, все справятся и сами.
92
Глава IV. Самые главные вещества
Наши мыльные пузыри будут неудержимо лететь вверх: ведь водород почти в 15 раз легче воздуха!
Однако с водородом мы знакомы куда меньше, чем с водой.
Казалось бы, что может быть проще, чем вода? Оказывается, всем нам известная вода имеет такие необычные свойства, что ее с полным правом можно назвать чудом природы... Впрочем, давайте начнем разбираться по порядку.
Почему глубокие озера, моря и океаны даже в самые лютые морозы не промерзают до дна? Ведь обычно при охлаждении вещества становятся тяжелее. Если бы это происходило и с водой, то лед опускался бы на дно водоема и постепенно вся вода стала бы твердой. А кристаллическая вода (лед) плавает на поверхности в виде тонкой наледи, толстых льдин или громадных айсбергов, потому что лед легче жидкой воды. Почему?
Лед плавает на поверхности воды... К этому все так привыкли, что перестали считать такое поведение воды удивительным. А ведь веществ, которые в твердом состоянии легче, чем жидкие, очень мало.
Причина необычных свойств кристаллической воды — особое строение льда. Здесь образуется «ажурная» структура, в которой, как в кружевах, много пустых мест; вот почему лед такой легкий.
При плавлении льда молекулы воды немного сближаются и плотность жидкой воды при температуре плавления становится чуть-чуть больше, чем у льда. А наибольшее значение плотность воды приобретает при 4 °C, когда ледяные «кружева» полностью разрушаются. Именно такую температуру зимой имеет вода у дна непромерзающих пресноводных водоемов. Благодаря этому выживают в самые жестокие холода
93
Занимательная химия
Ажурная структура льда
плавучие обитатели рек, озер и прудов. Что еще интересно: при О °C кристаллизуется чистая вода, так что, замораживая раствор солей (например, воду морскую), получают пресный лед! Вообще-то «метод вымораживания* может применяться для очистки воды от примесей.
Можно получить очень чистую воду путем вымораживания даже в домашних условиях. Для этого наливают водопроводную воду в банку или круж-
ку и ставят ее в морозильную камеру холодильника. Как только в лед превратится примерно поло
вина воды, незамерзшую часть ее надо вылить, а льду дать растаять.
Такая талая вода отличается высокой чистотой, и ее считают очень полезной для здоровья.
94
Глава IV. Самые главные вещества
Вода может просачиваться в мельчайшие трещины горных пород. Она прекрасно смачивает образующие их минералы, проникает во все поры. А потом, в холодное время года, замерзает, увеличиваясь в объеме. И это действует на камни так же разрушительно, как настоящий взрыв! В тонких щелочках возникает громадное — в тысячи атмосфер — давление, которое быстро разрушает горные породы, превращая гранит и базальт в глинистые и песчаные осыпи... Вот почему так разнообразен ландшафт нашей планеты!
Но вода не только надежная защитница всего живого от лютого холода. Она еще и опытная кухарка, и прекрасный лаборант-химик. Ведь в воде происходит множество химических реакций, которые «всухую» провести либо трудно, либо вовсе невозможно. Недаром еще алхимики говаривали: «Вещества не реагируют друг с другом иначе как только в жидком состоянии, в растворе».
Древнее правило было основано на опыте проведения разных реакций в воде. Современные химики сказали бы чуть-чуть иначе: «Раствори вещества в воде, и они будут взаимодействовать друг с другом быстрее и лучше».
Ведь молекулы воды — полярные. Когда кристаллы растворяемого вещества попадают в воду, она разделяет их на мелкие частички — молекулы или ионы. Более того, очень подвижные молекулы воды, отважно бросаясь на штурм кристаллической решетки, окружают каждую частичку растворяемого вещества, подобно муравьям, совместными усилиями волокущим толстую гусеницу! Получаются гидратированные частицы растворенного вещества, которые очень охотно участвуют в разных химических реакциях.
Впрочем, подробнее о растворах, реакциях и прочих интересных вещах мы еще успеем поговорить.
95
Зднилга/нт’лб^оя химия
Охотники за электронами
Взаимодействие водорода с кислородом, как это установил еще сэр Генри Кавендиш, приводит к образованию воды. Давайте на этом простом примере поучимся составлять уравнения химических реакций. Что получается из водорода и кислорода, мы уже знаем:
Н2 + О2 Н2О
Теперь учтем, что атомы химических элементов в химических реакциях не исчезают и не появляются из ничего, не превращаются друг в друга, а соединяются в новых комбинациях, образуя новые молекулы. Значит, в уравнении химической реакции атомов каждого сорта должно быть одинаковое количество до реакции (слева от знака равенства) и после окончания реакции (справа от знака равенства), вот так:
2Н2+О2=2Н2О
Это и есть уравнение реакции — условная запись протекающей химической реакции с помощью формул веществ и коэффициентов. Это значит, что в приведенной реакции два моля водорода должны прореагировать с одним молем кислорода, и в результате получится два моля воды.
Взаимодействие водорода с кислородом — совсем не простой процесс. Он приводит к изменению степеней окисления этих элементов. Чтобы подбирать коэффициенты в таких уравнениях, обычно пользуются методом «электронного баланса».
Когда из водорода и кислорода образуется вода, то это значит, что водород поменял свою степень окисления от 0 до +1, а кислород — от 0 до -II. При этом от атомов водорода к атомам кислорода перешло несколько (п)электронов:
96
Глеем Д'. Ctrjfwe главные вещества
2 Н? + 0§ = 2 Н20
пе~
Водород, отдающий электроны, служит здесь восстановителем, а кислород, принимающий электроны, — окислителем (см. гл. II, 8).
Посмотрим теперь, как выглядят процессы отдачи и приема электронов по отдельности. Водород, встретившись с «грабителем»-кислородом, теряет все свое достояние — два электрона, и его степень окисления становится равной +1:
Н?-2е = 2H+I
Получилось уравнение полуреакции окисления водорода. А бандит-кислород О2, отняв последние электроны у несчастного водорода, очень доволен своей новой степенью окисления -П:
О2 + 4 = 2 О-п
Это уравнение полуреакции восстановления кислорода. Остается добавить, что и «бандит», и его «жертва» потеряли свою химическую индивидуальность и из простых веществ — газов с двухатомными молекулами Н2 и О2 превратились в составные части нового химического вещества — воды Н2О.
Дальше будем рассуждать следующим образом: сколько электронов отдал восстановитель бандиту-окислителю, столько тот и получил. Число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем.
Значит, надо уравнять число электронов в первой и второй полуреакциях. В химии принята такая условная форма записи уравнений полуреакций:
97
Занимательная химия
2 f Н2° - 2 е~ = 2 H+I 1 I 02 + 4 e- = 2 O’11
Здесь числа 2 и 1 слева от фигурной скобки — это множители, которые помогут обеспечить равенство числа отданных и принятых электронов*. Полученные множители и будут служить коэффициентами будущего уравнения реакции:
2 Н£ + О2 == 2 Н21 (У11
Водород окисляется не только при встрече с кислородом. Примерно так же на водород действуют и фтор F2, галоген и известный «разбойник», и, казалось бы, безобидный азот N2:
2 Н2° + F? = 2 H+I F"1
не"
ЗН2°+ N2° = 2N-IIIHf
ne
При этом получается фтороводород HF или амми ак NH3. В обоих соединениях степень окисления водорода становится равной +1, потому что партнеры по молекуле ему достаются «жадные» до чужого электронного добра, с высокой электроотрицательное тью — фтор F и азот N (см. гл. III, 3). У азота значение электроотрицательности считают равным трем условным единицам, а у фтора вообще самая высокая
* В уравнениях цолуреакций отдано 2 электрона, а принято 4. Чтобы уравнять число принятых и отданных электронов, находят наименьшее общее кратное и дополнительные множители. В нашем случае наименьшее общее кратное равно 4, Дополнительные множители будут равны для водорода 2 (4:2=2), а для кислорода — 1 (4:4-1).
98
Глава IV. Самые главны? вещества
электроотрицательность среди всех химических элементов — четыре единицы. Так что немудрено им оставить бедняжку атом водорода без всякого электронного окружения.
Но водород может и восстанавливаться — принимать электроны. Это происходит, если в реакции с ним будут участвовать щелочные металлы или кальций, у которых электроотрицательность меньше, чем у водорода.
При встрече молекул водорода с такими металлами он сам становится «бандитом» и «охотником за электронами» и отнимает у металлов их электронное достояние:
2Na° + H? = 2Na+IH“r
ne"
Са° + Н° - Ca+IIH2I
ne
B обоих случаях получаются гидриды металлов — гидрид натрия NaH и гидрид кальция СаН2, в которых водород имеет степень окисления -I. Таким образом, мы выяснили, что водород в окислительно-восстановительных реакциях может быть и охотником за электронами, и жертвой.
□ Кто есть кто в окислительно* восстановительных реакциях?
Окислитель, как отъявленный злодей, Как пират, бандит, агрессор, Бармалей, Отнимает электроны — и о’кей!
Потерпев урон, восстановитель
99
Заки.кот«л»м<1л хи.иил
Восклицает: «Вот я! Помогите! Электроны мне мои верните!» Но никто ему не отвечает И тем более ущерб не возмещает.
Окислитель — это вещество, которое принимают электроны. Восстановитель — это вещество, которое отдает электроны.
Кислород — газ для дыхания и огня
Кислород на Земле — самый распространенный элемент. Воздух, которым мы дышим, на V5 состоит из кислорода. В морях и океанах, в земных минералах, в живых организмах кислорода хоть отбавляй. Почти половина массы земной коры приходится на кислород, связанный в виде различных соединений. В первую очередь это вода Н2О.
Кислород — самый жизненно важный элемент: он обеспечивает обмен веществ в живой природе. К человеку и животным в организм кислород попадает при дыхании. В легких, пронизанных кровеносными сосудами, кислород связывается с кровью, а кровь затем переносит его по всему телу к клеткам мышц, внутренних органов и мозга. Но в природе кислород не только расходуется, но и образуется, его запасы в атмосфере постоянно пополняются. Зеленые растения, содержащие хлорофилл, на свету поглощают углекислый газ, а выделяют газообразный кислород.
Впервые выделил кислород в 1770 году знаменитый шведский химик Карл Вильгельм Шееле при нагревании селитры — нитрата калия KNO3. Два года спустя Шееле выделил кислород еще несколькими способами: взаимодействием диоксида марганца МпО2 с серной кислотой H2SO4, прокаливанием пер
100
Глава IV. Самые главные вещества
манганата калия КМ11О4 либо оксида серебра Ag2O-Немного позже, в 1774 году, кислород выделил англичанин Джозеф Пристли. Он прокаливал оксид ртути HgO.
Сначала новый элемент называли «огненным воздухом» за участие в горении, потом — «жизненным воздухом», поддерживающим дыхание. Теперешнее название и символ, образованные от греческих слов «окси генес» — образующий кислоты, ввел в химию французский ученый Антуан Лоран Лавуазье в 1775 году. Лавуазье исследовал кислород и создал кислородную теорию горения. Поэтому он по праву разделяет с Пристли и Шееле честь открытия важнейшего химического элемента.
Шведский химик Карл Вильгельм Шееле (1742-1786) работал аптекарем. Впрочем, в те в|>емсна именно аптека зачастую была местом, где совершались самые удивительные химические опыты.
Шведский аптекарь оказался автором стольких открытий, что их хватило бы на добрый десяток ученых. В длинном списке полученных им впервые веществ — винная, плавиковая, мышьяковая, молочная, яблочная. щавелевая, лимонная и другие кислоты, глицерин, серово дород и другие вещества. Шееле первым получил и исследовал пер манганат калия КМпО4 — всем известную марганцовку, разработал способ получения фосфора Р.
Наконец, Шееле принадлежит приоритет открытия химических элементов кислорода О, хлора С1, фтора F, бария Ва, молибдена Мо, вольфрама W... Годы упорного самоотверженного труда Подорвали здоровье этого поразительно целеустремленного человека, и он прожил всего до 44 лот.
101
Занимательная химия
Джозеф Пристли, (1733-1804} — богослов, философ и химик — занимал очень независимую позицию по отношению к англиканской церкви. Из-за борьбы за свободу совести жизнь его была чрезвычайно беспокойной. Кроме всего прочего, этот «честнейший еретик» симпатизировал французской революции.
Пристли был одним из образованнейших людей своего времени (он знал не только французский, итальянский и арабский, но даже халдейский язык) и выдающимся химиком. Кроме кислорода, он открыл еще монооксид азота NO, моно оксид углерода СО и диоксид серы SO2.
В годовщину штурма Бастилии в Бирмингеме, где жил Пристли, начались погромы всех тех, кто подозревался в сочувствии к республиканской Франции. Дом, лаборатория, книги И рукописи Пристли были сожжены, а ему самому пришлось бежать в Лондон, а потом выехать в Америку. Там он и про вел последние десять лет своей жизни.
Французский химик Антуан Лоран Лавуа зье(1743-1794} — по образованию юрист.
Изучал химию и позднее на свои средства создал прекрасную химическую лабораторию, ставшую научным центром Парижа.
Лавуазье стал одним из основоположников классической химии. Он открыл закон сохранения веществ, ввел понятия «химический элемент» и «химическое соединение», доказал, что дыхание подобно процессу горения и является источником теплоты в организме... Лавуазье был автором первой классификации химических веществ и учебника «Элементарный курс химии».
Политические события, происходившие во Франции, имели для Лавуа
202
Глава IV. Самые главные вещества
зье печальные последствия: он был казнен за то, что работал в «Генеральном откупе» (акционерном обществе по сбору налогов). В мае 1794 года в числе других обвиняемых откупщиков Лавуазье предстал перед революционным трибуналом и на следующий день был приговорен к смертной казни «как зачинщик цли соучастник заговора, стремившийся содействовать успеху врагов Франции путем вымогательств и незаконных поборов с французского народа».
Вечером 8 мая приговор был приведен в исполнение, а Франция лишилась одной из самых блестящих голов...
Кислород в свободном состоянии существует в виде двухатомных молекул 02, а также в виде аллотропной модификации кислорода — озона — трехатомной молекулы 03. Кислород сжижается при очень низкой температуре (-183 °C), а при -219 °C он затвердевает. Интересно, что жидкий и твердый кислород — голубого цвета. Кислород растворяется в воде лучше, чем другие составные части воздуха (например, азот). Поэтому вода всегда обогащена кислородом.
Кислород — типичный окислитель. В кислороде горят разные металлы, неметаллы и сложные вещества, например углерод, сера, магний, железо, сероводород'.
С + О2 —СО2 пе
S + о2 = so2
пе
2 Mg -F О2 = MgO ne~
4Fe + 3 02 — 2 Fe2O3
ne“
2 H2S + 3O2 - 2 SO2 + 2 H2O
пе"
и при этом получаются оксиды металлов — магния, Железа или неметаллов — углерода, серы, водорода (см. гл.У, 2).
103
Занимательная химия
Многие вещества хорошо горят не только в чистом кислороде, но и в воздухе. В атмосфере Земли кислорода около 21 %, и для горения этого достаточно. А если бы воздух земной атмосферы содержал кислорода меньше 18 %, то горение в нем углерода стало бы невозможным, «естественный» (например, от удара молнии) огонь никогда бы не появился. И первобытный человек так и не узнал бы, что огонь можно использовать для своих нужд...
Еще хуже, если содержание кислорода в атмосфере было бы больше 30 %. В такой газовой среде первый же удар молнии вызвал бы катастрофу — гигантский пожар, а может быть, и взрыв. Ведь в этих условиях и сырая древесина горит как порох!
Медленное окисление различных веществ — это, например, реакции, описывающие процессы гниения дерева, ржавления железа и другие.
Озон О3 —. газ голубого цвета с резким запахом. Каждый, кто обратил внимание на то, как пахнет воздух после грозы или вблизи источника электрического разряда, знает запах этого газа очень хорошо. В природе озон образуется не только при электрических разрядах в атмосфере, но и под действием ультрафиолетового излучения Солнца:
3 О2 = 2 О3
Люди впервые встретились с ощутимым количеством озона только после изобретения электрических машин. Впервые описал озон даже не химик, а физик — голландец Мартин ван Марум в 1785 году. Он посчитал, что под действием на кислород электрического разряда (искры) получается особая «электрическая материя». Название «озон» в переводе с греческого означает «пахучий». Озон — очень сильный окислитель. Поэтому его используют при обеззараживании питьевой воды. При контакте с озоном боль-
104
Глава IV. Самые главные вещества
щинства веществ, способных окисляться, происходит дорыв. Озон образуется в атмосфере Земли на высоте 25 км под действием солнечной радиации. И здесь вредный газ превращается в защитника всего живого на Земле: он задерживает и поглощает опасное излучение Солнца. Однако в озоновом «зонтике» Земли, который имеет толщину всего-то около 30 метров, то и дело возникают «дыры*. Особенно это стало заметно в последние десятилетия в связи с загрязнением окружающей среды. В воздух попадает все больше «вредных» для озона газов, вроде монооксида азота NO или тех веществ, которые используются для наполнения холодильных установок и аэрозольных баллончиков. Даже частичное исчезновение озонового слоя над Землей грозит всему живому гибелью.
Кому нужен кислород? Всем нам, и каждый день. Без кислорода — беда: ведь он нужен для дыхания и горения, без него нет ни жизни, ни тепла. Это самое главное вещество Земли.
Недаром в фантастическом романе Александра Беляева «Продавец воздуха» злоумышленник пытается подчинить себе весь мир, завладев не золотом, не оружием, а всем воздухом (а значит, и всем кислородом) Земли.
В промышленности для получения чистого кислорода используют перегонку жидкого воздуха. Много кислорода дают и всевозможные процессы электролиза (разложения электрическим током) водных растворов (см. гл.XIII, 1). В лаборатории обычно приходится получать небольшое количество кислорода, и здесь используют разложение при нагревании тех Же веществ, из которых впервые выделили кислород Пристли и Шееле.
В Попробуем получить небольшое количество кислорода разложением твердого перманганата калия — обычной марганцовки из домашней аптечки.
105
Занимательная химия
Для этого потребуется железная или медная пластинка, кусок жести или ненужный черепок от разбитой фарфоровой чашки. Эта пластинка или черепок у нас на кухне будут исполнять роль жаростойкого химического тигля для разложения, и этот тигель должен быть совершенно сухим.
Помещаем в наш тигель немного кристалликов марганцовки (по объему не больше четверти чайной ложки), кладем на конфорку газовой плиты и зажигаем газ.
Как только пластинка хорошо нагреется, начнется разложение перманганата калия КМпО4 до манганата калия К2МпО4 и диоксида марганца МпО2 с одновременным выделением газообразного кислорода О2:
2 КМпО4 = K2MnO4 -I- МпО2 + О2 |
{Mn+vn + 1 е~ = Mn+V1 Mn+vu + 3 е = Mn+IV 2 О 11 - 4 г - О2°
Чтобы убедиться, что в результате реакции действительно выделяется кислород, к кучке кристаллов на пластинке надо поднести еле тлеющую деревянную палочку — лучинку. Вблизи кристаллов перманганата калия она должна ярко разгореться: кислород очень хорошо поддерживает горение.
Минут через пять-десять после начала опыта надо выключить газ и дождаться, пока наш тигель остынет. Затем осторожно, с помощью листа бумаги или палочкой следует ссыпать остаток от прокаливания в стакан, куда заранее наливают воду. Раствор окажется зеленым из-за присутствия манганата калия К2МпО4, в который превратился перманганат калия КМпО4, и мутным от частичек нерастворимого диоксида марганца МпО2. А ведь раствор исходного вещества (марганцовки) был бы розово-фиолетовым!
106
Глава IV. Самые главные вещества
Кислород используют для того, чтобы облегчить дыхание людей в случае болезней. А как без кислорода обойтись на подводных лодках, которые неделями не всплывают на поверхность, или на космических кораблях? Там используют твердые источники кислорода — вещества, которые выделяют этот газ и одновременно поглощают из воздуха диоксид углерода (см. гл.XII, 3).
А еще кислород применяют как мощный окислитель при выплавке чугуна и стали, при сварке и резке металлов, в химической промышленности при получении самых разных веществ. Жидкий кислород служит окислителем топлива в ракетных установках; используется он и при взрывных работах.
Вот какой он, кислород, мастер на все руки.
□ Настало время отгадывать новые загадки
Я не горюю, а горю, И воду вам я подарю. Пусть будет дождь, и снег, и град — Я напоить природу рад.
(Водород)
Я коварный поджигатель Вы огня хотите — нате! Я всесильный окислитель (Если только дров дадите).
(Кислород)
Гулять в грозу — какой резон? Подышим воздухом, дружище.
В природе словно стало чище, Повсюду в воздухе ...
(озон)
107
Занимательная химия
А ну, скорей снимите шляпу! Я дочь космического папы.
И вездесуща и легка, — Я лед, я пот, я — облака. Я иней,чай,бульон, туман, Река,ручей и океан.
Когда я злюсь, то закипаю;
Когда мороз — я застываю.
(Вода)
Вы со мною уже встречались -Я космический скиталец, Элементов прародитель И отважный предводитель. Я любитель кислорода, Вместе с ним даю я воду.
(Водород)
Глава V
Типы химических соединений
1. Вещества в классе * **
Г I огда в сельскую школу ходят всего \ jJ восемь или десять учеников разного ПЯ В03Раста’ они все занимаются в одной О А. \ V-Z классной комнате. Первоклашки чи-JOsA тают по букварю рядом с семикласс-никами, отвечающими урок по физи-
** ке, а пятиклассники тут же твердят
английские глаголы. Такая школа называется «малокомплектной». Но как только учеников становится больше, их рассаживают по классам.
Примерно то же самое происходит в любой науке: по мере накопления знаний и фактических сведений наступает момент, когда необходимо все собранное как-то упорядочить.
Пока алхимики знали лишь несколько десятков химических веществ, им было легко запоминать их свойства и особенности поведения. Но когда число веществ перевалило за несколько сотен, а потом и тысяч, химики призадумались: как бы классифицировать их — подразделить на классы сходных по характерам химических «персон».
Впрочем, и алхимикам не было чуждо желание навести порядок в «кладовке* химических реактивов. Они тоже выделяли среди веществ «масла», «земли», «духи* (спирты), «водки», «стекла»... Так, серную кислоту звали «купоросным маслом*, соляную — «духом солей». Железный купорос был известен под именем «зеленого стекла» (витриола). Правда, алхимические термины порой совпадали Для веществ, совсем разных по составу. Например,
109
Занимательная химия
название «магнезия белая* относилось к карбонату магния, а «магнезия черная* — к диоксиду марган ца. Иногда, наоборот, одно и то же вещество могло фигурировать под разными именами. Уксусная кис лота была известна как «кислая влажность* и «древесная кислота», а азотная — как «крепкая водка*, «селитряная дым истая водка* и «зияющая красным гасом кислота»...
Первую систему классификации и номенклатуры химических веществ задумали в 1787 году четверо французских ученых — Антуан Лоран Лавуазье (1743-1794), Клод Луи Бертолле (1748-1822), Луи Бернар Гитон де Морво (1737-1816) и Антуан Фуркруа (1755-1809).
Сейчас нам остается только строить догадки, где собрались — за дружеским обедом или на научном диспуте — и что именно говорили друг другу выдающиеся ученые, когда 210 лет назад они приняли решение «разложить по полочкам* все химические знания. Эта задача была бы не под силу одному человеку, будь он даже великим. Но четырем «мушкетерам* классификация веществ оказалась по плечу. Ведь за дело взялись люди блестящих способностей и энергии. Фуркруа и Гитон де Морво были не только химиками, но и видными государственными деятелями, Бертолле был известным врачом и аптекарем, даже служил лейб-медиком при дворе герцога Орлеанского. А Лавуазье получил признание и как химик, и как юрист, и как финансист.
Какое свойство у веществ самое главное? Запах, цвет, вкус? Способность растворяться или испаряться? Пригодность в пищу или применимость в роли лекарств? Пожалуй, ни то, ни другое, ни третье.
Химия изучает реакции между веществами, так что имеет смысл выбрать некоторое вещество-эталон (образец), с которым будут по очереди встречаться и
110
Ami «а V. Типы, химических соединений
взаимодействовать все остальные, — а там посмотрим, что из этого получится. В той химической классификации, которой мы пользуемся, веществ-эталонов сразу два, и мы хорошо их знаем. Это вода и кислород.
Самое распространенное на Земле сложное вещество — вода, самый распространенный химический элемент — кислород. Именно их реакции со всеми другими химическими «персонами* и характер образующихся при этом продуктов дают ключи к «комнатам*, где собраны однотипные вещества, — классы химических соединений.
Оксиды — дети «оксигена»
Почти все вещества, простые и сложные, реагируют с кислородом, окисляются. В результате получаются оксиды.
Оксиды состоят из атомов двух элементов, причем один из них — кислород в степени окисления -II.
Когда горит уголь в печи, в результате реакции окисления получается диоксид углерода’.
С + о2 = со21
Если на воздухе загорается металлический магний, получается оксид магния'.
2 Mg + О2 = 2 MgO
Оксид водорода, вещество по имени вода, получается, если на воздухе сгорает водород или окисляется сложное вещество, в молекулах которого есть атомы водорода (например, метан СН4). Уравнение реакции горения чистого водорода мы уже записывали
111
Занимательная химия
(см. гл.IV, 2), а реакция окисления газа метана, который горит в конфорке кухонной плиты, такова:
СН4+ 2 О2 = СО2|+ 2 Н2О
Часто реакции с кислородом идут быстро и с выделением тепла и света; тогда их называют реакциями горения. Но окисление может протекать и очень медленно, например, если на воздухе постепенно покрывается ржавчиной железная деталь или гниет старая деревянная доска. Процессы дыхания — это окисление органических веществ живого организма кисло родом воздуха. Во всех перечисленных реакциях окисления тоже выделяется некоторое количество тепла, только процесс этот растянут во времени и поэтому не очень заметен.
Что же касается оксидов разных элементов, то их делят на типы в зависимости от того, как себя ведут (хорошо, Плохо или «никак») их гидраты — гидроксиды.
Прежде всего: что значит «гидраты»? «Гидор» по-гречески «вода», а гидраты — те вещества, которые получаются при взаимодействии с водой.
А что значит «гидроксиды ведут себя никак»? Химики, говоря эти слова, имеют в виду, что гидроксидов, соответствующих данным оксидам, просто не существует, их нельзя получить ни прямым взаимодействием оксида с водой, ни какими-то окольными химическими путями. «Никакие» оксиды раньше звали индифферентными, или безразличными, а сейчас их принято называть несолеобразующими. К этому типу оксидов относят монооксид уг лерода (угарный газ) СО, оксид диазота («веселящий газ») N2O, монооксид азота NO и другие.
А еще гидроксиды бывают кислотными, основными и амфотерными...
112
Глава К Типы химических соединений
Почему кислоты кислы?
Кислоты — это гидраты кислотных оксидов. Обычно кислотные оксиды образуют элементы-неметаллы, например углерод, кремний, азот, фосфор, сера, хлор...
Диоксид углерода С02 — кислотный оксид, ему соответствует угольная кислота. Чтобы получить угольную кислоту, углекислый газ (газообразный диоксид углерода) просто-напросто пропускают в воду:
со2 + н2о = Н2СО3
Раствор диоксида углерода в воде, содержащий угольную кислоту, хорошо известен: после добавления сладкого сиропа он превращается в лимонад, пепси-колу или другой освежающий напиток.
Когда-то людям была известна только одна кислота — уксусная. Кислый вкус, уксусная кислота и вообще всё кислое по-гречески «оксос». Постепенно люди узнали и другие кислоты — серную, соляную, щавелевую, муравьиную, яблочную. А также фосфорную, азотную, янтарную, валериановую...
Что же между ними общего? Посмотрим на формулы кислот и увидим, что здесь, как правило, на первом месте атом водорода. Вот, например:
• угольная кислота — Н2СО3,
• азотная кислота — HNO3,
• серная кислота — H2SO4.
Такое расположение символов атомов в молекуле не случайность. Дело в том, что главное свойство кислот — это их способность в воде распадаться на ионы, причем один из ионов — обязательно катион водорода.
Катион водорода получается в растворах любых кислот, потому что в кислотах атомы водорода связа
113
Занимательная химия
ны с остальной частью молекул довольно слабо. Как только кислота оказывается в растворе, атомы водорода превращаются в катионы Н+, а остальная часть молекулы — в кислотный остаток (анион кислоты). Катионы водорода отправляются в окружающий их мир воды:
Кислота, когда здорова,
Угостить друзей готова Тем, что ей дала природа, — Катионом водорода!
Все кислоты в растворе отдают катионы водорода, но некоторые из них делают это охотно, а другие «жадничают». Те кислоты, которым не жалко подарить катионы Н+, называются сильными, а уравнения их реакций диссоциации (распада на ионы) выглядят так:
• HNO3 = Н+ + NO3 (для азотной кислоты);
• H2SO4 = 2 Н+ + SO|~ (для серной кислоты);
• НС1 = + С1 (для хлороводородной, или соляной,
кислоты).
Если кислота — «жадина», то она отдает не все свои катионы водорода. Часть из них, притом значительную, оставляет при себе. Такие «скупые» кислоты называют слабыми, а реакции их диссоциации — обратимыми.
В обратимых реакциях исходные вещества превращаются в продукты не полностью, а лишь частично. Химики договорились, что вместо знака равенства в обратимых реакциях надо ставить две стрелочки, вот так:
ш * , так: « * или даже так: .
Тогда уравнение реакции диссоциации слабой кислоты — фтороводородной (плавиковой) — будет таким:
HF + F
114
Глава V. Типы химических соединений
А для других слабых кислот — угольной и фосфорной — диссоциация будет не только обратимой, но еще и многоступенчатой:
Н2со3 Н+ + НСО3; НСО3' Н+ + COJ
Н3РО4 Н+ 4- Н2РО4-;
Н2РО4" Н+ + HPOf;
HPof — Нт- ро43
Это значит, что слабая кислота «угощает» всех окружающих своими протонами чрезвычайно неохотно. Отщепит часть и подождет: может, больше не попросят?..
«Силу» и «слабость» любой кислоты можно измерить и рассчитать. Для этого служит степень диссоциации. Эту величину принято обозначать греческой буквой а (альфа), и она равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенной в воде кислоты.
Точно так же определяют, руководствуясь здра-вым смыслом, степень протекания любого процесса (например, если на столе лежало десять яблок, а мальчик Петя съел три, то «степень употребления яблок в пищу» составит 3/10 ” 0,3, или иначе — 30 % яблок).
Если кислота сильная, то степень ее диссоциации в водном растворе равна 100 %, или 1,0: все молекулы, сколько бы их ни было вначале, распадаются на ионы водорода и кислотного остатка.
Слабая кислота имеет степень диссоциации меньше 100 % (или меньше 1,0, например 0,3 или 0,1): распадаются на ионы далеко не все молекулы растворенной слабой кислоты, а только часть из них.
115
Занимательная химия
Что же происходит с катионами водорода, которыми любая кислота «угощает», скупо или щедро, своих соседей до раствору? Ведь катионы водорода — это частицы особенные, очень мелкие и юркие; практически это — протоны безо всякого электронного окружения. Неужели они так и плавают, никем не замеченные, в водном растворе, среди целого океана молекул воды?
На самом деле в водной среде несвязанные катионы водорода Н , конечно, не могут’ существовать. Их сразу же «съедают» молекулы воды, и в результате образуется катион оксония Н3О+:
Н+ 4- Н2О = Н3О+
Протона нет и следа, Его проглотила вода. Мгновенно он превращен В оксониевый катион.
Ионы Н+ (а если уж быть точными, катионы оксония Н3О ) в растворе любой кислоты действуют на язык человека, вызывая ощущение кислого.
Поэтому химики средневековья, проводя химические опыты с участием кислот, время от времени пробовали раствор на вкус, чтобы установить, полностью ли прошла реакция. Однако мало кто из них доживал до преклонного возраста — ведь среди химических веществ не так уж много полезных для еды, наоборот, многие весьма ядовиты.
Очень многие кислоты пришли в химию прямиком с кухни. Лимонная, масляная, молочная, винная — источник, откуда химики извлекли эти кислоты, ясен из названия: это органические вещества, продукты живой природы.
116
Глава /. Типы химических соединений
Другое дело — неорганические кислоты, например серная или азотная. Чтобы их получить, обычно бывает достаточно добавить к кислотному оксиду воду. Например, триоксид серы SO3 в воде превращается в серную кислоту, а оксид азота состава N2O3 — в азотную:
S03 + Н2О = H2SO4; N2O5 + Н2О = 2 HNO3
Правда, некоторые кислоты нерастворимы в воде. Тогда для их получения химику приходится обходить множество препятствий.
Например, получить кремниевую кислоту, добавляя воду к диоксиду кремния SiO2 (обычному кварцевому песку), не удается. Потребуются особые приемы. Например, можно сначала растворить диоксид кремния в щелочи — гидроксиде натрия NaOH , а потом провести обменную реакцию полученного силиката натрия Na4SiO4 с соляной кислотой НС1:
SiO2 + 4 NaOH = Na4SiO4 + 2 Н2О;
Na4SiO4 + 4 НС1 - H4SiO41 + 4 NaCl
Но подробнее о таких реакциях будет сказано дальше, в главе VII.
А это — основания
Когда мы произносим слово «основание», нам представляется что-то массивное и устойчивое, почти незыблемое, вроде гранитной глыбы или постамента памятника. Химический смысл слова «основание» — в другом. Основания — это гидраты основных оксидов, иначе говоря, основные гидроксиды.
117
За нима гм л ьная химия
Иногда их можно получить непосредственным взаимодействием основного оксида (оксида типичного металла) с водой.
«Жженая», или «негашеная» известь — это оксид кальция СаО. Когда на это вещество попадает вода, получается «гашеная» известь — гидроксид кальция Са(ОН)2:
СаО + Н2О = Са(ОН)2
Оксид кальция — основный оксид, а гидроксид кальция — основание. К разряду оснований относятся «едкие щелочи» — гидроксид натрия NaOH, гид роксид калия КОН, а также гидроксид магния Mg(OH)2 и другие.
В формулах оснований есть одна особенность: они обязательно заканчиваются символами кислорода и водорода, которые объединены в гидроксид ОН.
Гидроксиды металлов — твердые вещества, у них ионная кристаллическая решетка. Когда они попадают в воду, в растворе оказываются катионы металла и гидроксидные анионы:
Са(ОН)2 = Са2+ + 2 ОН-; NaOH - Na+ + ОН ;
КОН = К+ + ОН
Каждый гидроксидный анион имеет отрицательный заряд (-1) и ведет себя как единое целое. Значит, в формуле основания гидроксидных анионов будет столько же, сколько положительных зарядов у катиона металла. Например, у катиона натрия заряд +1, и в формуле NaOH один гидроксидный анион, а у кальция +2, и формула гидроксида Са(ОН)2.
Основания в водной среде распадаются (диссоциируют) с образованием гидроксид-аниона. Это их главное свойство.
118
Глава V'. Типы химических соединений
Алхимики говорили, что щелочи — вещества, «мылкие на ощупь». Действительно, покрывающая поверхность кожи тончайшая пленка кожного жира в присутствии гидроксид-ионов превращается в «мыло». Но мы все-таки не будем это проверять опытным путем: ведь щелочи разъедают все, что им попадается на пути, и обращаться с ними надо очень аккуратно, чтобы избежать ожогов.
Основные гидроксиды, как и кислоты, бывают сильные и слабые, хорошо растворимые в воде и малорастворимые. Но любой из них вправе сказать:
«Основательный», как все другие основания, Гидр оксидный анион ношу в кармане я.
А когда в раствор я понадаю. Этим анионом всех пугаю.
Вот это здорово! Только непонятно: чем так страшен гидроксидный анион? Оказывается, он большой любитель превращать катионы водорода в воду:
Н 4- ОН = Н2о, или иначе:
Н3О+ + ОН = 2 Н2О
Я гидроксид. Я кислоту В растворе вижу за версту. И все на свете я отдам, Чтоб только съесть протоны. Ам!..
Оказывается, кислота и основание — действительно «враги». Встретившись в растворе, сражаются друг с другом до последнего патрона... извините, до последнего катиона и аниона. Если победит кислота (ее было больше), то раствор останется кислым. Химики в этом случае говорят, что в растворе кислая среда. Если победа за основанием — среда становится щелочной.
119
Занимательная химия
Когда среда кислая, у раствора кислый вкус и в нем избыток катионов водорода (оксония), когда щелочная — в растворе избыток гидроксидных анионов. Если в растворе катионов оксония и гидроксид-анио-нов поровну, то среда считается нейтральной. Катионы Н и анионы ОН- непрерывно борются за первенство, а быстро определить, кто в их состязании победитель, нам помогают судьи этой олимпиады — кислотно-основные индикаторы.
Индикаторы — значит «указатели». Это вещества, которые меняют цвет в зависимости от того, попали они в кислую, щелочную или нейтральную среду. Больше всего распространены индикаторы лакмус, фенолфталеин и метилоранж.
Самым первым появился кислотно-основный индикатор лакмус. Лакмус — водный настой лакмусового лишайника, растущего на скалах в Шотландии. Этот индикатор случайно открыл в 1663 году английский химик и физик Роберт Бойль. Позднее настоем лакмуса стали пропитывать фильтровальную бумагу; ее высушивали и получали таким способом индикаторные «лакмусовые бумажки», синие в щелочном и красные в кислом растворах.
Фенолфталеин, который применяется в виде спиртового раствора, приобретает в щелочной среде малиновый цвет, а в нейтральной и кислой он бесцветен. Что касается индикатора метилоранжа, или, иначе, «метилового оранжевого», он действительно оранжевый в нейтральной среде. В кислотах его окраска делается розово-малиновой, а в щелочах — желтой.
Если нет настоящих химических индикаторов, для определения кислотности среды можно успешно при-
120
Глава И Тилы химических соединений
донять... домашние, полевые и садовые цветы и даже сок многих ягод — вишни, черноплодной рябины, смородины.
Розовые, малиновые или красные цветы герани, лепестки пиона или цветного горошка станут голубыми, если опустить их в щелочной раствор. Так же посинеет в щелочной среде сок вишни или смородины. Наоборот, в кислоте те же «реактивы» примут розовокрасный цвет.
Растительные кислотно-основные индикаторы здесь — красящие вещества по имени антоцианы. Именно антоцианы придают разнообразные оттенки розового, красного, голубого и лилового многим цветам и плодам.
Красящее вещество свеклы бетаин в щелочной среде обесцвечивается, а в кислой — краснеет. Вот почему такой аппетитный цвет у борща с квашеной капустой.
Соберите в саду, в лесу, на поле другие цветы и плоды и попробуйте, как на них будут действовать кислоты (например, столовый уксус — слабый раствор уксусной кислоты) и щелочи (например, «известковое молоко» — смесь гашеной извести с водой).
Интересно, какие из этих цветов и плодов можно использовать как индикаторы кислотности?
□ А теперь — отгадаем загадки про индикаторы
Смущает меня щелочная среда;
Краснею... Но если вокруг кислота И если в воде растворен я один. Не видно меня. Я —.......
(фенолфталеин)
121
Занимательная химия
Ах, что же я поделаю с собой —
Ведь в щелочи я сине-голубой.
А в кислоте быть синим я не смею:
Я — ....... и в кислотах я краснею.
(лакмус)
Как на прогулке от мороза, От кислого я стану розов.
Но вид мой в щелочи смешон: Я сразу желтый, как лимон.
(Метилоранж )
□ Соли — соленые, горькие, сладкие и прочие
Что такое соль? Вопрос кажется простым: кто же не знает поваренной соли? Она соленая, она хорошо растворяется в воде, без нее пища становится невкусной... Поваренная соль — это хлорид натрия NaCl.
Эта соль очень важна для человека. Но кроме нее существует множество других солей, которые тоже нам необходимы. Например, это стиральная (кальцинированная) сода — карбонат натрия Na2CO3, ляпис — нитрат серебра AgNO3 и алюмокалиевые квасцы — сульфат алюминия калия KA1(SO4)2 из домашней аптечки, бура (тетраборат натрия Na2B4O7), которую используют, если в доме завелись тараканы... Есть еще сульфит натрия Na2SO3 и тиосульфат на трия (гипосульфит) Na2S2O3, которые в ходу у заядлых фотографов, медный купорос — сульфат меди CuSO4, который добавляют в побелку при ремонте и применяют на огороде против болезней и вредителей растений, и огромное количество других солей.
Общее для всех солей то, что они в твердом состоянии образуют ионные кристаллы из катионов металла
122
Глава V, Типы химических соединений
л анионов кислотного остатка, а в воде распадаются на эти ионы. Например, кристаллы хлорида натрия дают в растворе катионы натрия и хлорид-анионы:
NaCl = Na+ + СГ
Откуда берутся соли? Не только из солонки или из банки на полочке в шкафу. Для получения солей можно смешать друг с другом кислоту и основание. Лучше такую реакцию вести, предварительно добавив индикатор (например, лакмус), и стремиться, чтобы смесь стала не кислой и не щелочной, а нейтральной. Если лакмус красного цвета, это указывает на избыток кислоты (надо добавить еще чуть-чуть основания), если лакмус синего цвета — в растворе щелочная среда, надо добавить капельку кислоты. И вот, наконец, среда становится нейтральной: лакмус приобретает фиолетовую окраску. Можно быть уверенным, что в растворе (если не считать лакмуса) присутствуют только два вещества — соль и вода.
Такие реакции получения солей смешиванием кислоты и основания называются реакциями нейтрализации. Вот примеры реакций нейтрализации:
• NaOH + НС1 = NaCl + Н2О (для получения хлорида натрия);
• 2 NaOH 4- H2SO4 = Na2SO4 + 2 Н2О (для получения сульфата натрия);
• Са(ОН)2 + 2 HNO3 = Ca(NO3)2 4- 2 Н2О (для получения нитрата кальция).
А если разобраться подробнее, да еще вспомнить, какую схватку устраивают в растворе катион водорода И гидроксидный анион, то получится вот что: хлороводородная кислота в растворе полностью диссоциирует И превращается в ионы Н+ и С1 . Гидроксид натрия в растворе — это ионы Na+ и ОН-. Когда их смешивают, не миновать «дуэли» катиона Н+ и аниона ОН :
123
Заии-кательная химия
Н+ + СГ + Na+ + ОН = Na+ + СГ+ Н2О
В этом «поединке» катионы натрия Na+ и хлорид-ионы СГ играют роль в лучшем случае всего лишь ♦секундантов» (ни в чем не участвуют, а только со стороны наблюдают, чем дело кончится). Поэтому их формулы можно спокойно сократить и справа, и слева от знака равенства:
Нч + ОН“ = Н2О
Так вот в чем состоит суть реакции нейтрализации — во взаимодействии Н и ОН- с обязательным образованием Н2О!
Уравнения реакций, которые у нас получились, называются ионными. Первое из них, где записаны все без исключения ионы, присутствующие
в растворе, называется полным ионным уровне нием, а второе — сокращенным ионным.
124
Глава К. Типы химических соединений
Но и ионов-«секундантов* в растворе оказывается ровно столько, сколько требуется для появления соли — хлорида натрия NaCl. Только вот как добраться до этой соли? Это просто: надо всего лишь выпарить воду из раствора, полученного при нейтрализации щелочи кислотой. Это можно сделать при нагревании. Когда объем жидкости сократится в два-три раза, чашку с раствором можно будет охладить. При этом в ней появятся кристаллы поваренной соли.
Алхимики считали соль воплощением растворимости. Для нас соль с детства — нечто соленое. Однако далеко не все соли солоны. Соленые соли — хлорид натрия NaCl, хлорид калия КС1 и сульфат натрия Na2SO4 («глауберова соль», которая до сих пор используется как слабительное средство). Но есть горькая, или «английская», соль — сульфат магния MgSO4. Ее тоже используют в медицинских целях как слабительное и успокоительное средство.
Есть среди солей и сладкие. Это, например, хлорид бериллия ВеС12. Интересно, что ученые, впервые получившие соединения бериллия, даже предлагали дать этому элементу имя «глициний* за вкус солей. А еще одна сладкая соль ацетат свинца РЬ(СН3СОО)2 так и называется — «свинцовый сахар», или «сахар-сатурн» (сатурн — алхимическое название свинца, по имени «соответствующей» ему планеты). Ацетат свинца входит в состав «свинцовой примочки» — средства от ушибов.
Чтобы в наше цивилизованное время пробовать на вкус соли свинца, а тем более бериллия, надо быть совершенно безрассудным человеком: эти вещества ядовиты. Еще одна чрезвычайно ядовитая соль очень часто попадает в главные «герои» детективных рассказов и шпионских историй — это цианид калия KCN. Старинные книги утверждают, что эта соль —
225
Занимательная химия
тоже сладковатого вкуса; правда, те, кто ее попробовал, вряд ли успели собственноручно сделать записи в лабораторных тетрадях... Но довольно мрачных шуток. Среди всех солей химики выделяют средние (или нормальные), кислые и основные.
Средние соли получаются по реакциям нейтрализации. При получении средних солей сражение кислоты и основания заканчивается «вничью*: химические противники полностью расходуют катионы водорода и гидроксидные анионы.
Если в кислоте атомов водорода больше одного, то это кислота — многоосновная. Ее атомы водорода могут вступать в реакции нейтрализации не только все сразу, но и по очереди. Например, гидроксид натрия NaOH (если его меньше, чем обычно) может реагировать с серной кислотой H2SO4 и так:
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + Н2О
В результате сражение кислоты и основания заканчивается убедительной победой кислоты с получением кислой соли — гидросульфита натрия NaHSO4.
Если, наоборот, в реакции нейтрализации побеждает основание с несколькими гидроксидными группами в формуле, то получается основная соль — гид роксид-нитрат кальция CaNO3(OH):
Са(ОН)2 + HNO3 = CaNO3(OH) + Н2О
Чтобы реакция прошла именно так, а не иначе, гидроксида кальция должен быть избыток.
Интересно, что кислые соли почти все хорошо растворимы в воде, а среди основных солей много нерастворимых.
Вообще-то соли относятся к воде по-разному. Некоторые из них очень плохо растворяются в во
126
Глава V. Типы химических соединении
де — можно сказать, страдают «водобоязнью». Это, например, сульфат бария BaSO4, который используют при рентгеновском обследовании желудка, или карбонат кальция СаСО3 — обыкновенный мел. Чтобы полностью растворить щепотку порошка СаСО3 или BaSO4, потребуется целая цистерна воды.
Другие соли воду любят и с удовольствием «купаются». В домашнем хозяйстве, чтобы улучшить качество воды для стирки, используют ортофосфат натрия Na3PO4 («тринатрийфосфат»). Эта соль растворяется в воде прекрасно. Неплохо растворима в воде питьевая сода — гидрокарбонат натрия NaHCO3. Подробнее о растворимости химических веществ будет рассказано в главе VI, 2.
Существуют соли, которые умудряются выискивать и улавливать воду даже из воздуха и с удовольствием «расплываются» в ней. Такое свойство веществ носит название «гигроскопичность». Гигроскопичен, например, хлорид кальция СаС12, поэтому для хранения этого вещества необходимо приготовить плотно закрытую банку, иначе через несколько дней кристаллы соли превратятся в «сиропчик».
Хоровод ИОНОВ
Как происходит растворение поваренной соли? Молекулы воды «набрасываются» на кристалл хлорида натрия, состоящий из катионов Na’ и анионов С1~, со всех сторон и «отгрызают» один за другим катионы и анионы, составлявшие до того правильную ионную кристаллическую решетку. При этом, как говорят химики, получаются гидратированные ионы — гидраты.
127
Занимательная химия
Разрыв химических связей в кристалле требует расхода энергии, а образование новых связей в гидратах дает ее выигрыш. Поэтому растворенное состояние для соли не менее выгодно, чем кристаллическое.
Первым объяснил растворение веществ с помощью гидратной теории российский химик Д. И. Менделеев. Но автором теории электролитической диссоциации, которая объясняет особые свойства кислот, оснований и солей тем, что в растворе они могут распадаться на ионы, был шведский химик Сванте Аррениус.
Слово «диссоциация» означает «распад». Но почему «электролитическая»? Дело в том, что наличие заряженных частиц в растворах веществ, способных к диссоциации с образованием ионов, легче всего обнаруживалось при наложении разности потенциалов. Вещества, плохо проводящие электричество и не проводящие его совсем, попав в водный раствор, становились электропроводны! Поэтому такие вещества и получили имя «электролиты», а сама теория Аррениуса стала называться теорией электролитической диссоциации.
128
Глава К Типы химических соединений
Сванте Август Аррениус (1859-1927), по образованию физик, знаменит своими химическими исследованиями и стал даже основателем новой науки — физической химии. Он больше всего занимался изучением поведения веществ-электролитов в растворах, а также исследованием скорости химических реакций. Работы Аррениуса долгое н{>емя не признавали его соотечественники, и только когда они получили высокую оценку в Германии и Франции, его избрали в Шведскую академию наук. За разработку теории электролитической диссоциации Аррениусу была присуждена Нобелевская премия 1903 года.
Веселый и добродушный великан Сванте Аррениус всегда был душой общества, располагал к себе коллег и п|юсто знакомых. Он был дважды женат, его двух сыновей звали Олаф и Свен.
Если в растворе существуют главным образом ионы веществ — электролитов, надо научиться отражать картину их взаимодействия как можно ближе к реальности. Для этого существуют особые правила: • во-первых, формулы всех растворимых сильных электролитов, которые нацело распадаются на ионы (сильных кислот, сильных оснований, солей), записывают в виде ионов;
• во-вторых, формулы слабых электролитов (слабых кислот и оснований) пишут в молекулярной форме;
• в-третьих, в молекулярном виде изображают формулы веществ, если они газообразные или нерастворимые в воде;
• при этом выпадение осадка в реакции отмечают стрелкой, направленной вниз:|, а выделение газа — вверх:|.
А теперь посмотрим, что получается, если записывать ионные уравнения известных реакций по этим
129
Занимательная химия
правилам. При взаимодействии гидроксида кальция с серной кислотой получается осадок сульфата кальция CaSO4 и вода:
Са2+ + 2 ОН" + 2 Н+ + SOf = CaSO4|+ 2 Н20
При взаимодействии карбоната натрия с хлороводородной кислотой выделяется углекислый газ (диоксид углерода СО2):
2 Na" + COf- + 2 Н+ + 2 СГ = - 2 Na" + 2 Cl" + 2 Н2О + CO2f
или в сокращенной ионной форме:
COf~ + 2 Н+ = 2 Н2О + СО2|
При обработке фторида калия KF серной кислотой образуется слабая фтороводородная кислота HF:
2 К" + 2 F + 2 Н' + SOf = 2 HF + 2 К+ + SOf
В сокращенной ионной форме это выглядит так:
2 F- + 2 Н* - 2 HF
Множество катионов и анионов растворенных веществ, окруженных гидратными оболочками, толпятся, как званые гости на многолюдном вечере или на балу. Они выискивают себе подходящих компаньонов, чтобы вступить с ними в химическую реакцию. Если это удается, то в результате получается вода, выпадает осадок или выделяется газ. Такой «хоровод* ионов...
Те, у кого два лица
В Периодической системе слева расположены элемен-ты-металлы. Они не особенно дорожат своим электронным окружением и очень часто с ним расстаются
130
Глава V. Типы химических соединений
в разных химических «войнах» и иных передрягах. Оксиды и гидроксиды этих элементов — типичные основания. И чем ниже в таблице находится элемент, <гем сильнее соответствующее ему основание.
В правом верхнем углу Периодической системы находится главный элемент-агрессор, неметалл фтор. Его окружают сообщники и приспешники — другие неметаллы. Все они ведут разбойный образ жизни и у всех, кто слабее, отнимают электроны. Кроме того, они еще образуют кислотные оксиды и кислотные гидроксиды — кислоты.
Однако между типичными металлами и типичными неметаллами в Периодической системе расположено много элементов, которые неизвестно кто — ни рыба ни мясо. Непонятно, на кого больше похожи — на кислоты или на основания — эти подозрительные элементы, возможные перебежчики и шпионы.
На самом деле у таких элементов, как бериллий, алюминий, хром, олово — два лица. Они «воюют», но только сами за себя. Оксиды и гидроксиды у них амфотерные. Это слово происходит от греческого «ам-фо» — двоякий, двойной. Помните: древнегреческие сосуды называли «амфорами», они были обязательно с двумя ручками. А еще: земноводных (лягушек и жаб) в зоологии зовут амфибиями, потому что они могут жить и на суше, и в воде. Есть и танки-амфибии, и самолеты-амфибии, которые одинаково боеспособны на море и на суше.
Амфотерный гидроксид, например малорастворимый в воде гидроксид алюминия А1(0Н)3, встречаясь с хлороводородной кислотой НС1, превращается в соль хлорид алюминия А1С13:
А1(0Н)3 + 3 НС1 = А1С13 + 3 Н2О
Я» следовательно, ведет себя вполне «основательно», Подражая химическим свойствам типичных основа
237
Занимательная химия
ний. В ионном виде эта реакция выглядит как настоящая реакция нейтрализации:
А1(0Н)3 + 3 Н' + 3 СГ = А13ь + 3 СГ + 3 Н2О или в краткой ионной форме:
А1(ОН)з 4- 3 Н+ = А13+ + 3 Н2О
Если на гидроксид алюминия «нападает» типичное основание гидроксид натрия NaOH, то, обороняясь, А1(ОН)з ведет себя наподобие кислоты и образует соль — алюминат натрия NaA102. Ее можно выделить, если раствор после реакции выпарить досуха:
А1(0Н)3 + NaOH = NaA102 -I- 2 Н2О
Это тоже реакция нейтрализации. В ионном виде она записывается так:
А1(0Н)3 + Na+ + ОН" = Na+ + А1О2 + 2 Н2О а в сокращенной форме:
А1(0Н)3 -I- ОН - А1О2" + 2 Н2О
IL уравнение реакции требуетея писать более точ-
но, химики учитывают, что на самом деле в водном растворе образуется тстрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)4], Квадратные скобки пишут в формулах химических веществ, если они относятся к классу комплексных соединений — таких веществ, молекулы и ионы которых построены из более мелких, но тоже сложных частиц, вроде того, как строят большие дома из готовых блоков.
А может быть, прежде чем проводить опыты, надо было спросить у гидроксида алюминия, кто он таков? Он сказал бы честно и откровенно:
Для химии я вовсе не потерян.
Я никому не друг. Я амфотерен.
И вас предупреждаю я заранее, Что с кислотой борюсь, как основание.
132
Глава F, Типы химических соединений
Я растворяюсь также в щелочах...
Я богатырь: силён, широк в плечах.
Я не боюсь играть такую роль:
Кто б ни напал — я превращаюсь в соль.
Амфотерен не только гидроксид алюминия, но и гидроксиды многих его соседей, помещенных в широкую полосу ♦непонятных» элементов, которая по диагонали пересекает периодическую таблицу. Бериллий, олово, свинец, цинк, кадмий — да разве всех перечислишь...
Что-то давненько нам не попадалось кроссвордов. Пора!
Кстати, будет повод еще разок взглянуть на таблицу элементов Менделеева, а это всегда полезно. Вопросы здесь такие:
По горизонтали: 3 — самое главное сложное вещество; 5 — кислотно-основный указатель; 8 — элемент
133
Занимательная химия
номер 17; 9 — кислое вещество; 11 — элемент номер 48; 12 — элемент номер 76; 13 — ион с отрицательным зарядом; 14 — самый тяжелый из благородных газов.
По вертикали: 1 — от него лакмус синий, а фенолфталеин — красно-малиновый; 2 — самый легкий химический элемент; 4 — ион ОН’; 6 — элемент номер 50; 7 — ион с положительным зарядом; 10 — он всегда получается, когда что-то окисляется.
Химический ребус
Вопрос: что было главным научным достижением шведского химика Сванте Аррениуса?
Для этого надо отгадать химический ребус. На рисунках изображены химические символы и формулы, предметы из химической лаборатории и другие вещи. Под каждым рисунком стоит одна или несколько цифр. Чтобы прочесть зашифрованное слово, надо заменить эти цифры буквами из названия изображенного над цифрами предмета или символа. А буквы берутся из каждого слова в порядке стоящих под ним цифр.
Те 1.2 CI 3,4 Наука о веществах и их превращениях 4,5
Dy Os Zn Ar Zr
1.2,3 2,1 1,2 i 1,2.7
134
Глава V. Типы химических соединений
ОТВЕТЫ КРОССВОРДА НА С. 133
До горизонтали : 3 вода; 5 — индикатор; 8 — хлор; g —- кислота; 11 — кадмий; 12 — осмий; 13 — анион; 14 — радон.
До вертикали:! — основание; 2 — водород; 4 — гидроксид: 6 — олово; 7 — катион; 10 — оксид.
ОТВЕТ ХИМИЧЕСКОГО РЕБУСА НА С. 134
Теория электролитической диссоциации (теллур, хлор, химия, электрон, литий, чашка, весы, сера, колба, гелий, диспрозий, осмий, цинк, аргон, цирконий).
ГЛАВА VI
Растворы и растворимость
1. Не только жидкие
этой книге уже много раз появлялось слово «растворы». Теперь наконец настало время рассказать о них подробно.
Больше всего знакомы нам жидкие растворы. Например, газированная вода — это раствор газооб-
разного диоксида углерода СО2 в воде, или сладкий чай — водный раствор сахара (сахарозы) и других веществ, входящих в состав чайной заварки. Когда варят картошку, макароны или суп, в воду добавляют поваренную соль — вот еще один жидкий раствор, раствор хлорида натрия в воде. На полочке в ванной
стоит флакон с лосьоном — это раствор жидких ве
ществ, глицерина и спирта, в воде...
Способность воды растворять разные вещества — одно из самых важных ее свойств.
Сама жизнь на Земле не могла бы возникнуть без растворов. В воде доисторических океанов были сотни растворенных веществ, и именно в этом «супе* впервые появились живые организмы, из него они получали необходимые для роста и развития вещества. Прошло много миллионов лет... Живые существа покинули океан, вышли на сушу и даже поднялись в воздух. Но они сохранили в своих организмах водные растворы, где есть весь необходимый им запас молекул и ионов. Так что скажем «спасибо» воде за ее способность образовывать растворы!
136
Глава VI. Растворы и растворимость
Однако растворы бывают не только жидкими, но и газообразными, и даже твердыми.
Вот воздух — это газообразный раствор кислорода О2» диоксида углерода СО2, водяных паров и аргона Аг в азоте N2. А сплав, из которого сделаны металлические монеты, — это твердый раствор никеля Ni в меди Си.
Растворами называют однородные смеси, состав которых можно менять в широких пределах. Но не все растворы — «настоящие», истинные.
В истинных растворах частицы растворенного вещества имеют размеры, обычные для молекул и ионов, и не превышают 1 нм (1 - 10'9м).
Кроме истинных растворов, в природе существуют и другие смеси веществ, где размеры частиц растворенного вещества другие. Во взвесях (суспензиях, эмульсиях, аэрозолях) размеры частиц больше 100 нм. Самая распространенная суспензия — это уличная дорожная грязь: она содержит частицы минералов алюмосиликатов (глины) в водной среде. Суспензиями являются многие краски и эмали, пасты для чистки посуды и ванн и косметические средства.
Приводя пример эмульсии, обычно вспоминают, что молоко — мельчайшие капельки жира, распределенные в воде. Но эмульсии — это и кремы для лица, и лечебные мази, и даже майонез.
Аэрозоли — это туман, смог, изморозь (капельки воды, частицы твердой сажи, мельчайшие кристаллики льда, «взвешенные» и висящие в газообразной среде).
В коллоидных растворах размеры распределенных частиц промежуточные между истинными растворами и взвесями и находятся в интервале от 1 до 100 нм. Коллоидные — это растворы веществ с очень большими молекулами либо такие, где растворенное
137
Занимательная химия
вещество образует скопления молекул. Примерами здесь могут служить растворы, которые получаются в воде из яичного белка и крахмала. Кисель, который подавали «на сладкое» в детском саду, — это тоже коллоидный раствор.
Коллоидный раствор можно распознать, если осветить его фонарем сбоку: он кажется мутным. Когда мелкие частицы освещаются сбоку, они начинают рассеивать свет. По этой же причине видны пылинки в солнечном луче или в луче света от кинопроектора в темном зале кинотеатра. Правда, размеры и форму каждой частички разглядеть не удастся, но все в целом они дадут возможность проследить путь света.
Коллоидные растворы, только твердые, образуются в земных недрах: это многие известные природные минералы и драгоценные камни.
А металлические сплавы, такие, как бронза, латунь, нержавеющая сталь, — это истинные, настоящие твердые растворы одних металлов в других.
«Аппетит» растворов
Вернемся к растворам, которые нам больше всего известны, — к жидким. Как они получаются?
Обычно для этого не требуется особых усилий: достаточно просто всыпать (или влить, если оно жидкое) растворяемое вещество в жидкий растворитель, немножко размешать, и раствор готов. Самый простой пример — водный раствор сахара. Сладкий чай все мы пили, и не раз. Но сколько сахара можно растворить в воде?
Возьмем четверть стакана холодной воды и будем добавлять сахар, всякий раз его размешивая.
138
Глава VI. Растворы и растворимость
чтобы добиться полного растворения. Первые куски сахара растворятся в воде почти мгновенно, как будто в стакане появился голодный динозаврик-сладкоежка.
Хорошо, что наше доисторическое чудовище — воображаемое и не представляет никакой опасности ни для кого, кроме... сахара. Голодный «динозавр» — это ненасыщенный раствор, который готов принять («съесть») все новые и новые порции растворяемого вещества.
Но когда в стакан попадет не второй или третий, а десятый кусок сахара, похоже, что динозаврик почти наелся: растворение происходит все труднее. Для этого требуется подолгу размешивать новые порции сахара. Наступает момент, когда ложка едва движется в густом сахарном сиропе, а кристаллы сахара даже не падают на дно стакана, а плавают в этом сиропе. Наш «динозаврик» насытился, раствор стал насыщенным.
Насыщенный раствор может спокойно соседствовать с кристаллами, и ничего не будет происходить (если только не меняется температура).
139
Занимательная химия
Догадались, в чем дело? Правильно! Даже у самого свирепого и злобного чудовища брюхо не бездонная бочка — когда-нибудь да наполнится. И даже если кругом будет полно добычи, он ее уже не тронет.
Так и насыщенный раствор: он больше не может растворять вещество, которого и так уже «досыта наелся ».
«Аппетит» растворителя по отношению к растворенному веществу имеет и количественное выражение: это растворимость вещества, способность его растворяться в данном растворителе при определенной температуре.
Растворимость измеряется концентрацией насыщенного раствора, то есть содержанием растворяемого вещества в определенном количестве растворителя. А это содержание можно выразить по-разному, кому как удобно:
• самое простое — рассчитать коэффициент растворимости. Для этого надо знать, сколько вещества растворилось в 100 г растворителя;
• массовая доля вещества в растворе показывает, сколько растворенного вещества содержится в 100 г раствора (то есть и растворенного вещества, и растворителя вместе). Массовая доля — величина безразмерная, ее при желании можно выразить и в процентах;
• есть еще химическая единица измерения концентрации — молярность. Чтобы ее рассчитать, определяют, сколько моль вещества содержится в 1 л раствора.
Помните, сколько сахара было насыпано в стакан к ♦ ненасытному динозаврику»? Чайных ложек десять-двенадцать. Химики определили, что при комнатной температуре (20 °C) растворимость сахара (химического вещества сахарозы с формулой С^НггОп) можно выразить
140
Глава VI. Растворы и растворимость
Л коэффициентом растворимости, равным 203,9 г сахарозы / 100 г воды;
, или массовой долей 0,671 (67,1 %} сахарозы в воде; , или молярностью насыщенного раствора сахаро зы — молярной концентрацией, которая составляет около 6 моль/л.
Если содержание растворенного вехцества в растворе (неважно, насыщенном или ненасыщенном) сравнительно маленькое, то раствор считается разбавленным, если большое — концентрированным. Разбавленные растворы — это те, в которых массовая доля растворенного вещества составляет всего несколько процентов или молярность меньше 0,1 моль/л. В концентрированных растворах массы растворенного вещества и растворителя можно сравнивать между собой, и еще неизвестно, кто будет иметь перевес. Вот, например, насыщенный раствор сахара оказался концентрированным: в нем сахарозы по массе больше, чем воды. Но если вы пе сладкоежка, то кладете в чай сахара немного, и раствор сахарозы получается разбавленным.
Каждый знает, что в горячей воде сахар растворяется лучше, чем в холодной. Химики определили и точные значения растворимости сахарозы в воде: при 50 °C это уже 72,3 %, а при 80 “С — 78,4 %.
С нагреванием увеличивается растворимость и у поваренной соли — хлорида натрия NaCl, и у питьевой соды — гидрокарбоната натрия NaHCO3. В 100 г воды при 20 "С растворяется 35,9 г хлорида натрия или 9,6 гидрокарбоната натрия, а при 80 °C — уже 38,1 г NaCl п 20,2 NaHCOg.
Но есть вещества, растворимость которых при нагревании раствора уменьшается. Вы обращали когда-нибудь внимание на то, как ведет себя вода в чайнике незадолго до того, как закипет ь? Перед кипением, а иногда и раньше, с самого начала нагревания,
141
Занимательная химия
на внутренних стенках чайника или кастрюли появляются пузырьки воздуха. Почему?
Растворимость всех газов (азота N2, кислорода О2, диоксида углерода СО2), входящих в состав воздуха, с ростом температуры уменьшается. Вот и выделяется излишек растворенного воздуха, взбаламучивая горячую воду.
Если газы не реагирует с водой каким-то особым образом (как это происходит при растворении хлороводорода НС1 или аммиака NHg), то они плохо растворимы в холодной воде. А если еще и температура повышается, они и вовсе воде не друзья...
Словом, если для чего-то требуется вода без примеси растворенных газов, ее для начала следует просто прокипятить — и большая часть газообразных примесей улетучится.
Среди кристаллических веществ тоже встречаются такие, которые при нагревании растворимы хуже, чем на холоду, например карбонат лития Ы2СО3.
Взаимная растворимость жидкостей — вот где впору запутаться и заблудиться, до того она может быть разной. Единственное, что может здесь спасти, — старое, еще алхимическое, правило: «подобное растворяется в подобном». Это означает, что жидкости с неполярными молекулами хорошо растворимы в неполярных растворителях (например, растительное масло в бензине или тетрахлориде углерода), но плохо — в воде.
Если же у обоих веществ (и у растворителя, и у растворяемой «добавки») полярные молекулы, то они тоже хорошо растворимы друг в друге.
Хорошие примеры такого рода — вода и этиловый спирт или вода и ацетон: они смешиваются друг с другом в любых соотношениях и в неограниченном количестве.
142
Глава VI. Растворы и растворимость
Теперь понятно, почему нельзя отмыть пятно от ма-аута на куртке или джинсах чистой водой: поляр-,/v“ ные молекулы воды бессильны перед неполярными частицами углеводородов, смесь которых — это и есть мазут. Зато бензин или тетрахлорид углерода неприятное пятно смою т без труда.
Наконец, еще один вид растворов, совершенно удивительный и невероятный, — это пересыщенные растворы.
Если насыщенный раствор слить с кристаллов и дать ему охладиться, то получится такая жидкость, в которой заведомо больше растворенного вещества, чем это полагалось бы по значению его растворимости. Такой раствор — пересыщенный, и ему очень хочется избавиться от излишка растворенного вещества. Со своим непосильным грузом пересыщенный раствор расстанется при первом же удобном случае — например, если в него попадет крохотный кристаллик или простая пылинка, на который тут же выделятся все «лишние» кристаллы. Иногда такая кристаллизация «излишков» происходит уже при легком сотрясении сосуда с насыщенным раствором.
Очень легко образует пересыщенные растворы тиосульфат натрия, который фотолюбители используют как закрепитель (фиксаж).
Чтобы приготовить такой пересыщенный раствор, не надо даже добавлять воду: она есть уже в самом кристаллическом тиосульфате натрия в виде кристаллизационной воды. Его полное название — пентагидрат тиосульфата натрия, а формула Na2S2O3 • 5 Н2О.
Осторожно нагревая это вещество в чистой чашке, колбе или химическом стакане, получают расплав (точнее, очень концентрированный рас
143
Занимательная химия
твор в кристаллизационной воде: все-таки ее здесь целых пять молекул). Потом осторожно охлаждают его. Получается пересыщенный раствор, который при внесении малюсенького кристалла тиосульфата натрия мгновенно кристаллизуется во всем объеме, который он занимает.
Зрелище это чрезвычайно эффектное: внутри колбы (или стакана) внезапно возникает многолучевая «звезда», состоящая из игольчатых кристаллов тиосульфата натрия.
Чудо природы — кристаллы
Если соленую воду вылить на блюдце и оставить на пару дней, пока она высохнет, а потом рассмотреть образовавшийся белый налет через лупу, мы обнаружим множество сверкающих кубиков правильной формы — кристаллов поваренной соли:
При медленном испарении раствора сахара, медного купороса или алюмокалиевых квасцов в воде тоже получаются красивые кристаллы в виде правильных многогранников различной формы.
Но кристаллы появляются не только из раствора, но из расплава.
Что такое жидкая вода? Это расплавленный лед, не так ли? Когда вода замерзает, получаются кристаллы игольчатой формы.
144
Глава VI. Растворы и растворимость
Если такие же иголочки льда образуются из капелек воды в морозном воздухе, они постепенно растут, покрываются все новыми узора.ми и наростами и выпадают на землю из облаков в виде снежинок сказочно красивой формы.
Когда водяной пар охлаждается быстро, получается иней, который морозной зимой украшает деревья
145
Занимательная химия
в саду, или просто морозные узоры на стекле, похожие на фантастические растения...
Почему же у кристаллов такая правильная и кра сивая форма?
Люди задавались этим вопросом с давних пор. Само слово «кристалл» происходит от греческого «кристаллос» — лед и горных! хрусталь. В древности горный хрусталь (кристаллы кварца) действительно считались окаменевшим льдом.
Если из кристалла хлорида натрия сделать шар, а потом опустить в насыщенный раствор этой же соли, то уже через несколько дней мы обнаружим, что вместо шарика опять получился кристалл кубической формы.
То же самое происходит и с любыми другими кристаллами: они способны к «самоогранке» и постепенно восстанавливают свою природную, самую устой чивую форму.
Рассказывают, что способность кристаллов сохранять правильную форму в любых ситуациях была обнаружена случайно. Французский ученый, аббат Репе Жюст Гаюи (1743-1826), однажды, будучи в гостях у своего знакомого, большого любителя кам ней и минералов, уронил на пол самый лучший кристалл из коллекции. Экспонат раскололся, но каждый из осколков повторял форму прежнего кристалла, только был поменьше. Наблюдательность аббата Гаюи помогла ему из обидного случая сделать замечательный вывод. Если разбивать кристалл на все меньшие и меньшие части, можно постепенно дойти и до «элементарной» ячейки, состоящей из отдельных атомов или ионов вещества, и эта ячейка будет состоять из отдельных атомов или молекул...
На самом деле разбить кристалл «на атомы», конечно, обычными способами невозможно (разве что растворить его). Тем не менее ученые установили, что
146
Глава VI. Растворы и растворимость
кристаллическая решетка, как гигантский многоэтажный сборный дом, состоит из совершенно одинаковых «клеточек». А от того, каковы эти клеточки, в каком порядке и насколько прочно они скреплены друг с другом, зависит все многообразие кристаллических форм, существующих в природе.
Кристаллы действительно так хороши собой, что ими можно любоваться часами. А как разнообразны их формы! Вот кубик из прозрачной каменной соли, га лита — природного хлорида натрия. А рядом — кристалл берилла, похожий на шестигранный карандаш, только большой, толщиной в руку.
Вот «карандашики» цвета морской волны — тоже бериллы, только они прозрачные и называются аквамаринами. Трехгранные призмы заманчивого дымчато-голубого цвета — природные топазы, а золотистые кубики — кристаллы пирита. Пластиночки прозрачной слюды — мусковита и остроконечные глыбы кварца, «каменные розы» из минерала гематита и сросшиеся «щетки» столбчатых аметистов... Да мало ли еще красот может быть в коллекции минералов!
Как же удается природе вырастить такой каменный «сад»?
В недрах Земли находится расплавленная смесь множества химических веществ — магма. В некоторых местах — трещинах и изгибах земной коры — магма постепенно остывает, и начинается кристаллизация минералов, каждый из которых имеет определенный состав. Если образование кристаллов идет в тесноте, они мешают друг другу и в результате срастаются в бесформенные каменные глыбы, где различить отдельные минералы можно только под микроскопом. А если рост кристаллов идет в больших пустотах, пещерах или трещинах, то получаются прекрасные правильные многогранники.
147
Занимательная химия
Чтобы из расплавленной магмы выросли кристаллы минералов, требуется очень много времени — сотни и тысячи лет. Гораздо быстрее растут кристаллы из растворов, например из соленой воды озер и морей. Когда стоит жаркое лето, вода испаряется, концентрация соли становится все выше. Наконец раствор становится насыщенным. Теперь стоит ему чуть-чуть охладиться, как из него выпадут целые груды кристаллических солей. Именно так или почти так выглядит выделение поваренной соли из воды известнейших соляных озер России Эльтон и Баскунчак и глауберовой соли (м ирабилита) из воды залива Кара-Богаз-Гол (в переводе с туркменского ♦Черная пасть») на Каспийском море. Озера и моря — настоящие природные лаборатории, где постоянно образуются новые порции кристаллических солей.
Если не дожидаться у моря погоды и смены времен года, можно за две-три недели вырастить красивые кристаллы солей у себя дома. Для этого потребуется стеклянная банка, проволочка и нитка, да еще необходимый запас соли, кристаллы которой вы собираетесь выращивать. Очень эффектно выглядят ♦доморощенные» кристаллы медного купороса ярко-синего цвета и хромокалиевых квасцов (фиолетовые), хороши и бесцветные кубики поваренной соли.
Сначала готовят как можно более концентрированный раствор выбранной соли и наливают его в банку, а потом с помощью проволочной перемычки подвешивают в растворе на нитке кристаллическую «затравку» — маленький кристаллик той же соли. На этой «затравке» и предстоит расти будущему экспонату вашей коллекции кристаллов. Открытую банку ставят в теплое место. Когда кристалл вырастет достаточно большим, его вынимают, обсушивают мягкой тряпочкой или бумаж
148
Глава VI. Растворы и растворимость
ной салфеткой, обрезают нитку и покрывают грани кристалла бесцветным лаком, чтобы предохранить от «выветривания* на воздухе.
? I А теперь — загадка и отгадка
Скорей решение отыщем:
Какой раствор из трех насыщен?
В насыщенном растворе сразу Кристаллов фазу видно глазу.
? I Вот и очередной кроссворд
По гор и зонта л и: 2 — и суп, и чай, и воздух, и сплав; 4 — курица-наседка или ленивая ученица; 6 — что измеряют термометром? 8 -«крепость» растворов; 9 — твердый раствор металлов друг в друге; 10 — уменьшение температуры.
По вертикали:! — когда вода выкипает из чайника, Происходит ...; 3 — молодчина; 4 — красивый, блестящий, правильно ограненный ... поваренной соли; 5 — начало дня, когда мы пьем раствор кофе; 7 — раствор газов, Для того пригодный, чтобы им дышать; 9 — углерод из Печной трубы.
149
Занимательная химия
ОТВЕТЫ КРОССВОРДА НА с. 150
По горизонтали:2 — раствор;4 — клуша;6 — температура; 8 — концентрация; 9 — сплав; 10 — охлаждение. По вертикали:! — испарение; 3 — умница; 4 — кристалл; 5 — утро; 7 — воздух; 9 — сажа.
ГЛАВА VII
Главные виды химических реакций
1. Битва металла с неметаллом
ериодическая система химических элементов на этот рая становится «театром военных действий*. Слева — боевые порядки элементов-металлов. Эти бесшабашные вояки бросаются в химические стычки, не жалея себя, и выходят из схват
ки с немалыми потерями... электронов (превращаются в катионы). В общем, металлы — персоны отважные.
но довольно легкомысленные, хотя иногда им не откажешь в умении постоять за себя.
Справа в засаде затаились разбойники-неметаллы. Свое имущество и территорию они берегут как зеницу ока, отнять у них хотя бы один электрон — проблема
151
Зяни,нат^льная хилия
крайне трудная. Зато на чужое добро они поглядывают весьма алчно и при всяком удобном и неудобном случае занимаются электронным грабежом...
Когда на большой дороге или на узенькой тропинке встречаются химические противники — металл и неметалл, то поединка не миновать. Но чаще всего перед настоящей дуэлью (или дракой врукопашную, смотря кто именно из металлов и неметаллов в ней участвует) происходит «обмен любезностями», где и становятся ясны намерения сторон.
Понаблюдаем-ка за встречей металла железа Fe и неметалла серы S.
Два порошка, железный и серный, можно смешать и даже осторожно растереть в ступке пестиком, а потом высыпать на кусок кафеля. От этого еще ничего «химического» в их жизни не произойдет. Более того, если бросить смесь в чашку с водой, частички серы всплывут на поверхность, а железные опилки упадут на дно. А если, не бросая смесь в воду, приблизить к ней магнит, то железный порошок притянется, а сера останется лежать на месте.
Но если смесь железа и серы чуть-чуть подогреть прямо на керамической пластинке или в пробирке, через очень короткое время начнется реакция. В ре-
152
Глава VII. Главные виды химических реакций
зультате смесь раскалится докрасна. Когда она остынет, образовавшуюся серую массу даже после растирания в порошок в ступке не удастся разделить ни магнитом, ни водой.
Что же случилось с железом и серой, почему они перестали существовать и утратили свою индивидуальность?
Оказывается, произошла настоящая «химическая трагедия» — окислительно-восстановительная реакция. Железу пришлось расстаться со своими электронами, потому что коварная сера присвоила их:
{Fe - 2 е- = Fe2+
S + 2 е-= S2
Образовалось новое вещество сульфид железа FeS:
Fe + S = FeS
ne
Химические реакции, в которых из нескольких исходных веществ получается одно вещество — продукт реакции, называются реакциями соединения.
А тот самый «обмен любезностями» перед поединком железа и серы состоял, как вы уже догадались, к предварительном подогреве смеси двух порошков. Только после этого реакция началась...
153
Занимательная химия
Хорошим примером реакции соединения может служить реакция алюминия А1 с иодом Ig. Алюминий является жителем «пограничной зоны» в Периодической системе и ведет себя как амфотерный элемент, однако при встрече с неметаллом иодом проявляет металлическую сторону своей натуры.
Чтобы увидеть, как это происходит, порошок металлического алюминия (а еще лучше — алюминиевую пудру) смешивают с мелко растертым в ступке иодом, насыпают горкой на кафельную пластинку, а на вершине горки делают углубление. В это углубление капают пипеткой немножко воды.
Через полминуты начинается реакция: смесь разогревается, начинает светиться, даже появляется пламя, а некоторое количество иода от нагревания возгоняется (переходит из твердого сразу в газообразное состояние) и образует клубы фиолетового дыма.
Здесь тоже происходит окислительно-восстановительная реакция, в которой электроны от атомов алюминия переходят к иоду:
(А1 - 3 е = АР+
U2 + 2e- = 2F
2 А1 + 312 = 2 АП3
пе
В результате реакции получается иодид алюминия АП3.
В этом случае предварительный «обмен любезностями» между металлом и неметаллом состоит в добавлении воды, которая способствует началу химической реакции.
154
Глава VII. Главные виды химических реакции
реакций соединения насчитывается множество. Взаимодействие металлов с неметаллами — это реакция соединения.
В воде или в кислоте?
у атомов металлов много слабо связанных электронов, которые, кажется, так и «звенят» у них в карманах. Но кое-кто из них столь мало дорожит своими электронными богатствами, что готов раздать их кому попало, притом безо всякого принуждения. В самом деле, к чему и кого может принудить обыкновенная вода? Ее нельзя считать очень агрессивным химическим веществом. А ведь находятся металлы, которые с водой весьма бурно реагируют. Пример — металлический натрий Na.
Когда кусочек натрия бросают в воду, он не тонет. Плотность этого металла (0,97 г/см3) немного меньше, чем у воды (1,00 г/см3), но дело не только в этом. Натрий сразу же начинает энергично взаимодействовать с водой и даже плавится, превращаясь в блестящую капельку, которая быстро «бегает» по поверхности воды, шипит и выделяет из воды пузырьки газа — водорода. А если в воду мы перед опытом добавим индикатор фенолфталеин, то увидим, как вода за «бегущей по волнам» капелькой натрия будет окрашиваться в ярко-малиновый цвет.
Значит, в результате реакции получается не только водород Н2, но еще и щелочь — гидроксид натрия NaOH:
2 Na+ 2Н2О = 2 NaOH +
Hat
ne
155
Занимательная, химия
Суть дела в том, что атом натрия охотно * дарит» свой электрон атомам водорода в степени окисления +1, входящим в состав воды. Натрий здесь восстановитель, а вода (точнее, атом водорода +1) служит окислителем:
( Na° -1 е~ = Na41
I 2Н^ + 2е- = Н2
Каждая молекула воды, получив от натрия «электронный подарок», избавляется от атомов водорода, и от нее остаются лишь гидроксидные анионы ОН.
Эта реакция идет с большим выделением тепла.
Такие реакции, в результате которых атом простого вещества (например, натрия) замещает один из атомов (например, водородный) в сложном веществе (например, в воде), называются реакциями замещения.
Если на «поединок» с водой вместо щелочного металла натрия выйдет щелочноземельный — кальции Са, реакция тоже пойдет достаточно энергично, хотя и не так бурно, как с натрием:
Са + 2 Н20 =.Са(ОН)2 + Н2|
пе
( Са° - 2 е = Са+П I 2 H+I + 2 е~ = Н2
Водород выделяется, среда становится щелочной, металлический кальций химически растворяется, превращаясь в катион кальция... Да и выигрыш энергии тут тоже налицо. Словом, кальций верный товарищ натрию, они вдвоем — как два богатыря Пересвет и Ослябя в Куликовской битве...
156
Глава VII. Главные виды химических реакции
Магнии Mg тоже типичный металл, к тому же ближайший сосед натрия и кальция в Периодической системе, но ведет себя в воде отнюдь не так легкомысленно. А именно: пока вода холодная, он и вовсе с ней не реагирует. Только с кипящей водой пойдет реакция образования гидроксида магния Mg(OH)2 с одновременным выделением из воды газообразного водорода Н2:
Mg + 2 Н2О - Mg(OH)2| + Hst
ne
Г Mg° — 2 e~ = Mg+n
I 2 Ни + 2 e = H2
Был на Руси такой легендарный богатырь Илья Муромец,, который лежал, говорят, на печи тридцать лет и три года, а потом слез с печи да пошел крушить врагов... Так и магний: пока было холодно, терпел-терпел, а как подогрели, пустился воевать с водой во всю мочь.
Однако химическое поле битвы совсем не такое, как в летописи или в старых сказках. Магний, побежденный водой, окисляется, теряя электроны, и превращается в малорастворимый гидроксид магния Mg(OH)2.
Металлов, которые отважно бросаются в схватку с водой, не так уж много (щелочные, щелочноземельные и некоторые другие). Зато с кислотами реагируют почти все металлы, кроме «благородных господ», о которых речь будет дальше. «Мушкетерские Поединки* металлов с кислотами происходят по всем правилам, которые предписывают этикет и химические законы.
157
Занимательная химия
Кислоты (серная H2SO4, хлороводородная НС1 и другие), когда они находятся в разбавленном растворе, выделяют в этот раствор множество катионов водорода Н+. Точнее, они образуют с водой множество катионов оксония Н3О’. А такие металлы, как цинк Zn или железо Fe и, конечно, магний Mg, охотно отдают свои электроны катионам водорода кислоты. Катионы водорода превращаются в газообразный водород, а атомы металлов — в катионы:
f
Mg + H2SO4 = MgSO4 + н2
не
f Mg° - 2 е- = Mg'п 12 H+I + 2 е~ = Н2
Zn + H2SO4 = ZnSO4
+ H2t
ne
f Zn° - 2 e~ = Zn411 l2HH + 2e=H2
Fe + 2HC1 = FeCl2 + H2t
ne~
f Fe° - 2 e~ = Fe+n 12 H+I + 2 e~ = H2
Все участники химических «поединков» выводят друг друга из строя: металлы окисляются до катионов, а кислоты, выделив восстановленный водород,
158
Глава VII. Главные виды химических реакций
превращаются в кислотные остатки — анионы. В результате реакций получаются соли.
Разбавленную хлороводородную и разбавленную серную кислоту принято называть «кислотами-не-окислителями». Правда, это не совсем верно, потому что они все же участвуют в окислительно-восстановительных процессах. Но к «неправильному» названию химики привыкли, и мы тоже будем иногда его применять.
Не снисходят до поединка с разбавленными кисло-тами-неокислителями только «важные господа» — металлы из правой части ряда напряжений (см. с. 160) — медь, серебро, золото, ртуть и другие благородные представители «металлической аристократии» .
Но некоторые из них все же реагируют с кислотами-окислителями (например, концентрированной азотной кислотой). В свое время мы узнаем подробности этих химических битв.
Металлы-соперники. Кто кого?
Итак, среди металлов есть настоящие сорвиголовы, есть отважные витязи, а есть и благородные господа, не желающие заниматься таким недостойным дворянского сословия делом, как выяснение отношений с какими-то там кислотами-неокислителями. Среди всех металлов химиками установлена строгая субординация, в зависимости от их активности и степени благородства. Положение разных металлов в химическом обществе определяется их местом в ряду напряжений.
Ряд напряжений — это последовательность металлов, расположенных в порядке убывания их химической активности.
159
Занимательная химия
Давайте посмотрим на ряд напряжений повнимательнее. Он начинается с лития, а кончается золо том (вторая строчка в таблице — заряд ионов этих металлов).
и к Са Na Mg Al Zn Fe Sn Pb Cu Ag Hg Au
1 + 1+ 2+ 1 + 2+ 3+ 2+ 2+ 2+ 2+ 2+ 1+ 2+ 1+
А какое отношение к металлам имеет «затесавшийся» здесь водород? Самое прямое: водород служит эталоном для сравнения способности металлов взаимодействовать с кислотами-неокислителями. Это могут делать те, которые левее водорода в ряду «субординации» металлов. Все металлы от лития до свинца химики объединяют под названием «неблагородных».
Металлы, которые справа от водорода, с кислотами-неокислителями не реагируют по причине своего «благородного происхождения».
В ряду левее водорода
Среди металлов нет урода: Все растворимы в кислоте, А те, что с краю, — и в воде. Зато на правом фланге — «знать»; Кислот в упор не хочет знать...
Но химик и на них управу Найдет в последующих главах.
Но это еще не все. Ряд напряжений дает возможность определить, как металлы будут вытеснять друг друга из растворов солей.
С чего «турнир» начать нам?
Друг другу электроны Бросают, как перчатки, Металлы церемонно...
160
Глада VII. Главные виды химических реакций
Вот пример. Если в голубой раствор медного купороса (сульфата меди CuSO4) опустить железный гвоздь, предварительно очищенный от ржавчины наждачной бумагой, то вскоре этот гвоздь покроется Красноватым слоем металлической меди. А раствор медного купороса из голубого станет бледно-зеленым: это уже раствор не медного, а железного купороса (сульфата железа FeSO4).
Железо Fe расположено в ряду напряжений левее меди Си. Оно будет, отдавая электроны, восстанавливать медь — свою металлическую «сестру» — из растворов солей:
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu|
Железо при этом окислится и превратится в катион соли:
{Fe° - 2 е~ = Fe2+
Си2* + 2 е- = Си0
Металл может вытеснять из растворов солей все другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.
Например, металлическая медь Си вытеснит (восстановит) из соли — нитрата серебра AgNO3 — своего металлического «брата» серебро Ag:
2 AgNO3 + Си = Cu(NO3)2 + 2 Agj
Г Си0 - 2 г = Си2+
\ Ag+ 4-1 е~ — Ag°
На медных стружках постепенно вырастают ветвис-’'ые кристаллы серебра, похожие на деревья и кустарник. Раствор приобретает между тем небесно-голубой Цвет. А цинк Zn, окисляясь, будет восстанавливать Из солей свинца металлический свинец РЬ:
161
•Заиимапульная химия
Pb(NO3)2 + Zn = Pbf + Zn(NO3)2 ( Zn° - 2 e~ = Zn2+ lPb2+ + 2 e~ = Pb°
Такую реакцию проводили в своих лабораториях еще алхимики несколько веков назад. Они считали, что в результате вырастает «сатурново дерево».
«Сатурново дерево» называют иногда деревом Па Vodzbi рацельса (1493-1541) — врача-алхимика, основа-
-геля химии лекарств. Готовя одно из своих снадобий, Парацельс бросил в сосуд с раствором нитрата свинца кусочки металлического цинка и решил продолжить опыт через несколько дней. Каково же было его удивление, когда он увидел, что на кусочках цинка выросли металлические «веточки»!.. Красивое свинцовое «дерево» получило название по алхимическому названию свинца «сатурн».
Чтобы вырастить такое дерево, наливают в высокий стакан или стеклянный цилиндр водный раствор соли свинца и погружают в него очищенную тонкой наждачной бумагой пластину или стержень из цинка. Можно вместо этого подвесить на нитке несколько кусочков цинка, тоже очищенных наждачной бумагой. Со временем на цинковой поверхности вырастают блестящие, сросшиеся между собой кристаллы свинца, похожие на ствол, ветки и сучья фантастического дерева.
Парацельсу приписывают и получение «дерева Юпитера» из кристаллов олова на кусочках цинка. Чтобы вырастить такое «дерево», в стеклянный химический стакан наливают водный раствор хлорида олова SnCl2 и погружают цинковую пластинку. Очень быстро на ней вырастает «дерево» из кристалликов олова черного цвета:
162
Глаза VII. Глазные виды химических реакций
SnCl2 + Zn = Sn j + ZnCl2 Zn° - 2 e- = Zn2+ Sn2+ + 2 e~ = Sn°
Соли олова, свинца и цинка в водных растворах бесцветны, поэтому никаких изменений цвета жидкости при росте всех этих «деревьев» не наблюдается.
Кстати, интересный вопрос: а почему же соли меди в растворе голубые, соли железа — бледно-зеленые, соли кобальта — розовые, соли никеля — ярко-зеленые?
Это связано с гидратацией катионов. Когда любое вещество растворяется в воде, образуются гидраты. При этом частицы (молекулы и ионы) вещества окружаются многочисленными молекулами воды, образующими с ними слабые химические связи (см. гл. V, 4). Когда речь идет о катионах, гидраты получаются более прочными и содержат строго определенное число молекул воды. Химики говорят: получаются аквакомплексы.
У многих катионов аквакомплексы ярко и красиво окрашены, например:
• ярко-синий [Си(Н2О)4]2+;
• зеленый [Ni(H2O)6]2+;
• ярко-розовый [Со(Н20)6]2+;
• фиолетовый [Сг(Н2О)б]3+ и так далее.
Аквакомплексы катионов (а не безводные катионы) зачастую становятся «кирпичиками», из которых построены кристаллы солей. Теперь-то понятно, Почему такие красивые цвета у кристаллов, которые Мы выращиваем из водных растворов (см. гл. VI, 3). Само собой, в «строительстве» им помогают и анионы — иначе кристаллы стали бы заряженными. А они Нейтральны.
163
Зани.нательная хи.кил
Цвета у аквакатионов
Пленяют дивной красотой: Один — пронзительно -зеленый, Другой — небесно-голубой, А третий в желтизне неистов, Четвертый — цвета аметистов... Раствор, а может быть, кристалл Их приютил и домом стал.
Симпатии оснований
В старину, когда только начинали распространяться представления о том, что Земля шарообразна, жителей противоположного земного полушария называли «антиподами». Это слово, как и многие другие научные термины, происходит от греческих слов «анти» — против и «подос» — нога. И буквально оно означает, что, например, жители Австралии для европейцев «ходят вверх ногами». А в современном смысле слова антиподы — это те, кто противоположен по характеру и манерам.
Если речь идет о химических персонах — основаниях и основных оксидах, для них «антиподами» являются кислоты и кислотные оксиды. А химические антиподы при всяком удобном случае демонстрируют миру свою вражду и воюют друг с другом «до победного конца*.
Это значит, что основания и основные оксиды всегда и везде будут взаимодействовать с кислотами и с кислотными оксидами. В результате получатся соли. Вот пример: основный оксид кальция СаО и основный гидроксид кальция Са(ОН)2 при встрече с кислотным оксидом — диоксидом углерода СО2 и угольной кислотой Н2СОз превращаются в соль карбонат кальция СаСО3; впрочем, иногда получается и вода:
164
Глава к7/. Главные виды химических реакций
СаО + СО2 = СаСО3;
СаО + Н2СО3 = СаСО31 + Н2О;
Са(ОН)2+ СО2 = СаСО3| + Н2О;
Са(ОН)2 4- Н2СО3 = СаСО3 j + 2 Н2О.
Последняя из приведенных реакций, по сути, нам уже знакома — это реакция нейтрализации (см. гл. V, 4 и 6), в результате которой из кислоты и основания получаются соль и вода. Но, оказывается, нейтрализовать кислоты можно не только основаниями, но и основными оксидами.
Если налить в колбу, стакан или пробирку разбавленную серную кислоту и добавить к ней индикатор метилоранж, то раствор будет ярко-розовым (это значит: среда кислая). А теперь добавим к раствору кислоты белого порошка оксида магния MgO — столько, чтобы жидкость приобрела оранжевый цвет. Среда раствора становится нейтральной, поскольку идет реакция нейтрализации:
MgO + H2SO4 = MgSO4 + Н2О,
Или в ионном виде:
MgO + 2 Н4 - Mg2+ + Н2О
Щелочи (растворимые сильные основания) не уживаются в мире и со многими солями. Если в результате обмена ионами может выделиться плохо растворимый гидроксид металла, например гидроксид меди Си(ОН)2, то бедняжке соли не поздоровится.
CuSO4 + 2 NaOH = Cu(OH)2| + Na2SO4
В ионном виде эта химическая драма выглядит так:
Си2++ 2 ОН-= Си(ОН)21
165
Занимательная химия
Это еще не все. Гидроксиды металлов (не все, но многие) при нагревании превращаются в оксиды. Например, синий гидроксид меди Си(ОН)2 разлагается до черного оксида меди СиО:
Си(ОН)2 = СиО + Н2О
Но самое удивительное — то, что из основных оксидов (оксидов металлов) можно получить те самые металлы, которые были их «родителями». Для этого на них надо подействовать восстановителем, например, водородом при нагревании. Таким способом можно оксид меди СиО превратить в исходный металл медь Си:
СиО + Н2 = Си + Н2О Г2Н°-2€-= 2НЯ \Си+п + 2е= Си0
Прочны родственные связи в химических «семьях», где родители — металлы, а оксиды (их дети) и гидроксиды (внуки) имеют основный характер!
Все, от старика до внука. Крепко жмут друг другу руку. Все в строю шагают ровно, Все, конечно же, основны.
166
Глава VII. Главные виды химических реакций
•""'ll А теперь — небольшое задание...
? I по генеалогии — науке о родословных
КАЛЬЦИЙ
Заполните пустое место в родословном древе кальция.
167
Занимательная химия
Кому опасны кислоты?
Если основания — антиподы кислот, то кислоты ц все их ближайшие «родственники» — точно такие же антагонисты (враги и противники) оснований.
«Кровная вражда» между кислотами и основаниями приводит к тому, что кислотные оксиды и кислоты при всякой, даже случайной, встрече взаимодействуют с основными оксидами и основаниями. И всегда получается соль. Вот примеры: реакции триоксида серы SO3 и серной кислоты H2SO4 с оксидом натрия Na2O и гидроксидом натрия NaOH, которые ведут к образованию сульфата натрия Na2SO4:
SO3 4- Na2O = Na2SO4;
S03 + 2 NaOH = Na2SO4 + H2O;
H2SO4 + Na2O = Na2SO4 + H2O;
H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 4- 2H2O
Снова перед нами реакции нейтрализации... Значит,
Если очень постараться И совсем не ошибаться, То любую кислоту
Мы узнаем за версту.
Надо лишь для испытания К ней добавить основание.
А может ли кислота взаимодействовать с солью? Да, может, но в определенных условиях.
Иногда при этом получается другая кислота — малорастворимая. Например, при реакции ортосиликата натрия Na4SiO4 с соляной кислотой НС1 выделяется осадок ортокремниевой кислоты H4SiO4:
Na4SiO4 4- 4 НС1 = H4SiO4| 4- 4 NaCl, SiOf 4-4 H+= H4SiO41
Часто в результате обменных реакций в растворе образуется слабая кислота, вроде сероводородной H2S:
168
Глава VII. Главные виды химических реакций
FeS + 2 НС1 = FeCl2 4- H2S, FeS + 2 H+ = Fe2+ 4- H,S
С некоторыми солями кислоты реагируют, выделяя газ. Например, когда на малорастворимый карбо-лат кальция СаСО3 действует азотная кислота HNO3, получается газообразный диоксид углерода СО2:
СаСО3 + 2 HNO3 = Ca(NO3)2 + Н2О + СО2|
СаСО3 4- 2 Н+ = Са2+ 4- Н2О + СО2 f
Нередко обменные реакции приводят к выделению малорастворимых солей и образованию в растворе новой сильной кислоты. При действии хлороводородной кислоты НС1 на нитрат серебра AgNO3 выделится осадок хлорида серебра AgCl, а в растворе появятся катионы водорода и нитрат-анионы — это не что иное, как азотная кислота HNO3:
AgNO3 + НС1 = AgCl f 4- HNO3
Ag+ 4- NO3 + H4 4- СГ = AgCl ♦ + H+ + NO3
Неметалл, кислотный оксид, кислота... Эта химическая династия не менее дружна, чем у оснований. Но с основаниями они «враждуют семьями».
У кислот и оснований — сто веков войны.
Им о мире разговоры вовсе не нужны.
Только победителей не будет никогда: В результате всех реакций — соль да вода!
169
Глава седьмая. Главные виды химических реакций
Снова задания... по генеалогии веществ
Заполните пустые места в родословном древе серы.
170
Глава VII. Главные виды химических реакций
Заполните пропуск в родословном древе углерода.
Чтобы выполнить эти задания, представьте себе, **о соединения серы и углерода реагируют с оксидом Натрия Na2O и гидроксидом натрия NaOH.
171
Занимательная химия
Q I Соль плюс соль равняется — чему?
Шведский химик Сванте Аррениус был первым, кто со всей определенностью доказал: многие вещества в растворе распадаются на ионы.
Ионы, которые получаются в растворе, не мореплаватели-одиночки, которые совершают кругосветное плавание в полном отрыве от цивилизации. Катионы и анионы скорее похожи на школьников-первоклашек, которых привели в бассейн учиться плавать. Они плещутся в «лягушатнике*, брызгаются, непрерывно натыкаются друг на друга... Ионы находятся в непрерывном движении, и если они встречаются с теми собратьями по раствору, с которыми могут образовывать нечто новое — осадок труднорастворимого вещества, газообразный продукт или воду, они тут же это делают.
При смешивании растворов двух солей (а также оснований или кислот), ионы которых способны образовать осадок, газ иди воду, происходят реакции двойного обмена. В результате будут получаться совершенно новые продукты.
В детстве многие склонны меняться с друзьями игрушками, книжками, фантиками. И взрослые коллекционеры порой меняются, например, почтовыми марками (если они филателисты), редкими книгами (если это библиофилы). Хорошо, когда обмен оказывается равноценным и равноправным. Побывает, что один «обменщик» в большом выигрыше, а другой горюет о совершенной ошибке.
Соли, кислоты и основания (в водном растворе все они электролиты) тоже могут предложить друг другу «обменяться* ионами.
Приведем примеры реакций двойного обмена.
Если в результате обменных «манипуляций* с ионами не выделяются ни осадок, ни газообразное ве
172
Глава VII. Главные виды химических реакции
ществ0» ни вода, ни слабая кислота, реакции обмена обратимы и не идут до конца. Это значит, что обмен 4не окончательный», и в растворах получаются смеси оодей, например нитрата натрия NaNO3, нитрата кадия KNO3, хлорида натрия NaCl и хлорида калия КС1:
NaNO3 + КС1 KNO3 + NaCl
Na+ + NO3 + К+ + СГ К+ + NO3 + Na+ + Cl-
Реакции обмена, в которых выделяется газообразный продукт, мы уже рассматривали (см. гл. VII, 5). Еще один пример — разложение хлороводородной кислотой НС1 хорошо растворимо1,о сульфита натрия Nft2®03:
Na2SO3 + 2 НС1 = 2 NaCl + H2O + SO2I
2 Na+ + SO32 + 2 H++ 2 СГ = = 2 Na+ + 2 СГ+ H2O + SO2f
Или в сокращенной форме:
SOj- 4- 2 Н+ = Н2О + SO2t
В результате этой реакции получается сернистый газ — диоксид серы S02, а вместо сульфита натрия Na2SO3 в растворе оказывается хлорид натрия NaCl. После окончания реакции можно будет выпарить раствор и выделить кристаллы NaCl. Такая обменная Реакция будет идти до конца.
При нейтрализации кислоты основанием получаются соль и вода, и реакция обмена тоже идет до кон-Че» Такое происходит не только с растворимыми сильными основаниями (щелочами) и сильными Кислотами, но и со слабыми. Например, малораство-Римый гидроксид меди Си(ОН)2 реагирует с серной Кислотой H2SO4 с выделением воды. Одновременно в Растворе появляются катионы меди Си2+:
173
Занимательная химия
Cu(OH)2 + H2SO4 = Си24 4- Н2О Си(ОН)2 4- 2 Н+ + SOt = Си2+ + SO?" + 2 Н20, или в сокращенной форме:
Си(ОН)2 4- 2 Н+ = Си2+ 4- 2 Н20
А малорастворимая в воде и слабая ортокремние-вая кислота H4SiO4 взаимодействует со щелочью — гидроксидом натрия NaOH, превращаясь в соль ортосиликат натрия Na4SiO4 и воду:
H4SiO4 + 4 NaOH = Na4SiO4 + 4 Н2О
H4SiO4 4- 4 Na+ 4- 4 ОН' = 4 Na+ 4- SiOf + 4 H2O или в сокращенной форме:
H4SiO4 + 4 ОН'= SiOf 4- 4 Н2О
Но самое удивительное, что и соли могут в обменных реакциях вести себя как кислоты или основания. Правда, для этого они должны быть не «простыми» (средними), а кислыми или основными. Хороший пример — реакция между гидрокарбонатом кальция Са(НСО3)2, хорошо растворимым в воде, и гидроксидом натрия NaOH:
Са(НСО3)2 + 2 NaOH = СаСО3+ 4- Na2CO3 4- 2 Н20
Са2+ 4- 2 НСО3 4- 2 Na+ 4- 2 ОН' = = СаСО3| 4- 2 Na+ 4- COf’ 4- 2 Н2О, или в сокращенной форме:
Са2+ 4- 2 НСО3 4- 2 ОН' -= СаСО3| 4- COf 4- 2 Н2О
Не правда ли, забавная получается реакция нейтрализации, где «кислый» анион НСО3 соединяется со щелочным анионом ОН" и получается «некислый»
174
Глава VII. Главные виды химических реакций
——
анион СО3 и вода! Карбонат-анион COf- наполовину уходит в осадок карбоната кальция СаСО3, а остальное его количество остается в растворе.
Соль хлорид натрия NaCl при взаимодействии с другой солью — нитратом серебра AgNO3 в водном растворе обменивается анионами и выделяет осадок хлорида серебра AgCl:
NaCl + AgNO3 = AgCl| + NaNO3
Na+ + СГ + Ag+ + NO3= AgCl| + Na+ + NO3
Эта реакция обмена тоже идет до конца — выпадает осадок. Если осадок отфильтровать от раствора, а раствор выпарить, можно будет получить и второй продукт двойного обмена — соль нитрат натрия NaNO3.
Когда при реакциях двойного обмена выпадает осадок? Чтобы ответить на этот вопрос, пользуются таблицей растворимости:
Ионы СОЭ2' СГ NQT ОН" S2 sof
Ад+ н н Р — н м
Са2" н р Р м р м
Си2" н р Р н н р
к+ р р Р р р р
Fe2’ н р Р н н р
Fe3+ - р Р н н р
Мд2+ м р Р н н р
Na+ р р Р р р р
Обоз и ачения: хорошо растворяется в воде — Р; плохо растворяется в воде — М; не растворяется в воде - Н; не существует (-).
275
Занимательная химия
Чтобы найти по этой таблице нужное вещество, смотрят на место пересечения строчки, в которой записан катион, и столбца, где находится анион. А потом решают, будет ли выпадать осадок. Пользуясь таблицей растворимости, можно проверить, правильно ли мы записали все предыдущие реакции.
Итак, реакции двойного обмена идут до конца,
Если выделится газ —
Это раз;
И получится вода —
Это два;
А еще — нерастворимый
Осаждается продукт...
Это третий важный пункт. Химик «правила обмена» Не забудет никогда:
В результате — непременно Будет газ или вода, Выпадет осадок -
♦Естьосадок», — говорим мы. Вот тогда — порядок!
7 I Что такое гидролиз?
Соли реагируют не только между собой, не только с кислотами и основаниями. Порой они до того чувствительны и нежны, что взаимодействуют и с водой. И оказывается, что
Если в растворе лишь соль и вода — Нейтральна среда далеко не всегда!
Как же так? Ведь в чистой воде количество катионов оксония и гидроксид-анионов одинаково. Оно составляет при комнатной температуре ничтожно малую величину 1 • 10-7моль/л. Откуда эти ионы берутся? Ответ прост: вода сама по себе немножко диссоциирует (распадается) на катионы и анионы:
Н2О
Н+ + ОН",
176
Глава VII, Главные виды химических реакций
или, точнее:
2 Н20 Н30+ + ОН'
Нейтралъная среда потому и нейтральна, что катионов Н и ОН- (или, точнее, Н3О+ и ОН ) в ней поровну.
Теперь проверим с помощью индикатора кислотность чистой воды (среда нейтральная) и растворов солей хлорида натрия NaCl, хлорида алюминия AICI3 и карбоната натрия Na2CO3. Результат получится удивительный: в растворе хлорида натрия (поваренной соли) среда окажется нейтральной, как в чистой воде. Зато раствор хлорида алюминия — кислый, а карбоната натрия (соды) — щелочной.
Что же это значит? В растворе NaC) количество катионов Н* и ОН- по сравнению с чистой водой не изменилось. В растворе хлорида алюминия А1С13 катионов Н+ стало больше, чем в чистой воде. А в растворе карбоната натрия Na2CO3 содержание анионов ОН- по сравнению с чистой водой увеличилось.
Все это произошло за счет реакций гидролиза.
Гидролиз — это обменная реакция вещества с водой, в результате которой меняется кислотность среды.
Когда в воде растворяют стиральную (кальцинированную) соду — карбонат натрия Na2CO3, сначала происходит электролитическая диссоциация этой соли на катионы натрия Na+ и карбонат-анионы СО|-:
Na2CO3 = 2 Na+ + COf“
Дальше с катионом натрия уже ничего не будет происходить (если не считать того, что он в воде будет гидратирован — к нему присоединится со всех сторон Множество молекул воды; это будет аквакатион натрия). Но карбонат-ион является анионом слабой Угольной кислоты Н2СО3, поэтому в водной среде ве
177
Занимательная химия
дет себя весьма беспокойно. Он начинает извлекать из воды катионы водорода Н+ (которые постоянно получаются в воде при ее диссоциации) и «складывать их в свои карманы».
cof + Н2О НСО3 4- ОН’
(Н+, ОН )
В результате от части молекул воды останутся «рожки да ножки», то есть ги/^роксидные ионы ОН , а вместо карбонат-аниона СО3“ в растворе будут появляться гидрокарбонат-анионы НСО3. Но среда-то в растворе, где появился избыток гидроксид-ионов, ще л очная!
Точно такие же «замашки», как у карбонат-иона, присущи всем анионам слабых кислот. Чтобы сделать среду более или менее щелочной, им бывает обычно вполне достаточно одной молекулы воды.
Если мы расположим анионы разных кислот по возрастанию степени гидролиза в растворах их солей, получится следующий ряд:
F" NO2 СН3СОО SOf COf POf S2’
Степень гидролиза растет
Что такое степень гидролиза? Точно так же, как VGud&h мы оценивали степень диссоциации в растворах слабых кислот (см. гл. V, 3), поступим и со степенью гидролиза.
Степень протекания любого процесса или степень выполнения любого действия — это отношение выполненного объема «работы» к общему объему. Например, если в саду вырыто 10 ям для 10 яблонь, а у садовода хватило сил посадить только 6, говорят, что «степень выполнения плана посадки» 60 %, или 0,6.
178
Глава VII. Главные виды химических реакций
Так и с гидролизом. Если в ходе гидролиза превращению подверглось 30 ионов из каждых 100, присутствующих в растворе, то степень гидролиза составит 30 %, или 0,3, а если 5 из 100 — 5 %, или 0,05.
Химики определили, что степень гидролиза в растворе сульфида натрия Na2S с концентрацией ОД моль/л составляет целых 90%. Этот раствор сильнощелочной — почти как раствор щелочи (гидроксида натрия NaOH) той же концентрации. А в растворе карбоната натрия Na2CO3 с концентрацией 0,1 моль/л степень гидролиза 5%. Этого уже вполне достаточно, чтобы мы почувствовали щелочную среду раствора стиральной соды.
А теперь растворим соль хлорид алюминия А1С13 в воде, и она тотчас подвергнется электролитической диссоциации и нацело распадется на ионы:
А1С13 = А13+ 4- 3 Cl-
Дальше с хлорид-ионом происходить ничего не будет, так как это анион сильной хлороводородной кислоты НС1.
Какие еще кислоты относятся к числу сильных? О, их не так уж много, и нетрудно запомнить каждую «в лицо». Это соляная (хлороводородная), бромоводородная, иодоводородная, азотная, серная и хлорная кислоты— всего шесть. Их формулы: НС1, НВт, HI, HNO3, H2SO4 и НС1О4. Анионы этих кислот называются хлорид-ион, бромид-ион, иодид-ион, нитрат-ион, сульфат-ион и перхлоратной и обозначаются: СГ, Вг , Г, NO» SO4-, С1О4. Запомним, что эти анионы никогда не подвергаются гидролизу.
179
Занимательная химия
Итак, анионы (кислотные остатки) сильных кислот не гидролизуются.
А гидролизуются ли катионы, например катион алюминия AJr ? Это вам не щелочной или щелочноземельный катион, которые не взаимодействуют с молекулами воды! Это катион, которому «близким родственником» приходится малорастворимый гидроксид алюминия А1(ОН)3. Так что от А13х можно ожидать всяких интересных выходок. Он будет отрывать от молекул воды их основную часть — гидроксид-ионы ОН и присоединять к себе, превращаясь при этом в катион гидроксоалюминия А1ОН2+:
А13+ + Н2О А1ОН2+ + Н+
(Н+, ОН )
От молекулы воды останется только катион водорода Н+, — отсюда и кислая среда в растворе соли алюминия.
Точно такие же «манеры поведения», как у катиона алюминия, присущи аквакатионам всех металлов, кроме щелочных и щелочноземельных (лития, на трия, калия, рубидия, цезия, франция, кальция, стронция, бария и радия).
Аквакатионы можно расположить по возрастанию степени гидролиза в растворах их солей. Получится следующий ряд:
Mg2+ Mn2+ Zn2+ Си2* Fe2+ Pb24 А13+ Сг3+ Fe34
Степень гидролиза растет --------------------------------------------н-
Химики определили, что степень гидролиза в растворе хлорида алюминия А1С13 с концентрацией 0,1 моль/л равна 0,7 %. Если сравнить А1С13 с какими-нибудь другими кислотами, окажется, что это ве-
180
Глава VI1. Главные виды химических реакции
дество — «кислота» более слабая, чем уксусная, но $олее сильная, чем угольная.
В растворе сульфата цинка ZnSO4 с той же концентрацией 0,1 моль/л степень гидролиза меньше 0,05 %. До с помощью кислотно-основных индикаторов можно обнаружить, что и здесь среда немножко кислая.
Среди солей, как мы уже убедились, есть негидро-дизуемые. Это как раз те соли, которые состоят из катионов щелочных и щелочноземельных металлов и анионов сильных кислот (например, хлорид натрия NaCl, нитрат кальция Ca(NO3)2, сульфат калия K2SO4). Катионы и анионы этих солей по отношению к воде ведут себя вполне мирно и «не обижают» ее ни катионным, ни анионным гидролизом. Поэтому в их растворах среда такая же, как в чистой воде, — нейтральная.
Есть ли польза от гидролиза?
Хотя на первый взгляд гидролиз кажется злым колдуном, который только портит растворы солей и обижает молекулы воды, люди издавна пользуются этим, казалось бы, ненужным химическим явлением.
Иногда бывает необходимо создать щелочную среду в растворе, чтобы побыстрее отходили жирные пятна и грязь — при стирке белья и мытье посуды. И тогда пользуются не настоящей щелочью вроде гидроксида натрия NaOH или гидроксида калия КОН, й содой — карбонатом натрия Na2CO3. Сода в водных растворах, как мы только что убедились, тоже создает щелочную среду. Это значит, что грязь и жир удаляются легко.
А порой требуется подкислить раствор так точно И «нежно», как это нельзя сделать кислотой, например, при окраске и других видах обработки тканей. И тогда пригодится раствор алюмокалиевых квас-Цов — сульфата алюминия-калия KA1(SO4)2, кото
281
химия
рый за счет гидролиза по катиону алюминия имеет слабокислую среду.
В природе есть минералы — продукты гидролиза катионов или анионов. Самый известный пример — малахит, гидроксид-карбонат меди состава Си2СО3(ОН)2. Этот минерал густо-зеленого цвета за долгие тысячелетия образовался из природных подземных вод, содержащих катионы меди и карбонат-ионы:
2 Си2+ 4- 2 СО|‘ + Н2О = Cu2CO3(OH)2| + С02 f
Теперь-то нам ясно, почему природный малахит находят рядом с месторождениями медных руд! Надо только, чтобы медная руда залегала в известковых горных породах или отложениях мела (карбоната кальция СаСО3). Тогда подземные воды будут понемножку «вымывать» катионы меди из медной руды, а карбонат-анионы — из залежей известняка. При их химической реакции получится малахит.
Малахит на Руси известен как ценный поделочный камень с XVII века. Особенно славился уральский малахит, о котором есть множество легенд, сказок и преданий. Вспомним хотя бы «Малахитовую шкатулку» П. П. Бажова, где «Данилушко думает, какой цветок, какой листок к малахитовому камню лучше подойдет, чтобы полную силу камня людям показать»...
Зернышки искусственного малахита можно полу-1x^X4$ читьидома.
Для этого сначала надо приготовить два раствора: первый должен содержать 100 г медного купороса CuSO4 5 Н2О в 100 мл воды, второй — 31,5 г кристаллической соды Na2CO3 10 Н2О в 100 мл воды. Затем следует влить при помешивании синий раствор медного купороса в бесцветный раствор соды.
В соответствии с уравнением реакции:
182
Глава VII. Главные виды химических реакции
2 CuSO4 + 2 Na2CO3 + Н20 -= Cu2CO3(OH)2f + CO2f + 2 Na2SO4
выделится осадок синего цвета, похожий на студень. Его надо выдержать под слоем раствора несколько дней, пока из него не ♦вырастут* маленькие зеленые кристаллики малахита.
Когда в саду и на огороде заводится «плодовая гниль», «парша» или «мучнистая роса» (грибковые болезни растений), то
Разводит садовод водою купорос. Чтобы клубники куст на грядке лучше рос.
Так оно и есть: лучшее лекарство от грибка — сильно разбавленный раствор медного купороса — сульфата меди CuSO4 с добавкой соды — карбоната натрия Na2CO3. В этом растворе протекает такая же реакция, как в природе, когда из подземных вод медленно выделяются кристаллы минерала малахита. Получается тончайший порошок основной соли меди состава Си2СО3(ОН)2, но он не оседает, а задерживается в воде. Образуется сначала коллоидный раствор, а потом — суспензия этого вещества в воде (см. гл. VI, 1). Этой смесью и опрыскивают растения.
Как видите, «колдуну» по имени гидролиз всюду Находится работа — и дома, и в саду, и в горах. Только надо уметь применять его выдающиеся способности с пользой для дела.
Однажды была история...
Лежа дома на диване, Про гидролиз думал Ваня. «Сколько в мире, — думал Ваня, — Есть кислот и оснований!
183
Зани.вательяая химия
Например, вода морей — Это ведь раствор солей. Где-то я читал когда-то: Там хлориды и сульфаты— И соляной там, и серной Кислоты полно, наверно: Ведь вчера прошли мыв школе, Что в воде идет гидролиз!.. И зачем себе на горе Люди в отпуск едут к морю? Если долго там купаться, Можно без трусов остаться; Ткань любую без труда Растворяет кислота*... Ванин слушая рассказ, Целый час смеялся класс. Что сказал ему учитель? Догадайтесь, объясните.
Учитель наверняка напомнил Ване, что хлорид-ные и сульфатные анионы — анионы сильных кислот. В водном растворе они гидролизу не подвергаются. Поэтому, хотя в морской воде действительно много хлорида и сульфата натрия, но серной и соляной кислоты из-за гидролиза не образуется.
Так что пусть люди купаются на здоровье!
И еще один вопрос
Как называется обменное взаимодействие веществ с водой, от которого меняется среда в растворе? Это слово вы узнаете, если решите химический ребус.
На рисунках изображены химические символы и предмет из химической лаборатории. Под каждым рисунком стоит одна или несколько цифр. Чтобы прочесть зашифрованное слово, надо заменить эти цифры буквами из названия изображенного над циф'
184
Глава VII. Главные виды химических реакций
рами предмета или символа. А буквы берутся из каждого слова в порядке стоящих под ним цифр.
ОН" 1 Au
1.2,3,4,5 3 1 1
ОТВЕТЫ НА ВОПРОСЫ ПО «ХИМИЧЕСКОЙ ГЕНЕАЛОГИИ» НАС. 167, 170, 171
В родословном древе кальция недостает гидроксида кальция Са(ОН)й. В родословном древе серы недостает диоксида серы 8О2 и серной кислоты H2SO4. В родословном древе углерода недостает диоксида углерода СО2.
ОТВЕТЫ НА ВОПРОСЫ ХИМИЧЕСКОГО РЕБУСА НА С. 185
Гидролиз (гидроксид-ион, колба, иод, золото).
ГЛАВА VIII
Химические реакции и их законы
1. Куда же все они идут?
округ нас постоянно происходят тысячи химических реакций. Горит костер и горит газ в конфорке газовой плиты, ржавеет железо, молоко превращается в творог, на фотопленке возникает изображение. Но многие реакции, которые мы хотели бы провести, оказыва
ются невозможны: дым не превратится в дрова или горючий газ, на проявленной фотопленке не получишь нового снимка, а из творога не сделать молока. Давайте задумаемся: почему вообще происходят химические реакции? И есть ли какой-нибудь способ предсказать возможность их протекания?
Однако в природе идут не только процессы, которые сопровождаются выделением энергии, но и ее поглощением. Значит, выгодно не только освобождение тел от накопленной ими энергии, но и кое-что иное. Что же именно? Ответить на вопрос поможет... сказка.
В некотором царстве, в некотором государстве жила-была королева по имени Энергия, повелительница химических реакций. И были у нее две дочки, две волшебницы-феи, которых звали Энтальпия и Энтропия.
Именами-то сестры были похожи, а характером — нисколько. Старшая сестра Энтальпия любила чистоту и аккуратность в делах и развлечениях, все у нее
186
Глава ГШ. Химические реакции и их законы
в комнатах было разложено по полочкам, подсчитано И измерено. Часто она приговаривала:
Везде порядок у меня, Порою, правда, мало дня. Чтоб все сложить, отнять, умножить... Но каждый час мой с пользой прожит!
А младшая сестра Энтропия была болтушка, хохотушка и ужасная растрепа. В ее комнате обычно царил хаос, и частенько она не могла отыскать среди Всякого хлама самые нужные свои вещи.
187
Занимательная химия
Где моя расческа? Где мое пальто?
Кто же мне поможет? Видимо, никто... Стол завален хламом, сломана кровать. В доме нет порядка. Где и что искать?
Одно хорошо — дверь была постоянно на замке и никто не видел, что за нею творится.
Королева-матушка Энергия приглядывала да подсказывала, а все важные дела в государстве решали феи-сестры. Целыми днями шли к ним толпой просители и посетители, разные химические вещества. И спрашивали: быть или не быть между ними химической реакции? А если быть, то в каких условиях надлежит ее вести — истопить ли печку, принести лед из погреба или попросту открыть окошки?..
Чуть ли не круглые сутки сестры судили и рядили, что сбудется непременно, а чему не бывать никогда, предсказывали грядущее и отгадывали прошлое. Слух об этом прошел по всем соседним царствам и королевствам — и физическому, и биологическому, и геологическому. Даже в математической империи всем захотелось узнать, как это удается двум юным феям так успешно управлять целым химическим народом.
А вот как.
Фея Энтальпия отвечала за тепловые эффекты химических реакций. И проверяла, какие химические процессы идут с выделением тепла, а какие, наоборот, с поглощением. Знаете, как она с этим управлялась? Легко!
Вот, например, из двух молекул водорода Н2 и одной молекулы кислорода 02 образуются две молекулы воды Н2О. Эта реакция нам знакома (см. гл. IV, 2):
2 Н2 + О2 = 2 Н2О
Но чтобы она прошла, надо сначала разорвать химические связи в молекулах водорода и кислорода:
188
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Н2 = 2 Н°; О2 = 2 О0, а на это требуется затратить некоторую, совершенно опРеДеленнУю энергию Е — энергию связи в молекулах Н-Н и О-О:
Н2 - 2 Н°, Е = 436 кДж/моль
02 = 2 0°, Е = 498 кДж/моль
Единица измерения энергии химической связи относится к затрате энергии на диссоциацию (разрушение молекул) исходного вещества и измеряется в кДж/моль.
Что же дальше? Дальше из атомов водорода и кислорода будет получаться молекула воды Н20:
2 Н° + О0 - Н20
Вместо связей Н-Н и 0—0 будут образовываться Две связи Н-0 в молекуле Н-0—Н. Следовательно, выделится энергия — энергия двух связей Н-0, а она составляет 2 х 463,5 = 927 кДж/моль.
Теперь можно записать уравнение реакции с учетом • коэффициентов — умножая энергию связи на количество (число моль) каждого вещества, участвующего в реакции;
• того, что все участники реакции — вещества газообразные (а в других случаях могут быть и жидкие, и даже твердые);
• а самое главное — всех затрат и выигрышей энергии.
Такое уравнение реакции называют термохимическим, и выглядит оно следующим образом:
2 Н2(г) + 02(г) = 2 Н2О(г)
Утраты (поглощение) энергии выигрыш (выделение) энергии
2 X 436 + 498 = 1370 кДж 2 х 927 = 1854 кДж
189
Занимательная химия
Выделяется в реакции энергии больше, чем было затрачено, а именно:
1854 - 1370 = + 484 кДж
Тепловой эффект реакции получения воды из во дорода и кислорода — положительный. Тепло выделяется в окружающее пространство, наружу. От греческого слова «экзо» — вне, внешнее — образовано название всех реакций, в которых выделяется теплота. Они называются экзотермическими.
Если теперь записать уравнение разложения воды на водород и кислород и снова рассчитать тепловой эффект, то для реакции
190
Глава VIII. Химические реакции и их законы
2 Н2О(г) = 2 Н2(г) + 02(г)
он окажется тоже равным 484 кДж, но со знаком ♦минус*. Теплота в такой реакции разложения будет 0е выделяться, а, наоборот, поглощаться: ведь выигрыш энергии при образовании связей в молекулах водорода и кислорода будет меньше, чем затраты анергии на отрыв атомов водорода от атомов кислорода в молекуле воды. А сама реакция, в которой тепло поглощается веществами из окружающего пространства, будет называться эндотермической (от греческого слова «эндон», что значит «внутри»).
ТЕПЛОТА
Вот какой интересный вывод получается: тепловые Эффекты прямой и обратной реакций совпадают по Абсолютному значению, но противоположны по Знаку.
191
Занимательная химия
А что произойдет с тепловым эффектом реакции получения воды из водорода и кислорода, если вместо газообразной воды (водяного пара) мы получим воду жидкую или твердую? Наша умница-фея по имени Энтальпия подсказывает, что при этом энергии выделится больше. Откуда же берется дополнительная порция энергии? При конденсации пара в жидкость выделяется теплота (а именно 88 кДж).
2 Н2(г) + 02(г) = 2 Н2О(ж);
(484 кДж + 88 кДж) = +572 кДж
Еще больше выделится тепла, если предстоит вместо водяного пара получить лед. Теплота кристаллизации 12 кДж, которая равна энергии кристаллической решетки, при затвердевании выделяется в пространство:
2 Н2(г) + 02(г) = 2 Н2О(т);
(572 кДж + 12 кДж) = +584 кДж
У феи Энтальпии на каждого жителя химического царства заведен «документ», в котором указано значение энтальпии вещества ЛН°,измеряется в кДж/моль.
Энтальпия вещества — это его «тепловой запас». Химики определили ее для каждого вещества, каждой частицы — будь то молекула, атом или ион. Вот значения энтальпии для некоторых веществ.
Вещество ДН‘, кДж/моль Вещество ДН. кДж/моль Вещество AH , кДж/моль
А1(т) 0 СаСО3(т) -1207 H2S(r) -21
А12О3(т) -1675 СяО(т) -635 О2(г) 0
С(алмаз) +2 Н2(г) 0 О3(г) + 143
С( графит) 0 НЦг) +24 Я(т) 0
СО(г) -ПО Н2О(г) -242 SO2(r) -297 _
СО2(г) -393 Н2О(ж) -286 SO3(r) -396^
Са(т) 0 Н2О(т) -292 SO3(t) -455
192
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Можно по этим данным попробовать рассчитать эн-^альпи10 Для любой реакции. Это очень просто. Цапример, если химическая реакция записана уравнением:
2 Н2(г) + 02(г) = 2 Н2О(т),
то расчет энтальпии реакции обязательно будет учитывать коэффициенты этого уравнения и будет таким:
ДН° реакции - 2 ДН°(Н2О,т) - 2 ДН°(Н2,г) - ДНа(О2,г) = = 2х (-292) - 0 - 0 = -584 кДж*
Когда энтальпия реакция отрицательна, вещества отдают тепло в пространство, реакция экзотермическая. А если энтальпия реакции окажется положительна, то все будет наоборот: окружающее пространство будет «помогать» реакции, вкладывать в нее энергию (тепло), и реакция окажется эндотермической.
Какое же отношение вся «бухгалтерия» феи Энтальпии имеет к возможности протекания химических реакций? Самое прямое! Природе выгодно все, что выделяет «лишнюю» энергию. Значит, экзотермические реакции должны идти всегда быстро, весело и дружно...
Но возможны и эндотермические реакции, и те, в которых тепловой эффект равен нулю. Чтобы понять, Как это происходит, надо сначала разобраться, чем это целыми днями, запершись, занимается в своих Покоях фея Энтропия.
Она — властительница беспорядка.
Кто из нас не знает, что беспорядок всегда возникает сам собой! Если не класть дома каждую вещь на от
* При расчете А Н° реакции считают, что коэффициенты уравнения показывают количество каждого вещества в моль. Поито-
единица измерения ДН°реакции — (кДж/моль) х моль = кДж.
193
Занимательная химия
веденное ей место, то книжки, игрушки, карандаши, туфли, одежда и все остальное неизбежно создадут такой хаос, в котором не разберешься и за год. Все пуговицы отрываются, все шнурки запутываются, из тетрадок выпадают листки, кругом мусор...
Точно так же идут дела и в мире химических частиц: предоставленные сами себе, они разлетаются, растекаются, разбегаются в разные стороны как кому заблагорассудится. При малейшей возможности из крупных молекул определенного строения получится много более мелких, жидкая вода испарится сама собой, а твердые кристаллы рассыплются на совсем мелкие.
Химики говорят, что все процессы, которые ведут к росту беспорядка — увеличению энтропии, идут сами собой, то есть самопроизвольно. И это справедливо всегда, если нельзя извне как-то повлиять на химический процесс.
Вот почему фея Энтропия живет в «изолированной» комнате и никого к себе не приглашает! Ведь стоит ей пригласить гостей, как она сразу же перестанет единолично властвовать над веществами и реакциями и увеличивать хаос. Придется ей тогда скрепя сердце ♦заняться уборкой», и беспорядка станет меньше...
Но будет ли в реакции, которую мы задумали провести, наблюдаться увеличение беспорядка или нет? Иными словами, пойдет ли эта реакция самопроизвольно в условиях полной изоляции?
Чтобы ответить на этот вопрос, нам придется рассчитать, увеличивается или нет энтропия после превращения начальных, исходных веществ в конечные продукты реакции.
А это делается точно так же, как при расчете энтальпии реакции. Ведь фея беспорядка Энтропия, хо* тя и поощряет стремление к хаосу, все же на всякий случай запаслась справочными таблицами. Там запи*
194
Глава VIII. Химические реакции и их законы
сана «характеристика беспорядочности» — значение энтропии S — для каждого вещества, каждой частицы (молекулы или иона). Энтропия измеряется в ДжДмоль • К), так что степень беспорядка в любом случае будет относиться к определенному количеству дещества (в моль) и растет с каждым градусом температуры (в К — градусах Кельвина*). Давайте заглянем в заветные справочники феи и выпишем оттуда «характеристики беспорядочности», которые химики называют значениями энтропии веществ:
Вещество sri, Дж/К-моль Вещество 8°, Дж/К-моль Вещество S'1, Дж/К-моль
А1(т) 28 СаСО3(т) 92 H2S(r) 206
С(алмаз) 2 СаО(т) 40 О2(г) 205
С(графит) 6 Н2(г) 131 03(г) 239
А12О3(т) 51 Н1(г) 206 8(т) 32
СО(г) 198 Н2О(г) 189 SO2(r) 248
СО2(г) 214 Н20(ж) 70 SO3(r) 257
Са(т) 42 Н2О(т) 39 SO3(t) 52
Теперь можно для любой реакции рассчитать значение энтропии AS°. Это делается так же, как при расчете энтальпии ДН° реакции. Например, если химическая реакция записана уравнением:
СаСО3(т) = СаО(т) + СО2(г),
to расчет будет выглядеть так:
Д8° реакции = Б°(СаО,т) 4- S°(CO2,r) - S°(CaCO3,T) =
= 40 + 214 — 92 = + 162 Дж/К
Знак «плюс» для полученного значения энтропии Реакции AS° подсказывает нам: при распаде карбона
* 0 °C - 273,15 К (приближенно 273К).
195
Занимательная химия
та кальция СаСО3 на оксид кальция СаО и угле^ кислый газ СО2 энтропия возрастает, значит, такая реакция может идти самопроизвольно. Правда, и не проводя расчета, можно было бы догадаться, что результат будет именно таким. Ведь из одной молекулы получается две (это уже ведет к росту беспорядка). Вдобавок одно из полученных веществ — газ. Если же химическая реакция записана уравнением:
2 Н2(г) + О2(г) = 2 Н2О(т),
то расчет AS° будет таков:
AS° реакции - 2 S°(H2O,t) - 2 S°(H2,r) - S°(O2,r) =
= 2 х 39 — 2 х 131 — 205 = - 389 Дж/К*
Это значит, что в данной реакции энтропия ие только не увеличивается, но даже сильно уменьшается. Если попытаться провести реакцию в полной изоляции от окружающего пространства, она заупрямится и никуда не пойдет... Не в силах управиться с химическим процессом, фея Энтропия зовет на помощь: «Хоть кто-нибудь! Подкиньте энергии! Тепла! Где ты, Энтальпия!
Сестрица! Помоги! Скорей!
Тут охлади, а там — погрей. Пускай вперед идет реакция, Пора бы не сопротивляться ей!»
Вот так-то: вдвоем дружные сестры Энтропия и Энтальпия быстро разбираются с любой реакцией, любым химическим процессом, и он идет как миленький куда положено.
* Не забудем учесть коэффициенты уравнения реакции
2 у водорода, 2 у воды и 1 у кислорода. Энтропия реакции* включающей определенное количество веществ в моль, измеряется в Дж/К.
196
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Для химиков, привычных к формулам и расче-там, все это означает учет и контроль теплового (энтальпийного) и энтропийного факторов. Иначе говоря, надо рассчитать значение энергии Гиббса AG° для заданной температуры Т (в градусах шкалы Кельвина) по формуле
AG° = ДН° - TAS°
и установить знак этой величины. Если энергия Гиббса в реакции уменьшается (AG° < О), реакция происходит самопроизвольно (сама по себе). Если энергия Гиббса в реакции увеличивается (AG° > 0), реакция невозможна. А если энергия Гиббса в реакции не увеличивается и не уменьшается (AG° = 0), то... об этом поговорим чуть позже.
Для реакции-неудачницы
2 Н2(г) 4- О2(г) = 2 Н2О(т);
рассчитаем значение энергии Гиббса AG0. Но сначала надо договориться, при какой все это будет происходить температуре. Поскольку в результате реакции должна получиться твердая вода (лед), попытаемся «провести» взаимодействие водорода с кислородом при температуре кристаллизации льда 0 °C (значит, при 273 К).
AG0 реакции ДН° - TAS0 -
* -584 кДж - 273 К х (-389 • 10'3 кДж/K) - - 478 кДж
Значение энергии Гиббса для реакции превращения водорода и кислорода в твердую воду (лед) оказалось меньше нуля. Значит, такую реакцию провести Можно.
Самопроизвольно протекают такие химические реакции, которые сопровождаются уменьшением значения энергии Гиббса.
197
Занимательная химия
Вот так благополучно среди своих подданных — химических веществ живут-поживают две правительницы мира реакций, феи со странными именами Энтальпия и Энтропия. В результате их совместных усилий определяется энергия Гиббса, и становится ясно, какой судьбы заслуживает та или другая реакция — «казнить» ее или «помиловать». Если «казнить» — значит, такой реакции не будет, а если «помиловать», то химическая реакция получит возможность людей посмотреть и себя показать.
Остается сказать несколько слов о человеке, который придумал энергию Гиббса — об ученом, чье имя присвоено такой важной химической величине.
Джозайя Уиллард Гиббс (1839-1903) — американский физик и химик. Девятнадцати лет от роду он окончил Йельский университет в США, стал доктором философии и начал преподавать студентам математику.
Позднее он учился еще во Франции, в Сорбонне, и в Германии, в знаменитом Гейдельбергском университете. Наконец Гиббс получил должность профессора в родном Йельском университете и начал самостоятельное исследование тепловых процессов в химии. Имя американца Гиббса было присвоено многим величинам и понятиям, относящимся к новой отрасли химии — химической термодинамике (энергия Гиббса, треугольник Гиббса, правило фаз Гиббса).
Химические альпинисты
Каждый, кто побывал в государстве химических реакций и почувствовал могущество королевы Энергии, ум и деловую хватку ее дочерей, понял, что провести химический процесс — дело отнюдь не простое. На пути к успеху придется преодолеть много препятствий. Ведь порой, даже если все благоприятствует химической реакции, она может очень долго не начинаться или, начавшись, тут же прекратиться.
198
Глааа VIII. Химические реакции и их законы
Например, окисление углерода (графита) на воздухе в соответствии с уравнением реакции:
С(графит) + 02(г) = СО2(г)
должно идти при комнатной* температуре самопроизвольно: для энергии Гиббса расчет дает значение AG° реакции меньше нуля. Вот этот расчет:
ДН° реакции =
- АНр(СО2,г) - АН°(С,графит) - ДН°(О2,г) =
= (-393) - 0 - О = - 393 кДж
AS0 реакции = S°(CO2,r) - S°(C,графит) - S°(O2,r) = = 214 - 6 - 205 = + 3 Дж/К;
AG’ реакции = ДН° - TASJ =
= -393 кДж - 298 К х (-3 х 10'3 кДж/K) = -392 кДж
Тем не менее твердый графит при комнатной температуре может храниться на воздухе (а в земной атмосфере более 20% кислорода!) сотни и тысячи лет, и с ним ровным счетом ничего не происходит. И это хорошо: представляете себе, если бы карандаши могли бы сами собой загораться и каждому школьнику угрожали пожаром! Но если графит сильно нагреть, начнется реакция его быстрого окисления (горения).
Точно так же ведут себя в присутствии воздуха и уголь, и алмаз, и множество других веществ, в принципе способных окисляться и гореть: пока их специально не подожгут, они и не думают соединяться с кислородом.
Значит, исходные вещества химической реакции (реагенты) и конечные вещества (продукты реакции)
* «Комнатной» температурой считают 25 ПС, или 298,15 К (приближено 298 К).
199
Занимательная химия
разделяет не просто знак равенства, а непроходимый «горный хребет». Молекулы исходных веществ должны, как альпинисты, преодолеть стоящие на пути препятствия, чтобы выйти в конечную точку маршрута.
Если бы в химической реакции все делалось строго по порядку — сначала разрывались химические связи, ставшие ненужными, а потом уже происходило соединение атомов в новые молекулы, нам пришлось бы ждать окончания реакций десятки лет. В смеси реагентов может быть мало таких молекул, которые способны совершить «великий химический поход». На это требуется слишком много энергии.
Частицы, которым предстоит реагировать, выбирают более простой и легкий путь: они сначала соединяются в активированный комплекс. Что это такое?
Для самой простой реакции, скажем, для превращения смеси придуманных нами веществ А2 и В2 в вещество АВ
А2 + В2 = 2 АВ образование активированного комплекса будет выглядеть так:
или в виде уравнения реакции:
А2 + В2 -► [А2В2] -► 2 АВ
В активированном комплексе [А2В2] электронные облака атомов А и В расположены в пространстве та
200
Глава VIII. Химические реакции и их -законы
ким образом, что прежние связи А-А и В-В ослаблены, но еще не совсем разорваны, а новые связи А-В утке начали образовываться, но до конца не сформировались. Поэтому и на рисунке они выглядят иначе, чем связи в исходных молекулах.
Активированный комплекс очень неустойчив, обладает большой энергией. И живет он совсем недолго, около 1 • 10~13 секунды! Это «только миг между прошлым и будущим», но именно он определяет, будет идти реакция или нет.
Для образования активированного комплекса потребуется меньше энергии, чем для окончательного разрыва химический связей в молекулах реагентов, но все же без затрат не обойтись. Ведь химически не связанные атомы, которым предстоит соединиться, отталкивают друг друга своими внешними электронными оболочками.
Если продолжать сравнение химической реакции с командой альпинистов в трудном походе, то активированный комплекс — это спортсмен на высокогорном перевале, на высшей точке восхождения. Его сбивает с ног ветер, обжигает горное солнце, валит на снег усталость. И дальше его личное дело — вернуться в исходное состояние или идти вперед, к конечным продуктам реакции.
Горные туристы, готовясь к трудной экспедиции, запасают оборудование и одежду, пищу и топливо Для похода, палатки и рюкзаки...
Исходные вещества — реагенты перед переходом в активированный комплекс тоже должны запастись Изрядным количеством энергии, иначе их попытка преодолеть энергетический барьер будет обречена на Неудачу. Подняться на эту гору могут только самые запасливые молекулы, те, которые быстрее других, активнее...
201
Занимательная химия
& Энергия, необходимая для перехода частиц рец. гентов в активированный комплекс, называется энергией активации. Она равна разности между энергией активированного комплекса и средней энергией исходных молекул.
Когда энергия активации высока, частиц, способных превратиться в активированный комплекс, в обычных условиях совсем немного. Слишком мал их средний запас энергии. Поэтому даже самые, казалось бы, энергетически выгодные реакции идут далеко не всегда.
Один из способов преодолеть энергетический барьер — нагревание. Кинетическая энергия молекул при этом увеличится; активных, быстрых и «запасливых» станет больше, протекание реакции станет более вероятным. Увеличится и скорость реакции.
Но можно преодолеть горный массив не только путем восхождения на вершины или горные перевалы. Есть другой способ — «пробить» сквозь горы туннель. В этом химическим альпинистам помогают особые вещества — катализаторы, которые сами не расходуются в реакции, но помогают ее протеканию.
Катализаторы, как заправские инженеры-строители, «прокладывают туннель» через энергетические горы, снижают энергию активации. И для того, чтобы реакция началась, можно обойтись вовсе без нагревания исходных веществ.
Вот три примера действия катализаторов на химическую реакцию.
Иод может реагировать с активным металлом цин-ком с эффектной вспышкой. При этом выделяются фиолетовые пары иода, и вся эта картина похожа на «явление джинна», который предстает в виде облака цветного дыма. Чтобы это увидеть, смешивают ций"
202
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Новую пудру и растертый в порошок кристаллический иод. Смесь высыпают горкой на кафельную плитку или железную пластинку и капают из пипетки на вершину горки 2-3 капли воды. Лучше всего после втого накрыть горку большой стеклянной банкой, потому что через несколько секунд над смесью появляется маленькое фиолетовое облачко, потом происходит эффектная вспышка и вся банка наполняется фиолетовым дымом. Вода выполняет роль катализатора
203
Занимательная химия
реакции и ускоряет взаимодействие цинка с иодом с образованием иодида цинка:
Zxi + 12 = Znl2
Фиолетовая окраска пламени и дыма вызвана частичной возгонкой иода.
Если в раствор пероксида водорода Н2О2 опустить на нитке кусочек диоксида марганца МпО2, то сразу начинается реакция разложения с выделением кислорода:
2 Н2О2 = 2 Н2О + O2f
Диоксид марганца служит катализатором этой реакции.
Разложение бертолетовой соли — хлората калия КС1О3 по уравнению реакции:
2 КС1О3 = 2 КС1 + 3 02|
требует особых условий. Оно происходит при нагревании до 550 °C; но этого мало, нужно еще ввести добавку катализатора разложения. Это порошок диоксида марганца МпО2, которого потребуется буквально несколько крупинок. Без катализатора разложение хлората калия по тому пути, который указывает приведенное уравнение реакции, не будет происходить даже при нагревании.
Спасибо вам, катализаторы! Благодаря вам на смену рискованному виду спорта — альпинизму — в мир химии приходят путешествия со всеми удобствами по туннелям в энергетических хребтах.
Катализаторы в природе распространены повсеместно. Достаточно сказать, что все превращения веществ в живых организмах происходят с участием природных катализаторов — ферментов и поэтому не требуют высокой температуры. Это очень важно ~~
204
Глава Vill. Химические реакции и их законы
иначе живые ткани, проводя химические реакции, логли бы просто свариться. Без особых «биологических» катализаторов — ферментов — не получится ни вкусный хлеб, ни аппетитный сыр, ни квашеная капуста. Катализаторы применяются и в химической промышленности при синтезе разнообразных веществ, в том числе таких важных продуктов химии, как аммиак NH3 и серная кислота H2SO4.
Катализаторы — вещества из разряда самых необходимых, хотя порой мы об этом мало задумываемся.
У нее внутри механизм
В обыденной жизни нас окружают механизмы — сложные и не очень. Вот тикает будильник; у него внутри часовой механизм. На стройке грохочет мотор бульдозера, срезающего слой земли; это тоже механизм. Каждый ли знает механизм действия обычного водопроводного крана — например, почему при малом напоре воды он может засориться ржавчиной из труб, а при большом напоре этого не бывает? Многого О работе помогающих нам машин можно до поры до времени не знать, но успешно ими пользоваться.
Химические реакции — часть окружающего нас мира, они тоже развиваются и действуют. Значит, У них тоже есть механизм, приводящий их в ход.
Сущность химических реакций состоит в том, что одни химические связи разрываются, а взамен образуются новые.
А механизм реакций состоит в разрушении одних И формировании других связей при образовании промежуточного активированного комплекса.
Когда реакция сложная, бывает несколько разных Вариантов пути от начального состояния к конечному И разные виды промежуточных активированных
205
Занимательная химия
комплексов. Но все это не имеет значения, если начальные и конечные вещества одни и те же; все энергетические величины, описывающие данный химический процесс, будут одинаковы. Разной будет лить скорость процесса.
Примерно так же, съезжая с горы на санках, можно проложить дорогу чуть левее или чуть правее, или даже лихо подпрыгнуть на ухабах и трамплинчиках, но конечная точка — подножие горы — всегда будет одна и та же. Камень, сброшенный с обрыва, тоже может пролететь чуть левее или чуть правее, а результат будет один и тот же: булыжник у подножия горы.
Почему реакция выбирает для себя тот или иной механизм? А почему река течет не прямо, а петляет по равнине, выбирая извилистый, но самый легкий путь?
206
Глава VIИ. Химические реакции и их законы
Все дело в тех самых энергетических барьерах, которые требуется преодолеть частицам при образовании активированных комплексов. Здесь ситуация сильно зависит от температуры, концентрации и, конечно, от природы реагирующих веществ.
Почему ходу реакции помогает катализатор? Потому, что в активированные комплексы с его участием совсем не обязательно вкладывать много энергии. «Затраты» в этом случае могут быть совсем маленькими — ровно такими, чтобы это соответствовало «въезду и выезду» из энергетического туннеля.
Молекулярные гонки: скорость реакции
Некоторые химические реакции протекают так быстро, что за ними не уследишь. Вот мы зажигаем спичку. Пирк! Воспламеняется от трения о коробку фосфор,
207
Занимательная химия
входящий в состав спичечной головки, мгновенно появляется пламя. Химическая реакция заняла доли секунды. Дрова в костре тоже сгорают весьма быстро. А превращение древесины доисторических исполинских деревьев в каменный уголь (это тоже химическая реакция) длилось миллионы лет.
Как же определить скорость химического процесса?
В физике скорость- передвижения тела узнают, измеряя расстояние, на которое это тело переместилось в определенный промежуток времени. Но химические вещества не всегда при реакции перемещаются в пространстве. Чаще они просто расходуются в определенном количестве, переходя в продукты реакции за некоторый промежуток времени.
Когда кроликов в клетке вместо свежего сена начинают кормить морковкой, прожорливые животные быстро справляются с огромным количеством пищи. «Скорость еды» определить легко: надо просто знать, сколько моркови убавилось в кормушке за определенный промежуток времени, например за час. Правда, есть и другой путь — взвесить кролика перед кормежкой и после еды и подсчитать прибавку веса в единицу времени.
Примерно так же поступают и химики, определяя скорость реакций. Только вместо моркови они имеют дело с частицами, вступающими в реакцию.
Пересчитывать частицы, как морковки, — дело трудоемкое, поэтому за единицу скорости реакции принимают изменение концентрации в моль/л (см. гл. VI, 2) вещества в единицу времени. Если вещество — исходное (реагент), его концентрация будет убывать, а если конечное (продукт) — возрастать.
Пара-тройка длинноухих обжор может за час расправиться с десятью килограммами моркови — особенно если морковка лежит в кормушке удобно и к ней легко подобраться.
208
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Каждый кролик очень ловко На обед грызет морковку: Длинноухие везде Чемпионы по еде.
Примерно так же обстоит дело и в химии, если речь идет о прожорливых гомогенных реакциях. Гомогенные реакции бывают такими:
Во-первых, это реакции взаимодействия газов с получением продуктов, тоже газообразных, напри
мер, водорода и кислорода с получением водяного пара:
2 Н2(г) + 02(г) = 2 Н2О(г)
Во-вторых, взаимодействие веществ в растворе с образованием продуктов, тоже хорошо растворимых, например взаимодействие гидросульфата натрия NaHSO4 с гидроксидом натрия NaOH с получением сульфата натрия Na2SO4 и воды:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4+ 2 Н2О,
Или, в ионном виде:
Na4- + HSO; + Na+ + 2 ОН’ = = 2 Na+ + SO?" + 2 H2O
Совсем иначе обстоят дела с гетерогенными реакциями — в тех случаях, когда реагирующие вещества отделены друг от друга «границей фаз». Например, вещества находятся в разных агрегатных состояниях (твердое и жидкое, твердое и газообразное, Жидкое и газообразное, или оба вещества жидкие, но
209
Занимательная химия
не смешиваются, потому что нерастворимы друг в друге).
Это тот случай, когда десятку кроликов в кормушку положили, скажем, одну-единствен-ную... тыкву. Как бы они ни спешили ее сгрызть, делать это можно только с поверхности.
Площадь поверхности
тыквы и будет ограничивать «скорость еды*. Но если тыкву мелко нарезать, кролики с нею справятся быстрее.
От чего же зависит скорость реакции?
• В первую очередь — от природы веществ: одни реагируют мгновенно, другие — медленно.
• Затем — от концентрации реагентов: чем она больше, тем чаще будут сталкиваться частицы.
• В-третьих, повышение температуры также будет ускорять реакцию: чем выше температура, тем легче частицам образовать активированный комплекс и преодолеть энергетический барьер.
• Для гетерогенных реакций самый важный фактор — площадь контакта реагентов (она напрямую зависит от степени измельчения).
• Наконец, в присутствии веществ-катализаторов тоже достигается рост скорости реакций.
В реальной жизни скорость реакций не менее важна, чем принципиальная возможность их протекания. Некоторые реакции специально ускоряют, чтобы получить больше химических продуктов за час, сутки, год. Тогда оборудование заводов и фабрик используется более интенсивно, а это всегда вы' годнее.
210
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Но есть и такие реакции, которые приходится специально замедлять. Например, кому захочется, чтобы новенький автомобиль заржавел и уже через год превратился в груду металлолома? Чтобы предотвратить разрушение металла от коррозии, применяют вещества, замедляющие скорость реакций. Это «отрицательные катализаторы», или ингибиторы (см. гл. XIII, 3).
«Замедлять» приходится не только коррозию, но и процессы разложения и порчи пищевых продуктов, кожи, тканей, пластмасс. Здесь тоже пригодятся ингибиторы химических реакций, их называют консервантами или стабилизаторами.
□ Химия на лыжах.
Как удержать равновесие?
Каково заниматься горнолыжным спортом в равнинном Подмосковье? Начинающие горнолыжники поневоле тренируются не на Воробьевых горах Или в Крылатском, а скорее, «в ямах» — в заснеженных котловинах, у которых порой не менее крутые склоны, чем на знаменитых спортивных базах. Разница только в том, что, разогнавшись, лыжник выезжает не на широкую равнину — горное подно
211
Занимательная химия
жие, а... на противоположный склон. Ну, это и к луч. шему: можно еще раз спуститься вниз, уже с другой стороны.
Если поглядеть на такую горнолыжную котловину сверху в погожий морозный денек, когда лыжников соберется много, то увидишь, как мелькают яркие фигурки спортсменов — одни слева направо, другие — справа налево, одни вниз, другие вверх... И в самом низу народу как будто не убавляется и не прибавляется. Значит, наступило какое-то «лыжное равновесие».
Как похожа эта картина на то, что наблюдают химики, когда изучают обратимые реакции и химическое равновесие!
Вспомним, что такое обратимые химические реакции (см. гл. V, 3): в таких реакциях исходные вещества превращаются в продукты реакции не полностью^ а лишь частично. Это объясняется очень просто: в принципе возможна не только прямая реакция (взаимодействие реагентов и получение продуктов), но и обратная. Значит, и продукты смогут превращаться в исходные вещества.
Когда такой процесс только начинается, конечных продуктов еще нет. Идет только прямая реакция, так как концентрации исходных веществ — «участников химической гонки» сравнительно большая. Но вот в сосуде-реакторе накапливается довольно много продуктов, и... начинается обратный процесс. Чем больше накопится продуктов, тем больше станет скорость обратной реакции.
Одним из самых известных (и важных в практическом отношении) примеров обратимой реакции может служить взаимодействие диоксида серы и кислорода с образованием триоксида серы:
2 SO2(r) + О2(г) 2 SO3(r)
212
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Триоксид серы может существовать в трех разных модификациях с формулами молекул S3O9, S4O12 * и (SO3)X, температуры плавления которых равны + 17 °C, + 32 “С и + 62 °C. Это значит, что при комнатной температуре триоксид серы должен быть жидким или твердым. Но это вещество очень летучее и легко переходит в газообразное состояние в виде одиночных молекул SO3.
Чтобы определить, сможет ли данная реакция протекать в прямом направлении, надо сделать расчет ее энтальпии, энтропии, а затем — энергии Гиббса. Вот как это делается. Сначала находят ЛН° реакции:
ДН° реакции =
= 2 AH°(SO3,r) - 2 ДН°(ЗО2,г) - ДН°(О2,г) =
= 2 х ( -396) - 2 х (-297) - 0 = -198 кДж, потом:
AS° реакции «
= 2 S°(SO3,r) - 2 S°(SO2,r) - S°(O2,r) = = 2x257-2x248-205 =
= -187 Дж/К = - 187 • Ю-3 кДж/K
После этой подготовительной работы можно уже рассчитать значение критерия направления химической реакции — энергии Гиббса:
AG° реакции = ДН° - TAS0 =
= -198 кДж -298 К х (-187 10-3 кДж/ К) -
= -254 кДж
Данная реакция при комнатной температуре Должна протекать самопроизвольно. Обратим внимание и на то, что реакция получения триоксида серы окислением диоксида серы — экзотермическая
213
Занимательная химия
(с выделением тепла), поскольку знак энтальпии реакции оказался «минус». И еще: в данной реакции уменьшается энтропия (знак ДБ0 реакции тоже «минус»).
Но если просто смешать диоксид серы с кислородом при комнатной температуре, никаких следов триоксида серы мы не заметим. Только при нагревании нам удастся зафиксировать наличие взаимодействия, поскольку реакция протекает очень медленно. Другое дело, если в реакционную смесь ввести твердый катализатор — оксид ванадия состава V2O5 или металлическую платину Pt.
Если вместо исходных веществ реакции, о которой идет речь, внести в реакционный сосуд с катализатором триоксид серы SO3, то обнаружится присутствие некоторого количества диоксида серы и кислорода. Начнется обратная реакция.
Рано или поздно скорости прямой и обратной реакции уравняются. Количество получаемого продукта реакции — триоксида серы — будет полностью компенсироваться количеством распавшегося SO3. Химики в этом случае скажут: наступило химическое равновесие.
Тот случай, когда возможны и прямая, и обратная vodba реакции, отвечает нулевому значению энергия
Гиббса в реакции (AG° = 0). Это и есть признак (критерий) состояния химического равновесия.
В состоянии химического равновесия действие теплового (энтальпийного) фактора и фактора «беспорядка» (энтропийного) взаимно уравновешиваются:
AG° реакции = 0; ДН°реакции = Т AS°реакции
Температура, при которой уравновешиваются оба фактора, называется температурой равновероятнос
214
Глава VIII. Химические реакции и их хаконы
ти реакции и обозначается Т( ). Рассчитать ее значение легко. Для этого надо только знать, чему равны АН° и ASC:
Т( ' ДН°реакции / Д8°реакции = = - 198 кДж/ (-187 • 10 3 кДж/K) = 1059 К
Не следует думать, что химическая реакция в состоянии равновесия — это нечто застывшее. Химическое равновесие — равновесие динамическое. А химические частицы, в нем участвующие, похожи на беспрерывно съезжающих с горок навстречу друг другу лыжников или на людей, входящих и выходящих на остановке из электрички, — но так, что вагоны постоянно заполнены примерно одинаково.
Реакция, пришедшая к равновесному состоянию, не похожа на лентяйку. Она «в хорошей спортивной форме» и непрерывно «балансирует» на почтительном расстоянии между начальным и конечным состоянием, как качели.
Значит, можно распознать химическое равновесие по нескольким характерным особенностям.
• Во-первых, в смеси одновременно присутствуют и начальные вещества (реагенты), и конечные (продукты).
• Во-вторых, концентрации реагентов и продуктов со временем не меняются, если только нам не понадобится изменить условия процесса (температуру, давление, объем реактора, количество веществ — участников реакции).
• Наконец, на любое не слишком сильное воздействие извне, меняющее условия реакции, равновесная смесь отвечает весьма своеобразно. Как именно это происходит, мы узнаем позже.
Для химиков самой важной является возможность влиять на равновесие, «сдвигать» его в нужную сто
215
Заяы.кат/’Лбнал химия
рону. Это помогает добиваться большего успеха при синтезе химических веществ или, наоборот, но мере сил устранять какие-то неблагоприятные реакции.
Запланированные сдвиги
Если бы боксерская груша была твердой, как дерево, всякий, кто захотел бы тренироваться с этим спортивным снарядом, уходил бы домой в синяках и шишках. Но ее сделали упругой и довольно мягкой — чтобы «гасить» энергию удара. На поверхности боксерской груши при ударе появляется вмятина, которая быстро выравнивается. Настойчивый боец ринга, молотя этот снаряд, в лучшем случае может добиться того, что боксерская груша отклонится в сторону, компенсируя напор спортсмена.
216
Глава VIII, Химические реакции и их законы
Если химики хотят достичь сдвига установившегося равновесия, то их взаимоотношения с химической реакцией будут похожи на поединок боксера с грубей. Любое действие, направленное на смещение химического равновесия, будет немедленно встречено противодействием участвующих в химической реакции веществ. В результате установится новое химическое равновесие, с другими концентрациями реагентов и продуктов.
Например, для экзотермической реакции получения триоксида серы из диоксида серы под действием кислорода, которую мы уже разобрали «по косточкам»:
2 SO2(r) + О2(г) 2 SO3(r)
очень чувствительными будут такие воздействия: • изменение температуры,
♦ повышение или понижение давления,
* изменение концентрации реагентов или продуктов.
Попробуем повысить температуру, при которой установилось равновесие этой реакции. Противодействуя нагреву, равновесная смесь веществ тут же пустит в ход такой процесс, который будет поглощать тепло и эту температуру понижать. Где взя. ь такой Процесс? Да вот же он: это обратная реакция превращения SO3 в SO2 и О2! Сдвиг равновесия влево, от продукта к реагентам, обеспечит частичную кс -пенса-Цию повысившейся температуры.
А если равновесную смесь попробовать ох.шдить? В этом случае она постарается сохраниться в прежнем, нагретом виде; чтобы температура понизилась Как можно меньше, смесь веществ тут же «включит» Прямую, экзотермическую реакцию, в результате которой выделяется тепло. И понижение температуры Окажется намного меньше, чем могло быть... Если же Кимик поставил перед собой цель увеличить выход
217
Занимательная химия
конечного продукта реакции, триоксида серы, то это будет достигнуто понижением температуры.
Повышая давление равновесной смеси газов S02t О2 и SO3 при неизменной температуре, мы заставив ее уменьшить свой объем, сжаться. А это может произойти, только если будет уменьшаться количество (в моль) газообразных веществ в нашем сосуде-реакторе. Если внимательно посмотреть на уравнение реакции:
2 SO2(r) + 02(г) 2 SO3(r),
мы сразу заметим, что в левой части уравнения реакции — 3 моля газов (2 диоксида серы и 1 кислорода), а в правой — 2 моля газа (триоксида серы). Объем будет уменьшаться, если равновесие сдвинется вправо, к двум молям газа.
Хорошо ли это для повышения выхода продукта? Конечно! Ведь сдвиг равновесия вправо — как раз то, что надо было химику. Если, наоборот, давление понизится, равновесие реакции будет сдвигаться влево, триоксида серы в смеси окажется гораздо меньше.
Меняя температуру и давление равновесной смеси, химик-«боксер» наносит удар за ударом по «груше», а она отклоняется, компенсируя эти удары. И вот, наконец, прием, который, казалось бы, отправит равновесие реакции «в глубокий нокдаун». Это изменение концентраций реагентов и продуктов.
Повышая концентрацию исходных веществ S02 и О2, заставляя их активнее влиять на скорость прямой реакции, химик, несомненно, добьется сильного сдвига равновесия в сторону продукта реакции SO3. А если найти способ извлекать из смеси триоксид серы, можно еще сильнее помочь прямой реакции и еще больше затормозить обратную. Так что реакция становится почти необратимой...
218
Глава VIII. Химические реакции и их законы
Итак, при внешнем воздействии химическое равновесие смещается в сторону, противодействующую нтому воздействию. Так в 1884 году сформулировал принцип смещения химического равновесия французский ученый Ле Шателье.
дкри Луи Ле Шателье (1850-1936}, французский физикохимик металловед, много занимался исследованиями процессов воспламенения, горения, взрывов рудничного газа. И это неудивительно: в молодости ему довелось работать горным инженером в Алжире и Безансоне.
Принцип смещения химических равновесий — самое известное, но далеко не единственное научное достижение Ле Шателье. Он еще изобрел способы приготовления разных видов цемента, термопару для измерения высокой температуры и способ получения аммиака из водорода и азота.
Ле Шателье не прекращал научной работы даже в очень преклонном возрасте. Он дожил до 86 лет. В его многочисленной семье насчитывалось более ста человек, в том числе трое сыновей, четыре дочери, тридцать четыре внука... Исследования Ле Шателье обеспечили ему широкую известность во всем мире. Достаточно сказать, Что он был избран действительным членом многих академий •тук и с 1931 года стал президентом Французского химическо-
го общества.
Известен всюду на Земле
Анри Луи Ле Шателье.
Он не был королем и принцем,
Зато открыл прекрасный принцип, Который химикам полезен Для сдвига всяких равновесий.
219
Занимательная химия
Используя принцип Ле Шателье, можно добиться повышения или, наоборот, снижения выхода продух-та реакции, а также подобрать условия, позволяющие провести химический процесс в самых удобных и экономичных условиях, так, чтобы и скорость была высокой, и выход нужного вещества достаточно большим.
Все это очень важно. Ведь для того, чтобы использовать вещества, их надо прежде всего получить. Но чтобы этого добиться, порой требуется много труда, А если химику попадется особенно капризная и упрямая реакция, то может случиться и так:
Химик толкает реакцию в спину: * Давай-ка тебя я немного подвину!» Она отвечает: «Ты знаешь меня: Ни часа, ни дня не могу без огня! И чтобы улучшить мое настроение, Прошу, даже требую: выше давление! К тому же учти: я — такая реакция, Что мне реагентов важна концентрация». И химик подумал: «Теперь мне все ясно. Тепло поглощаешь — и это прекрасно! Как только под колбой зажгутся горелки, Ступай-ка, реакция, прямо по стрелке. Вот это цветочки, но будут и фрукты — Повысит давление выход продукта!
Еще концентрация... Да, ты права: Побольше я выдам тебе вещества». Реакция стала работать послушно, Продукт образуя полезный и нужный. Такой вот привиделся химику сон. Какие же выводы сделает он?
По-видимому, реакция, с которой никак не удавалось химику справиться наяву, имела две характерные особенности:
• была эндотермической (поэтому при нагревании ее равновесие сдвигалось в сторону продуктов);
220
Глава VIII. Химические реакции и их законы
• протекала с уменьшением объема реагирующих газов (поэтому повышение давления тоже увеличивало ЭЫХ°Д конечных веществ).
Ну а что касается концентрации реагентов, то чем она больше, тем для любой гомогенной реакции лучше: будет получаться больше продуктов.
Как называется ускоритель реакции (1) и замедли тель реакции (2)?
Какая величина измеряется в моль/л (1)? Как называется взаимодействие химических веществ между собой (2)? Какой этап в механизме химической реакции требует энергии (3)?
221
Занимательная химия
□ Ответим на вопрос* зашифрованный в химическом ребусе
Если вы правильно решите химический ребус, то по-лучится название основного правила, которому подчиняются сдвиги химического равновесия.
На рисунках изображены химические символы и формулы, предметы из химической лаборатории и другие вещи. Под каждым рисунком стоит одна или несколько цифр. Чтобы прочесть зашифрованные слова, надо заменить эти цифры буквами из названия изображенного над цифрами предмета или символа. А буквы
ОТВЕТЫ ГОЛОВОЛОМОК НА С. 221
Энтальпия и энтропия. Катализатор и ингибитор. Концентрация, реакция и активация.
ОТВЕТ ХИМИЧЕСКОГО РЕБУСА НА С. 222
Принцип Ле Шателье (протон, пинцет, криптон, берил лий, штатив, ель, весы)
ГЛАВА IX
Элементы VIIA-группы (галогены) и их соединения
1. Галогены — значит солероды
алогены — это элементы VIIA-группы Периодической системы Д. И. Менделеева фтор F, хлор С1, бром Вт, иод I и астат At. В свободном состоянии все галогены существуют в виде двухатомных молекул. Фтор F2 и хлор С12 при обычных условиях — газы
желтовато-зеленого цвета, бром Вг2 — летучая красно-бурая жидкость, иод 12 — твердое кристаллическое темно-серое вещество, легко образующее фиолетовые пары.
Мы изучим непременно Элементы галогены (А по-русски — солероды), Все — от фтора и до иода. Даже новенький астат Быть в семействе этом рад.
Некоторые из элементов-галогенов хорошо нам известны, например, хлор. Чем пахнет хлорированная водопроводная вода? А чем (да еще так сильно!) пахнет отбеливатель «Белизна», которым отмывают раковину на кухне и сводят пятна от фруктов на скатерти? Хлором!
Еще лучше мы знакомы с соединениями хлора, к Примеру, с поваренной солью — хлоридом натрия NaCl. Это вещество жизненно необходимо каждому Человеку: ведь в составе крови почти 0,9% хлорида Натрия. Кроме того, из хлорида натрия в организме
223
Зинила/лмбная химия
образуется соляная кислота НС1, которая входит в со-став желудочного сока — а разве можно жить, не переваривая пищи?..
В 1774 году шведский химик Карл Вильгельм Ще-еле провел опыт, который позволил ему открыть элемент хлор. Шееле описывал свои наблюдения так: «Я поместил смесь черной магнезии с муриевой кислотой в реторту, к горлышку которой присоединил пузырь, лишенный воздуха, и поставил ее нагревать на песчаную баню. Пузырь наполнился газом, окрасившим его в желтый цвет. Газ имел желто-зеленый цвет и пронзительный запах*.
Черная магнезия — это минерал пиролюзит, ди оксид марганца МпО2, а «муриевой кислотой» в то время называли соляную (хлороводородную) кислоту НС1. Уравнение реакции, которую наблюдал Шееле, сейчас мы записали бы так:
МпО2 + 4 НС1 = МпС12 + Cl2 f + 2 Н20
Полученный газ шведский химик назвал «дефло-гистированной муриевой кислотой». Только в 1812 году французский химик Жозеф Луи Гей-Люссак (1778-1850) дал этому газу его современное на-звание «хлор», в переводе с греческого «желто-зеленый».
С бромом мы знакомы гораздо меньше, чем с хлором. Но соединения брома — вещества не такие уж редкие. Когда врач прописывает ус* покоительпое средство «белый бром» — имейте в виду» что это соль бромид калия КВг.
А в фотобумаге и фотопленке содержится другая соль — бромид
224
Глава IX. Элементы УЦАгруппы (галогены) и их соединения
серебра AgBr. Эта желтоватая соль на свету превращается в кристаллы металлического серебра — отсюда Я фотографическое изображение.
Считается, что бром, единственное жидкое при обычных условиях вещество среди всех неметаллов, впервые получил в 1825 году двадцатидвух летний студент Гейдельбергского университета в Германии. Его звали Карл Левиг, и он работал под руководством знаменитого химика Леопольда Гмелина, изучал минеральные воды.
При действии хлора на воду минерального источника она окрасилась в желтоватый цвет. Левиг извлек вещество, придававшее раствору желтизну, с помощью органического растворителя диэтилового эфира. Когда эфир испарился, в колбе оказалась жидкость красно-бурого цвета с резким неприятным запахом.
Пока студент Левиг старался получить побольше вещества для исследования, его опередил молодой французский химик Антуан Жером Балар, в ту пору двадцатичетырехлетний лаборант профессора Ж. Ан-гада. Балару было поручено изучить воду соленых болот юга Франции. Подействовав на эту воду хлором, он заметил появление ярко-желтой окраски. Она была вызвана реакцией растворенного в воде бромида натрия NaBr с хлором С12:
2 NaBr + С12 - 2 NaCl + Вг2
Балар установил, что при этом выделяется темнобурая жидкость, которую он назвал «муридом». Проверку работы Балара сделали Гей-Люссак и Луи Жак Тенар (1777-1857). Они подтвердили открытие нового элемента, но дали ему более удачное название «бром» — по-гречески «зловонный».
А кто не знает иода? Спиртовая настойка этого вещества — необходимый медикамент в любой домашней аптечке. Однако иод служит не только для сма
225
Занимательная химия
зывания ссадин и царапин. Хотя иода в человеческом организме всего 25 мг, он играет очень важную роль. Большая часть «человеческого» иода находится в щитовидной железе: он входит в состав вещества, которое регулирует иммунитет и обмен веществ в организме. При недостатке иода задерживается физическое и умственное развитие человека и возникает болезнь «эндемический зоб». Это случается в высокогорных местностях, где естественное содержание иода в воздухе, воде и пище очень низкое. Поэтому часто рекомендуют использовать поваренную соль с добавкой иодида калия KI. На этикетке такой соли написано «Соль иодированная».
Считается, что к открытию элемента, столь важного для здоровья человека, была причастна... кошка. Вот как это было.
Французский химик-самоучка Бернар Куртуа, владелец мелкого предприятия по производству селитры — нитрата калия KNO3, был человеком наблюдательным. Это и помогло ему в 1811 году открыть новый элемент иод.
Однажды любимая кошка Бернара Куртуа, которой было позволено сопровождать его даже в химической лаборатории, спрыгнула с плеча хозяина прямо на стол, где стояли реактивы. Разбились две колбы: с серной кислотой и с золой водорослей в этиловом спирте. Эффект оказался неожиданным: от стола поднялись клубы фиолетового «дыма». Это были пары иода.
Иодид натрия Nal из водорослей, реагируя с серной кислотой H2SO4, выделяет иод 12. Одновременно образуется сернистый газ — диоксид серы SO2:
2 Nal 4- 2 H2SO4 = I2 f+ SO2f + Na^ + 2 H20
Новому элементу-галогену тоже дал имя французский химик Гей-Люссак, на этот раз — за фиолето*
226
Глава IX. Элементы УПА группы (галогены) и ах соединения
рый цвет его паров («иодос» по-гречески значит «фиолетовый»). Это было в 1813 году.
Фтор в свободном виде — очень ядовитый газ. Но соединения его тоже жизненно важны. Они, например, входят в состав зубной эмали и придают ей твердость и прочность. Поэтому соединения фтора, например, фторид олова SnF2 и другие, добавляют в зубную пасту.
Выделение газообразного фтора из фторсодержащих веществ оказалось труднейшей задачей. Фтор исключительно агрессивен и реагирует почти со всеми простыми и сложными веществами, причем часто с воспламенением или со взрывом. Под действием фтора окисляется кислород (получается дифторид кислорода ОР2), во фторе «горит» даже вода (образуются фтороводород HF и дифторид кислорода OF2). Вот уравнения этих необычных реакций:
О2 + 2 F2 = 2 OF2; Н2О + 2 F2= 2 HF + OF2
На пути к открытию фтора не меньше полутора десятков химиков поплатились здоровьем, а иногда и жизнью. Только в 1886 году французский химик Анри Муассан сумел сравнительно безопасным образом выделить фтор F2 путем электролиза — разложения электрическим током смеси жидкого безводного фтороводорода HF и кислой соли, гидродифторида калия KHF2. Но когда Муассан докладывал Парижской академии наук о своем открытии, один глаз его был закрыт черной повязкой... В 1906 году Муассан был удостоен Нобелевской премии по химии за способ получения фтора.
История открытия элементов-галогенов растянулась больше чем на полтора столетия и завершилась открытием астата — элемента, с которым мы обычно Никогда не встречаемся. Самую возможность сущест
ва 7
Занимательная химия
вования элемента № 85 предсказал еще Д. И. Менделеев, который дал ему имя «экаиод». Элемент оказался неуловимым и был открыт, точнее, получен в ходе ядерной реакции, итальянским физиком Эмилио Сегре вместе с американцами Д. Корсоном и К. Макензи только в 1940 году. Название элементу № 85 дали на семь лет позже, в 1947 году. В переводе с греческого «астатос» значит «неустойчивый». Действительно, самый стойкий изотоп астата живет всего лишь несколько часов. Тем не менее химикам удалось определить его свойства. Оказалось, что астат чрезвычайно похож на иод. В земной коре постоянно присутствует около 30 г астата At, который получается при радиоактивном распаде полония Ро, урана U и тория Th, а также франция Fr.
Но вернемся к заголовку. Что же это такое — галогены? Откуда такое странное название?
В 1811 году редактор одного из немецких химических журналов И. К. Швейгер предложил химикам называть элемент хлор галогеном, произведя это слово от греческих «галос» — «соль» и «генес» — «рождаю», потому что известно, что хлор при реакции с металлами дает соли. С легкой руки Швейгера фтор, бром и иод тоже стали называть галогенами. А в России одно время ходило русское слово «солероды» — дословный перевод термина «галогены».
Почему же галогены «рождают соли»?
Вспомним: все «причуды» химических элементов — результат строения их внешней (валентной) электронной оболочки. У элементов-галогенов, если уж они размещены в VIlA-rpynne, на внешнем валентном электронном уровне находятся семь электронов, причем два из них — электроны «-подуровня, а еще пять — электроны р-подуровня. Ровно одного электрона атомам галогенов недостает до восьмиэлектронной оболочки — такой же, как у благород-
228
Глава IX. Элементы VIIA-группы (галогены ) и их соединения
яых газов. Так что эти атомы будут всегда настороже: цет ли возможности где-нибудь поживиться чужими электронами, чтобы, завершив до устойчивого состояния свое электронное окружение, превратиться в однозарядный анион F , СГ, Вг или Г.
Все это значит, что галогены ведут себя как активные окислители. Они способны отнимать электроны у атомов металлов и даже у многих неметаллов.
Если фтор реагирует со всеми элементами, кроме благородных газов, то хлор проявляет окислительную способность лишь по отношению к металлам, амфотерным элементам и большинству неметаллов. Круг элементов, которые могут быть окислены бромом, более узок, чем для хлора. Еще меньшее число элементов способен окислить галоген иод.
Окислительная способность галогенов в ряду фтор — хлор — бром — иод уменьшается. Особенно ясно это видно, когда свободный галоген, расположенный в VIIA-группе Периодической системы выше, окисляет галогенид-анионы элементов, расположенных ниже. Например, бром окисляет иодид-ионы до иода:
Вг2 + 2 Г = 2 Вг" + 12,
или в молекулярной форме:
Вг2 + 2 KI = 2 КВг + 12
Хлор способен окислить не только иодид-ионы до Мода, но и бромид-ионы до брома:
С12 + 2 Г = 2 СГ + 12, или С12 + 2 KI = 2 КС1 + 12
С12 + 2Вг“ = 2С1 4- Вг2, или С12 + 2NaBr = = 2NaCl + Br2
А самый агрессивный галоген фтор окисляет и ио-Дид, и бромид, и даже хлорид-ионы.
229
Понижательная химия
Еще легче сопоставить окислительную способ-ность элементов VIIA-группы по тому, как идут их реакции с водородом Н2. Взаимодействие водорода со фтором:
Н2 + F2 = 2 HF
идет со взрывом. Весьма бурно взаимодействует с во-дородом и хлор. Но взрыв при реакции:
Н2 + С12 = 2 НС1
происходит, только если облучить смесь газообразных водорода и хлора мощным потоком света. Реакция водорода и брома:
Н2 + Вг2 = 2 НВг
идет спокойно, а водорода с иодом — даже не до конца, а обратимо:
Н2 + 12 — 2 HI
Все галогеноводороды, которые образуются в результате таких реакций, в водном растворе ведут себя как кислоты. Интересно, что хлороводородная НС1, бромоводородная НВг и иодоводородная HI — кислоты сильные и в воде диссоциируют нацело:
НС1 = Н+ + СГ; НВг - Н+ + Br ; HI = Н+ + Г
А фтороводородная кислота HF — слабая, ее диссоциация в воде идет обратимо:
HF Н* + F"
Это связано с тем, что фтор — «особенный» элементов слишком крепко держит химической связью атом водорода, и тому очень трудно даже в водном растворе оторваться и уйти в «свободное плавание».
230
Глина IX. Элементы VIIA группы (галогены) и их соединения
фтор и фтороводород отличаются от прочих гало-генов и галогеноводородов и во многом другом. Например, многие соли с фторид-анионом (соли фтороводородной кислоты) малорастворимы, (например, фторид лития LiF или фторид магния MgFg), в то время как хлориды, бромиды и иодиды и у лития, и у магния — прекрасно растворимые в воде вещества. Д вот «серебряные» соли — хлорид серебра AgCl, бромид серебра AgBr и иодид серебра Agl, наоборот, нерастворимы в воде, в то время как фторид серебра AgF — хорошо растворимая соль.
Высочайшая окислительная способность фтора и полное нежелание его атомов отдавать кому бы то ни было свои электроны — вот причина того, что у фтора кроме нулевой (в свободном F2) еще только одна-един-ственная степень окисления —I. А все другие галогены, помимо 0 и -I, могут принимать и положительные степени окисления: от +1 до +VII.
Именно поэтому и хлор, и бром по отношению к воде ведут себя совсем иначе, чем фтор. Эти галогены в воде подвергаются реакции дисмутации (диспропорционирования). Это значит, что степень окисления их атомов и увеличивается, и уменьшается. В результате из молекул галогенов получаются частицы, в которых хлор или бром находятся в степенях окисления -Ы и -I:
С12 + Н20 НС1 + НС1О;
Вг2 + Н2О НВг + НВгО
Фтор реагирует с водой по-другому, он превращается в дифторид кислорода и фтороводород (см. с- 227).
Вот такие чудеса. Еще удивительнее, если элементы-галогены заговорят. И не просто заговорят, а заспорят, Кто из них самый важный и сильный.
231
Зини.«<ш<’Л'>мая химия
Хлор хвалился; «Нет мне равных!
Галоген я самый главный.
Зря болтать я не люблю:
Всё на свете отбелю!»
Иод красой своей гордился, Твердым был, но испарился.
Фиолетовый, как ночь, Далеко умчался прочь.
Бром разлился океаном,
Хоть зловонным, но — румяным. Вил себя он грозно в грудь:
«Я ведь бром! Не кто-нибудь!..» Фтор молчал и думал; «Эх!..
Ведь приду — окислю всех...»
Зеленый газ хлор и его семья
Кто такой хлор? Зеленоватый газ с резким запахом, ядовитый (он был одним из самых первых «боевых отравляющих веществ», применялся во время Первой мировой войны). Хлор активно реагирует со многими веществами — например с водородом:
Н2 +С12 = 2 НС1
Если струю одного газа (водорода) поджечь в сосуде со вторым (хлором), то оп сгорает спокойным пламенем, образуя газообразный хлороводород НС1.
Если приготовить смесь водорода с хлором, она окажется опасной разновидностью «гремучего газа», способного внезапно взрываться на свету. При этом молекулы водорода и хлора получают в свое распоряжение необходимый запас энергии активации для бурной мгновенной реакции.
Хлор взаимодействуете металлами. Для этого, как правило, не требуется или почти не требуется ника" кого предварительного подогрева. Так, он образует
232
Глава IX. Элементы VIIA-группы (галогены) и их соединения
соли — хлориды при реакции с натрием, железом, медью:
2 Na + С12 == 2 NaCl
ne-
2Fe + 3 Cl2 = 2FeCl3 ne
J С1? + 2 е~ = 2 СГ lNa°-le- = Nab
ГС1? + 2е- = 2СГ lFe°- 3 е~ = Fe3+
Си + С12 = СиС12
пе~
f Cl? + 2 е = 2 СГ 1Си°- 2 е- = Си2+
С водой хлор реагирует, подвергаясь диспропорционированию (дисмутации) и превращаясь в хлороводородную и хлорноватистую кислоты — НС1 и НСЮ:
Cl? + Н2О НС1 + НСЮ
Эта реакция окислительно-восстановительная. Для нее можно написать уравнения электронного баланса:
fCl° + 1 е- = СГ1
1С1° - 1 е = С1+1
Кроме того, эта реакция обратимая (действительно, между реагентами и продуктами реакции — Не знак равенства, а стрелочки в прямом и обратном Направлении). Значит, при пропускании газообразного хлора в воду и получении при этом хлорной воды fa именно так проводят на практике взаимодействие
233
Занимательная химия
хлора с водой) идет обратимая реакция дисмутаци» галогена с образованием смеси двух кислот. В хлорной воде среда кислая, так как образуются сразу две кислоты, сильная и слабая. И они в водном растворе диссоциируют: НС1 нацело, а НСЮ — частично:
НС1 - 1Г + СГ; НСЮ Н+ + СЮ-
Хлорная вода — вещь полезная и нужная; ее используют для дезинфекции и отбеливания. Отбеливающие свойства хлорноватистой кислоты НСЮ обусловлены тем, что она постепенно выделяет активный атомарный кислород [О0]:
НСЮ = НС1 + [О0]
Активный кислород тут же реагирует со всеми частицами, загрязняющими ткань, превращая их в бесцветные вещества. Особенно много активного кислорода выделяется под действием света.
Кроме хлорноватистой кислоты НСЮ, есть и другие соединения хлора с положительной степенью окисления. Это кислородные кислоты: хлористая кислота НСЮ2, хлорноватая кислота НС1О3, хлорная кислота НС1О4. Среди них две слабых, которые диссоциируют в водном растворе частично. Это хлорноватистая, о которой уже была речь раньше, и хлористая НС1О2:
НСЮ Н+ + СЮ-; НСЮ2 Н+ + СЮ2
А хлорноватая НС1О3 и хлорная НС1О4 — кислоты сильные:
НСЮ3 = Н+ + СЮ3; НСЮ4 = Н+ + СЮ4-обе диссоциируют в водном растворе нацело. Кстати говоря, хлорная кислота вообще самая сильная из распространенных кислот.
234
Глава IX. Элементы VIIA-группы (галогены ) и их соединения
У кислот есть близкая родня — это их соли. Поэто-чтобы картина «семейной жизни» хлора была более полной, в таблицу помещены анионы кислород-яых кислот хлора, хлороводородная кислота НС1 и ее лимон СГ.
Степень окисления хлора Формула и название кислоты Формула и название аниона
” "I НС1 - хлороводородная С1" - хлорид-ион
+1 НС1О - хлорноватистая СЮ" гипохлорит-ион
+Ш НСЮ2 - хлористая С1О2 - хлорит-ион
“ +-V НС1О3 - хлорноватая С1О3 - хлорат-ион
+VII нсю4 - хлорида С1О4 - перхлорат-ион
Существуют еще оксиды хлора С12О, СЮ2 и С12О7, которые образуются только из кислородных кислот или солей хлора. Получить их напрямую, окисляя хлор кислородом, нельзя. Два неметалла кислород и хлор терпеть не могут друг друга и при встрече избегают реакций: слишком близки они по окислительной активности. То ли из-за этой взаимной «антипатии», то ли по какой иной причине соединения, где хлору и кислороду предстоит соседствовать в молекуле, очень легко распадаются — иногда даже со взрывом. Кроме того, все кислородные соединения хлора — очень сильные окислители.
Когда хлор пропускают в холодный раствор щелочи — гидроксида натрия NaOH, — получается тот самый раствор «Белизна», о котором уже упоминалось. В щелочной среде протекает реакция дисмутации *лора, и в итоге получается раствор смеси хлорида и Гипохлорита натрия NaCl и NaClO:
С12 + 2 NaOH = NaCl + NaClO + Н2О
235
Занимательная химия
Гипохлорит натрия — прекрасный окислитель и отбеливатель.
Если вместо гидроксида натрия взять гидроксид кальция (гашеную известь), то в результате пропускания хлора образуется хлорная известь, или «хлорка» — гипохлорит кальция Са(С1О)2:
2 С12 + 2 Са(ОН)2 = СаС12 + Са(С1О)2 + 2 Н20
Хлорная известь — самое дешевое и вполне эффективное средство дезинфекции.
Рассказывая о семье зеленого газа по имени хлор, надо вспомнить и о соли, которая названа «бертолетовой» в честь французского химика Бертолле. Химическое название этого вещества — хлорат калия, а формула КС1О3.
Французский химик Клод Луи Бертолле (1748-1822) был коллегой и соратником Лавуазье, доктором медицины и лейб-медиком при дворе герцога Орлеанского, членом Парижской академии паук, правитель
ственным инспектором государственных красильных фабрик, смотрителем монетного двора и, наконец, научным консультантом Наполеона.
Бертолле сопровождал императора Франции в военном походе в Египет. Наполеон осыпал его почестями, назпачил сенатором и присвоил ему графский титул, но это не помешало Бертолле, как члену Сената, голосовать в 1814 году за отставку Наполеона.
После реставрации монархии Бертолле сумел не только сохранить все свои привилегии, но и получить
титул пэра Франции. Бертолле, этот беспринципный и тщеславный придворный, был тем не менее талантливым ученым
и вошел в историю как автор многих химических открытий.
236
Глава IX. Элементы VIIА группы (галогены) и их соединения
Бертолле пропускал газообразный хлор в горячий раствор гидроксида калия в воде. Уже через несколько минут из раствора начинали выделяться пластинчатые кристаллы хлората калия КС1О3, который подучался по реакции:
С12 4- 6 КОН = 5 КС1 + КС1О3 + 3 Н2О
Cl°-5e* = Cl+v
С1° + 1 г - СГ1
Хлорат калия — вещество с сильными окислитель-иыми свойствами. Поэтому КС1О3 находит применение в производстве спичек, где он служит поставхциком кислорода для горения фосфора и серы (см. гл.Х1, 6).
Однако при высокой температуре окислительные свойства бертолетовой соли могут привести к взрыву.
Итак, элемент хлор, глава многочисленного семейства веществ, — большой любитель химических «выкрутасов» . При взаимодействии хлора и его оксидов с водой чаще всего получаются «зигзаги», связанные с реакциями дисмутации.
Степени окисления
-1 0 +1 +111 +IV +V +VII
237
Занижалг^льмоя хихил
Мало того, что сам хлор реагирует с водой, меняя степень окисления и «вправо», и «влево» (от 0 до « +1). Так же и диоксид хлора СЮ2 при встрече с водой превращается в хлористую кислоту НС1О2 и хлорноватую кислоту НС1О3:
сю2 + н2о - НС1О2 + НС1О3 ( C1+IV - 1 е- = Cl+V lci+iv + 1 е- = С1+ш
Правда, все-таки двое из семьи элемента хлора — оксид дихлора С12О и оксид хлора(УП) С12О7 ведут себя как полагается. При взаимодействии с водой они образуют кислоты (хлорноватистую НСЮ и хлорную НС1О4), в которых хлор имеет ту же степень окисления, что и в оксидах:
С12О + Н20 - 2НС1О; С12О7 + Н2О = 2НС1О4
Сколько же у элемента хлора «ближайших родственников» — иначе говоря, оксидов, кислот и анионов этих кислот?
У хлора странные оксиды.
Они, быть может, и красивы, Но мало кто вблизи их видел. Родня у хлора — пять кислот. Кто тренер их команды сборной, От хлорноватистой до хлорной! Неужто хлороводород!
Да, непросто представить себе хлороводород НС1 в роли предводителя и распорядителя всех дел в семье хлора. Но ведь самые распространенные соединения хлора — это хлориды, в которых присутствует анион СГ.
238
Глава IX. Элементы VIIA-группы (галогены) и их соединения
В хлориде хлор совсем один.
Зато себе он господин.
И отрицательным зарядом Делиться с братьями не надо.
А кто же «братья* хлорид-иона?
Это известные нам ионы С1О4, СЮ3, С1О2 и СЮ :
Перхлорат с хлора тол-братом
И хлорит с гипохлоритом ____________
Заявляют всем открыто: «Мы скромны и небогаты, Хлор у нас центральный атом, Но слывем вояками И окислим всякого!» С104“ — перхлорат-анион C1O3“ — хлорат-анион С1О2- — хлорщ-анион СЮ- —гипохлорит-анион
□ «Солянка», но не суп, или «Здравствуйте, Водород Хлорович!»
Хлороводород НС1 — в обычных условиях вовсе не жидкость, а газообразное вещество. Хлороводород очень хорошо растворим в воде (почти 450 л НС1 в 1 л воды при комнатной температуре), поэтому мы и знаем его в быту исключительно в растворенном виде. Раствор хлороводорода в воде — это и есть соляная, иначе хлороводородная, кислота, которую порой называют «солянкой». Концентрированная хлороводородная кислота содержит примерно 35-38 % НС1.
Хлороводород HCI — бесцветный удушливый газ, Тяжелее воздуха. На воздухе, поглощая пары воды, он превращается в мельчайшие капельки хлороводородной кислоты. Вот и говорят, что концентрированные растворы хлороводорода, из которых постоянно Испаряется НС1, «дымят» на воздухе.
239
Занимательная химия
Хлороводородная кислота — сильная, в водном растворе нацело подвергается диссоциации и создает сильнокислую среду. Поэтому в растворах НС1 индикатор лакмус становится красным, а метилоранж — малиновым. Как и полагается сильной кислоте, хлороводородная взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжений левее водорода (см. гл .VII, 2), а также с основными оксидами и гидроксидами:
Zn + 2 НС1 = ZnCl2t + Н2
пе-
Г2Н++2е=Н20 lZn° - 2 е~ = Zn2+
СаО + 2 НС1 = СаС12 + Н2О;
Са(ОН)2 + 2 НС1 - СаС12 + 2 Н2О
Применение соляной кислоты, естественно, основано на ее свойствах. Например, железные детали очищают от ржавчины («травят») соляной кислотой, которая реагирует с гидроксидом железа FeO(OH) и оксидом железа FeO:
FeO(OH) + 3 НС1 = FeCl3 + 2 H2O;
FeO + 2 HC1 = FeCl2 4- H20
Только делать надо это очень осторожно, а то и само железо пострадает:
Fe + 2 НС1 = FeCl2 + H2f
Чтобы этого не произошло, к кислоте добавляют немного вещества-ингибитора, замедляющего опасную реакцию. Это может быть, например,
240
Глава IX. Элементы VIIA-группы (галогены) и их соединения
гексаметилентетрамин (CH2)6N4 (уротропин из аптеки).
Кстати об аптеке... В XVII веке в русских аптеках среди лекарств обязательно было и вещество по имени «дух из солей» (по-латыни «спиритус салис»), или «кислый спирт». Это не что иное, как хлороводородная кислота НС1, или соляная кислота. Соляную кислоту в те времена и получали в аптеках прокаливанием смеси поваренной соли — хлорида натрия NaCl с железным купоросом — семиводным сульфатом железа FeSO4 • 7 Н2О. Разложение смеси отвечало реакции:
FeSO4 • 7 Н20 + 2 NaCl =
= 2 HClf + FeO + Na2SO4 + 6 H2of
Выделившийся газообразный хлороводород НС1 поглощали водой. Считается, что этот способ получения соляной кислоты придумал легендарный монах-алхимик XV века Василий Валентин. Правда, потом оказалось, что исторической личности с таким именем не существовало, а его «сочинения» были написаны группой анонимных алхимиков.
Концентрированная соляная кислота поражала своими свойствами самых опытных и видавших виды аптекарей: «кислый спирт» дымил на воздухе, обжигал нёбо и язык, разъедал металлы и ткани.
Начиная со второй половины XVII века, когда немецкий химик Иоганн Рудольф Глаубер разработал Новый способ получения соляной кислоты, ее стали Получать по-другому — нагреванием смеси поваренной соли NaCl и концентрированной серной кислоты H2SO4. Реакция Глаубера:
H2SO4 4- 2 NaCl = 2 HClf + Na2SO4
Давала возможность получить более чистую соляную Кислоту, чем купоросный способ.
241
Занимательная химия
Иоганн Рудольф Глаубер (1604-1668) в юности пережил время опустошительных религиозных войн в Германии. После долгих невзгод ему удалось стать учеником аптекаря в небольшом городке Нойштадте. Л потом химик Глаубер, уже получивший известность и авторитет, был приглашен на должность управляю щего графской аптекой в Гисене.
Именпо там Глауберу удалось из железною купороса получить серную кислоту. Он разработал и способ получения азотной кислоты взаимодействием серной кислоты с селитрой. Глаубер умел получать по собственному способу «спиритус салис» — соляную кислоту и «царскую водку* — смесь азотной и соляной кислот, которая растворяет даже золото, царя металлов.
Переселившись в маленький городок Китцингер близ Амстердама, Глаубер продолжал изыскания и вскоре научился получать концентрированную уксусную кислоту, аммиак, суль фат аммония, фенол и многие другие вещества. Он занимался стекловарением и придумал разные новые способы получения цветного стекла. Иоганн Рудольф Глаубер так много сделал для химии и химической технологии, что по праву считается великим ученым.
В России метод Глаубера для получения НС1 нашел применение только с 1790 года, но зато использовался почти до середины XX века. Сейчас хлороводородную кислоту НС1 получают, используя водородпо-хлорное пламя. Смесь хлора С12 с водородом Н2 спокойно горит в специальном реакторе:
Н2 + С12 = 2 НС1
Избыток водорода позволяет получить хлороводород без примеси хлора. Газообразный хлороводород поглощают водой.
242
Глава IX. Элементы VIIА группы (галогены) и их соединения
В старину хлороводородная (соляная) кислота имела еще несколько смешных и курьезных имен. Еще ничего, если ее называли «морской кислотой», «ово-дотворенной кислотой», «водохлорной кислотой».,,
В семидесятых годах прошлого столетия в Петербургской академии наук началась забавная дискуссия. Химические вещества было предложено называть таким способом, чтобы это напоминало русские имена, фамилии и отчества. Например, воду Н2О предлагалось называть «водород кислородович», хлорид калия КС1 — «калий хлорович», хлороводород НС1 — «водород хлорович». Соли кислородных кислот хлора получали имена, отчества и фамилии. Например, гипохлорит калия КСЮ назывался «калий хлорович кислов», а хлорат калия КСЮ3 получал имя «калий хлорович трехкислов».
□ Как записать формулы веществ и уравнение реакции между ними, описание которой выглядит так:
«Водород хлорович вкупе (то есть вместе) с глинозе-Мием обращается в глиноземий хлорович и водород». Учтите, что «глиноземий» — это металл алюминий.
Ответ таков: хлороводородная кислота НС1 при реакции с алюминием А1 дает хлорид алюминия А1С13 И водород Н2 в соответствии с уравнением:
6 НС1 + 2 А1 = 2 А1С13 + 3 Н2|
а Непростая поваренная соль и кое-что еще...
Хлор в природе по распространенности занимает Одиннадцатое место среди всех химических элементов. В земной коре хлора 0,2 %. Судя по всему тому,
243
Занимательная химия
что мы уже знаем о химических свойствах этого элемента, можно уверенно сказать: в свободном виде на Земле его не найдешь! А в связанном состоянии, в составе соединений, хлор должен находиться в природе исключительно в виде солей — хлоридов.
В природе хлора не увидим.
В горах и в море — лишь хлориды.
Известные минералы-хлориды — это сильвин КС! (хлорид калия) и карналлит КС1 MgCl2 • 6 Н20 (шестиводный хлорид калия-магния). Но самый распространенный природный хлорид — минерал га лит, или каменная соль — по химическому составу хлорид натрия NaCl. Хлорид натрия есть и в морской воде, и в донных отложениях соленых озер, и просто под землей — там, где были моря в доисторические времена. После очистки галита получается поваренная соль. Галит служит сырьем для получения всех прочих соединений хлора, которые нужны людям.
244
Глава IX. Элементы VIIА группы (галогены) и их соединения
Поваренная соль уже в древности стала главным «химическим реактивом» за обеденным столом. У ела донских народов «съесть вместе пуд соли» — значит хорошо узнать друг друга. По русскому обычаю подносят гостям хлеб-соль, тем самым желая им здоровья.
Древнегреческий поэт Гомер, автор «Илиады» и «Одиссеи», называл поваренную соль «божественной». В те времена (VIII в. до н.э.)она ценилась выше золота: как гласила пословица, «без золота прожить можно, а без соли нельзя». Из-за месторождений каменной соли происходили военные столкновения, а нехватка соли вызывала «соляные бунты».
Название хлорида натрия «поваренная соль» недвусмысленно указывает его место — на кухне, в химическом арсенале повара. Поваренная соль входила и в состав самых древних лекарств, ей приписывали целебные свойства, очищающее и обеззараживающее действие. Но хлорид натрия — не только пищевой продукт, но и распространенное вещество для консервирования продуктов. Его издавна применяли также при обработке кожевенного и мехового сырья и даже древесины.
Чистая поваренная соль, хлорид натрия NaCl — бесцветные кристаллы, которые не поглощают влагу из воздуха. Это вещество растворимо в воде и плавится при 801°С.
Природный хлорид натрия — галит — почти никогда не бывает чисто белым. Чаще он буроватый или Желтоватый из-за примесей соединений железа. Изредка встречаются кристаллы галита голубого цвета. Это означает, что они долгое время находились в глубинах Земли по соседству с породами, содержащими Уран, и подверглись радиоактивному облучению.
В лаборатории тоже можно получить синие кристаллы хлорида натрия. Для этого не нужен уран; про-®то надо нагреть смесь поваренной соли NaCl и не
245
Занимательная химия
большого количества металлического натрия Na в плотно закрытом сосуде. Металл способен растворяться в соли. Когда атомы натрия проникают в кристалл, состоящий из катионов Na* и анионов СГ, они «достраивают» кристаллическую решетку, занимая подходящие места и превращаясь в катионы Na+. Освободившиеся электроны располагаются в тех местах кристалла, где полагалось бы находиться хлорид-анионам СГ. Это и служит причиной появления синей окраски. Но при растворении в воде синего кристалла соли образуется бесцветный раствор, совсем как из обычной соли.
Легендарная «царская» поваренная соль — розового цвета. Она обладает тончайшим ароматом, а цвет ей придают включения микроскопических водных организмов — рачков, которые попадают в соль при ее кристаллизации из озерной воды.
Фтора на Земле почти в семь раз меньше, чем хлора, и по распространенности он занимает восемнадцатое место. Весь природный фтор, конечно, находится в связанном виде. Это, например, минерал флюорит — фторид кальция CaF2, который образует кристаллы, окрашенные в зеленоватый или сиреневый цвет. Флюорит по внешнему виду похож на стекло и служит основным сырьем для получения всех соединений фтора, которые нужны людям. Старое название минерала флюорита — плавиковый шпат; средневековые металлурги добавляли его к рудам, чтобы легче расплавить примеси, уходящие в виде шлака.
Брому и иоду в природе не везет: у них нет собственных минералов. Чтобы добыть эти элементы, людям приходится перерабатывать подземные воды, сопутствующие нефтяным месторождениям, ** там обычно повышенное содержание солей — бромидов и иодидов. Чаще всего химики после окисления анио-
246
Глава IX. Элементы VIIA-группы (галогены) и их соединения
^ор Вг- и Гдо Вг2 и 12 взбалтывают такие «рассолы» с заким-нибудь органическим растворителем — на-рример, с бензином.
Галогены намного лучше растворяются в бензине, чем в воде, причем раствор брома оказывается оранже-goro цвета, а иода — фиолетового. Вот так и обнаруживается их присутствие в самых разных веществах.
Для иода есть одна характерная реакция. Чтобы наблюдать ее, можно взять иодную настойку из домашней аптечки и пипеткой капнуть ее в заранее сваренный крахмальный клейстер. Крахмальный раствор тут же окрасится в синий цвет.
Реакцию иода с крахмалом часто используют, чтобы обнаружить крахмал. Можно, например, капнуть иодной настойкой на разрезанную сырую картофелину, яблоко, кусок белого хлеба; всякий раз мы будем видеть синюю или голубую окраску, а это означает присутствие большего или меньшего количества крахмала.
Чтобы обнаружить в растворах или в солях галоге-нид-ионы, проще всего воспользоваться раствором Нитрата серебра AgNO3. Это вещество тоже может находиться в домашней аптечке; его старое название ляпис. С ляписом надо обращаться осторожно: на коже его белые кристаллы вызывают почернение и Ожог. Нитрат серебра реагирует с солями — галоге-видами с образованием осадка, похожего внешне на творог (химики называют его «творожистым»). Ион-Вые уравнения реакций выглядят так:
Ag* + СГ - AgClf;
Ag+ + Вг" — AgBrf; Ag* + Г - Agl f
Выпадает белый осадок хлорида серебра AgCl, светло-желтый осадок — в случае бромида серебра AgBr • Желтый — в случае иодида серебра Agl. А фторид сребра AgF хорошо растворим в воде.
247
Занимательная химия
Что такое «солероды»?
Чтобы ответить на этот вопрос, надо отгадать химический ребус.
На рисунках изображены химические символы и предметы из химической лаборатории. Под каждым рисунком стоит одна или несколько цифр. Чтобы прочесть зашифрованное слово, надо заменить эти цифры буквами из названия изображенного над цифрами предмета или символа. А буквы берутся из каждого слова в порядке стоящих под ним цифр.
А однажды приключилась история...
Брат с сестрою, Галя с Геной Проходили галогены.
Дома брат кричит сестренке: ♦ Суп несолон! Где солонка?» Отвечает брату Галя:
♦ В школе нам вчера сказали, Галогены — это яды!
Соль в солонке, помнить надо, Это натрия хлорид (Галя брату говорит), — Значит, в соли много хлора И отравишься ты скоро*... Все мы знаем, несомненно. Что сестре ответил Гена.
248
Глава IX. Элементы VHA-группы (галогены) и их соединения
Гена наверняка сказал сестре, что хлорид-ион (который действительно присутствует в хлориде натрия) — это вовсе не тот ядовитый газ хлор, о котором Галя слышала на уроке. Хлорид-ион не только не ядовит, но и очень нужен организму. Ведь соляная кислота, входящая в состав желудочного сока и помогающая переваривать пищу, получается как раз из хлорида натрия — поваренной соли.
□ Следующее задание называется «Семейный портрет»
Скажите, как кого здесь зовут?
249
Здиилатгльмая химия
9 I Теперь решим кроссворд
По горизонтали: 4 — домашний заяц; 5 — каменная соль; 7 — С12; 8 — сладкая продукция пчел; 9 — первооткрыватель элемента фтора; 10 — российская денежная единица.
По вертикали:! — тот, кто первым получил хлорат калия; 2 — вещество, которое синеет от иода; 3 — единица измерения объема; 5 — тот, кто первым получил соляную кислоту из поваренной соли действием серной кислоты; б — элемент-галоген, от которого синеет крахмал.
250
Глава IX. Элементы VILA группы (галогены) и их соединения
Химическая путаница
Давайте исправим ошибки: заменим выделенные хи* ^ические названия на созвучные им и более подходящие по смыслу.
Цветут луга. Тепло. И вот Пчела приносит в соты... иод. Ушибся заяц за бугром, И стал он на три лапы... бром. Турист шагает иностранный По русским тропам и... соляным. В театре шум. Галдит галерка: Соль хорошо сыграл актер там... Закончив всей главы пофтор, Совсем запутался Егор...
ОТВЕТ ХИМИЧЕСКОГО РЕБУСА НА С. 248: галогены (галлий, хлор, тигель, воронка, весы).
ОТВЕТЫ КРОССВОРДА НА С. 250
По горизонтали: 4 — кролик; 5 — галит; 7 — хлор;
8— мед; 9 — Муассан; 10 — рубль.
По вертикали: 1 — Бертолле; 2 — крахмал; 3 —литр; б — Глаубер; 6 — иод.
ОТВЕТЫ «ХИМИЧЕСКОЙ ПУТАНИЦЫ» НА С. 251:
Мед, хром, полянам, роль, повтор.
ГЛАВА X
Элементы VIA-группы (халькогены) и их соединения
1. Халькогены: от кислорода до полония
алькогенами называются элементы VIA-группы — кислород О, сера S, селен Se, теллур Те и полоний Ро.
Кто такие халькогены?
Кислород из атмосферы. Двое «редких» братьев, сера, И полоний, несомненно...
С некоторыми элементами-халькогеиами мы уже знакомы. Особенно это касается кислорода.
Кислород — составная часть атмосферного воздуха, всей земной воды — и пресной, и соленой. Он входит в состав минералов и горных пород, из которых состоит Земля. Есть кислород и в живых организмах. Открыли кислород почти одновременно сразу трое ученых — швед Шееле, англичанин Пристли и француз Лавуазье (см. гл. IV, 3).
Сера тоже нам немного известна: некоторые из уже описанных в этой книжке опытов были как раз с серой и ее соединениями — например, сероводородом или серной кислотой. Но сера — это один из самых важных химических элементов, входящих в состав живых организмов. Особенно много ее содержится в белковых веществах волос и ногтей. Сера используется и в медицинских целях (в виде «серной мази»), и в промышленных химических производствах. Еще больше все знакомы с соединениями серы. В каждом автомобиле, тракторе, бульдозере обязательно есть электрический аккумулятор, в котором налит «электролит» (раствор серной кислоты H2SO4). Соли сер-
252
Глава X. Элементы VIIA-группы (халькогены) и их соединения
гой кислоты — «глауберова соль», сульфат натрия jiagSO4, и «английская соль», сульфат магния j4gSO4, издавна используются как слабительные среДства- А те, кто занимается фотографией, знают, что в закрепителе фотографического изображения (фиксаже) обязательно содержится соль тиосульфат натрия Na2S2O3 — гипосульфит.
Сера известна людям очень давно, с доисторических времен. Сера у алхимиков считалась символом горючести, и они верили, что некоторое количество серы всегда присутствует в любых веществах, способных сгорать. На свойствах горящей серы, образующей едкий газ диоксид серы 8О2, было основано ее примене
ние, например, для окуривания жилищ в целях дезинфекции и для уничтожения сельскохозяйственных вредителей. С помощью серы люди защищались от врагов-завоевателей. При обороне крепостей от неприятеля на головы осаждавших выливали расплавленную серу. Сера вместе с селитрой (нитратом калия KNO3), смолой и нефтью входила в состав древней зажигательной смеси — «греческого огня», который применялся и на суше, и в морских сражениях.
Позднее оказалось, что сера — важная составная часть пороха... Немецкий химик и металлург Георгиу с А гри ко ла (1494-1555) указывал, «что сера входит в состав ужасного изобретения — порошка, который может метать далеко вперед куски железа, бронзы или камня — орудие войны нового типа».
Теллур относится к числу редких элементов. Однако его присут
253
Занимательная химия
ствие, несомненно, мы ощущаем повсеместно, хотя часто об этом не задумываемся. Теллур — важная составная часть полупроводниковых материалов. Следовательно, в некоторых деталях каждого радиоприемника, телевизора или микрокалькулятора обязательно есть этот элемент.
Открытие элемента теллура связано с историей «парадоксального* золота» — новой золотой руды, найденной в XVIII веке в Трансильвании (провинции теперешней Румынии) и в Тироле (в одной из германских земель). В 1782 году горный инженер и директор золотых приисков Ференц Иожеф Мюллер выделил из этой руды хрупкое серебристо-белое вещество. Предположив, что это новый металл, Мюллер передал его шведскому химику-аналитику Торнберну Улафу Бергману. Однако Бергман был тяжело болен и не успел изучить присланный образец. После смерти Бергмана о новом элементе забыли все, включая и самого Мюллера, получившего титул барона фон Рейхенштейна. Через шестнадцать лет «парадоксальное золото» попало к немецкому химику Мартину Генриху Клапроту. В 1798 году он сообщил об открытии нового элемента теллура, который получил имя Земли («теллус» — латинское имя древнеримской богини матери-земли). А «парадоксальное золото» оказалось минералом состава АиТе2 (теллуридом золота).
Селен — тоже редкий элемент, его на Земле очень мало (около 5 • 10-с %). Селен используется как основа полупроводниковых материалов (например, для селеновых выпрямителей электрического тока). Селен применяется также для изготовления фотоэлементов, отзывающихся на световое излучение. Любопытно, что селен содержится и в сетчатке глаза чело-
* Парадоксальный — неожиданный, противоречащий здравому смыслу.
254
Глава X. Элементы VILA, группы (халькогены } и их соединения
^ека. А в тканях глаза горного орла, который отличайся удивительной остротой зрения, содержится в сто ррз больше селена, чем у человека.
Открытие элемента селена пришлось на 1817 год и автор его — шведский химик Йенс Якоб Берцелиус. 0н исследовал примесь, обнаруженную в отходах Производства серной кислоты, — твердое вещество Врасно-коричневого цвета. При нагревании этого вещества появлялся характерный запах, который обычно указывал на присутствие теллура. Однако вместо теллура там нашелся новый элемент, — правда, очень похожий по свойствам на теллур. Берцелиус назвал его селеном от греческого «селена* — Луна, подобно тому, как теллур назван по имени «теллус» — вашей планеты. Луна — спутник Земли, а селен —
спутник теллура (хотя распространенность теллура в земной коре по крайней мере в 50 раз меньше, чем селена).
Последний элемент группы халькогенов полоний присутствует в земной коре в крайне малом количестве — около 2 • 10-14 %. Это первый элемент, которым пополнилась Периодическая система с момента открытия радиоактивности.
История открытия Пьером Кюри и Марией Склодовс-кой-Кюри этого элемента, который не имеет ни одного устойчивого изотопа, стала образцом терпеливой и самоотверженной работы, которая (в 1898 году) увенчалась выделением сразу двух новых элементов — полония и радия. Название элемента полония происходит от латинского имени
255
Занимательная химия
Польши — «Полония». Эта страна была родиной рии Склодовской-Кюри.
Полоний применяется для заправки изотопны* источников энергии для искусственных спутников ц других космических аппаратов.
Почему же элементы VIA-группы названы странным и на первый взгляд неподходящим именем «халькогены»? Ведь «халькогены» означает «рождающие медь» («халькос» в переводе с греческого — медь, «генес» — рождаю). При чем тут медь?!
Стоит учесть одно немаловажное обстоятельство. Все руды меди, которые с древних времен служили для выплавки этого металла, — сульфидные. Это минералы халькопирит CuFeS2, халькозин Cu2S, ковеллин CuS — природные сульфиды меди. В них, а также в самородной сере были найдены и селен, и теллур. Кислород тоже необходим для медеплавильных дел, так как с его участием идет начальная стадия процесса получения меди — обжиг медных руд. Так что происхождение «металлургического» имени элементов-халькогенов вполне понятно и оправданно.
Между элементами-халысогенами много сходства. Например, каждый из них в свободном состоянии (в виде простого вещества) весьма охотно образует разнообразные многоатомные молекулы. Для кислорода это обычный двухатомный кислород О2 и трехатом-ный озон О3. Кстати, кислород — единственный халькоген, в обычных условиях газообразный. Сера» селен, теллур и полоний — твердые вещества.
У серы бывают молекулы самого разного состава двух-, четырех-, шести-, восьмиатомные и даже по* лимерные (в которых по несколько тысяч атомов серы). Правда, они сильно различаются по устойчивости. Больше всего известна желтая сера с восьмиатоМ'
256
Глава X, Элементы V11A группы (халькогены) и их соединения
молекулами Sg, которые образуют кольцо в виде короны. Сера может существовать и в виде почти ^сцветных кристаллов, и образовывать коричневую цассу, похожую на резину... Кристаллический селен *оже может быть разным по внешнему виду — серым леи красным. Он способен образовывать молекулы разного состава, в том числе восьмиатомные Se8. То лее относится и к элементу теллуру — твердому веществу светло-серого цвета.
В атомах каждого из элементов-халькогенов на внешнем валентном уровне находятся всего шесть электронов. Два из них занимают s-подуровень, а еще четыре — р-подуровень. Для того, чтобы получилась самая устойчивая восьмиэлектронная (как у благородных газов) внешняя оболочка, недостает двух электронов. Атомы элементов VIA-группы стремятся заполучить эти два электрона, если есть такая возможность. А как это сделать? Только отнять недостающие для ♦полного счастья* электроны у атомов других элементов...
Халькогены — активные неметаллы и довольно сильные окислители, хотя и уступают в этом смысле своим соседям-галогенам. Все-таки отнять целых два электрона у партнеров по химическим реакциям — Дело нешуточное!
Конечно, самый агрессивный и самый активный Неметалл среди халькогенов — это кислород. Он и был бы самым «неметалличным» элементом на свете, если бы... если бы не было фтора! Кислород, хотя и Лорой по электроотрицательности, но все же самый Распространенный. А потому его и считают главным ®а Земле природным окислителем. У кислорода степень окисления в соединениях почти всегда равна *П. Только в пероксиде водорода Н2О2 (в быту его называют «перекисью водорода*) кислород имеет степень окисления -I. Да еще в соединениях со фтором у положительная степень окисления.
257
Занимательная химия
Все остальные элементы группы (сера, селен, тел-лур и даже неустойчивый радиоактивный полоний) могут принимать в соединениях не только степень окисления -II, но и положительные степени окисления +IV и +VI.
Для всех халькогенов любимые степени окисления — четные. И это объяснимо: недостает до заполненной электронной оболочки двух электронов, а отнимать электроны тоже легче попарно. К тому же вспомним, что все халькогены «живут» в «квартирах» — клетках Периодической системы Д. И. Менделеева с четными номерами (кислород — № 8, сера — № 16, селен — № 34, теллур № 52, полоний — № 84).
Теперь настало время познакомиться, хотя бы бегло, с соединениями халькогенов.
Начнем со степени окисления -II. У всех халькогенов имеются водородные соединения и соединения с металлами. У кислорода это вода и всевозможные оксиды. У серы — сероводород H2S и сульфиды, у селена и теллура — селеноводород H2Se и теллуроводород Н2Те, селениды и теллуриды металлов. О воде мы уже многое знаем, оксиды тоже нам знакомы. А вот сероводород H2S, селеноводород H2Se и теллуроводород Н2Те — пока для нас незнакомцы. Для начала учтем, что все эти вещества (в отличие от воды) при обычных условиях газообразные и весьма ядовитые. Они растворимы в воде и в водных растворах проявляют свойства слабых двухосновных кислот. Это значит, что диссоциация их идет в незначительной степени, хотя и по двум ступеням:
H2S HS" 4- Нг; HS S2 + Н+
H2Se HSe~ + Н; HSe’ Se2' 4- Н+
Н2Те НТе’ + Н4; НТе’ Те2- + Н4
258
Глава X. Элементы VHA-группы (халькогены) и их соединения
Сероводород, селеноводород и теллуроводород образуют с металлами соли, которые, как и полагается солям слабых кислот, в водных растворах сильно подвергаются гидролизу и дают щелочную среду (см. гл. VII, 7).
Оксиды серы, селена и теллура все имеют кислотный характер. При взаимодействии с водой они превращаются в кислоты. И это неудивительно, потому что халькогены — элементы-неметаллы. Значит, их рксиды имеют кислотный характер, а при взаимодействии кислотных оксидов с водой всегда образуются кислоты. Только вот сила этих кислот будет разной.
Если с водой реагируют триоксиды серы SO3 или селена SeO3, то в результате получаются сильные кислоты — серная H2SO4 либо селеновая H2SeO4, которые в водном растворе нацело диссоциируют:
SO3 + Н2О = H2SO4; SeO3 4- Н2О = H2SeO4 H2SO4 = 2 Н+ -I- SO4~; H2SeO4 = 2 H+ 4 SeO4'
Зато при взаимодействии диоксида селена SeO2 и диоксида теллура ТеО2 с водой образуются слабые кислоты — селенистая H2SeO3 и теллуристая Н2ТеО3:
SeO2 4- Н2О = НгбеОэ?
H2SeO3 — HSeO3 + Н+;
HSeO3 SeOf- 4- Н+
ТеО2 4- Н2О = Н2ТеО3
Н2ТеО3 HTeO3 4- Н+;
НТеО3 ТеО|“ + Н'
Соответствующая кислота серы(1У) называется *Ьдрат диоксида серы, это тоже слабая (хотя и двухосновная) кислота. Диссоциация этого соединения протекает лишь частично.
259
Занимательная химия
Если сравнивать неметаллические свойства эле-ментов-халькогенов между собой, то вывод будет совершенно ясен: в ряду кислород-сера-селен-тел-лур-полоний способность «нападать» на другие атомы и отнимать у них электроны уменьшается. Вряд ли среди элементов-халькогенов могут возникать такие споры о главенстве и первенстве, как между галогенами. Тут и без разговоров ясно: среди них чемпион по неметалличности кислород. Все остальные халькогены послушно выстраиваются «в затылок» своему предводителю и стараются, насколько это в их силах, подражать кислороду в свойствах. Но, конечно, куда уж сульфидам, селенидам и теллуридам до оксидов!..
Халькогены часто вместе, И о ком из них ни спросим — Все живут в шестом подъезде Менделеевского дома.
С ними мы давно знакомы.
«Я жилец квартиры восемь. Я могу зажечь на спор Спичку, печку и костер. Кто вам всем дышать дает — Атмосферный кислород!» Кто под номером шестнадцать?
«Я готова вам признаться:
Вижу я себя на троне В восьмиатомной короне. Не парю я в атмосфере, Тяжко мне живется, сере!»
Красный или серый, Свет готов ловить селен. (Необычный элемент!) А теллур из тьмы возник, Это полупроводник.
И у них манеры -Точно как у серы.
260
Глава X. Элементы VHA-группы (халькогены ) и их соединения
Вредная и полезная сера
Серы в природе довольно много — 0,05%, по распространенности она занимает среди всех элементов весьма почетное пятнадцатое место. Часто она встречается в самородном состоянии. Самородная сера обычно образует мощные пласты, откуда ее легко добывать. Неудивительно, что люди познакомились с этим элементом на заре цивилизации.
Еще больше серы содержится в виде минералов сульфидов и сульфатов. Сульфидные минералы — это пирит FeS2 и халькопирит CuFeS2, а также сфалерит (сульфид цинка) ZnS и га лени т (сульфид свинца) PbS, киноварь (сульфид ртути) HgS и многие другие. Средневековый немецкий ученый Геор-гиус Агрикола писал, что «если травы чахлы, бедны соками, а ветви и листва деревьев имеют окраску тусклую, грязную, темноватую вместо блестящего зеленого цвета, — это признак, что почва изобилует минералами, в которых господствует сера».
Сульфидные минералы чаще всего служат сырьем для получения цветных металлов. Эти руды сначала подвергают обжигу, и получается диоксид серы и оксид соответствующего металла. Например, обжиг сульфида цинка или свинца идет так:
2 ZnS 4- 3 О2 = 2 ZnO + 2 SO2|;
2 PbS + 3 О2 = 2 РЬО + 2 SCM
Как дальше обращаются с оксидами цинка, кадмия, свинца или другого металла, мы узнаем, когда Доберемся до главы XIII. А диоксид серы SO2 — важное сырье для производства серной кислоты H2SO4.
Среди минералов-сульфатов самые важные гипс (Дигидрат сульфата кальция) CaSO4 • 2 Н2О и мираби-(декагидрат сульфата натрия) Na2SO4 • 10 Н2О.
261
Занимательная химия
Сульфатный минерал гипс очень широко используется в строительном деле. Из гипса делают скульптурные копии, настенные украшения, плафоны потолков. И, наверное, все знают о применении гипса в медицине: ♦...Упал, потерял сознание, очнулся — гипс. Закрытый перелом». Действительно, с помощью гипса хирурги делают фиксирую-щие повязки.
Все это было бы невозможно, если бы не одно свойство гипса, которое детально исследовал, будучи еще юношей, Антуан Лоран Лавуазье. Дело в том, что когда гипс CaSO4- 2Н2О прокаливают при 160-170 °C, от него отщепляется три четверти кристаллизационной воды, и получается алебастр 2 CaSO4 • Н2О:
2 (CaSO4 • 2 Н2О) = 2 CaSO4 • Н2О + 3 Н2О
Когда потом алебастр замешивают с водой и заполняют полученным <тестом» форму, он начинает жадно присоединять недостающие молекулы воды И снова превращается в кристаллический гипс. ПрИ этом чуть-чуть увеличивается объем материала, и по* этому он заполняет все полости формы, воспроизводя
262
Глава X. Элементы VHA-группы (халькогены) и их соединения
ее мельчайшие подробности. Так из алебастра получаются гипсовые отливки, маски и повязки.
Мирабилит называет еще глауберовой солью в честь немецкого химика, который первым ее выделил и изучил.
«Эта соль, если она хорошо приготовлена, имеет вид льда. Она образует длинные, совершенно про
зрачные кристаллы, которые растапливаются на языке, как лед. У нее вкус обыкновенной соли, без всякой едкости. Брошенная на пылающие угли, она не растрескивается с шумом, как обыкновенная кухонная соль, и не воспламеняется со взрывом, как селитра. Она без запаха и выносит любую степень жара. Ее можно применять с выгодой в медицине как снаружи, так и внутрь. Она заживляет свежие раны, не раздражая их. Это превосходное внутреннее лекарство: будучи растворена в воде и дана больному, она очищает Кишки». Так писал Глаубер, который и назвал сульфат натрия «салис мирабилис» — удивительная, превосходная соль. Отсюда и название минерала мирабилита.
Крупнейшие в мире разработкимирабилита находятся на Каспии, в заливе Кара-Богаз-Гол. Дно залива буквально устлано этой солью, которая образуется там из морской воды за счет ее испарения летом в охлаждения зимой.
Вернемся к самой сере. Конечно, она может, подобно кислороду, образовывать двухатомные молеку-Sy. Такие молекулы и присутствуют в газообразной сере при температуре выше 900 °C. А в обычных
263
Занимательная химия
условиях, как ни удивительно, более устойчивы^ оказываются молекулы S8. У них такая странная форма — это восьмиатомное кольцо, изогнутое в виде «короны» (см. с. 291).
У желтой серы есть корона. Но нет ни подданных, ни трона. Корону сера надевает, Когда устойчивой бывает.
Если кристаллическая сера состоит из молекул S8, то ее называют ромбической. Она желтого цвета, хрупкая, без запаха и вкуса. Из ромбической серы состоит «серный цвет» — порошок серы, иногда спрессованный в палочки, который продается в магазинах сельскохозяйственных товаров.
Характерные формы кристаллов серы
Ромбическая
Выше температуры 95 °C более устойчивой стано* вится моноклинная сера, у которой кристаллы бес* цветные и имеют удлиненную форму.
264
Глава X. Элементы УНА группы (халькогены ) и их соединения
Тепло ведет к кристаллам длинным Бесцветной серы моноклинной.
Моноклинную серу можно получить, если сперва добиться растворения серы в каком-нибудь органическом растворителе (например, в сероуглероде CS2), а потом оставить раствор на воздухе, чтобы постепенно улетучился весь сероуглерод.
Когда серу нагревают до 119 °C, она плавится и превращается в коричневую жидкость. В расплаве кольцевые молекулы S8 разрываются и их «обрывки» соединяются друг с другом. Образуются молекулы-цепочки — полимерные частицы серы Sx.
Если жидкую расплавленную серу вылить в стакан С холодной водой, то произойдет нечто совершенно удивительное. Образуется пластическая сера, которую можно мять в руках, как пластилин, резать ножом и тянуть, как резину. Но пластическая сера недолговечна: уже через полчаса на воздухе она твердеет, делается хрупкой и желтой — превращается в обычную ромбическую. Молекулы в виде цепочек «делятся» на отрезки из восьми атомов и «сворачиваются» в кольца S8.
Чтобы молекулы серы могли вступать в химические реакции, их надо прежде всего «активировать» (превратить восьмиатомные кольца в отдельные атомы или, в крайнем случае, в разомкнутые цепи. Этого можно достичь при повышении температуры.
После небольшого нагревания реакции серы с самыми разными веществами идут весьма активно и Даже сопровождаются немалым выделением энер-Гии. Любые молекулы серы для простоты изображает символом атома S (независимо от того, восьми-, Шести- или четырехатомные молекулы участвуют в Реакции). Сера реагирует с железом, образуя сульфид железа FeS:
265
Занимательная химия
Fe + S = FeS ne_
J Fe° - 2 e~ = Fe+n \S° + 2 e~ = S’11
Эта реакция сопровождается разогревом смеси — наблюдается что-то похожее на извержение крохотного вулкана.
Еще эффектнее выглядит взаимодействие серы с активными металлами цинком или алюминием. Порошок цинка или алюминиевую пудру смешивают с порошком серы. Потом из смеси серы с каждым металлом делают горку и поджигают ее. Мгновенно происходят сильнейшие вспышки с образованием белого облачка сульфидов. Это сопровождается большим выделением тепла. Сера взаимодействует с цинком, образуя сульфид цинка ZnS:
Zn + S = ZnS
ne_
( Zn° - 2 e~ = Zn+n
IS0 + 2 e~ = S 11
и с алюминием — с получением сульфида алюминия A12S3:
2 A1 + 3S = A12S3
ne-
Al° - 3 e- = АГш .go + 2 e~ = S’”
266
Глава X. Элементы VIIA-группы (халькогены ) и их соединения
Взаимодействие серы с кислородом при горении приводит к образованию удушливого газа — диоксида серы 8О2. Горение серы отвечает уравнению окислите л ь но - восстановительной реа кции:
S + О2 = SO21
пе_
S0 - 4 е = S+IV
О2° + 4 е- - 20-и
Первые сведения о применении серы встречаются у греческого поэта Гомера. В «Одиссее» он упомянул о том, как горящей серой окуривали помещения. Несколько тысяч лет назад ее уже использовали против вредных насекомых. Плиний Старший (23-79 гг. н.э.) в «Естественной истории» писал: «Сера применяется для очищения жилищ, так как многие держатся мнения, что запах и горение серы могут предохранить от всяких чародейств и прогнать нечистую силу». Образующийся при горении серы диоксид серы SO2 (сернистый газ) действительно убивает и микробов, и вредных насекомых. Ядовит он и для человека. История сохранила ужасные подробности гибели самого Плиния во время извержения Везувия: он задохнулся в облаке сернистого газа.
Диоксид серы SO2 не только дезинфицирует, но Ъ отбеливает ткани и бумагу. Поэтому его использует в текстильном и бумажном производстве. Больше всего диоксида серы идет в производство серной Кислоты H2SO4 — главной кислоты химической Промышленности.
Свободная сера применяется в Медицине для лечения кожных болезней, в сельском хозяйстве для Уничтожения вредных насекомых и защиты растений
267
Занимательная химия
от болезней, в резиновой промышленности для пре-вращения каучука в резину («вулканизации»). Огромное количество серы идет на изготовление спичек.
Убийственные ароматы (сероводород и сернистый газ)
Лавандой, ландышем, фиалкой Или простой еловой палкой Пусть будет пахнуть — нам не жалко. Но никогда не будет моды На запах сероводорода!
Запах у сероводорода и вправду отвратительный. У Пушкина есть строки:
о ...Тогда услышал я (о, диво!) запах скверный, Как будто тухлое разбилося яйцо»...
Это действительно о нем — о сероводороде. Но сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом количестве быстро наступает «паралич» дыхательных нервов, и тогда человек перестает ощущать запах — в этом и заключается смертельная опасность сероводорода.
Насчитывается множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были рабочие, занятые на ремонте или прокладке трубопроводов. Этот газ тяжелее воздуха, поэтому он и накапливается в ямах, траншеях, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то просто. Сероводород — постоянный спутник всего живого, он образуется при разложении белковых веществ.
Сероводород в природе содержится в воде серных минеральных источников, в вулканическом и приро-
268
Глава X. Элементы VIlA-группы (халькогены) и их соединения
ддом газе. А применяется он в промышленности для цолУчения различных солей — сульфидов и органы ческих веществ, содержащих серу.
В лаборатории для получения сероводорода используют реакцию сульфида железа FeS с разбавленной соляной кислотой НС1:
FeS + 2 НС1 « FeCl2 4- H2S I
В ионном виде, учитывая, что сульфид железа — нерастворимое вещество, а сероводород H2S не только слабая кислота, но и весьма летуч, уравнение реакции записывают так:
FeS 4-2 Н4 = Fe2+4-H2sf
В растворах сероводорода, слабой двухосновной кислоты, кислая среда. Это можно обнаружить с помощью индикатора — синего лакмуса. Диссоциацию сероводорода в водном растворе полезно рассмотреть еще разок. Вот уравнения двух стадий этого процесса:
H2S HS + н+; HS- S2' 4- Н+
Водные растворы H2S называют сероводородной водой и часто используют для того, чтобы осадить из растворов соли тяжелых металлов — меди, свинца, ртути и серебра. Хотя концентрация сульфид-ионов в сероводородной кислоте очень низкая, ее хватает для того, чтобы образовались бурые или черные осадки сульфидов этих металлов:
H2S + CuSO4 = CuS | + H2SO4;
H2S 4- Pb(NO3)2 = PbS f 4- 2 HNO3;
H2S + Hg(NO3)2 = HgSf 4- 2 HNO3;
H2S 4- 2 AgNO3 = Ag2S| 4- 2 HNO3
269
Занимательная химия
В ионном виде уравнения этих реакций выгляди следующим образом:
H2S + Cu2+= CuS|+ 2 Н+;
H2S + Pb2+ = PbS t + 2 H+;
H2S + Hg2+ = HgSf + 2 H+;
HZS + 2 Ag+ = Ag2si + 2 H+
Химики говорят, что сероводород является реактивом на ионы свинца, меди, ртути, серебра и многие другие. Он настолько жадно «набрасывается» на ионы этих металлов, что отыскивает их там, где они случайно появляются в ничтожнейшем количестве. Если в доме есть серебряные вещи (например, чайные ложки), то мы замечаем, как их поверхность со временем слегка чернеет. Это связано с действием неощутимого количества сероводорода, который всегда присутствует в воздухе жилых помещений.
Но у сероводорода, точнее, у сульфид-иона, существуют и растворимые соли. Это соли щелочных металлов, например, сульфид натрия Na2S. В водной среде Na2S сильно подвергается гидролизу и создает щелочную среду (см. гл. VII, 7).
Если мы захотим получить сульфид натрия Na2S, пропуская сероводород H2S в раствор щелочи — гидроксида натрия NaOH, по реакции
2 NaOH + H2S - Na2S + 2 Н2О
и забудем вовремя выключить ток газообразного H^S, то в избытке сероводорода получится кислая соль NaHS — гидросульфид натрия:
Na2S + H2S = 2 NaHS
270
Глава X. Элементы VIIA-группы (халькогены } и их соединения
Вот как можно изобразить этот химический процесс:
Что ж, ничего странного в этом нет — недаром мы но крайней мере дважды уже сказали: сероводородная кислота — двухосновная. Поэтому ионные уравнения реакций, которые протекают при пропускании Сероводорода в раствор щелочи, выглядят так:
2 ОН + H2S = S2~ + 2 Н2О, а затем: S2' + H2S = 2 HS'
Самым удивительным образом выглядит горение сероводорода. Если поджечь сероводород, выходящий из трубки (такую трубку химики называют «газоотводной»), а потом внести в его голубоватое пламя Холодный предмет, то на поверхности этого предмета очень быстро появится налет желтого цвета. Что же 9то такое? Оказывается, обыкновенная сера!
Дело в том, что реакция окисления сероводорода йриохлаждении «неполная»:
2 H2S +О2 = 2 S + 2 Н2О
271
Заниматздьшы химия
Не забудем, что сероводород содержит серу в степени окисления -II. Окислительно-восстановительный процесс будет выглядеть так:
S11 - 2 е~ = S0
ОJ + 4 е~ = 2О~П
А как же горит «газ со скверным запахом*, когда ему ничто не мешает, а кислорода сколько хочешь? При таком свободном окислении из сероводорода будет получаться другой газ — диоксид серы SO2:
2 H2S + 3 О2 = 2 SO2 + 2 Н2О
ne-
fS’11 - 6 е~ = S+IV
+ 4 е~ = 20“п
Диоксид серы SO2 — это газ с резким запахом, от которого першит в горле. И этот запах знаком каждому, кто хотя бы раз зажигал обыкновенную спичку: сера, которая входит в состав спичечной головки, сгорает с выделением диоксида серы.
Но главные источники диоксида серы, или, как его раньше называли, сернистого газа, — вовсе не спички. Очень много сернистого газа выделяется в атмосферу при извержениях вулканов (вспомним судьбу несчастного Плиния), а также при сжигании топлива на тепловых электростанциях. Ведь в составе каменного угля довольно много серы.
В промышленности диоксид серы часто получают, сжигая природную серу (см. с. 267) или обжигом сульфидных минералов — например л up и т а:
4 FeS2 + 11 О2 = 2 Fe2O3 + 8 SO2
272
Глава X. Элементы VHA-группы (халькогены) и их соединения
Разумеется, в лаборатории для получения диоксида серы используют другие способы — например, добавля-gyt к сульфиту натрия Na2SO3 концентрированную сер-jyio кислоту H2SO4. При этом идет обменная реакция:
Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + Н2О + SO2f
Сернистый газ хорошо растворим в воде: 1 л воды дожет поглотить 42 л SO2. Но это не просто растворение. Диоксид серы в воде образует гидрат диоксида серы SO2 * п Н2О. А это слабая двухосновная кислота, которая в растворе частично распадается на ионы:
SO2 • n Н2О Н + HSO3 + (п-1) Н2О;
HSO3 н+ + so|-
Если газообразный диоксид серы пропускать в раствор щелочи (например, гидроксида натрия NaOH), to сначала получится сульфит натрия Na2SO3. А потом, при пропускании избытка сернистого газа, сульфит натрия превращается в гидросульфит NaHSO3. В ионном виде уравнения этих реакций выглядят так:
SO2 + 2 ОН- SO| + Н2О;
SO2 + SO|- + Н2О = 2 HSO3
Образование средних и наряду с ними кислых солей у двухосновных кислот нас уже давно не удивляет, не правда ли? Мы даже можем нарисовать схему таких превращений.
Если на 1 моль гидрата диоксида серы приходится 1 моль гидроксида натрия, получается NaHSO3, а если на 1 моль гидрата диоксида серы — 2 моля гидрок-еида натрия, то Na2SO3.
Когда речь идет о взаимодействии сероводорода со Щелочью, то если на 1 моль сероводородной кислоты приходится 1 моль гидроксида натрия, получается
273
Занимательная химия
NaHS, а если на 1 моль сероводородной кислоты — 2 моля гидроксида натрия, то Na2S.
Сероводород и диоксид серы, как видно, если и не родные, то двоюродные братья. Оба в воде дают слабые двухосновные кислоты, оба со щелочами образуют два ряда солей. А уж как похожи названиями эти соли — сульфиты и сульфиды, гидросульфиды и гидросульфиты...
Сульфит не путайте с сульфидом.
Чтоб места не было обидам:
Сульфиды — сероводорода
Родня. И нет в них кислорода!
А вот сульфит. Скорей смотри:
В нем кислорода сразу три!
Добавим кислорода атом -
И познакомимся с сульфатом*.____________________
S2- — сульфид-анион
HS’ — гидросульФид- анион SO3' — сульфит- анион HSO3 — гидросульфит-аниов ВО2- — сульфат-анион HSO4 — гилросульфат-аниоН
274
Глава X. Элементы VIIA-группы (халькогены) и их соединения
Газообразный диоксид серы в присутствии влаги ЛОЖет обесцветить многие органические вещества, яапример, растительные красители. Если нам посчастливится раздобыть немного серы (а она часто продается как химикат для садоводов и огородников), то ложно будет провести простой опыт.
& Маленький (не больше горошины) кусочек серы или щепотку серного порошка надо поместить в сухую стеклянную банку и поджечь с помощью длинной лучинки. Как только сера загорится, банку закрывают крышкой, чтобы не дышать вредным сернистым газом. Когда горение закончится и банка наполнится дымом от несгоревших частиц серы, ее открывают и опускают в нее какой-нибудь цветок (например, соцветие лиловой герани, лепесток красной розы) либо влажную тряпочку с чернильной надписью. Крышку банки тут же закрывают. Уже через несколько минут все, что мы внесли в атмосферу сернистого газа, обесцветится.
Сернистый газ
275
Занимательная химия
Отбеливающие свойства диоксида серы находя? применение в производстве бумаги и тканей, особен но шерстяных и шелковых, которые не выдерживаю? хлорного отбеливания. Выделяют немного сернистого газа и сульфитные отбеливатели для стирки, кот©, рые продаются в магазинах.
В средние века диоксид серы служил надежны^ средством дезинфекции.
В том же «химическом» стихотворении А. С. Пущ. кина, которое здесь уже появлялось, дальше написано:
... «Иль карантинный страж курил жаровней серной.
Я, нос себе зажав, отворотил лицо...»
Карантинные стражи действительно «курили» серой, чтобы предотвратить распространение повальных болезней — чумы и оспы.
Сернистый газ едкий и ядовитый, им можно задохнуться.
Когда много сернистого газа без всякого контроля попадает в атмосферный воздух, это грозит большой бедой. Возле крупных теплоэлектростанций и металлургических комбинатов начисто погибает всякая растительность, земля превращается в «мертвую эону».
В этом виноваты «кислотные дожди». Вот как обычный «водяной» дождь превращается в кислотный. Диоксид серы от сжигаемого топлива или обжига сульфидов попадает в воздух и разносится по окрестностям в разных слоях атмосферы, порой на большое расстояние. Потом собираются тучи, и идет дождь... Но капли воды поглощают из воздуха рассеянный в нем диоксид серы и превращаются в гидраТ диоксида серы. А это уже кислота, которая сильно угнетает живую природу и отнимает у почвы плодО' родие.
276
Глава X. Элементы VIIA-группы (халькогены } и их соединения
Экология нас учит: Если кислый дождь из тучи. То природная среда Вся в опасности тогда.
Интересно, а как себя ведут сероводород и диоксид веры в окислительно-восстановительных реакциях? tyro сероводород сильный восстановитель, мы уже Эыяснили: достаточно вспомнить, как он реагирует с Хислородом воздуха. А диоксид серы, оказывается, Может быть и окислителем, и восстановителем. Все Зависит от того, с каким партнером по химической реакции ему предстоит встреча. Если с окислителем, *о ЗО2, как дисциплинированный подчиненный при •стрече с начальником, преданно смотрит в глаза... Ъ что? Диоксид серы тут же отдает окислителю свои Электроны. «Начальник», то есть, простите, окислитель, может быть не слишком высокого ранга.
277
Занимательная химия
Например, взаимодействие диоксида серы с иод0Х) (это тоже окислитель, но далеко не такой сильный как кислород или хлор) идет так: ’
S02 +12 + 2Н2О = 2 HI + p2SO4
не-
fS+IV - 2 е~ = S+VI
U? + 2 е~ = 2Г1
А в реакции с сероводородом (сильным восстановителем) диоксид серы сам ведет себя как «начальник» — то есть как окислитель:
2H2S + JO2 = 2 Н20 + 3S т пе~
fSt'IV + 4e- = S0
IS41 - 2 е~ = S°
и отнимает электроны у своего «двоюродного брата», беззащитного сероводорода, превращаясь сам и превращая партнера по реакции в свободную серу.
У диоксида серы два лица: Готов он окисляться без конца, Какой бы ни попался окислитель. Но с сероводородом — извините! Меняются совсем его манеры.
А в результате — посмотрите — сера\
Настало время отгадывать загадки
Я всюду есть — но понемножку. Черню серебряную ложку.
Когда испорчено яйцо, Я тоже сразу налицо,
278
Глава X. Элементы VHA-группы (халькогены ) и их соединения
jj отбиваю аппетит « очень сильно ядовит.
(Сероводород)
Когда пирит в печи горит, То в горле от меня першит.
А мой гидрат планете всей Грозит кислотностью дождей.
(Диоксид серы)
□ Главная кислота промышленной химии
Кроме диоксида SO2, существует и триоксид серы SO3. При обычных условиях это белое твердое вещество, довольно летучее и шумное. Странная характеристика для химического вещества? Ничуть! Дело в том, что реакция триоксида серы с водой:
SO3 + Н2О = H2SO4
Идет так энергично, что смесь закипает, бурлит, шипит, как рассерженная кошка. В результате получается серная кислота H2SO4 — вещество очень важное Ж нужное, главная кислота промышленной химии.
Серная кислота H2SO4 — тяжелая (почти в два раза тяжелее воды) жидкость, похожая на масло. Неудивительно, что в России XVII века ее называли «купоросным маслом», «серным маслом», либо по-Другому — «купоросной кислотой» или «купоросным спиртом».Серную кислоту получали нагреванием железного купороса в глиняных ретортах. Реторта Сейчас не так часто встречается в химическом обиходе, как это было в средние века. Но раньше эти тугоплавкие химические сосуды с отводной трубкой были Необходимым и основным инвентарем любой аптеки, Любой химической лаборатории. Вот как выглядит реторта:
279
Занимательная химия
Это очень прочный химический сосуд из термостойкого стекла, керамики или даже из металла, с отростком для удаления паров веществ. Хотя реторту изобрели, наверное, еще в Древнем Египте, применяют их и современные химики.
Способ получения «главной кислоты» из железного купороса разработал немецкий аптекарь-алхимик Глаубер, работая управляющим графской аптеки в Гисене. Чтобы получить из «зеленого витриола» (железного купороса) серную кислоту («ацидум олеум витриоли»), светло-зеленые кристаллы FeSO4-7 Н20, помещенные в реторту, нагревали и в результате получали едкую маслянистую жидкость.
При этом протекала химическая реакция:
FeSO4 • 7 Н20 = H2SO4f + FeO + 6 Н20
При Петре I серную кислоту в Россию привозили из-за границы. Но уже в 1798 году купец и заводчик Муромцев «выварил» 125 пудов (ровно 2 тонны) «купоросной кислоты» прокаливанием железного купороса. Так что в полной мере оправдались слова русского химика и минералога Василия Михайловича Севергина (1765-1826): «Имея железный купорос, можно бы приготовлять в России и купоросную кислоту».
Позже в России стал применяться другой способ получения серной кислоты — сжиганием смеси серы и селитры (нитрата калия KNO3) во влажных камерах. При этом сера превращалась в триоксид серЫ SO3, а поглощение этого вещества водой давало серную кислоту H2SO4:
280
Глава Элементы VIIA-группы (халькогены ) и их соединения
KNO3 + S 4- 02 = KNOZ + S03 I;
S03 + H20 = H2SO4
Первое современное промышленное производство серной кислоты «контактным методом» было создано в России на Тентелевском химическом заводе в Санкт-Петербурге в 1903 году (теперь завод называется «Красный химик»). Контактный метод основан на том, что смесь кислорода О2 и диоксида серы SO2 при контакте с катализатором — губчатой платиной pt или оксидом ванадия V2O5 превращается в триоксид серы SO3. Вообще-то это реакция обратимая и экзотермическая :
2 SO2(r) + О2(г) 2 SO3(r)
Значит, чтобы получить высокий выход продукта, надо, во-первых, увеличить давление, а во-вторых, сделать температуру как можно ниже. Лучше всего было бы вести такую реакцию при комнатной температуре. Но скорость, с которой будет она протекать, не устраивает никого: достижения равновесия придется ждать чуть ли не несколько месяцев. Другое дело, если смесь исходных газов ненадолго нагреть до 400 ’С; скорость реакции становится вполне заметной. Вдобавок в ходе взаимодействия выделится столько тепла, что его хватит для поддержания приемлемой скорости реакции. Даже наоборот, тепло придется отводить из реактора, Иначе содержание продукта — триоксида серы — в равновесной смеси станет слишком низким из-за чрезмерного повышения температуры:
Температура 400 >С 500 °C 600 г€ 700 С 800 °C 900 С
Состав равновесной SO3 97,0 88,5 68,2 41,5 22,3 12,1
Внеси газов, • объемных SO2 2,0 7,7 21,2 39,0 51,8 58,6
процентах °2 1,0 3,8 6,0 19,5 25,9 29,3
281
Занимательная химия
Теперь дело за немногим: полученный триоксид серы SO3 надо отделить от исходных веществ So и 0g и провести реакцию превращения триоксида серы в серную кислоту. Это все одновременно делается в «поглотительных башнях».
282
Глава X. Элементы VIIA-групПы (халькогены) и их соединения
Представим себе большущий бак высотой с дом, а в диаметре метра два. К этому баку сверху подсоединены трубы подачи поглотительной жидкости, е снизу — трубы для отвода серной кислоты и входа смеси газов, содержащих триоксид серы. Внутри «бака» (а это и есть поглотительная башня) насыпаны кольца — «насадка* из кислотоупорной керамики. Эти кольца похожи на короткие (10-сантимет-ровые) отрезки макарон, только «макароны» очень толстые — около 10 см в диаметре.
На насадку, как из душа, через сеточку разбрызгивается поглотительная жидкость. Это вовсе не вода, с которой реакция триоксида серы идет очень бурно и даже шумно. Если поглощать триоксид серы водой, жидкость настолько разогреется, что закипит; будут образовываться пары серной кислоты, которые прорвутся из башни в атмосферу и причинят немало бед.
Кстати, и растворение серной кислоты в воде тоже идет с выделением тепла — настолько большим, что смесь может закипеть. Запомним, что строжайшим образом запрещено во время приготовления растворов серной кислоты приливать воду к кислоте: это грозит серьезными ожогами. Надо вливать кислоту в воду, а не наоборот!
Химики-технологи придумали, какую поглотительную жидкость можно подавать в башни, чтобы ЭТО было выгодно и удобно: 98%-ную концентрированную серную кислоту. Два процента воды — это так мало, что нагревание жидкости будет слабым и неопасным.
Кроме того, можно будет получить и «суперкон-Центрированную* серную кислоту — олеум, из которого можно потом приготовить кислоту любой концентрации. Олеум — это 100 %-ная серная кислота,
283
Занимательная химия
в которой растворена дисерная кислота H2S2O7, од. разующаяся по реакции:
H2SO4 + SO3 — H2S2O7
Поглотительная башня — хороший пример принципа противотока, который часто применяется в хи* мической промышленности. Этот принцип — направлять потоки реагирующих веществ навет ре-чу друг другу, чтобы обеспечить полноту протекания процесса. В результате технология проведения любой химической реакции становится очень эффективной.
Мы совсем забыли о том, что надо было еще избавиться от примеси исходных веществ — кислорода и диоксида серы в газах, которые пущены в поглотительную башню. Ну, это достигается просто: ведь ни диоксид серы, ни тем более кислород практически нерастворимы в концентрированной серной кислоте. Их отводят из башни по газоотводной трубе и присоединяют к газам, входящим в контактный аппарат с катализатором.
Таким образом, и здесь есть место технологической «принципиальности». Возвращение неизрасходованных исходных веществ на предыдущие стадии процесса тоже помогает увеличить эффективность получения продуктов.
Настало время рассказать и о контактном аппарате, и о катализаторе. Контактный аппарат — это «бачок» куда меньшего размера, чем поглотительная башня. Внутри у него, как в духовке газовой плиты, находятся решетчатые полочки. А на этих полочках насыпан твердый катализатор.
Интересно, как он выглядит?
Представим себе, как из тюбика выдавливается зубная паста и попадает в нужном количестве на зубную щетку. Катализатор из оксида ванадия V2Os очень похож на такие же по размеру «колбаски»,
284
Глава X. Элементы V11A группы (халькогены) и их соединения
только они твердые и оранжевого цвета. Этих колба-еок в контактном аппарате очень много, и у них, всех умеете, большая суммарная поверхность.
Вот этого-то и добиваются химики-технологи — чтобы поверхность контакта веществ при гетерогенном процессе (взаимодействии с участием катализатора) была максимальной. Тогда и скорость будет выше, и равновесие будет достигнуто быстрее.
Смесь исходных газов по трубам поступает в аппарат, «контактирует» с катализатором и выходит прочь «через другую дверь» — то есть через отводящую трубу, уже обогащенная продуктом — триоксидом серы.
Все как будто понятно с получением серной кислоты, кроме одного: как это получается исходный сернистый газ из пирита? Уравнение реакции обжига мы уже видели на с. 272.
Но и здесь есть любопытные подробности. Ведь обжиг пирита ведут «в кипящем слое». Как же может «закипеть» твердое вещество пирит — тяжелые камешки кристаллического строения?
Есть, оказывается, такие аппараты (они так и называются — «печи кипящего слоя»), в которых поведение вполне солидных на первый взгляд веществ становится «легкомысленным» и похожим на кипение Жидкостей с выделением множества пузырьков пара.
Кусочки дробленого пирита находятся на решетке Сечи обжига, а снизу туда с большой силой подается Подогретый воздух, так, чтобы пирит не лежал «камнем», а беспрерывно приподнимался и поворачивался, однако не уносился газовым потоком слишком Высоко. Это и есть обжиг «в кипящем слое», где при Подходящей температуре будет идти нужная реакция. К тому же раз доступ кислорода воздуха к кусочкам пирита возможен со всех сторон, этот гетерогенный процесс тоже идет весьма быстро.
285
Занимательная химия
Последняя «подробность» такого важного для всей химической технологии процесса — получения серной кислоты — это то, как избавляются от пыли и примесей в газах.
Сернистый газ после обжига пирита (тем более в условиях «кипящего слоя») содержит столько пыли и примесей, что пускать его напрямую в контактный аппарат с катализатором просто опасно. Ведь катализаторы — вещества капризные, запросто могут «отравиться» и утратить свои замечательные свойства, если на них попадет вредное вещество. Поэтому, прежде чем пустить газовую смесь к катализатору, ее очищают — сначала от пыли, а потом от химических примесей.
Для этого служат особые аппараты — «электрофильтры сухой и мокрой очистки». В них электрическим полем улавливаются все примеси, которые могут навредить катализатору...
В печи для обжига пирит В контактный аппарат.
В потоке воздуха кипит; Контакт? Готово, есть контакт! Получится сернистый газ. Продукт конечный поглощают Его очистят много раз, И наконец-то получают Потом добавят кислород, Прекрасный чистый олеум, — И газовая смесь пойдет О нем твердили в школе нам.
А теперь самое главное: ради чего все эти ухищрения и тонкости? Зачем нужна эта самая серная кислота? Чем она так примечательна?
Серная кислота в огромном количестве идет на производство удобрений (см. гл. XI, 7), взрывчатых веществ, красителей, моющих средств. Много серной кислоты расходуется в свинцовых аккумуляторах автомобилей в качестве сернокислотного электролита-Кроме всего прочего, налаженное производство сер' ной кислоты позволяет получать ее с меньшими затратами, чем любую другую сильную кислоту. Сер-
286
Глава X. Элементы V11A группы (халькогены) и их соединения
кислоту H2SO4 используют в самых различных рбластях промышленности — от автомобильной до электронной.
Рассмотрим свойства серной кислоты, на которых основано ее широкое применение.
• Во-первых, это сильная кислота и в разбавленных растворах нацело подвергается диссоциации:
H2SO4 = 2 Н+ + SO42'
Значит, разбавленную серную кислоту можно применять везде, где требуется создать кислую среду, растворить активные металлы, нейтрализовать оксиды или гидроксиды.
• Во-вторых, серная кислота — двухосновная и образует, как говорят химики, «два ряда солей» — средние соли сульфаты и кислые соли гидросульфаты, например, сульфат натрия NagSC^ и гидросульфат натрия NaHSO4.
• В-третьих, когда серная кислота не разбавленная, а концентрированная, она становится сильным окислителем. Например, она может растворять некоторые металлы, не поддающиеся разбавленным кислотам (см. гл. VII, 2). Это те металлы, которые располагаются в ряду напряжений правее водорода и не могут восстанавливать («вытеснять») его из кислот — например, медь или серебро. Но здесь не нарушается никакое химическое правило, ведь взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой дает не водород, а диоксид серы:
Си + 2 Н28О4(конц) = CuSO4 + 2 Н2О 4- SO21
2 Ag 4- 2 Н28О4(конц) — Ag2SO4 4- 2 Н2О + SO2|
Итак, запомним: концентрированная серная кислота — опасный окислитель и очень едкое вещество. В этих ее свойствах можно убедиться так: на
287
Занимательная химия
брать в тонкую пинетку или стеклянную трубочку чуть-чуть концентрированной серной кислоты и «нарисовать» этой трубочкой (то есть выходящод из нее понемногу серной кислотой) какой-нибудь знак на лоскуте фильтровальной бумаги или на бу. мажной салфетке. Буквально через несколько секунд надпись почернеет, а потом смоченная кислотой бумага и вовсе рассыплется в пыль.
В-четвертых, концентрированная серная кислота жадно поглощает влагу из воздуха, поэтому химики часто используют ее для осушки разных веществ, например газов. А уж как часто серную кислоту используют в качестве водоотнимающего средства в своих сложных синтезах химики-органики! Без серной кислоты не получить очень нужные людям летучие вещества — эфиры, не извлечь полезные вещества из природного сырья, не получить удобрений, красок, бумаги...
Если серной кислоты у вас достаточно, можно по-казать опыт, основанный на обезвоживании и одновременном окислении («обугливании») органического вещества сахарозы, иначе говоря, обычного сахара. Концентрированная серная кислота «нападает» на сахар и отнимает у него <и жизнь, и кошелек» (то есть воду).
Вот как это происходит. Сахарную пудру помещают в высокий стеклянпый стакан, чуть-чуть смачивают водой и перемешивают. Потом к влажному сахару приливают немного концентрированной серной кислоты (Осторожно! Серная кислота — еД" кое и опасное вещество!), быстро перемешиваю1, стеклянной палочкой. Палочку так и оставляют в середине стакана со смесью.Через одну-две мину ты сахар начинает чернеть, вспучиваться и в виде
288
Глава X. Элементы VIIA группы (халькогены ) и их соединения
объемистой, рыхлой и ноздреватой массы черного цвета подниматься, увлекая стеклянную палочку. Смесь в стакане сильно разогревается и даже немного дымится. Сахар «обижается», но против серной кислоты он бессилен.
Серная кислота не только отнимает от сахарозы ВОДУ, но и частично обугливает (окисляет) ее:
С12Н22О11 + 2 HgSO^Komi) =
= 11С + СО2|+ 13H2O + 2SO2|
£ I te А I
Выделяющаяся при реакции вода в основном поглощается серной кислотой с образованием гидратов — отсюда сильное выделение тепла. А углекислый газ, который получается при окислении сахарозы, и сернистый газ, образующийся при
289
Занимательная химия
восстановлении серной кислоты, вспучивают образующийся уголь и выталкивают его из стакана Вот такая химическая драма!
Как обнаружить в веществах сульфат-анионы?
Тут нам поможет реакция выделения белого осадка нерастворимого в воде и в кислотах сульфата бария BaSO4:
Ва2+ + SOi“ = BaSO4|
Любопытно, что сульфит бария BaSO3 — тоже белый осадок. Он, правда, растворим в кислотах, например в соляной:
BaSO3 + 2 НС1 - ВаС12 + Н2О + SO2 f
или в ионном виде:
BaSO3 + 2 Н+ = Ва2+ + Н20 + SO2 f так что отличить сульфат от сульфита совсем нетрудно.
А чтобы обнаружить сульфидные анионы, используют те же реакции, в которых сероводород и сульфиды показали себя как осадители катионов тяжелых металлов (с. 270).
Среди солей серной кислоты находят широкое применение не только минералы гипс и мирабилит. Сульфаты меди, железа и цинка образуют кристаллогидраты состава CuSO4 • 5 Н2О, FeSO4- 7 Н2О» ZnSO4 • 7 Н2О, которые часто называют медным, железным и цинковым купоросами. Купоросы используют для получения красок, ядохимикатов, медицинских препаратов и других очень нужных веществ.
Двойные сульфаты — квасцы, например, алюмокалиевые KA1(SO4)2 • 12 Н2О и хромокалиевые KCr(SO4)2 • 12 Н2О, применяются при отделке и окраске тканей и при выделке кожи.
290
Глава X. Элементы VIIA-группы (халькогены ) и их соединения
^9| Отгадаем загадку.
.J О каком веществе идет речь?
Я растворю любой металл. Меня алхимик получал В реторте глиняной простой. Слыву я главной кислотой... Когда сама я растворяюсь В воде, то сильно нагреваюсь.
(Серная кислота)
Кто есть кто иа этом « семейном портрете » ?
ники химического элемента серы Как их зовут ?
291
Занимательная химия
tf I Напоследок давайте разберемся еще с одной историей
Федя снял аккумулятор с «Жигуля»; Напряжение упало до нуля.
Феде посоветовал Андрей:
«Ты электролит туда залей!»
Федор взял на кухне соли: Он учил когда-то в школе, Что любой электролит, Если он водой залит, Распадается на ионы.
Этих ионов — миллионы!..
Соль — всегда электролит. Вот готов раствора литр.
Федор взял аккумулятор... Догадайтесь-ка, ребята Что сказал ему отец.
Тут истории конец.
Конечно, ничего хорошего отец сказать не мог: ведь Федя спутал химическое понятие «электролит» с сернокислотным электролитом для автомобильного аккумулятора... Хорошо еще, что он не успел залить раствор поваренной соли внутрь аккумулятора, иначе пришлось бы покупать новый.
pjfABA XI
Цементы VA-группы # их соединения
1, Элементы — в лучшем случае «безжизненные»
VA-группе Периодической системы Д. И. Менделеева мы встречаемся с элементами азотом N, фосфором Р, мышьяком As, сурьмой Sb и висмутом Bi. Среди этих элементов, давно известных людям, больше других распространен на Земле фосфор, его
около 0,1 %. Азота в земной коре меньше, зато он
преобладает в атмосфере. Сурьму, мышьяк и висмут
считают редкими, так как по распространенности они занимают среди всех прочих элементов места в пятом и даже в седьмом десятке.
Самый знакомый нам среди этих элементов — азот. Азот — это не только составная часть атмосферного воздуха, на 78 % состоящего из N2. Азот входит в состав самых важных для жизни на Земле веществ — белков. Соединения азота — участники обмена веществ в живой природе. Азот потребляется в живой природе по-разному, а выводится из организма человека и животных в основном в виде карбамида — мочевины (NH2)2CO. При разложении растительных остатков образуется аммиак NH3. Природные соли — селитры (нитраты) и нашатырь (хлорид аммония) NH4C1 известны людям с незапамятных времен.
Азот открыл Даниэль Резерфорд в 1772 году. Учась в Эдинбурге в университете, молодой Резерфорд увлекся химией. Удалив кислород из воздуха (Для этого под стеклянный колпак была поставлена
293
Занимательная химия
горящая свеча), он обнаружил, что в оставшемСя «удушливом воздухе» (а это и был азот) свеча уже горит, а мышь погибает. Резерфорд потом стал про. феесором ботаники, но вошел в историю как химик — за эту свою юношескую работу. Почти одновременно с ним азот открыл шведский ученый Карл Шееле, хи
мик и аптекарь. Современное название элементу азоту дал Антуан Лоран Лавуазье.
С фосфором знакомы все, кто хотя бы раз держал в руках коробку спичек. Более того, каждый из нас носит в себе довольно много (4,5 кг) этого элемента (конечно, в виде химических соединений). Фосфорсодержащие белки присутствуют в мышцах» мозговой ткани и
нервах. Но особенно много фосфора содержат кости и зубы: их химический состав почти точно совпадает с формулой минерала фосфорита Са3(РО4)2.
Однако название «светоносец» (по-латински «фос-форус» значит «светящий») этот элемент получил во-все не за горение спичек. Вот как это было.
Гамбургский солдат Хенниг Бранд, подобно другим алхимикам, упорно пытался отыскать волшебный философский камень, который возвращал бы больны**
294
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
Занимательная химия
старикам молодость и здоровье, а все металлы обращал в золото. Как и другие алхимики, Бранд действовал вслепую, подвергая разнообразные вещества химическим операциям — перегонке, выпариванию, прокаливанию. Однажды ему пришло в голову выпарить воду из мочи, которая в большом количестве скапливалась в ямах около солдатских казарм. Сказано — сделано. И вот получен сухой остаток от выпаривания. Бранд смешивает его с углем и песком, прокаливает и... в реторте оказывается удивительное, светящееся в темноте вещество, которое он назвал «холодным огнем».
Полученный Хеннигом Брандом в 1669 году фосфор не превращал серебро в золото, но обогатил своего первооткрывателя: за большие деньги алхимик показывал таинственное вещество знатным и богатым особам... Но вскоре монополия на демонстрацию фосфора закончилась самым бесславным образом. Тайну получения элемента-светоносца Бранд продал другому немецкому химику И. Д. Крафту из Дрездена, а потом секретом завладели еще два их соотечественника. Наконец, в 1680 году, независимо от предшественников, новый элемент получил английский физик и химик Роберт Бойль.
Мышьяк, пожалуй, знаком нам скорее по литературе на исторические темы: со времен египетских фараонов, царицы Клеопатры и других древних властителей излюбленным орудием для устранения политических противников были яды. Главным компонентом почтя всех ядов был мышьяк. Считают, что именно соединениями мышьяка был отравлен Наполеон Бонапарт, когда он находился в изгнании на острове Святой Елены.
Что касается простых людей, те использовали мышьяк тоже как яд — но для того, чтобы травить мышей и крыс. Считается, что отсюда и название этого элемента (см. гл.II, 3). Интересно, что в малых дозах мышьяк входит в состав многих лекарств. В кабине-
296
Глава XI. Элементы ГАгруппы и их соединения
де у стоматолога слово «мышьяк» означает не химический элемент, а оксид мышьяка состава Ая2О3.
Рукописи средневековых алхимиков донесли до gac имя человека, который в 1250 году впервые получил мышьяк. Это был немецкий монах, алхимик и философ Альберт фон Бальштедт, прозванный Альбертом Великим и «универсальным доктором». Больштедт получил мышьяк из его природных сульфидов — минералов аурипигмента As2S3 и реальгара As4S4. Эти минералы сначала подвергались обжигу, а потом прокаливанию с углем.
Вообще-то соединения мышьяка известны с глубокой древ
ности. Во всяком случае, упоминания и намеки на то, что в некото-
рых опытах получался этот элемент, содержатся во многих сочинениях, начиная с первого века нашей эры.
Сурьма — непременная составная часть сплавов для изготовления подшипников и типографских сплавов, которые служат для изготовления печатных форм при издании книг. Полтора века назад с сурьмой была знакома каждая российская модница. Тогда в России существовало выражение «насурьмить» (то есть подкрасить в черный цвет) брови. Правда, Для этой цели использовали не чистую сурьму, а ее сульфид Sb2S3. Русское название элемента берет свое Начало от турецкого слова «сюрме», что значит «набирание », « чернение бровей ».
Черный сульфид сурьмы — минерал сурьмяный блеск Sb2S3 образует сростки игольчатых кристал
297
Занимательная химия
лов, похожие на цветы, и по-гречески назывался «стиби» — отсюда латинское имя элемента «стиби-ум» и символ Sb.
Западноевропейское название сурьмы «антимоод. ум» связывают с драматическими событиями, якобы имевшими место в одном из средневековых монастырей. В самом начале XVII века легендарный монах-алхимик Василий Валентин впервые описал получение сурьмы в трактате «Триумфальная колесница антимония». Он прокаливал минерал сурьмяный блеск — сульфид сурьмы Sb2S3 и получал оксид сурьмы Sb2O3, а потом восстанавливал оксид сурьмы углем. Василий Валентин применял соединения сурьмы «для очистки организма от вредоносных начал». Действие своих снадобий он проверял на монахах ордена бенедиктинцев, которые от этого чаще всего умирали. Отсюда якобы и название сурьмы «антимониум» — «противомонашеский».
В средневековых книгах сурьму обозначали фигурой волка с открытой пастью. Вероятно, «хищный» символ связан с тем, что сурьма легко плавится и при этом растворяет многие другие металлы («пожирает» их).
Элемент висмут — составная часть многих сплавов, которые отличаются легкоплавкостью. Некоторые из них становятся жидкими уже при температуре 60-70 °C. Это значит, что ложечка из такого сплава превращается в расплав в чашке с горячим чаем! Такие сплавы — не химический курьез. Они применяются, например, в противопожарной сигнализации. Многие соединения висмута, главным образом соли, применяются в медицине для лечения желу* дочно-кишечных болезней.
Первые сведения о металлическом висмуте, его добыче и переработке появились в 1529 году в труда* немецкого металлурга Георгиуса Агриколы. Однако долгое время висмут считали разновидностью сурь-
298
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
лид, свинца и олова. И только в начале XVIII века сразу два химика — швед Торнберн Улаф Бергман и не-цец Иоганн Генрих Потт установили, что висмут — #го самостоятельный химический элемент.
С названием этого элемента до сих пор не все ясно. Немецкое слово «висмут» означает «белый металл». Но, может быть, имя элемента происходит от немецких слов «визе» — луг и «мутен» — рудник и означает, что в Германии этот металл издавна добывали в рудниках, расположенных в лугах округа Шнеебург в Саксонии? Или название «висмут» образовано от арабского «би исмид» — «похожий на сурьму»? Висмут действительно по многим свойствам схож с сурьмой, как брат с сестрой. В России висмут долго называли смешными именами: «нимфой», «глаурой», «демогоргоном» и даже «стекловидным оловом».
У элементов VA-группы нет своего особенного «семейного» названия, как у галогенов или халькогенов. И этому есть своя причина: уж очень непохожи между собой эти элементы. Правда, если рассматривать свойства элементов от азота до висмута, руководствуясь формальными признаками, сразу обнаружится большое сходство.
Начнем с внешней валентной электронной оболочки элементов. У каждого из них на внешнем уровне, отвечающем номеру периода, находятся по пять электронов — два на s-подуровне, три на р-подуровне. Чтобы из этого набора электронов получить более устойчивый восьмиэлектронный «комплект», есть два Пути. Надо либо добавить к электронной оболочке еще три электрона, позаимствованных извне, либо Наоборот, оторвать и «раздать» партнерам по химическим реакциям целых пять электронов.
Что сделать легче?
Трудно осуществить и тот, и другой вариант. Ато-Твы самых первых элементов этой группы азота и фо
299
химия
сфора невелики по размерам. Значит, их внешние электроны прочно притягиваются к ядру. Так же или почти так же сильно будут удерживаться и дополнительные три электрона, достраивающие оболочку д0 «магического числа» восемь. Это отвечает степени окисления элементов -III.
Такая степень окисления реализуется в водородных соединениях элементов VA-группы — аммиаке NH3, фосфине РН3. Однако их «живучесть» сильно убывает в ряду азот — сурьма. Арсин AsH3 и стибин SbH3 — крайне неустойчивые вещества, легко распадаются на водород и мышьяк (либо сурьму). А водородных соединений висмута вообще не бывает.
С другой стороны, оторвать пять электронов от атомов будет легче, если электроны эти находятся как можно дальше от ядра и связаны слабо. Значит, такому «электронному грабежу» более будут подвержены элементы с большим атомным номером — те, которые расположены в Периодической системе ниже.
Действительно, устойчивы соединения, где в степени окисления +V находятся фосфор, мышьяк, сурьма. Но если в этой степени окисления пребывает элемент азот, то он чрезвычайно сильно «сердится» на все свое химическое окружение и немедленно принимает меры, чтобы вернуть назад свое электронное имущество. А это означает сильную окислительную способность веществ, о которых идет речь. Хотя азот в степени окисления +V (например, в азотной кислоте или солях — нитратах) — вовсе не редкость, но и HNO3, и расплавленные соли типа KNO3 — сильные окислители.
Вовсе не обязательно отрывать все пять электронов от атомов элементов VA-группы, можно ограничиться тремя. На внешнем уровне останется два з-элек* трона, это тоже сравнительно устойчивое состояние атома.Так что степень окисления +111 существует. Химики подробнейшим образом исследовали и кис-
300
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
ротные оксиды с общей формулой Э2О3 (Э — элемент уд-группы), и слабые кислоты, которые им соответствуют, и соли этих кислот. И оказалось, что все эти вещества «легки на подъем» в том смысле, что и окислиться, и восстановиться им ничего не стоит.
Вот мы и убедились, как много общего между элементами VA-группы в соединениях. Зато простые вещества — элементы в свободном состоянии — очень сильно отличаются друг от друга.
Газообразный азот с двухатомными молекулами Na химически малоактивен. Фосфор — твердое вещество и может быть разным: белым (с четырехатомной молекулой Р4), красным (с полимерными частицами Рх) или даже черным. Все эти виды фосфора настолько сильно различны и по внешнему виду, и по свойствам, как будто образованы разными элементами, а не одним и тем же. Например, белый фосфор летуч, самовоспламеняется, светится в темноте и ядовит. А красный фосфор нелетуч, горит только после поджигания, не ядовит... Мышьяк, сурьма и вис-Мут — тоже твердые вещества. Серые разновидности кристаллических мышьяка и сурьмы внешне вапоминают металлы. А светлый, как олово, висмут и в самом деле металл. Итак, остается сделать вывод: в ряду азот-фосфор-мышьяк-сурьма-вис-Мут неметалличность элементов уменьшается.
Трижды открытый азот
Свободный молекулярный азот N2 - газ без цвета, вез вкуса и без запаха, он не поддерживает горение и Непригоден для дыхания. Азот почти не растворяется 6 воде. Столько «не» и «без» при описании свойств •лота накапливается из-за того, что у него совершенно особенные по строению молекулы.
301
Занимательная химия
Тройная связь между атомами в молекуле N2 де^ш ствительно очень прочна. Она образуется при пере. крывании трех атомных орбиталей каждого из двух атомов в молекуле азота (см. гл. Ill, 1). Обозначается это так:
N^N
Вот почему молекулярный азот химически неакти-вен, или, как говорят химики, инертен,. При комнатной температуре он реагирует только со щелочным металлом литием Li с образованием нитрида лития Li3N:
6 Li + N2 = 2Li3N
JLi° - 1 e = Li+I IN? + 6 e- = 2 N~in
В этой окислительно-восстановительной реакции атом азота принимает три электрона и восстанавливается до степени окисления -III.
Для того, чтобы добиться взаимодействия азота с другими металлами (даже такими активными, как магний) или с водородом, требуется высокая температура или электрический разряд:
600 СС
3Mg + N2 = Mg3N2
ne_
fMg° - 2 e~ = Mg+n lN? + 6e- = 2N“in
500 °C
3H2 + N2^2NH3
ne~
f H? - 2 e- = 2H+I IN? + 6 e~ = 2 N",n
302
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
Nz + O2^ 2NO пе~
fN2°-4e- = 2N41 10? + 4 е- = 2 О"11
В этих реакциях получаются нитрид магния jflg3N2, аммиак NH3 и монооксид азота NO.
Короче говоря, азот при комнатной температуре настолько неактивен, что его используют для создания инертной атмосферы для хранения и перевозки веществ, чувствительных к воздуху. Тем не менее у азота множество соединений. Самые важные из них отвечают степеням окисления —III, +Ш и +V. Для степени окисления -Ш это аммиак, гидрат аммиака и соли аммония; в качестве примера такой соли можно назвать хлорид аммония. А если степень окисления азота положительная, -1-1П или +V, то образуются кислотные оксиды и кислоты — азотистая и азотная. И, конечно, как полагается кислотам, они могут давать соли — нитраты и нитриты, например, нитрат натрия и нитрит натрия.
Характерная степень окисления Водородное или кислородное соединение Гидраты водородных и кислородных соединений Соли и ионы
-III NH3-аммиак NH3 • Н2О — гидрат аммиака NH4C1 и nh4 — хлорид аммония, катион аммония
+Ш N2O3 — триоксид диазота hno2 — азотистая кислота NaNO2 и N02 — нитрит натрия, нитрит-ион
+V n2o5 -пентаоксид диазота HN03 — азотная кислота NaNO3 и N03 — нитрат натрия, нитрат-ион
303
Занимательная химия
А вот аммиак — богач и бедняк
Аммиак NH3 — это самое важное из водородных соеди-нений азота. Впервые изучил свойства этого вещества английский химик Джозеф Пристли, который мног^ занимался ♦пневматической химией» — химией газов.
Аммиак NH3 — бесцветный газ с острым запахом, от которого перехватывает дыхание; он легче воздуха. Аммиак сравнительно легко переходит в жидкое состояние (при комнатной температуре для этого требуется избыточное давление всего лишь 8,5 атм). Жидкий аммиак используется в промышленных и бытовых холодильниках.
Молекула аммиака NH3 имеет пирамидальное строение. Атом азота N находится в центре незавершенного тетраэдра с тремя атомами водорода Н в вершинах, а к четвертой вершине обращено электронное облако с парой электронов, не участвующих в образовании химических связей:
В подходящих условиях эта «неподеленная» пара электронов может служить для присоединения кати' она водорода в реакциях аммиака с кислотами, либо
304
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
для взаимодействия с водой. Вот как это происходит.
Аммиак очень хорошо растворим в воде (1170 объемов NH3 на 1 объем воды при температуре 0 °C и 750 объемов при 20 °C). И этот процесс — не простое растворение. Аммиак с водой объединяются в слабое основание гидрат аммиака NH3 Н2О. Это происходит за счет того, что между атомом азота, обладающим не-доделенной электронной парой, и атомами водорода молекулы воды возникает так называемая водородная связь.
Что такое водородная связь?
Это дополнительная связь между полярными молекулами, содержащими атом водорода. Если партнеры по химической связи в значительной степени переместили электронное облако к себе, то водород превращается в практически * голый* протон. И этот протон способен сильно притягиваться к богатым электронами электроотрицательным «соседям*. Такие партнеры водорода, которые почти полностью лишают его электронного окружения — это элементы кислород, фтор или азот.
Вот почему химики говорят, что в воде, фтороводороде и аммиаке, а также в их водных растворах существует водородная связь.
Молекула аммиака
305
Занимательная химия
Правда, водородная связь не очень прочна. Имец. но поэтому водные растворы аммиака всегда пахнув аммиаком: он постоянно выделяется из них в атмо, сферу.
Водные растворы аммиака — вещь в хозяйстве очень нужная: с их помощью отмывают и отстирыва-ют застарелую грязь, выводят жирные пятна на стекле и фарфоре, приводят в порядок золотые и серебряные ювелирные изделия, а иногда добавляют в жидкость для мытья оконных стекол.
Нашатырный спирт, который продается в хозяйственном магазине, — это 5-10 %-ный раствор аммиака в воде. В технике используется и более крепкий раствор аммиака (его максимальная концентрация составляет 25 %). Такой раствор называется аммиачной водой.
Гидрат аммиака NH3 • Н2О в водном растворе, как и полагается слабому основанию, частично диссоциирует с образованием катионов аммония и гидроксидионов:
NH3 + Н2О NH3 • Н2О NH4 + ОН'
В результате среда раствора становится щелочной. Это будет заметно по малиновой окраске индикатора фенолфталеина в растворе нашатырного спирта.
Кроме гидроксид-иона, в реакции диссоциации, которую мы здесь записали, появляется кое-что совсем новое — сложный катион. Это катион аммония NH.J.
Катион аммония NH4 — частица совершенно симметричная и имеет форму тетраэдра, в центре которого расположен атом азота, а по вершинам четыре атома водорода:
306
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
Чтобы получить катионы аммония, не обязательно готовить раствор аммиака в воде и дожидаться, пока пройдет диссоциация гидрата аммиака. Можно добавить к раствору аммиака в воде какой-нибудь кислоты (например, хлороводородной). Или даже просто смочить одну стеклянную палочку нашатырным спиртом, а вторую — соляной кислотой и поднести их друг к другу. Мы увидим, как появляется ♦ белый дым* из мельчайших кристалликов соли хлорида аммония NH4C1. Это протекает реакция:
NH3 + НС1 = NH4C1
или в ионном виде:
NH3 + IT = NH4+
Ничего удивительного, что в результате такого взаимодействия получается новый сложный катион. У молекулы аммиака, как уже было сказано, есть не-поделенная пара электронов. А у катиона водорода электронов нет вовсе, зато есть пустая атомная орбиталь, которая ждет не дождется дорогих гостей — чу-Жую пару электронов. Поскольку катион водорода — Частица с положительным зарядом, электроны притягивают ее очень крепко:
307
Занимательная химия
Такой способ образования химической связи, когда один атом предоставляет электронную пару, а второй — свободную атомную орбиталь, химики назвали донорно-акцепторным механизмом (см. гл. Щ, 1). Здесь атом азота молекулы аммиака выступает в роли донора, отдающего свои электроны, а катион водорода — в роли акцептора. Его дело предоставить электронам азота удобную «квартиру* — атомную орбиталь.
Кроме хлорида аммония, существует много других солей с этим катионом. Все они хорошо растворимы в воде и имеют характерную особенность: при нагревании разлагаются, выделяя аммиак. Иногда для этого требуется температура всего 40-50 °C. При таком нагреве разлагается карбонат аммония (NH4)2CO3, который применяется в качестве разрыхлителя теста (например, в «муке для блинов*):
(NH4)2CO3 - 2 NH3| + CO2f + H20f
Другие соли разлагаются при 100-150 °C:
NH4C1 = NH3| + HClf
Соли аммония при действии щелочей образуют гидрат аммиака в растворе: ведь это слабое основание. А при нагревании они выделяют газообразный аммиак. Ионные уравнения реакций таковы:
NH4+ + OH“ = NH3-H2O
308
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
NH4+ + ОН’ = NH3f 4- Н2О|
Выделение аммиака при нагревании соли со щелочью — это качественная реакция на присутствие катионов аммония. Чтобы убедиться в выделении NH3, ровсе не надо принюхиваться: достаточно приблизить И смеси влажную красную лакмусовую бумажку. Она должна посинеть (среда щелочная). А еще можно поднести стеклянную палочку, смоченную концентрированной хлороводородной кислотой. В присутствии аммиака опять получится белый «дым» из кристаллического хлорида аммония NH4C1.
Если поставить под стеклянный колпак неболь-шую пластмассовую елочку и внести туда же в двух стаканчиках концентрированный раствор аммиака и концентрированную хлороводородную кислоту, то можно будет наблюдать, как елочка постепенно «покроется инеем», состоящим из
кристаллов хлорида аммония.
Мы уже знаем, как получить аммиак в домашних условиях — взять любую соль аммония (например, хлорид аммония NH4C1), добавить щелочь (например, гидроксид кальция Са(ОН)2), слегка нагреть, и готово — можно собирать газообразный аммиак. Уравнение реакции таково:
2 NH4C1 + Са(ОН)2 - 2 NH3| + 2 Н2О 4- СаС12
Поскольку этот газ легче воздуха, собрать его можно просто в перевернутую вверх дном колбу (банку, бутылку). А если не полениться и подобрать к этой посудине подходящую точно по размеру пробку (или пластмассовую крышку) с трубкой, то можно полюбоваться эффектным «цветным фонтаном», который получится оттого, что аммиак, собранный нами, словно жадный, ненасытный зверь, набросится на обыкновенную воду.
309
Занимательная химия
Не переворачивая колбу (или бутылку) с собран, ным аммиаком, закроем ее пробкой (или крышко^ и опустим конец трубки в кастрюльку с водой.
Для «включения фонтана» достаточно впрыснуть в сосуд с аммиаком несколько капель воды. Собранный в колбу аммиак (растворимость его огромна!) весь оказывается в этой калле воды, внутри сосуда создается разрежение, и под действием атмосферного давления туда с силой устремляется вода. Если в кастрюльку с водой предварительно добавить индикатор фенолфталеин, то вода фонтана мгновенно окрашивается в малиновый цвет: среда в растворе аммиака щелочная.
В старину водные растворы аммиака называли «аммиачным суслом» или «мочевым спиртом». Название «нашатырный спирт» сохранилось до сих пор-
Аммиак (в европейских языках его название зву* чит как «аммониак») и соли аммония своим именем обязаны оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жар*
310
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
jcoM климате разложение мочевины, которая содержится в испражнениях животных, идет особенно быстро. В результате получается NH3 и соли аммония.
Караваны с незапамятных времен Отдыхали там — в оазисе Аммон, Где прохлада, тень, деревья и вода. И поэтому спешили все туда — И посол с большой охраной, и купец, Путешественник и с письмами гонец, Конь, верблюд, навьюченный ишак... Вот откуда был в пустыне олгииак!
За полторы тысячи лет до нашей эры египетские Жрецы научились извлекать из верблюжьего навоза бесцветные кристаллы соли по имени «нушадир». Позднее это слово превратилось в «нашатырь» — так в старину называли хлорид аммония NH4C1.
В лабораториях, когда химикам требуется аммиак, его получают нагреванием смеси любых солей аммония с любыми щелочами. Но в промышленности, Конечно, используют другой способ, который позволяет использовать для синтеза аммиака даровое сырье — атмосферный азот. Как же это так? Ведь атмосферный азот химически инертен!
Да. Но в присутствии катализатора (например, Железного порошка) и при нагревании начинается Обратимая реакция:
3 Н2(г) + N2(r) 2 NH3(r)
Если для этой реакции провести расчет энтальпии К энтропии реакции, а также энергии Гиббса при Комнатной температуре, как мы это делали раньше (см. гл.VIII, 1), то получатся следующие значения ®тих величин:
АН° = -92 кДж; AS° = -201 Дж/К; AG° = - 32 кДж
311
Занимательная химия
Энтальпия реакции меньше нуля — значит, ре_ акция экзотермическая, протекать должна с выдед^. нием тепла. Энергия Гиббса меньше нуля — значИт реакция должна идти самопроизвольно. *
Но при комнатной температуре она и не думает начинаться! В чем же дело? Ну конечно, в очень высо-ком значении знергии активации. Энергетический барьер не дает возможности провести реакцию с заметной скоростью: слишком прочную молекулу азота N2 требуется предварительно «разорвать» на части.
Приходится повышать температуру. Но любое повышение температуры для реакции экзотермической — вещь нежелательная, поскольку сдвигает равновесие влево, в сторону исходных веществ — реагентов. И, значит, выход продукта при повышении температуры снижается (см. гл.VIII, 6).
Тогда повысим давление: ведь в реакции, которая нам так нужна для синтеза аммиака, исходных газообразных реагентов 4 моля, а конечного продукта — только 2. Повышая давление, мы сможем в какой-то мере справиться со сдвигом равновесия, вызванным повышением температуры.
Насколько это удается, покажет таблица:
Температура, °C Содержание аммиака в равновесной смеси, в объемных %
при 1 атм при 100 а тм при 200 атм при 1000 атм
200 15,2 80,6 85,8 98.3
300 2,2 52,1 62,8 92,6 _
400 0,4 25,1 36,3 79,8 _
500 0,13 10,4 17,6 57,5 __
600 0,05 4,5 8,3 31,4
800 0,01 1,2 2,2
1000 0,004 0,4 0,9
312
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
Сразу видно, как пагубно влияет на процент получения аммиака высокая температура. Чем она выше, гем меньше NH3 получается в равновесной смеси. А чем ниже температура, тем, казалось бы, больше продукта. Но это только на первый взгляд. На самом деле когда еще оно наступит, это самое равновесие, при низкой скорости процесса!
Как хорошо было бы проводить синтез аммиака из водорода и азота при 200 °C и 1000 атм! Есть только два «но*: первое — скорость реакции слишком низкая и процесс будет невыгоден; второе — такого колоссального давления не выдерживает обычное химическое оборудование. Придется использовать дорогие легированные стали, а это опять-таки невыгодно.
Значит, следует придерживаться «золотой середины* и взять, например, давление 300 атм и температуру около 500 СС. Строя схему процесса получения аммиака, надо помнить о технологических принципах, которые мы сформулировали совсем недавно.
Для получения аммиака потребуется водород и азот. Азот обычно получают, сжижая воздух, а потом подвергая его перегонке. Первым из жидкого воздуха (а это смесь жидких азота и кислорода, содержащая небольшие количества аргона, диоксида углерода и других веществ) испаряется азот. Вот, пожалуйста, первое из исходных веществ для синтеза аммиака.
Водород получается в большом количестве в процессах, связанных с электролизом водных растворов солей — например, хлорида натрия. Поэтому с водородом тоже проблем обычно не бывает. Смешав азот с водородом в нужном соотношении (на один объем азота — три объема водорода, так нам предписывает закон Авогадро), пускают азото-водородную смесь в Компрессорный цех. Там ее сжимают до нужного давления. В один прием повысить давление в триста раз
31 IS
Занимательная химия
невозможно, так что применяется трехступенчатое сжатие смеси газов.
Колонна синтеза ( Контактный аппарат )
Когда нужное давление достигнуто, азотоводородная смесь по трубам устремляется в контактный аппарат с засыпанным туда катализатором. Катализатор синтеза аммиака чаще всего представляет собой... а кто из нас никогда не играл в лото? Вот именно такого размера и формы, полтора сантиметра высотой, полтора — в диаметре, маленькие цилиндрики из железа с добавками. Эти цилиндрики очень прочные: ведь газовая смесь ударяется в них прямо-таки с ураганной скоростью.
Но как бы ни старались химики-технологи, стопроцентного выхода аммиака им не добиться! Поэтому после того, как полученный аммиак отделят от газовой смеси в холодильниках (там он сжижается), оставшиеся газы возвращают обратно по трубам и добавляют к исходной смеси.
314
Глава XI. Элементы VA группы и их соединения
Вот как легко мы расправились с получением аммиака, используя правила смещения химического равновесия, которые носят имя Ле Шателье!
На самом деле задача эта была непростой и потребовала очень больших усилий и много времени. Первый патент на способ получения аммиака из азота и водорода в присутствии катализатора был взят в 1901 году самим Анри Ле Шателье. А промышленная установка синтеза аммиака была создана немецкими учеными химиком Фрицем Габером и инженером Карлом Бошем только в 1913 году.
Для Габера это было осуществлением на практике ваветной мечты: ведь еще в 1904 году он начал эксперименты по получению аммиака из водорода и азота. Тогда все его попытки добиться взаимодействия азота с водородом под действием электрического разряда и нагревания до 1000 °C были безуспешны.
И только применение сразу трех факторов, влияю-Тцих на равновесие в химической реакции, — температуры (500 °C), давления (200 атм) и катализато
315
Занимательная химия
ра, да еще использование целого «букета» технологу, ческих приемов позволили наконец решить проблему
Особенно трудоемким делом был подбор к а та л и Затора процесса. Хороший катализатор получился бы из металла осмия Os, но он дороже золота и платины. Сейчас в колоннах синтеза аммиака работает деще-вый и эффективный катализатор на основе губчатого железа Fe с добавками оксидов калия и алюминия К2О И А12О3.
Впоследствии и Габер, и Бош были удостоены за эту работу Нобелевской премии. Сейчас во всем мире аммиак получают методом Габера — Боша.
Интересно, для чего людям нужно так много аммиака? Неужели для удобрения полей? Да. Но не только.
Из аммиака получают азотную кислоту, а она необходима и для синтеза красителей, и для производства пластмасс, и для взрывчатых веществ... Но чтобы получить азотную кислоту, аммиак сначала окисляют.
Если газообразный аммиак NH3 поджечь в кислороде, то он сгорает, превращаясь в азот и воду:
4NH3 4- ЗО2 = 2N2 + 6Н2О
П?
(2 N'111-6 е~ = N?
1О2° + 4 е = 2 О41
Но окисление аммиака в присутствии катализатора металлической платины Pt идет иначе, с образованием монооксида азота NO и воды:
4NH3 + 5О2 = 4NO 4- 6Н2О
fN-ni-5«- = N+n lOj + 4 е~ = 2 О 11
316
Глава Xi. Элементы VA-группы и их соединения
Эта реакция и начинает цепочку химических превращений, которая в конечном итоге приводит к азотной кислоте. Но прежде чем «распутывать» эту цепочку, надо будет еще познакомиться с оксидами азота и их свойствами.
В чем главное богатство аммиака и почему он становится нищим?
Добрый старый аммиак, Он богач, и он - бедняк.
Богат неподеленными
Своими электронами;
Но только (вот беда!) ему
В растворе скучно одному.
Он погулять готов всегда:
Там кислота, а тут - вода... Потом, обобранный до нитки, Он плачет: «Где мои пожитки? Какое это беззаконие:
Стал катионом я аллония!»
Все мы, конечно, понимаем, почему аммиак стал катионом аммония: в кислой среде и в водном растворе подобные случаи с ним — не редкость.
4 I «Веселящий газ», «бурый газ» и другие оксиды азота
Начнем с того, что азот в кислороде не горит. Ну разве что при электрическом разряде может в очень небольшой степени протекать реакция:
N2 + О2 2 NO
Поэтому при обычных условиях в воздухе оксидов азота практически нет. И все-таки они существуют. Более того:
317
Занимательная химия
Оксидов у азота — пять. И нам давно пора узнать Их нравы, вкусы, настроение, Манеру жизни, поведение.
Монооксид диазота N2O в прошлом веке больще был известен под названием «веселящий газ*. Это бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым привкусом. В смеси с воздухом он действует на людей по-разному — кого действительно «веселит», а кого-то погружает в сон. Все зависит от возраста человека, концентрации газа и принятой дозы.
«Веселящий газ» применяется в медицине, он позволяет дать пациенту вполне безопасный наркоз. Монооксид диазота почти не растворим в воде, вдобавок он не взаимодействует с водой, растворами кислот и оснований и является несолеобразующим оксидом.
Монооксид азота NO — тоже несолеобразующий оксид. Это бесцветный газ, который на воздухе постепенно приобретает бурый цвет из-за того, что окисляется кислородом воздуха до диоксида азота NO2 — бурого газа:
2N0 + О2 - 2NO2
пе-
= N+1V
О2 + 4 е- = 2 О“п
Монооксид азота плохо растворим в воде и совсем с ней не реагирует. Он так же, как N2O, не взаимодействует с кислотами и щелочами.
Зато «бурый газ» — диоксид азота NO2 реагирует с водой за двоих или даже за четверых. При комнатной температуре реакция приводит к образованию азотной кислоты HNO3 и азотистой кислоты HNO2:
318
Глааа XL Элементы VA группы и их соединения
2 N02 + Н20 = HNO3 + HNO2
Чуть снизится температура — и красно-бурый ядовитый N02 превращается в бесцветную жидкость. Если к этой жидкости добавлять воду, охлажденную др О °C, тоже получается азотная кислота и вдобавок оксид азота(Ш) состава N2O3 — жидкость красивого синего цвета:
4 NO2 + Н2О = 2 HNO3 + N2O3
Легко догадаться, что при реакции с водой кислотного оксида N2O3 будет получаться азотистая кислота HNO2. Так и происходит... но только в самый первый момент и пока вода очень холодная:
N2O3 + Н2О = 2 HNO2
А потом все идет по-другому:
3 N2O3 + Н2О = 2 HNO3 + 4 NOl
При комнатной температуре N2O3 теряет всю свою красоту. Голубая жидкость начинает пузыриться и пениться, выделяя безобразный красно-бурый «дым» — диоксид азота NO2:
N2O3 = NO2 + NO
Если диоксид азота N02 пропускать не в холодную, а в горячую воду, то при реакции сразу получается азотная кислота HNO3 и монооксид азота NO:
3 NO2 + Н2О = 2 HNO3 + Not
Чтобы заставить диоксид азота взаимодействовать с водой без всяких «фокусов», вроде выделения второго продукта (NO, N2O3 или HNO2), придется «помочь» ему повысить степень окисления
319
Занимательная химия
атома азота с +IV до +V — иначе говоря, добанцТь кислород:
4 N02 + 2 Н2О + 02 = 4 HNO3
Вот какой пышный букет окислительно-восстановительных реакций дарит нам диоксид азота — бу. рый газ! То он подвергается окислению и служит восстановителем (в последней реакции), то становится способен к дисмутации (иначе — диспропорционированию) в предыдущих...
Правда, когда в контакте с диоксидом азота оказываются такие вещества, как уголь, фосфор или сера, сам NO2 восстанавливается, становясь окислителем. Например:
2 NO2 + 2 S = N2 + 2 SO2
У азота есть еще один оксид — N2O5. При обычных условиях это белое твердое вещество, кислотный оксид и очень сильный окислитель. Его получают из азотной кислоты действием сильнейшего водоотнимающего средства — оксида фосфора состава Р4О10. А в воде N2O5 снова превращается в азотную кислоту.
5 | Когда-то селитрами звали нитраты, и «духом» была кислота
Азотная кислота HNO3 — это прозрачная едкая жидкость с плотностью в 1,4 раза большей, чем у во-ды. Она летуча и дымится на воздухе. Азотная кислота обычно бывает чуть желтоватого цвета из-за того, что на свету или при легком нагревании она начинает разлагаться с образованием диоксида азота NO2 " красно-бурого газа:
320
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
4 HNO3 4 N02 + 2 Н20 + 02
Недаром в России азотную кислоту называли в старину «зияющей красным гасом кислотой» или «селитряной дымистой водкой».
Азотная кислота хорошо растворима в воде и нацело диссоциирует на катион водорода и нитрат-ион:
HNO3 = Н+ + NO3
Это сильная кислота, или, как говорили алхимики и аптекари средневековья, «крепкая водка» (от ее латинского названия «аква фортис» — крепкая, сильная вода).
Для получения азотной кислоты в лаборатории используют взаимодействие нитрата натрия NaNO3 с концентрированной серной кислотой H2SO4:
H2SO4 + 2 NaNO3 = 2 HNO3| + Na2SO4
Чтобы в результате реакции выделить азотную кислоту, смесь подогревают. Это помогает усилить испарение летучей азотной кислоты. Парообразную азотную кислоту отводят по трубке и охлаждают.
Любопытно, что способ получения азотной кислоты по обменной реакции — нагреванием смеси селитры (нитрата щелочного металла) и серной кислоты придумал 350 лет назад немецкий химик и аптекарь Иоганн Рудольф Глаубер. Отличие состоит лишь в том, что Глаубер использовал не натриевую селитру (нитрат натрия), а калиевую — нитрат калия KNO3:
H2SO4 + 2 KNO3= 2 HNO3f + K2SO4
Азотную кислоту, получаемую по этому способу, Глаубер называл «спиритус нитри» — «дух селитры». Сведения о реакции Глаубера отыскались и в записках царя Петра I, который искренне интересовал
321
Занимательная химия
ся самыми разными ремеслами: «Фунт истертой селитры положить в стеклянный реторт и взлить на то по малу фунт самого чистого масла купоросного». Применение концентрированной серной кислоты («купоросного масла») и чистой селитры позволяло выделить «крепкую.» (96-98 %) азотную кислоту.
Сейчас азотную кислоту получают по-другому. Как именно? Аммиак NH3 в присутствии катализатора (сплава платины и родия) окисляют кислородом до монооксида азота NO, а потом — до диоксида азота NO2:
4 NH3 + 5 О2 = 4 NO + 6 Н2О;
2 NO + О2 = 2 NO2
При поглощении водой NO2 дает азотную кислоту и монооксид азота NO:
3 NO2 + Н2О = 2 HNO3 + NO, который возвращают на стадию воздушного окисления.
Если этого не делать и дать монооксиду азота улетать в атмосферу, то окружающей среде будет нанесен непоправимый ущерб. Почему? Да потому, что NO, попадая в атмосферу, встретится с кислородом воздуха и неизбежно превратится в NO2 — бурый газ. На тех промышленных предприятиях, где пренебрегают очисткой отходящих газов, из фабричных труб порой выходят длинные «шлейфы» желтого цвета. Это и есть NO2. Несмотря на веселое имя такого дыма — «лисий хвост», он вовсе не безобиден: при действии влаги из NO2 тут же получается азотная кислота. Это еще одна причина «кислотных дождей», о которых уже шла речь (гл.Х, 4).
Тем способом, о котором мы здесь узнали, получают 50-60 %-ную азотную кислоту. Ее используют для производства удобрений.
Чтобы получить азотную кислоту с концентрацией 98 %, диоксид азота сначала охлаждают и переводят
322
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
0 жидкое состояние (для этого требуется снизить его температуру всего лишь до 20 °C). Потом ♦позволяет» ему встретиться в реакторе-поглотителе с водой и с кислородом:
4 NO2+ 2 Н2О + О2 = 4 HN03
Это производство требует повышенного давления — хотя и не такого высокого, как при синтезе аммиака, но все же довольно внушительного (около 50 атм). Все крупнейшие заводы мира получают азотную кислоту именно по этой технологии.
Азотная кислота HNO3 — вещество опасное, в центре молекулы у нее находится очень «сердитый» атом азота в степени окисления +V. А это значит, что, как и все другие соединения азота в этой степени окисления, HNO3 — сильный окислитель и стремится у всяких металлов отнимать электроны. Причем азотной кислоте совершенно безразлично, в каком месте ряда напряжений располагается металл. Окислительной агрессии подвергаются даже те из них, которые в ряду напряжений находятся правее водорода — медь и серебро. Единственное, чем как-то различается поведение HNO3 в реакциях с разными веществами, так это составом продуктов, в которые она превращается в окислительно-восстановительном процессе. И здесь выясняется, что:
* концентрированная азотная кислота восстанавливается до диоксида азота ЫО2. Значит, азот(+У) восстанавливается до азота(+ГУ):
Nw + le- = N4V;
•разбавленная азотная кислота восстанавливается До оксида азота NO. Значит, азот(+У) восстанавливается до азота(+П):
N+v + 3 е~ = N+n;
323
Занимательная химия
• очень разбавленная азотная кислота восстанавливается до катиона аммония NH4. Значит, азот(+\г) восстанавливается до азота(-Ш):
N+v + 8 е~ = N-111
Правда, для этого требуются в качестве восстановителей достаточно активные металлы.
Когда Иоганн Рудольф Глаубер получил азотную кислоту, он, конечно, обнаружил ее необычайную химическую активность. Сохранились отдельные записи Глаубера, где он утверждал, что полученная им азотная кислота («спиритус нитри») оказалась чрезвычайно едкой жидкостью, которая растворяла все металлы: и железо — «марс», и медь — «венеру», й серебро — «луну», только золото («солнце») оставалось в азотной кислоте неизменным.
А теперь нам
324
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
Предстоит вникать в подробности Окислительной способности Этой самой кислоты.
Будет нам совсем не скучно — Все достаточно научно.
У азотной кислоты Необычные черты...
Из множества событий в жизни азотной кислоты выберем только несколько самых главных.
Вот три сражения, победитель которых известен заранее.
Для начала возьмем металлическую медь. В ряду напряжений металлов она находится правее водорода, правда? С кислотами вроде разбавленной соляной или разбавленной серной медь не реагирует, ведь так? Но в разбавленной азотной кислоте HNO3 будет происходить реакция с выделением газа:
3Cu + 8HNO3(paa6) = 3Cu(NO3)2 + 2NO *+ 4Н2О
пе~
(Си0 - 2 е~ = Си+П IN+V + 3 е~ = N+n
В результате вместо металлической меди в растворе появится соль голубого цвета, содержащая катионы меди, а азотная кислота превратится в мо-нооксид азота NO — бесцветный газ, который на воздухе буреет, потому что постепенно превращается в диоксид азота NO2. Кроме того, азотная кислота еще Предоставит достаточное количество нитрат-ионов, Чтобы получилась соль нитрат меди Cu(NO3)2.
Итак, первая победа азотной кислоты над металлом налицо! Никакие медные «доспехи» от нее не защитят. Но может быть, серебро противопоставит этой
325
Занимательная хилгия
агрессивной кислоте достойную защиту?! Ничего ц0. добного: с серебром азотная кислота расправляется с такой же легкостью, как с медью.
Возьмем металлическое серебро и концентрированную азотную кислоту. Взаимодействие налицо; кажется, мы уже видим своими глазами, как воздух наполняется бурым газом, чувствуем его обжигаю-щий запах... и серебро... — где оно? Растворилось!
Ag + 2НЫОз(конц) = AgNOg + NO2t +Н2О
пе~
(Ag° - 1 = Ag+I
lN+v+l<r = N+IV
Образовался нитрат серебра AgNO3 — ляпис. Это вещество в древности называли «адским камнем» за его своеобразные свойства. Достаточно сказать о прижигающем действии ляписа, которое используется в медицинских целях уже почти восемьсот лет.
Итак, серебру нечего противопоставить азотной кислоте: она побеждает и его. Очередь за цинком, но здесь все предрешено заранее. Цинк — металл очень активный, в ряду напряжений стоит намного левее водорода... Для того, чтобы побороть этого горе-«ры* царя», много усилий тратить не надо. Достаточно будет и очень разбавленной азотной кислоты:
4Zn + 10HNO3(o4. разб) =
= 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + ЗН2О
Zn° -2г- Zn+n°
N+v + 8 e~ = N'm
326
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
Поскольку здесь азот — главный атом азотной кислоты — восстанавливается до степени окисления -III, то кроме нитрата цинка Zn(NO3)2 получается еще одна соль в растворе — нитрат аммония NH4NO3.
Итак, металлы против азотной кислоты оказались совершенно бессильны. Попробуем-ка теперь выяснить, как азотная кислота отнесется к неметаллам. Ведь они в каком-то отношении «соратники» азота в химическом мире (он тоже неметалл). Ну нет! Азотная кислота их тоже не жалеет.
Здесь у нее принцип такой: «Бей своих - чужие бояться будут». И сера, и уголь в азотной кислоте окисляются и даже горят:
S + 6HNO3(kohu) « H2SO4 + 6NO2f + 2Н2О
п?
Г S0 - 6 е- = S+VI
\N+V + 1 е = N+1V;
С + 4НКГО3(конц) = СО2| + 4NO2 | + 2Н2О
пе~
( С° - 4 е~ = C+,v lN+v + 1 е~ = N4V
В результате получаются серная кислота H2SO4 и диоксид углерода СО2 и, конечно, диоксид азота NO2.
Но все же есть и на азотную кислоту управа! Ее создатели — рыцари «пассивного» образа.
Такие металлы, как железо, алюминий, кобальт, *ром, свинец при «купании» в холодной концентрированной азотной кислоте не только не растворяются, но и приобретают дополнительную стойкость.
327
Занимательная химия
Они становятся «красавцами, пригожими с лица» Иначе говоря, поверхность металлов покрываете^ тончайшей прочной пленкой, которая защищает их от дальнейших бедствий — металлы пассивируются. И после такой «ванны» ни железо, ни алюминий це реагируют с кислотами — не только с азотной, но и с соляной, серной и другими.
Вот, оказывается, как можно защититься от азотной кислоты — всепожирающей и ненасытной! Можно даже перевозить концентрированную азотную кислоту в железных цистернах из «пассивированного» металла по железной дороге. Однако стоит нагреть азотную кислоту — и пассивирующая пленка разрушается на любом погруженном в нее металле. И снова перед «агрессоршей» нет достойных противников, кроме металлов золота и платины: против них азотная кислота бессильна.
@г. Но если смешать концентрированные азотную и хлороводородную кислоты, получится «царская водка», которая сокрушает и «царя металлов* золото, и платину, превращая их в комплексные соединения.
Например, золото превращается в хорошо растворимый тетрахлороаурат водорода Н[АиС14]:
Au + HNO3 + 4 НС1 = « H[AuC14] + NO| + 2 H20
У азотной кислоты есть «детки» — это соли ни три-ты, все без исключения хорошо растворимые в воде. Они получаются при взаимодействии любых металлов с этой кислотой. А нитраты щелочных металлов это природные минералы, разные «селитры»: индий скал, или калийная — нитрат калия KNO3> чилийс кая, или натронная (натриевая) — нитрат натрия
328
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
NaNO3. Искусственно получают еще норвежскую (кальциевую, или известковую) селитру — нитрат кальция Ca(NO3)2.
Эти соли — хорошие удобрения. Но некоторые селитры известны и в другой роли. Калийная селитра KNO3 — составная часть пороха, она уже при небольшом нагревании отщепляет кислород, необходимый для быстрого окисления угля и серы, горючих веществ пороха:
2 KNO3 = 2 KNO2 + O2f
В этой реакции окислителем снова служит атом азота в степени окисления + V. Здесь он отнимает электроны даже от атома кислорода! В результате получается кислород О2 и нитрит калия KNO2. При нагревании отщепляют кислород и все другие нитраты.
Даром времени не тратя, Разберемся, как нитраты В печке разлагаются.
Что же получается?
Когда прокаливают нитрат металла, находящегося в ряду напряжений от магния до меди, то получаются оксид металла, диоксид азота и кислород. Например, в реакции разложения нитрата меди Cu(NO3)2:
2 Cu(NO3)2 = 2 CuO + 4 NO2f + O2f
получается оксид меди CuO, NO2 и O2.
Если разлагается нитрат более благородного металла, чем медь, например, нитрат серебра AgNO3, то кроме NO2 и О2 получается металлическое серебро:
2 AgNO3 = 2 Ag + 2 NO2f + O2f
Таким образом, на самом деле командуют термическим разложением нитратов те металлы, катио
329
Занимательная химия
ны которых входят в состав солей. И возникает интересная ситуация: азот с кислородом в солях-нитратах «выясняют отношения», а металлы тем временем решают для себя вопрос: превратиться ли в оксид, выделиться в чистом виде или остаться в составе нитрита. В общем, все это выглядит примерно так:
Щелочной металл — такой активный, Он командным тоном говорит:
♦Быть нитратом — это так противно.
Из нитрата превращусь в нитрит!*
А металлы из компании от магния до меди. Цинк, железо и другие их соседи — Осторожно и спокойно, без обид, Из нитрата ♦извлекают» свой оксид.
Выбрали вполне достойный путь...
Ну, а что же серебро и ртуть?
Вот металлы, что себя считают «благородными» И желают стать совсем-совсем... свободными.
Любопытно, что соли аммония — нитрат аммония NH4NO3 и нитрит аммония NH4NO2 — разлагаются при нагревании иначе. Здесь происходит «выравнивание» степеней окисления атомов а.юта. В результате образуются вода, оксид диазота N2O или молекулярный азот N2:
NH4NO3 = 2 Н2О + N2Of ;
NH4NO2 = 2 H2O + N2f
Вот, пожалуйста, и способ получения «веселящего газа» N2O — осторожное прокаливание нитрата аммония NH4NO3. Чистый азот в лаборатории можно получить, если прокаливать нитрит аммония NH4NO2.
Распознать и отличить от любых других солей твердые нитраты нетрудно. Надо бросить на раска-
330
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
денные угли в печи щепотку их кристаллов. Нитраты <гут же разлагаются, при этом всегда получается кислород — значит, происходит яркая вспышка. А если нагревать любой сухой нитрат с концентрированной серной кислотой, будет выделяться бурый газ. Его-то уж точно не спутаешь ни с чем другим!..
□ Давайте переведем с «алхимического» языка такую запись:
«Крепкая водка пожирает луну, выпуская лисий хвост. Сгущение полученной жидкости порождает адский камень, который чернит ткань, бумагу и руки. Чтобы луна опять взошла, прокаливай адский камень в печи...»
Ответ таков: вспомним, что «луной» алхимики называли серебро, «крепкой водкой» — азотную кислоту, а «адским камнем» — кристаллический нитрат серебра. «Пожирает» значит «растворяет», «сгущение» — это выпаривание и кристаллизация растворенной соли, а «восход луны» — образное обозначение выделения металлического серебра при прокаливании нитрата серебра. Вот и уравнения реакций, о которых идет речь:
Ag 4- 2 НМО3(конц) = AgNO3 + NO2f + Н2О
2 AgNO3 = 2 Ag + 2 NO2 f + O2 f
Алхимики, правда, ничего не сказали о выделении кислорода. Похоже, что они его просто не заметили.
Сказка-загадка
Поспорили как-то раз Нашатырь и Селитра, кто из Них важней да сильней. Селитра и говорит:
331
Занимательная химия
— Вот я, бывало, возьму себе в компанию Серу Уголь, да пальну — так, что дым пойдет! То-то потеху
А Нашатырь отвечает:
— Твоя потеха — военная, а моя — мирная. Я, во-первых, могу без насоса теннисный мячик надуть а ведь это нелегко. А во-вторых, я любой металл заставлю всю свою подноготную показать, а потому дружбу вожу с Паяльником и Канифолью.
Спорили они, спорили, так ни с чем и разошлись.
О чем рассказывали друг другу Селитра и Нашатырь!
Селитра (нитрат калия) в смеси с углем и серой дает порох. При поджигании порох мгновенно сгорает, образуя большое количество газов — диоксида серы и диоксида углерода; окислителем в этом процессе служит селитра, которая превращается в нитрит калия:
2 KNO3 + S = 2 KNO2 + SO2t;
2 KNO3 + С = 2 KNO2 + CO2f
Нашатырь действительно надувает теннисный мячик без насоса. Только надо предварительно смешать его с нитритом натрия и спрессовать смесь в виде таблетки. Заготовка для теннисного мяча — это две одинаковых полусферы. Таблетку — смесь солей — кладут внутрь заготовки, смазывают резиновым клеем обе половинки мяча и нагревают в печке. Это делают для «вулканизации» клея (чтобы склеить половипки мяча). При этом разлагается и смесь солей; получается азот, который под давлением заполняет мячик:
NaNO2 + NH4CI = NaCl + N2f + 2 Н2О|
А когда предстоит с помощью паяльника соединить медные провода, их поверхность предварительно обрабатывают нашатырем, чтобы очистить от ок* сидов металлов. Ведь спаять можно только совершей-
332
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
go чистые поверхности металлов! Хлорид аммония (нашатырь) при высокой температуре распадается на 8ммиак и хлороводород:
NH4C1 = NH3f +HClf
Хлороводород реагирует с оксидом меди и превращает его в соль хлорид меди, тоже летучую:
СиО + 2 НС1 = СиС12 + Н2О
Так место будущего спая становится совершенно чистым. У селитры и нашатыря есть и другие профессии, о них мы узнаем чуть позже — в конце этой главы.
Светоносный элемент и его потомки
Фосфор, так же как и азот, может образовывать двухатомные молекулы Р2. Однако своеобразие «светоносного» элемента в том и состоит, что такие молекулы Становятся устойчивыми только при высокой температуре, около 1000 °C. При обычных условиях атомы фосфора соединяются в молекулы другого состава. Белый фосфор состоит из четырехатомных молекул Р4, соединенных в виде тетраэдра:
Только это не такой тетраэдр, какой мы наблюдали, когда рассматривали строение молекулы аммиака
333
Занимательная химия
или катиона аммония. Фосфорный тетраэдр внутри пустой, это просто «клетка» из атомов фосфора.
Белый фосфор похож на воск, он мягкий и легкоплавкий, светится в темноте и вдобавок очень огнеопасен и ядовит.
Если нагревать белый фосфор до 300 °C без доступа воздуха, он превратится в красный фосфор — не ядовитый и совсем не светящийся красно-фиолетовый порошок, который используется в производстве спичек. Он состоит из полимерных (состоящих из большого числа атомов) молекул Рх.
Под давлением в сотни атмосфер получается черный фосфор, похожий по свойствам на металл (он проводит электрический ток и блестит). У черного фосфора кристаллическая решетка, как у металлов.
Отчего же светится фосфор? Ответ на вопрос не так-то прост. Начнем с того, что из всех «фосфоров» светится только белый Р4. В его тетраэдрической молекуле у каждого атома фосфора есть по паре электронов, которая располагается снаружи от тетраэдрической «клетки» Р4. Атомы фосфора «открыты» и легко доступны любым атакам извне со стороны атомов элементов-окислителей (вроде кислорода воздуха).
334
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
Легкодоступные электронные пары фосфора служат приманкой для любых других атомов, «жадных» до чужого электронного добра или, как говорят химики, обладающих высокой электроотрицательностью. Таков и кислород.
Белый фосфор светится не просто так, он окисляется — сначала атомы кислорода по-хозяйски располагаются между атомами фосфора в молекуле Р4. Это значит, что при медленном окислении из Р4 получается оксид фосфора(Ш) состава Р4О6:
Уравнение реакции окисления белого фосфора при Свечении таково:
Р4 4- ЗО2 — Р4О6
пе~
ГР4° - 12 е~ = 4 Р+ш
lOj + 4 е~ = 2 О 11
335
Занимательная химия
Когда белый фосфор воспламеняется и сгорает, ц0. лучается другой, более устойчивый оксид фосфора(\п РцОкь
Р4 + ~ Р4О10
пе-
Р? - 20 е~ = 4 P+v О2° + 4 г - 2 О-11
В молекуле Р4Ою уже нет никаких «электронных приманок» для веществ-окислителей, поэтому оксид фосфора(У) по отношению к окислителям проявляет полнейшее равнодушие. Его строение позволяет быть совершенно спокойным:
Оксид фосфора состава Р4О]0 кажется вполне устойчивым веществом. Но устойчивость эта — очень относительная. С водой Р4О10 реагирует активней*
336
Глава XI. Элементы VA-группы и их соединения
щим образом, как и полагается кислотному оксиду. При этом образуются сначала метафосфорная кислота НРО3, потом ортофосфорная Н3РО4:
Р4О10 + 2 Н20 = 4 НРО3
метафосфорная кислота
Р4О10 4 6 Н2О = 4 Н3РО4
ортофосфорная кислота
Ортофосфорная кислота Н3РО4 слабая и в водном растворе диссоциирует не нацело, а частично. Кроме того, она еще и трехосновная:
Н3РО4 Н+ + Н2РО4;
Н2РО4 Н+ 4- НРО4";
НРО4 Н+ + РО4“
В молекуле Н3РО4 есть три атома водорода, которые могут постепенно отщепляться и все сразу или по отдельности замещаться атомами металлов. В результате образуются три ряда солей: средние, вроде ортофосфата натрия Na3PO4 и кислые соли, например, гидроортофосфат натрия Na2HPO4 и дигидроор-гофосфат натрия NaH2PO4:
Н3РО4 4- 3 NaOH = Na3PO4 + 3 Н2О;
Н3РО4 + 2 NaOH = Na2HPO4 + 2 Н2О;
Н3РО4 4- NaOH = NaH2PO4 + Н2О
Как похожи друг на друга эти реакции, а в результате получились разные вещества — целых три соли С названиями, запомнить которые, наверное, так же Трудно, как изучить китайский язык. Но это только На первый взгляд!
Давайте представим себе ортофосфорную кислоту Н3РО4 в виде трехглавого дракона, родственника
337
Занимательная химия
Змея-Горыныча. А гидроксид натрия NaOH — on вро. де сказочного богатыря и начинает сражаться с драконом не на жизнь, а на смерть. Раз! И с драконьей щеи слетает первая голова. Это первый атом водорода, соединившись с гидроксид-ионом, стал молекулой воды:
Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + Н20,
или в ионном виде:
н3ро4 + он- - н2ро; + н2о
Но у дракона осталось еще две головы — это еще два атома водорода. Ортофосфорная кислота превратилась в дигидроортофосфат-ион. «Дигидро» — значит, с двумя атомами «гидрогена» — водорода.
Два! Еще одна драконья голова — долой:
NaH2PO4 + NaOH = Na2HPO4 + Н2О, или Н2РО4 + ОН’ = НРО42’ + Н2О
У ортофосфорного дракона осталась одна голова. Значит, теперь это гидроортофосфат-ион НРО| , в котором остался всего один атом водорода.
Вогатырь-гидроксид делает последнее усилие, и дракон повержен!
В итоге поединка — ортофосфат-ион, анион средней соли:
Na2HPO4 + NaOH = Na3PO4 + Н2О, или НРО4 + он- = POf + Н2О
Тут и сказочке конец;
Кто все понял — молодец.
Это просто: из трехглавого дракона Получилось три различных аниона.
РО4 ортофосфат а н ион
HPOf гидроортофосфат-анион
Н2РО4 дигид роортофосфат-анион
338
Глава XI. Элементы VA группы и их соединения
Примерно так же, как ортофосфаты натрия, получают, например, кислые соли дигидроортофосфат кальция Са(Н2РО4)2, гидроортофосфат кальция СаНРО4 и среднюю соль ортофосфат кальция Са3(РО4)2.
Все средние ортофосфаты, кроме тех, которые образованы щелочными металлами и катионом аммония, нерастворимы в воде. Наоборот, дигидроортофосфаты все хорошо растворяются. Гидроортофосфаты, промежуточные между ними по составу, занимают промежуточное положение и по растворимости.
Соли ортофосфорной кислоты совершенно необходимы и растениям для их роста и развития, и позвоночным животным — как составная часть их скелета. По химическому составу кости — это почти чистый ортофосфат кальция Са3(РО4)2. Вот почему фосфор часто называют «элементом жизни».
Для получения ортофосфорной кислоты берут природный минерал фосфорит. Са3(РО4)2 и добавляют концентрированную серную кислоту. Сильная кислота (серная) вытесняет в раствор слабую (ортофосфорную):
Са3(РО4)2 + 3 H2SO4 = 3 CaSO4| + 2 Н3РО4
Главный потребитель ортофосфорной кислоты Н3РО4 — производство минеральных удобрений. Применяется она и в производстве моющих средств: вещество, известное в быту как «тринатрийфосфат», которое облегчает стирку, это не что иное, как ортофосфат натрия Na3PO4. В водном растворе этой соли щелочная среда за счет реакций гидролиза (см. гл.VII, 7):
Na3PO4 = 3 Na+ + РО4 ;
POf" + Н2О НРО42 + ОН",
В в щелочной среде грязь отмывается гораздо легче.
339
Занимательная химия
У ортофосфорной кислоты есть еще одно удивительное применение: она входит в состав ♦преобразователя ржавчины». Дело в том, что Н3РО4 при взаимодействии с оксидами и гидроксидами железа превращает их в нерастворимый ортофосфат железа:
Н3РО4 + FeO(OH) = FePO4 I + 2 Н2О,
который образует на поверхности металла тонкую, но прочную защитную пленку коричневого цвета.
Оксид фосфора(У) Р4О10 — вещество, крайне необходимое всем химикам. Это одно из самых сильных водоотнимающих средств в их арсенале. Р4О10 извлекает воду и из влажного воздуха, и из молекул некоторых соединений. Например, он обезвоживает молекулу серной кислоты H2SO4 до триоксида серы SO3:
2 H2SO4 + Р4О10 = 2 S03 + 4 НРО3
и молекулу азотной кислоты HNO3 до оксида азота(У) N2O5:
4 HNO3 + Р4О10 = 2 N2O5 + 4 НРО3
Людям крайне нужен и чистый фосфор, хотя бы для того, чтобы делать спички. Казалось бы, обычные спички — палочка да коробочка... На самом деле со спичками все не так-то просто.
«Фосфорные» спички, которые появились в середине прошлого века, сначала были совсем не похожи на теперешние и состояли из смеси белого фосфора Р4, бертолетовой соли (хлората калия КС1О3) и клея. Эту «адскую» смесь наносили на осиновые палочки и высушивали. Такие спички воспламенялись при трении о любую поверхность и были не только очень пожароопасны, но и ядовиты. Спичечные головки были излюбленным ядом тогдашних самоубийц...
Но в 1848 году немецкий химик Рудольф Бёттгер придумал новые спички, в которых горючий состав
340
Глава XI. Элементы КАгруппы и их соединения
вместо белого фосфора содержит красный и разделен да две части — головка спички и намазка коробки.
Спичка — это деревянная палочка с головкой, которая загорается, когда ею проводишь по «намазке» да боках спичечной коробки. Зажигательная масса 1<оловки спички — это сложная смесь окислителя (бертолетовой соли — хлората калия КСЮ3) и горючих веществ (серы S и сульфида фосфора P4S3), а так-дсе клея, красителя и стеклянного порошка. Зачем добавляют клей и краситель, понятно и без пояснений. А стеклянный порошок придает зажигательной массе устойчивость и безопасность.
Палочка спички, слегка обгорев, должна быстро погаснуть. Для этого ее специально пропитывают веществом, которое делает древесину негорючей. Такое вещество-«огнетушитель» — кислая соль орто-фосфорной кислоты, гидроортофосфат аммония (NH4)2HPO4. Вот и еще одно соединение фосфора пригодилось для спичек.
Намазка коробки (фосфорная тёрочная масса) состоит из красного фосфора Рх, сульфида сурьмы Sb2S3, мела — карбоната кальция СаСО3 и клея.
Считается, что теплота трения головки спички о намазку вызывает переход красного фосфора Р^ в белый фосфор Р4, который при соприкосновении с твердыми окислителями загорается. Температура воспламенения спичечной головки около 180-200 °C, а температура горения спички достигает 1500 °C.
Кроме обычных существуют еще охотничьи, штормовые и влагостойкие спички. Они отличаются тем, что у них имеется дополнительная обмазка ниже головки, которая делает спичку долгогорящей, а пламя бе — большим и жарким. Такие спички горят около 10 секунд (обычные — 3 секунды), их легко поджечь ® ветреную и дождливую погоду, они не боятся воды ветра, загораются даже во время десятибалльного
341
Занимательная химия
урагана. Поэтому и альпинисты, и моряки, и спасать ли всегда берут их с собой.
Но не только на спички и удобрения идет фосфор в современном мире. Очень много фосфора используется в производстве фосфорорганических ядохимикатов — таких, как хлорофос, карбофос, дихлофос. С их помощью люди избавляются от мух и тараканов в доме и от насекомых-вредителей в саду и на огороде. Другие фосфорорганические соединения помогают извлекать из растворов ценные металлы.
Сырьем для получения фосфора служит минерал фосфорит Са3(РО4)2. Его смешивают с углем и кварцевым песком и прокаливают при высокой температуре. Точно так же получал когда-то фосфор алхимик Бранд, только исходное сырье у него было другое, не фосфоритное.
Фосфор в степени окисления +V, который присутствует в ортофосфате кальция Саз(РО4)2, восстанавливается и превращается в летучий белый фосфор Р4. Этот продукт улавливают, охлаждают и используют и для получения других форм фосфора, а также для синтеза его соединений.
□ Зачем нужны удобрения?
Удобрения — это вещества, которые содержат химические элементы, необходимые для питания растений.
Чтоб хорошо росли растения, Нужна им пища — удобрения.
Но что «едят» растения? Ведь в течение своей жИ' зни они вырастают из крошечных семян до высоких деревьев, увесистых корнеплодов или колосьев» полных зерна...
342
Глава XI. Элементы VA группы и их соединения
Дзот — очень важная составная часть живой материи: он входит в состав белков и аминокислот (см. гд. XII, 8), основных «строительных материалов» земной формы жизни. Однако непосредственно из воздуха азот могут усваивать только особые бактерии, которые живут в клубеньках корешков бобовых растений (гороха, фасоли, клевера). Все другие «зеленые едоки» потребляют только «связанный» азот в виде солей аммония или нитратов. Если таких соединений в почве становится мало, надо их добавлять до нормы. Поэтому почву с давних пор удобряют навозом или вносят на поля минеральные удобрения.
Среди азотных минеральных удобрений самые важные:
аммиачная (аммонийная) селитра — нитрат аммония NH4NO3;
• известковая селитра — нитрат кальция Ca(NO3)2;
» мочевина — карбамид (NH2)2CO;
* аммиачная вода — гидрат аммиака NH3 Н2О.
Больше всего «связанного азота» содержится в мочевине и аммиачной селитре. Мочевина в почве медленно разлагается под действием воды и превращается в карбонат аммония (NH4)2CO3:
(NH2)2CO + 2 Н2О = (NH4)2CO3
Аммиак из аммиачной воды, катионы аммония из Мочевины и аммиачной селитры в почве сохраняются недолго. Почвенные бактерии переводят их в Иитрат-ионы, которые легко усваиваются растениями, а растения вырабатывают из них органические вещества — растительные белки. Потом растения служат кормом для животных, и растительные белки переходят в животные.
Люди едят и растительную, и животную пищу, а в человеческом организме из них получаются «человеческие» белки.
343
Занимательная химия
При обмене веществ каждый организм вместо веществ, полученных из окружающей природы, выделяет продукты обмена, например, карбамид, иначе говоря, мочевину. Мочевина попадает в почву, и начинается новый цикл круговорота азота в природе...
Фосфор — тоже жизненно важный и необходимый растениям элемент, он тоже входит в состав белков. Кроме того, мы уже знаем, что кости и зубы человека и животных содержат фосфор в виде ортофосфата кальция Са3(РО4)2. Значит, без этого элемента не обойтись никак.
Если в почве фосфорных соединений мало, растения медленно растут и дают плохой урожай. Тогда надо добавлять в почву фосфорные минеральные удобрения'.
344
Глава XI. Элементы VA группы и их соединения
.фосфоритную муку — ортофосфат кальция Са3(РО4)2; .двойной суперфосфат — дигидроортофосфат кальция Са(Н2РО4)2;
• аммофосы — дигидроортофосфат аммония NH4H2PO4 и гидроортофосфат аммония (NH4)2HPO4.
Фосфоритную муку растения усваивают слабо, так как она нерастворима в воде. Гораздо лучше чувствуют себя растения, которые удобряют суперфосфатом. Это удобрение получают, действуя на Са3(РО4)2 ортофосфорной кислотой:
Са3(РО4)2 + 4 Н3РО4 = 3 Са(Н2РО4)2
Это вещество хорошо растворяется в воде.
Аммофосы удобряют почву одновременно и фосфором, и азотом. Они тоже хорошо растворимы и быстро «поедаются» растениями.
Кроме азотных и фосфорных растениям требуются еще удобрения калийные. Чаще всего земледельцы используют в качестве удобрений хлорид калия КС1 и нитрат калия KNO3 (калийную селитру). Кроме того, растениям нужны (правда, в меньших количествах) и другие химические элементы.
То, что поля надо удобрять, знали еще древние египтяне. Однако научную основу применения удобрений разработал немецкий химик Юстус Либих (1803-1873). Либих подробно рассмотрел круговорот химических элементов в живой и неживой природе. Его вывод был таким: в растениях обязательно содержатся десять химических элементов: углерод С, водород Н, кислород О, азот N, фосфор Р, кальций Са, калий К, сера S, магний Mg и железо Fe. Среди этих элементов лишь азот, кислород, водород и углерод Всегда есть в достаточном количестве, так как они Входят в состав воды и воздуха. Но азот растениям Доступен только в связанном виде. Остальные шесть элементов растения должны взять из почвы.
345
Занимательная химия
Либих выяснил, что удобрения должны содержать соединения калия, фосфора и азота. Они должны долго удерживаться в почве, не вымываясь дождем и поливной водой. И при этом они еще должны быть растворимыми, чтобы растения могли их успешно использовать.
Юстус Либих родился в 1803 году в Дармштадте. Его отец, владелец аптеки, держал за городом небольшую лабораторию для изготовления своих товаров. Здесь юный Либих не только познакомился с химией, но и увлекся ею на всю жизнь. Правда, гимназия, где он учился, никак не соответствовала интересам и способностям Либиха. Здесь преобладали
древние языки, изящная литература и история, а естественные науки почти не изучались. Когда Либих получил очередную плохую оценку по латыни, директор школы в отчаянии спросил его, что же он собирается делать после такой безуспешной учебы. «Я буду химиком», — ответил Либих. Директор рассмеялся: ♦Слыхано ли что-либо подобное! Либих, оказывается, хочет стать химиком. Да разве вообще существует такая профессия? Я слыхал, что химиками обычно называют обманщиков, мошенников и изобретателей способов изготовления золо
та!». Однако Либих все-таки стал выдающимся химиком.
('вою первую работу, посвященную связи между неорганической химией и химией растений, Либих опубликовал, будучи двадцатилетним парижским студентом. За эту работу ему сразу присвоили докторскую степень. А через год Либих стал профессором универ"
ситета.
Большая часть научных работ Либиха касается вопросов агрохимии. Но Либих также заложил основы химии пищевых продуктов. Он родоначальник технологии производства мясного экстракта, дожившего до наших дней под именем «бульонных кубиков*. Кроме того, Либих — автор первой теории катализа и многих методов анализа органических веществ.
346
Глава XI.Имшнты VA-группы и их соединения
}Кил да был на свете химик. Этот химик, Юстус Либих, Написал, что для растений Нужно много удобрений, Что, хотя полна природа Кислорода с углеродом, Фосфор, калий и азот, Только если повезет, В почве водятся в достатке. Потому плоды несладки. Мелковаты корнеплоды.
И скудеет год от года Урожай, удой, укос... В чем же дело? Вот вопрос! Юстус Либих доказал нам, Что помогут минералы. Надо лишь вносить на поле Кристаллические соли Калия, аммония;
Нужен также фосфор. Но — во всем гармония, Это очень просто!
□ А теперь — три загадки.
Какие элементы рассказывают о себе?
Я светоносный элемент.
Я спичку вам зажгу в момент.
Сожгут меня — и под водой
Оксид мой станет кислотой.
(Фосфор)
Предупреждаю вас заранее: Я непригоден для дыхания! Но все как будто бы не слышат И постоянно мною дышат.
(Азот)
У меня дурная слава:
Я — известная отрава.
Даже имя говорит, Что я страшно ядовит.
(Мышьяк)
347
Занимательная химия
У азота множество соединений. Какие у них формулы и названия? Как их получить?
348
Глава XI, Элементы VA/руппы и их соединения
Еще три загадки — об оксидах азота
Найди меня. Я газ. Я прост.
Я рыжий, словно лисий хвост.
Я образуюсь из нитрата, А в воздухе — из газа-брата.
Д если встречусь я с водой, То стану сильной кислотой.
(Диоксид азота NO2 — бурый, газ)
Я никто. Меня не сыщешь: Я невидимый, дружище. Электрический разряд — Мой родитель, друг и брат. Когда я в воздух выделяюсь, То постепенно окисляюсь.
(Монооксид азота NO) В печи однажды прокалят Аммония нитрат.
Теперь я газ. Прощай, нитрат!
Признаться, я не рад...
Но ни людей, ни печь я в этом не виню; Наоборот, развеселю и даже... опьяню!
(Оксид диазота N2O — * веселящий газ»)
А теперь решим кроссворд
По горизонтали: 5 — нитрат калия — это калийная ...; 7 — хорошо украшена новогодняя ...! 9 — Са(Н2РО4)2 — это «двойной* ...; 10 — сколько атомов водорода в молекуле ортофосфорной кислоты можно заместить натрием? 11 — KNO2 — это ... калия; 12 — Р4О10 — это заклятый ... воды; 14 — что такое железо с добавкой натрия для синтеза аммиака и платина для производства азотной кислоты? 17 — мочевина «по-химически»; 18 — собрав аммиак в колбу с пробкой и трубкой, можно устроить небольшой, но эффектный ... .
По вертикали: 1 — то, что измеряют с помощью термометра; 2 — чилийская селитра — это ... натрия; 3 —
349
Занимательная химия
HaPO4 — это ...фосфорная кислота; 4 — «ископаем^ кость»; 6 — изобретатель спичек; 8 — из насыщенного раствора соли можно вырастить ее красивый ...; 9 — одноразовая «зажигалка», в которой есть фосфор; 13 — зле-мент номер семь; 15 — нитрат серебра «по-алхимически*-16 — кислород с трехатомной молекулой.
ОТВЕТЫ КРОССВОРДА НА С. 350
По горизонтали: 5 — селитра; 7 — ёлка; 9 — суперфосфат; 10 — три; 11 — нитрит; 12 — враг; 14 — катализатор; 17 — карбамид; 18 — фонтан.
По вертикали: 1 —- температура; 2 — нитрат; 3 — «орто»'; 6 — Бёттгер; 8 — кристалл; 13 — азот; 15 — ляпис; 16 озон.
ГЛАВА ХП _______
Элементы IVA-группы U их соединения
1. От самых древних элементов — до современных
элементам IVA-группы относятся углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец РЬ.
Углерод, кремний, олово и свинец — элементы-«старожилы*. Люди имели дело с ними или их соеди
нениями еще в доисторические времена, в крайнем случае, пять-десять тысяч лет назад, когда настал «бронзовый век*.
Германий среди химических элементов — новичок. Его открыл и назвал по имени своей родины немецкий химик Клеменс Винклер в 1886 году. Винклер анализировал минералы серебра и неожиданно получил новый элемент. Менделеев назвал Винклера «укрепителем Периодического закона*. Еще бы: ведь открытый Винклером германий в точности повторял свойства предсказанного Менделеевым «экасили-Ция». Германий — элемент редкий и рассеянный, в природе его мало. Однако он широко используется Жак полупроводник.
С углеродом мы, конечно, прекрасно знакомы. Углерода в земной коре примерно 0,1 % , он на тринадцатом месте по распространенности среди всех элементов. И древесный уголь, и графит в карандашах, и ал-Иаз в стеклорезном инструменте, и бриллианты ® коронах царей — все это элемент углерод в чистом виде. А чтобы перечислить соединения углерода, из-
351
Занимательная химия
вестные химикам, не хватит всей этой книги. Достаточно сказать, что все живое на Земле — от мельчайших амёб и вирусов до гигантов растительного и животного мира — состоит из углеродных органических веществ. Углерод и его соединения составляют основу каменного угля, нефти и природного горючего газа.
Есть углеродсодержащие минералы, которые образуют в земной коре мощные пласты и горные породы. Это в первую очередь известняк, а также мел и мрамор — все они состоят из кристаллов карбоната кальция СаСО3. Другой карбонатный минерал — доломит, карбонат кальция-магния CaMg(CO3)2.
Наконец, составная часть земной атмосферы — ди-оксид углерода СО2. Это всем известный углекислый газ, который выдыхают все живые организмы и который образуется при горении топлива.
Химический элемент углерод (уголь) стал известен людям, когда они научились добывать и использовать огонь. Первые рисунки на стенах пещер тоже были сделаны углем. Символ элемента С произошел от его латинского названия («карбонеум» значит «уголь»).
Кремний тоже был известен первобытным людям, только в виде соединений. Из минералов кремня, агата, халцедона, состоящих из диоксида кремния SiO2, люди делали свои первые
ры — «ручные рубила». Кварц в виде кристаллов горного хрусталя или мелких песчинок — это тоже диоксид кремния. Многие минералы и горные поро-
каменные ножи и топо-
3.52
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
ды — это соединения, содержащие кремний (силикаты). Строительные материалы кирпич, черепица, цемент, бетон, а также стекло — материалы на основе соединений кремния.
Все это неудивительно: кремний по распространенности на Земле на втором месте после кислорода. Достаточно сказать, что кремний составляет больше четверти массы земной коры — 25,8 %! В свободном состоянии кремний был получен только в 1823 году знаменитым шведским химиком Йенсом Якобом Берцелиусом при обработке фтористых соединений кремния металлическим калием.
Название и символ элемента Si происходит от одного и того же слова «кремень» —по-латыни «силициум».
Олова и свинца на Земле гораздо меньше, чем кремния; они занимают по распространенности среди всех элементов места в четвертом десятке. Однако олово стало известно людям очень давно (о нем упоминается в Ветхом завете и у Гомера). Это объясняется тем, что основной минерал олова касситерит — диоксид олова SnO2 очень легко превращается в металл при прокаливании с углем:
SnO2+C = Sn + CO2 f
Олово нам хорошо знакомо не только по бронзовым памятникам (бронза — это сплав меди и олова), но и по «луженым» (покрытым тонким слоем олова) консервным банкам. Из него отливают оловянных солдатиков и готовят сплавы-припои для спайки проводов. Откуда взялось русское слово «олово», неизвестно. Латинское Название «станнум» и символ Sn, вероятно, образованы от слова «стагнанс» — стойкий, твердый. И правда, олово по сравнению со свинцом — металл очень твердый.
Свинец — металл такой же древний, как олово. Монеты из него существовали в Древнем Египте.
353
Занимательная химия
Из свинца были сделаны трубы водопровода в Древнем Риме. Многие соединения свинца (например, ги. дроксид-карбонат свинца РЬ3(СОз)2(ОН)2, свинцовый сурик РЬ3О4) с давних пор служили красками. Металлический свинец служит сейчас для изготовления электродов автомобильных аккумуляторов, защитной оболочки подземных кабелей, охотничьей дроби и защитных экранов в лабораториях, где имеют дело с радиоактивными веществами. Большинство соединений свинца ядовито.
Самый распространенный минерал свинца галенит. — сульфид свинца PbS. Чтобы получить металл, галенит сначала подвергают обжигу, а потом прокаливают с углем:
2 PbS + 3 О2 = 2 РЬО + 2 SO2 I ;
2 РЬО + С = 2 Pb + СО2 I
Происхождение русского слова «свинец» неизвестно. Символ РЬ и латинское название свинца «плюм-бум» означает «пишущий». Свинцовые палочки в Древнем Риме использовали как карандаши: они, как графит, оставляют след на бумаге.
Элементы IVA-группы находятся в середине Периодической системы Д.И. Менделеева. А сама группа как будто делит всю таблицу химических элементов на две части — «металлическую» и «неметаллическую». Скорее всего, от элементов этой группы приходится ждать всяких неожиданностей и «фокусов». Так и получается в действительности.
В атомах элементов от углерода до свинца на внешнем (валентном) уровне находятся четыре электрона — два на «-подуровне и два на р-подуровне. Чтобы достичь устойчивого восьмиэлектронного «комплекта», атомы этих элементов должны либо отдать, либо принять целых четыре электрона. И то, и другое сделать нелегко-
354
Глава XIJ. Элементы FVA-группы и их соединения
Среди элементов IVA-группы находится углерод с его феноменальной способностью образовывать цепочки, кольца и сетки из своих атомов. От углерода берет начало вся органическая, химия, которая имеет дело с бесконечным разнообразием его соединений. Отсюда и огромное число всевозможных синтетических материалов на углеродной основе — полимеров, пластмасс, волокон.
Но и у других элементов этой группы очень интересная химия, много соединений с удивительными свойствами.
От углерода до свинца —
Веществ разнообразию Ни дна, ни края, ни конца. Какой простор фантазии!
Углерод, кремний, германий, олово и свинец имеют сходное электронное строение, однако в их химическом поведении не так уж много общего. И все же попробуем найти то, что всю компанию объединяет, а не разъединяет.
• Во-первых, это одинаковые степени окисления: максимальная, доступная всем элементам группы, +IV, и минимальная, -IV. Кроме того, довольно устойчивой оказывается и степень окисления +11. Кстати, отметим: все эти степени окисления — четные.
* Во-вторых, для элементов этой группы в свободном состоянии очень характерна склонность образовывать различные модификации.
Например, известно, что углерод может существо-Ьать по крайней мере в трех формах. Это алмаз, графит и карбин, которые различаются строением кристаллической решетки (см. гл. Ill, 5).
Есть разные модификации и у других элементов той же группы. Самый известный пример — это «бо
355
Занимательная химия
лезнь» олова под названием «оловянная чума». Так называемое белое олово, твердое и блестящее, при охлаждении переходит в порошкообразное серое олово, и в результате оловянные изделия разрушаются. Из-за «оловянной чумы» погибла в 1912 году антарктическая экспедиция английского путешественника Роберта Скотта: запаянные оловом канистры с керосином разрушились, и горючее вытекло...
Стоит обратить внимание, как меняется «лицо» элементов в ряду от углерода до свинца. В этом ряду резко убывают неметаллические свойства и нарастает металличность элемента. Если углерод и кремний — типичные неметаллы, то олово и свинец обычно называют металлами. Впрочем, и олово, и свинец в соединениях проявляют многие свойства элементов амфотерных.
Рассмотрим сначала водородные соединения. Великое множество соединений углерода с водородом — углеводородов позволяет перейти ко всем прочим органическим веществам. Некоторые из них предстоит изучить и нам.
У кремния соединений с водородом немного. Да и те при контакте с атмосферным воздухом мгновенно самовоспламеняются, то есть совсем неустойчивы. Что уж говорить о водородных соединениях германия, олова и свинца, которые, если и получаются в составе промежуточных продуктов каких-нибудь химических реакций, то живут в лучшем случае доли секунды, а потом распадаются.
А как различаются оксиды и гидраты оксидов элементов IVA-группы! Монооксид и диоксид углерода — газообразные вещества. А чрезвычайно прочный и тугоплавкий диоксид кремния при обычных условиях — твердое вещество и не реагирует ни с водой, ни с кислотами (исключая плавиковую, или фтороводородную).
356
Глаяа XII. Элементы IVA-группы и их соединения
Однако угольная кислота и кремниевая кислота совершенно четко указывают нам: элементы углерод и кремний принадлежат к обширной армии неметаллов:
Степень окисления элемента Углерод Кремний
+IV СО2 газ, кислотный оксид Н2СОз слабая кислота растворимая в воде SiO2 твердое вещество, кислотный ОКСИД HaSiOa слабая кислота, малорастворимая в воде
Олово и свинец — кто они такие? Два легкоплавких Металла, изученных вдоль и поперек еще средневековыми алхимиками и, казалось бы, такие похожие между собой, дают соединения с абсолютно противоположными свойствами. Оксид и гидроксид олова в степени окисления -I-II проявляют себя как очень активные восстановители — им совсем не жаль расставаться со своими электронами. Напротив, оксид и гидроксид свинца в степени окисления +11 вполне устойчивы. Впрочем, устойчив и диоксид олова, где степень окисления этого элемента равна +IV. Зато диоксид свинца (где свинец имеет степень окисления +IV) — чрезвычайно сильный окислитель, один из самых мощных среди всех известных «электронных грабителей»:
Степень окисления элемента Олово Свинец
+11 SnO и Sn(OH)2 сильные восстановители РЬОиРЬ(ОН)2 устойчивые вещества
+IV SnO2 устойчивое вещество РЬО2 сильный окислитель
357
Занимательная химия
Так чего же больше здесь, в IVA-rpynne — сходСт. ва свойств элементов или их различия?.. Постараемся найти ответ в этой главе. Но прежде — послушаем как эти элементы рассказывают о себе сами.
Пятеро нас. Мы особого сорта.
Мы — элементы группы четвертой. Наш коллектив удивительно дружен, Каждый из нас очень важен и нужен.
У элемента номер шесть Достоинств очень много есть. «Людям я совсем как брат. Много тысяч лет назад Я уже пылал в костре, Освещая интерьер Первобытных их пещер.
И украсить был я рад Дам и рыцарей наряд. Что блистали при дворе... Если мягким быть решу, -То в тетради я пишу. Такова, друзья, природа Элемента углерода1.»
Сосед углерода привык к работе, Замену ему нигде не найдете. Если бы этот пропал элемент, Где бы мы взяли кирпич и цемент, Чем бы стеклили окно, и куда Делись бы кварц, и фарфор, и слюда? Пляжи песчаные, толщи подземные -Где бы все это было без кремния?
«Дайте выйти в первый ряд! Я ведь — номер пятьдесят. Я древний, но выгляжу молодо. Я — в бронзе, похожей на золото. Но я не спесив. Всем люблю помогать: И дырку в кастрюле могу запаять, Фольгой, даже банкой готов я предстать. И лишь от мороза теряю я голову. Ну как, догадались? Зовут меня олово».
Поднял голову едва
Номер восемьдесят два:
4Знает каждый ученик: Я — металл. Пусть я старик,
Но за все берусь с отвагой, Не сижу без дела я. Я рисую. Где бумага? Я стреляю из ружья.
358
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
Труба канализации,
Экран от радиации,
Балласт подводного пловца —
Лоим заслугам нет конца;
Таков уж мой природный стиль:
Я ток даю в автомобиль...
Ну, догадайтесь, наконец, Кто я? Меня зовут свинец*.
«А я здесь самый молодой, И не седою бородой, А тем, что полупроводник, Быть примечательным привык. Открыт я был в Германии, Зовут меня германием*.
«Угольный» элемент
Мы уже знакомились со строением кристаллов разных аллотропных модификаций углерода — алмаза и графита (см. гл. III, 5). Поэтому вспомним только, что в кристалле алмаза каждый атом углерода связан с четырьмя соседними очень прочными ковалентными связями. Расстояния между ними все одинаковые, а кристаллическая решетка называется атомной. Поэтому алмаз не только тугоплавкий, но и очень прочный, а по твердости занимает первое место среди всех других веществ.
Графит тоже имеет атомную кристаллическую решетку, но построена она по-другому. Она как стопка листов бумаги, на каждом из которых будто бы «распластаны» плоские кольца из шести атомов углерода Каждое. Связи между слоями в кристалле графита гораздо слабее, чем в шестиатомных кольцах внутри Каждого слоя, и чешуйки графита легко отщепляются, например при трении. Поэтому графитом можно Писать и рисовать.
359
Занимательная химия
Сажа и уголь — это тоже графит, только очень мелкокристаллический. Так что понятно, почему они так сильно пачкаются:
Хоть я уголь, не огонь — Не узнает мама даже -Ты рукой меня не тронь. Так тебя измажу сажей!
Чтобы изучать химические свойства элемента углерода, вряд ли стоит использовать очень дорогие алмазы. Обычно, если нет необходимости исследовать что-то особенное, свойственное исключительно алмазам, химики берут графит или уголь. И начинают проделывать с ним разные опыты, получать всевозможные химические соединения.
Так поступим и мы. Только наши «эксперименты* с углеродом будут в основном воображаемыми. А еще нам придется постоянно помнить: углерод в любой модификации имеет очень прочную и устойчивую атомную кристаллическую решетку. Значит, чтобы он начал реагировать с какими бы то ни было други-
360
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
Лй элементами, нужно предварительно его кристаллическую решетку «расшатать» — например/ путем нагревания.
Углерод ведет себя как «агрессор» (окислитель), если он реагирует с элементами меньшей, чем у него самого, электроотрицательности — с металлами или водородом. Чтобы углерод взаимодействовал с водородом, надо поднять температуру до 600 °C и воспользоваться услугами катализатора — металлической платины. Только при этих условиях начинается реакция:
2 Н2 + С = СН4
пе
ГН? - 2 е~ - 2Н+
1С° + 4 = С "IV
приводящая к образованию метана СН4. Еще более высокой начальной температуры (1500 °C) требует реакция углерода с алюминием, в результате которой получается карбид алюминия AI4C3:
4 А1 + 3 С = AI4C3
ГА1° - 3 = А1+ш
I С° + 4 е = C'IV
Но гораздо чаще углерод становится восстановителем, «жертвой» окислительно-восстановительного Процесса. Он отдает свои электроны более электроотрицательному элементу — например, фтору, сере или Кислороду. Правда, и такие реакции тоже требуют предварительного нагревания до нескольких сотен градусов.
361
Занимательная химия
Взаимодействие углерода с фтором дает тетрафТо. рид углерода CF4, а с серой — сероуглерод CS2:
С + 2 F2 = CF4 ne
(С° - 4 е- = C+IV i Fj + 2 e = 2 F’1
fC° - 4 e~ = C+IV
IS0 + 2 e~ = Sn
Горение углерода при недостатке и избытке кислорода отвечает реакциям, в которых получаются соответственно монооксид углерода СО и диоксид углерода СО2:
2 С + - 2 СО;
ГС° - 2 е- = С+” I02° + 4 е~ - 2 О-11
С ~нр2 — СО2 пе~
ГС° - 4 е~ = C+IV l02° + 4 е~ = 2 О’11
Трудно сказать, какой из химических талантов углерода для нас более полезен. Углерод как восстановитель, сгорая, дает нам тепло и помогает выделять из минералов и руд разные металлы — железо, цинк, свинец, олово. А углерод в роли окислителя позволяет получить разнообразные органические вещества.
Не только алмаз, графит и обычный уголь, но и сажа применяются людьми. Уголь используют в металлургии. Добавка сажи к резине при производстве автопокрышек делает их прочнее и долговечнее. Самая дешевая черная краска, например, типографская ~~ тоже углеродная, из высококачественной сажи.
Есть у углерода и еще одна, совершенно необычная профессия.
362
Занимительная химия
Свободный углерод — не только нелетуч, он и не плавится. Поэтому, например, в древесном угле сохраняется тонкопористое строение древесины. Там остается множество тончайших каналов, по которым в живом дереве перемещались растительные соки. Общая внутренняя поверхность этих каналов огромна. Поэтому уголь, как губка, впитывает из воздуха или воды загрязняющие их вещества.
Взбалтывая с угольным порошком воду, подкрашенную раствором лакмуса, можно добиться ее полного обесцвечивания. Лакмус адсорбируется — поглощается углем. Уголь хорошо извлекает из воздуха такие газы, как диоксид азота, сероводород, дурнопахнущие примеси.
В аптеке продаются таблетки специально приготовленного адсорбента (поглотителя) — активированного угля. Эти таблетки принимают для удаления Из желудка и кишечника вредных веществ при пищевых отравлениях.
363
Занимательная химия
И готовые угольные таблетки, и простой древесный уголь (лучше всего — березовый) бывалые туристы советуют использовать для быстрой очистки питьевой воды в походе, а опытные домохозяйки — ддя того, чтобы избавиться от неприятного запаха в до-машнем холодильнике или в кладовке.
□ Испорченный воздух — углекислый и «угарный» газы
Что общего в реакциях, протекающих, когда сгорает уголь, когда окисляется горючий газ метан, когда разлагается при прокаливании известняк или мрамор? Общее одно — везде получается углекислый газ, или диоксид углерода СО2:
С + О2 = СО2|;
СН4 4- 2 О2 = СО2| 4- 2 H2Of ;
СаСО3 = СаО 4- СО2|
В лаборатории диоксид углерода можно получить еще одним способом — действием разбавленной соляной кислоты на мрамор, мел или известняк (карбонат кальция СаСО3):
СаСО3 + 2 НС1 = СаС12 + Н2О + СО2|
Собственно говоря, когда хозяйка на кухне, готовя тесто для блинов без дрожжей, «гасит» питьевую соду в чайной ложке капелькой столового уксуса, она делает то же самое — получает углекислый газ по реакции:
NaHCO3 4- СН3СООН = CH3COONa + Н2О 4- CO2f
гидрокарбонат уксусная ацетат
натрия кислота натрия
364
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
Еще один способ получения диоксида углерода термическим разложением карбонатной соли тоже хорошо известен. Кристаллический разрыхлитель в муке для оладьев или блинов, которую мы покупаем в магазине, — это гидрокарбонат аммония NH4HCO3. При нагревании он разлагается, выделяя газообразные продукты, в том числе диоксид углерода, которые и делают тесто пышным:
NH4HCO3 = NH3f + CO2f + H2Of
Диоксид углерода СО2 — бесцветный газ без вкуса и запаха, тяжелее воздуха, негорючий и непригодный для дыхания. Молекула его линейная:
О — с О
Хотя каждая из химических связей С-0 по отдельности полярна, молекула СО2 в целом оказывается неполярной. Как это возможно?
Дело в геометрической форме молекулы: она симметрична. Поэтому полярность (несимметричность распределения электронной плотности) в ее левой части О-С, как в зеркале, повторяется в правой части С—О, вот так:
о‘— с+*_ о’1
Таким образом, полярность одной из связей угле-род-кислород полностью компенсируется полярностью второй (кислород-углерод).
Неполярные молекулы СО2 слабо связаны друг с другом, поэтому в обычных условиях это вещество газообразное. Однако диоксид углерода легко сжижается даже при комнатной температуре, но для этого нужно повысить давление до 50 атм. Когда жидкий СО2 испаряется, он настолько сильно поглощает теп
365
Занимательная химия
ло, что затвердевает. При этом получается «сухой лед» — твердое вещество, напоминающее снег. Еще совсем недавно сухой лед получали, выливая жидкий диоксид углерода в бумажные мешки. Сухой лед используют как дешевый охладитель, например при хранении и перевозке мороженого и других пищевых продуктов.
Чтобы поразить зрителей небывалой картиной, можно получить «дым* из воды. Для этого в стакан наливают воду и бросают туда кусочек сухого льда — твердого диоксида углерода СО2. Вода тот-
час же забурлит, и из стакана повалит густой белый дым, образованный охлажденными парами воды. Этот «дым» практически безопасен.
По своим химическим свойствам СО2 — типичный кислотный оксид. Он хорошо растворяется в воде, образуя при этом угольную кислоту Н2СО3 — слабую и двухосновную. Угольная кислота, образовавшись в водной среде, частично распадается на ионы:
СО2 + Н2О = Н2СО3;
Н2СО3 Н+ + НСО3;
НСО3 Н+ + СО3
Поэтому в водном растворе диоксида углерода слабокислая среда.
Раствор угольной кислоты всем нам хорошо знаком: это газированная вода. Добавляется сахар и фруктовый сироп — и получается освежающий напиток. Угольная кислота дает не только приятный кисловатый вкус, но и служит консервантом, предохраняющим от вредных микроорганизмов.
Как и полагается любой двухосновной кислоте, Н2СО3 взаимодействует со щелочами, образуя солй
366
Глава XII. Элементы ГУАгруппы и их соединения
двух типов — средние (карбонаты) и кислые (гидро-карбонаты). Например, в реакциях с гидроксидом натрия получаются гидрокарбонат натрия NaHCO3 и карбонат натрия Na2CO3:
Н2СО3 + NaOH = NaHCO3 + Н20;
Н2СО3 + 2 NaOH = Na2CO3 -I- 2 Н2О
Если, наоборот, пропускать углекислый газ в раствор щелочи, то сначала, пока в стакане будет избыток щелочи, получается карбонат натрия Na2CO3. Потом, при пропускании избытка углекислого газа образуется гидрокарбонат натрия NaHCO3:
СО2 + 2 NaOH = Na2CO3 + Н2О
СО2 + Na2CO3 = NaHCO8 + Н2О
Карбонат и гидрокарбонат натрия называют еще стиральной содой и питьевой содой. Дело в том, что в водном растворе карбоната натрия идут реакции гидролиза, и среда становится щелочной — появляется избыток гидроксид-ионов:
Na2CO3 = 2 Na+ + СО|";
COf -I- Н2О НСО3 + ОН"
В щелочной среде жировые загрязнения сами по себе переходят в водный раствор — «омыляются». Вот почему стиральной содой можно стирать. Даже если в доме полно синтетических моющих средств и самых современных стиральных порошков, карбонат Натрия — хороший помощник хозяйки. В растворе NazCO3 замачивают сильно загрязненные вещи, моют посуду.
Щелочная среда и в растворе питьевой соды, в этом Тоже «виноват» гидролиз:
367
Занимательная химия
NaHCO.3 Na4 + НСО3;
HCOJ + Н20 Н2СО3 + ОН
Питьевой содой тоже можно мыть посуду. Но NaHCO3 — это еще и лекарство. Раствор питьевой соды — самое простое средство от изжоги, которая возникает при избыточной кислотности желудочного сока. Гидрокарбонат натрия нейтрализует хлороводородную кислоту желудочного сока:
NaHCO3 + НС1 = NaCl + Н2О + СО2 f, и самочувствие человека сразу улучшается. Остается добавить, что первым применил раствор NaHCO3 от изжоги немецкий врач, по имени которого это вещество одно время даже называли «солью Бульриха». Но потом врача забыли и стали использовать название «питьевая сода».
Среди солей-карбонатов хорошо растворимы в воде только те, которые образованы щелочными металлами и катионом аммония. А гидрокарбонаты все хорошо растворяются в воде.
Если углекислый газ пропускать в раствор гидроксида кальция Са(ОН)2 , произойдут весьма интересные события. Сначала будет выделяться белый осадок карбоната кальция СаСО3:
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3| + Н2О
Потом, при пропускании избытка СО2, этот осадок растворится и получится гидрокарбонат кальция Са(НСО3)2 — растворимая в воде кислая соль:
СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2
В отличие от гидрокарбоната натрия (питьевой соды), гидрокарбонат кальция выделить в виде кристаллов не удается. Он легко разлагается при нагревании, выпаривании или даже просто при долгом хранении:
368
Глава XII. Элементы. IVA-группы и их соединения
Са(НСО3)2 = СаСО3| + С02| + Н20,
Л снова выпадает осадок карбоната кальция.
В природе эти реакции идут постоянно. В воздухе всегда есть углекислый газ. Он растворяется в капельках атмосферной влаги и выпадает на землю вместе с дождем. Дождевые потоки воды, насыщенной диоксидом углерода, попадают в пласты известняка — карбоната кальция и превращают нерастворимый СаСО3 в гидрокарбонат кальция Са(НСО3)2. Так внутри подземных известковых пластов появляются огромные полости — карстовые пещеры. А Са(НСО3)2 уносится с подземными водами порой на очень большое расстояние от истока подземной реки. Потом грунтовые воды — то есть растворы Са(НСО3)2 — оказываются в таком месте, где чуть-чуть повышена температура. Сразу же начинается разложение этой соли. Оно идет медленно и постепенно, и в результате образуются кристаллы карбоната кальция в виде црозрачных правильных многогранников.
Когда же раствор гидрокарбоната кальция начинает высыхать (а это часто происходит, если он капает с потолка пещеры или стекает тонкой пленкой по ее
369
Занимательная химия
стене), тоже выделяются кристаллы карбоната кальция, только мелкие. Так в подземных пещерах обра. зуются сталактиты, и сталагмиты, похожие «а колонны сказочных дворцов.
Не откликнулся никак, Потому что растворился. А ручей бурлил и злился
По крутой тропинке горной Зря стоишь передо мною!» Вниз бежал поток проворный. Но злосчастный известняк
Нес он в горную породу Углекислый газ и воду. Как-то, где-то и когда-то
Он, встречаясь с карбонатом, В озорстве не знал он меры...
Говорил: «Тебя размою. Оттого в земле пещеры!
Углекислый газ становится сказочным «силачом», способным передвигать горы и строить города колоссальных размеров — только не за одну ночь, как это делал джинн для Аладдина, а в течение долгих тысячелетий.
Углекислый газ не только передвигает горы. Он еще и прекрасный пожарный. Посмотрим на рисунок. В стакане — не вода, а углекислый газ! Он тяжелее воздуха, и его можно «переливать» из одного сосуда в другой; при этом он тушит пламя:
370
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
Диоксид углерода используется в огнетушителях — «пенных» и ♦ углекислотных». Струя пены, которую подгоняет газ, образующийся по реакции:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + Н2О 4- CO2f быстро справляется с любым пожаром. Еще лучше тушит пожар струя жидкого СО2 из углекислотного огнетушителя, которая еще и охлаждает загоревшееся помещение. Правда, применяя такие огнетушители, не стоит забывать о том, что углекислый газ может стать опасным. И вот почему: им нельзя дышать.
Тяжелый углекислый газ может собраться в большом количестве в погребе, колодце, пещере или шахте. Когда концентрация СО2 становится больше 4 %, воздух там становится непригодным для дыхания. Если в комнате скапливается слишком много диоксида углерода, мы чувствуем, что стало душно, и открываем форточку. Однако есть такие помещения, которые проветрить невозможно. Это, например, жилые отсеки космических аппаратов или каюты подводных лодок. Тем не менее люди там должны подолгу жить и работать. Как же избавиться от лишнего углекислого газа в воздухе для дыхания?
Над этой проблемой думал еще в прошлом веке писатель Жюль Верн. Герои его фантастического романа «С Земли на Луну» использовали для регенерации (восстановления состава) воздуха гидроксид натрия NaOH, который поглощает СО2 с образованием карбоната натрия Na2CO3.
В современных системах регенерации воздуха одновременно с удалением углекислого газа происходит и возмещение убыли кислорода, и все это — «в одном флаконе».
Твердый пероксид натрия Na2O2 (соль слабой кислоты — пероксида водорода Н2О2) реагирует с СО2
371
Занимательная химия
с образованием карбоната натрия Na2CO3 и выделена ем кислорода О2:
2 Na2O2 + 2 С02 = 2 Na2CO3 + О2 f
Диоксид углерода был открыт и изучен в XVI1J веке Джозефом Пристли. Этот газ Пристли наблюдал при брожении пива, при горении свечи, при дыхании животных. Еще раньше углекислый газ получали из известняка действием соляной кислоты и называли «связанным воздухом» из-за способности реагировать со щелочами и раствором гидроксида кальция («известковым молоком»).
Пристли доказал, что углекислый газ поглощается и водой, образуя при этом раствор, кислый на вкус. Кстати сказать, именно Пристли изобрел «содовую воду», и за это ему была присуждена медаль — высшая награда Лондонского королевского общества. Пристли доказал, что если воду, где растворен «испорченный», или «связывающийся воздух», вскипятить или заморозить, углекислый газ улетучивается. Пристли установил и самое главное: растения на свету поглощают «связывающийся воздух» и выделяют «жизненный воздух» — кислород (см. гл. IV, 3).
Гораздо опаснее, чем избыток углекислого газа, появление в воздухе монооксида углерода СО — угарного газа. Это бесцветный газ без запаха, практически нерастворимый в воде и очень ядовитый. А в химическом отношении он довольно инертен и представляет из себя несолеобразующий оксид.
Молекула монооксида углерода очень прочна, атомы углерода и кислорода в ней соединены тройной связью:
С^О
372
Глава ХИ, Элементы IVA-группы и их соединения
Как же так? Было бы понятно без особых объяснений, что образуется двойная связь — ив атоме углерода, и в атоме кислорода имеется по два неспарен-ных электрона. При перекрывании их орбиталей и образуются две химические связи. Откуда же берется третья связь?
Вспомним, что углерод имеет в атоме одну незаполненную квантовую ячейку, а у кислорода есть «неподеленная» пара электронов.
Третья связь — результат донорно-акцепторного взаимодействия пары электронов кислорода и атома углерода, имеющего свободную квантовую ячейку. Здесь кислород выступает в несвойственной ему роли атома, дающего, а не отнимающего Электроны.
Монооксид углерода получается не только при сгорании угля в условиях недостатка кислорода:
373
Заныла/нелькая химия
2С + О2=2СО, но и при взаимодействии диоксида углерода с углем при температуре выше 1000 °C:
С(т) + СО2(г) 2 СО(г)
Такую реакцию можно наблюдать, если заглянуть в хорошо растопленную печь. Над раскаленными добела углями вспыхивают голубые огоньки. Это пламя монооксида углерода, который сгорает в воздухе, идущем в открытую дверцу печи. Когда угли остывают, исчезают и голубые огоньки: реакция между углем и СО2 прекращается. Вот почему сильно раскаленный уголь сгорает с синим пламенем, а слабо нагретый — без пламени.
Неполное сгорание дров или угля в печи может стать причиной серьезного, порой смертельного, отравления. Так происходит потому, что СО при вдыхании попадает в кровь и образует прочную связь с гемоглобином — белком крови, переносящим в организме кислород. Из-за этого человек, отравившийся угарным газом, задыхается.
Монооксид углерода, несмотря на все его зловредные свойства, приносит и пользу. При высокой температуре он взаимодействует с оксидами металлов и быстро восстанавливает их. Примером может служить реакция восстановления оксида меди СиО с помощью СО, протекающая при нагревании:
СиО + СО = Си + СО2
Монооксид углерода получается при взаимодействии угля, взятого для восстановления металла из оксида, с диоксидом углерода из воздуха.
374
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединение
Углерод — живой и неживой
Нашей планете несколько миллиардов лет. Скорее всего, вначале она выглядела как раскаленный газовый шар. Потом она охладилась, и из пара получи
лись жидкие, а потом и твердые вещества — металлы, камень, вода. И только некоторые газы по-прежнему окружали Землю, образуя ее первоначальную атмосферу. Проходили миллионы лет, а планета все еще была мертва. Примерно миллиард лет назад из неживой материи стали появляться первые, самые примитивные формы жизни.
В те далекие времена в атмосфере еще не было свободного кислорода, зато углекислого газа содержалось много. Первые растения усваивали углекислый газ. При этом в атмосферу выделялся свободный кислород. Постепенно его накопилось столько, что образовалась современная атмосфера, где кислорода много, а диоксида углерода — совсем мало.
Доисторические растения — гигантские папоротники и хвощи, огромные хвойные деревья — росли и умирали. На земной поверхности накапливались целые склады соединений углерода, которые потом подвергались химическим превращениям под действием бактерий. Менялось лицо Земли: на месте лесов появлялись моря, равнины становились горами. Растительные остатки оказывались глубоко под землей. Так возникали гигантские пласты каменного угля или полости внутри горных пород, наполненные Жидкой нефтью или природным газом. Растения и сейчас гниют в болотах, и те процессы, которые идут при этом, похожи на образование угля и нефти много Миллионов лет назад.
Жизнь на планете Земля построена таким образом, Что большинство соединений, входящих в состав
375
Заии^нательнол химия
живых организмов, содержат углерод. Все живое, как полагается, сначала появляется на свет, растет, развивается, а потом умирает. Всю жизнь растительные и животные организмы обмениваются углеродсодержащц. ми соединениями с окружающей средой. А «посредником» и «переносчиком* этих соединений служит диоксид углерода СО2. Углекислый газ выделяется при дыхании растений и животных. Он получается при горении топлива и горючих веществ углеродного типа (дров, угля, бензина, мазута, природного газа).
Углекислый газ — главное «действующее лицо» в фотосинтезе (он усваивается растениями и превращается под действием солнечного света в органические вещества). Он поглощается природными водами и превращается в минералы-карбонаты. Так осуществляется круговорот углерода в природе, вечный и бесконечный.
376
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
Долгие годы считалось, что углерод живой природы — это нечто совсем иное, чем углерод минералов И углекислый газ атмосферы. Превращение неорганической материи в органическую посредством растений или животных организмов приписывалось какой-то непостижимой ♦жизненной силе». Каким же образом из «неживых» (неорганических, «минеральных») веществ получаются «живые» — органические? И можно ли осуществить такое превращение в лаборатории? Долгие годы ответов на эти вопросы не было.
И вот в 1828 году молодой немецкий химик Фридрих Вёлер получил из неорганических веществ аммиака NH3 и циановой кислоты HNCO органическое — мочевину, или карбамид (NH2)2CO:
NH3 -I- HNCO = (NH2)2CO
Фридрих Вёлер (1800-1882) был профессором химии Гёттингенского университета. Вместе с Юстусом Либихом он стал одним из основателей современной химии. Сначала по настоянию родителей Вёлер получил медицинское образование, но химия привлекала его куда больше. Вёлер не только провел самый первый синтез органического вещества. Он первым получил множество простых и сложных веществ, разработал тот самый способ получения белого фосфора из минерала фосфорита, которым мы пользуемся до сих пор (см. гл. XI, 6).
Вёлер имел спокойный, уравновешенный характер. С другим немецким химиком — знаменитым Ли
бихом — его связывала многолетняя дружба «без зависти и ревности*. Одна из четырех дочерей Вёлера, Эмилия, стала секретарем и биографом своего отца.
377
Занимательная химия
До синтеза Вёлера считалось, что карбамид может получаться исключительно в живых организмах. Поэтому молодому ученому сначала никто не поверил. Однако к середине прошлого века шведский химик Берцелиус получил уже около ста органических соединений.
Потом начался поток синтезов других органических веществ, и скоро «синтетическая» органическая химия стала всеми признанной новой отраслью древней науки химии. К началу XX века было исследовано уже около 50 000 различных органических производных, в основном полученных искусственным путем. А к сегодняшнему дню их уже миллионы.
Множество органических веществ окружают нас и в повседневной жизни. Большинство из них очень сложны, но есть и более простые, вроде сахара, крахмала, уксусной кислоты, этилового спирта и ацетона. Научиться ориентироваться в этом море веществ — задача очень сложная. Попробуем сделать в этом направлении хотя бы самые первые шаги.
Углерод плюс водород равняется... углеводород!
Растительные остатки, которые разлагаются на дне пруда или в болоте, образуют ил. Химические реакции, которые протекают в этом не особенно аппетитном веществе, напоминают природные процессы образования нефти и горючего газа.
Давайте отправимся к ближайшему пруду и зачерпнем оттуда немного ила — примерно на третью часть объема стеклянной банки. И там же наберем воды до верха банки. Теперь можно закрыть банку сверху перевернутой стеклянной воронкой и «запечатать» эту воронку комочком пластилина. Чтобы ускорить разложение ила, банку с воронкой лучше по
378
Глава XII. Элементы IVA группы и их соединения
ставить в теплое место (только учтем, что запах от нашего «химического прибора» будет весьма неприятным). Пройдет несколько дней, и воронка наполнится каким-то газом. Если теперь проколоть пластилиновую пробку лучинкой или вязальной спицей и тотчас поджечь накопившийся газ, мы увидим голубоватое пламя, похожее на пламя газовой горелки кухонной плиты. При разложении растительных остатков получился «болотный газ» — метан СН4.
Метан — первый из обширного ряда самых простых органических веществ углеводородов. Кто они такие, ясно уже из названия: это вещества, молекулы которых состоят только из углерода и водорода.
Углеводороды — это и природный газ метан, и другой бытовой горючий газ, которым наполняют баллоны для дачи или походной газовой плиты, — пропан СзН8. Углеводороды — это и нефть, и бензин, и керосин. А еще — органический растворитель бензол С6Н6, парафин, из которого сделаны новогодние свечки, вазелин из аптеки и даже полиэтиленовый пакет для упаковки продуктов...
Углеводороды все такие разные — Жидкие и твердые, и газообразные. Почему так много их в природе? — Дело в ненасытном углероде.
Действительно, этот элемент, как никакой другой, «ненасытен »: он так и стремится образовывать то цепи, прямые и разветвленные, то кольца, то сетки из множества своих атомов. Отсюда множество соединений, состоящих из атомов углерода, только взятых в разном количестве. А какое разнообразие свойств сулит разница в расположении среди этих углерод-водородных лабиринтов других атомов — хотя бы кислородных!
Для молекул важно не только количество атомов, из которых они состоят, но и порядок их соединения — иначе говоря, строение молекул. Сейчас это
379
Занимательная химия
кажется совершенно очевидным, а ведь еще сто пять, десят лет назад химики не придавали структуре химических веществ никакого значения. Помогла теория химического строения, которую разработал рус. ский химик Александр Михайлович Бутлеров.
Сам Бутлеров дал такое определение природы вещества: «Химическая натура сложной частицыопределяется натурой элементарных составных частей, количеством их и химическим строением* *.
Благодаря теории Бутлерова стало ясно, что каждая молекула имеет совершенно определенную структуру, что порядок соединения атомов в молекулу определяет свойства веществ; изучая химические реакции веществ, можно установить их строение.
Александр Михайлович Бутлеров (1828-1886) родился в поместье Бутлеровка в Казанской губернии и был единственным сыном. Матери он не помнил — она умерла веко-
• ре после его рождения. Семнадцати лет от роду Александр поступил в Казанский университет. Бутлеров не смог защитить в Казанском университете диссертацию на степень доктора физики и химии (в то время еще не было отдельной степени доктора химии), так как профессор-физик А. С. Соловьев дал отрицательный отзыв. Бутлеров забрал диссертацию и успешно защитил ее в Московском университете. При поддержке Менделеева в 1868 году Бутлеров был избран профессором химии Петербургского университета. Менделеев сказал перед голосованием на совете: ♦Бутлеров — один из замеча-
тельных русских ученых. Он русский и по ученому образованию, и по оригинальности своих трудов... В химии существует бутлеровская школа и бутлеропское направление». А еще через шесть лет он стал академиком Петербургской академии наук. Бутлеров был женат на племяннице писателя С. Т. Аксакова и имел двух сыпоией.
380
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
В длинной шеренге углеводородов, построенных ♦по росту* (то есть по длине углеродного «позвоночника» молекулы), после метана СН4 следует этан С2Н6, затем пропан С3Н8, бутан С4Н10 и так далее. Длина углеродной цепочки может стать очень большой. Восемь, десять, тридцать атомов углерода в ряд — это вовсе не предел.
Более того, эти цепочки могут образовывать настоящие джунгли из «деревьев», сплетающихся ветками и корнями. Такие молекулы колоссальной длины у полиэтилена, который получают в химической промышленности в огромных масштабах (это самый дешевый и безопасный упаковочный и конструкционный материал).
Разветвленные молекулы могут по количественному составу (числу атомов каждого сорта) полностью совпадать с линейными, неразветвленными, но отличаться от них по свойствам. Ведь не только число, но и расположение частиц в пространстве влияет на способность к химическим реакциям, на легкость перехода из твердого в жидкое или газообразное состояние и даже на растворимость вещества.
Если вещества с одинаковым составом отличаются по строению молекул, химики называют их изомерами.
Вот, например, у бутана С4Н10 может быть два изомера, линейный и разветвленный:
Н Н Н Н
Н-С-С-С-С-Н , или СН3СН2СН2СН3
Н Н Н Н
и
сн3-сн-сн3
сн3
381
Занимательная химия
У следующего углеводорода пентана С.^Н^ оказывается целых три изомера. Но все изомеры, которые мы рассмотрели, относятся к числу предельных углеводородов — в их молекулах все связи между атомами углерода одинарные. Химики называют такие соединения насыщенными углеводородами. Их общая формула СпН2л+2.
Однако в молекулах углеводородов бывают не только простые (одинарные) связи, но и двойные, и даже тройные. Такие углеводороды называются ненасыщенными или непредельными. Двойная связь, например, имеется в молекуле этилена С2Н4:
СН2 сн21
а две двойные связи — в молекуле бутадиена С4Н6:
СН2 —СН—СН^СН2
Тройная связь есть в молекуле ацетилена С2Н2:
СН Э^СН
Чем же различаются свойства предельных углеводородов и непредельных? Прежде всего тем, что двойные и тройные связи — это связи непрочные. Они довольно легко разрываются, и атомы углерода охотно берут в свою компанию все, что вокруг «плохо лежит», — атомы и фрагменты молекул веществ-реагентов. Можно, правда, на ту же ситуацию взглянуть с другой точки зрения — считать, что атомы или группы атомов веществ-реагентов, как мартышки в джунглях, хватаются за «лианы» — обрывки двойных химических связей углерода. Например, к молекуле этилена может присоединяться хлор:
382
Гл«е« XII. Элементы lVA-группы и их соединения
сн2 сн2 | +С12 СН2С1 — СН2С1
с образованием нового вещества — дихлорэтана С2Н4С12 (это хороший органический растворитель, он также применяется для склеивания изделий из органического стекла и чистит одежду от пятен). Взаимодействие ацетилена с хлороводородом дает монохлор-этилен С2Н3С1, или хлорвинил:
сн ~ сн
I +HCI
СН2 — CHCI
Хлорвинил знаком нам по поливинилхлоридным пакетам, пленкам и изделиям из пластмассы. Этот полимер получается, когда сразу во множестве молекул хлорвинила разрываются двойные связи и образуются очень длинные молекулы, состоящие из одинаковых звеньев. Исходное вещество хлорвинил, которое называют мономером, в результате реакции полимеризации превращается в полимер — поливинилхлорид:
Л(СН2 — СНС1)— [-СН2-СНС1-]Л
Кстати, подобным образом реагируют — полимеризуются — молекулы этилена при получении уже упомянутого полимера — полиэтилена:
Л(СН2 СН2) — [-сн2-сн2-]„
Полимерные частицы получаются и в других случаях, например, когда в каждой частице мономера
383
Занимательная химия
есть несколько двойных связей. Если провести поли-меризацию бутадиена, то сначала образуются длинные линейные углеводородные цепи, в которых еще остаются «неизрасходованные* двойные связи:
п сн2 — сн — сн — сн2
[-СН2-СН^СН-СН2-]Л.
а уже потом — трехмерные «сетки* в пространстве. Так получают бутадиеновый искусственный каучук — один из самых важных синтетических продуктов органической химии. Он идет на получение резины для автомобильных шин.
Если к молекулам этилена или ацетилена присоединить отдельные фрагменты молекулы воды, то получится нечто совсем особенное.
Провести такой процесс непросто. Газообразный этилен надо смешать с водяным паром, нагреть до
384
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
300 °C и сжать смесь под давлением 60 атм. Этого мало: требуется еще катализатор, например, ортофос-форная кислота, которой пропитывают пористый камень — «носитель». В результате химики добиваются своей цели: молекула воды, разъединившись на атом водорода Н и гидроксогруппу ОН, присоединяется к «обрывкам* двойной связи:
СН2 СН2
I +н2о сн3 — СН2ОН
Самое примечательное в этой реакции, что в ее итоге искусственным путем получается этанол, или этиловый спирт — очень важное химическое вещество. Но еще удивительнее реакция ацетилена с водой. Ее тоже ведут не просто так: требуется нагреть смесь до 90 °C, добавить крепкую (40 % -ную) серную кислоту и соль ртути HgSO4. В результате реакции получается уксусный альдегид (ацетальдегид) СН3СНО:
CH SSCH
| +Н2О сн3 — с == о I н
Вот какая это интересная наука — органическая химия! Ее методы похожи на те, которые мы используем, собирая разные машины и модели из деталей детского конструктора. Если в молекулах углеводородов появляется группа ОН — получается Молекула спирта. А если заменить сразу два атома
385
Занимательная химия
водорода на один атом кислорода, то образуется альдегид — соединение, промежуточное между спиртом и кислотой. Об этом мы поподробнее поговорим чуть позже.
Есть еще циклические углеводороды, молекулы которых — не «цепи» и не «ветки», а «кольца» из атомов углерода, «украшенные» тем или иным количеством атомов водорода. Особенно важны среди них ароматические углеводороды. Такое название появилось не потому, что у них какой-то особенно приятный запах, а из-за их происхождения.
Молекула бензола С6Н6 содержит очень прочное шестизвенное углеродное кольцо, атомы которого, как считалось раньше, связаны между собой чередующимися двойными связями. Теперь у химиков другое мнение: все электроны, образующие дополнительные (вторые) связи в бензоле, объединены в общее электронное облако, которое крепко стягивает все шесть атомов углерода в кольцо
Бензол
Вот почему в бензоле двойные связи не проявляют себя так, как в этилене или бутадиене. Однако атомы водорода могут замещаться на разные другие атомы или группы атомов. Тогда из бензола может полу' читься, например, толуол С6Н5СН3 или фенол (карбо" ловая кислота) СбН5ОН:
386
Глава XII. Элементы IVA-еруппы ц их соединения
Самые главные природные источники углеводородов — нефть и природный газ. Когда нефть разделяют на отдельные составные части в соответствии с температурой кипения, получают несколько смесей углеводородов с разным числом атомов в углеродной цепочке.
В природном горючем газе содержатся углеводороды с 1-4 атомами С, в бензине, который кипит при 35-205 °C, находятся углеводороды с 5-12 атомами С в молекуле. Керосин кипит при 175-300 °C, здесь находятся углеводороды с 12-18 атомами С, а в смазочных маслах и твердом парафине мы найдем углеводороды с 20-40 атомами углерода.
И этилен, и ароматические углеводороды образуются при химической переработке нефти. Ацетилен получают по-другому. Сначала оксид кальция СаО С углем при прокаливании дает карбид кальция СаС2:
СаО + 3 С - СаС2 + COf
А потом, действуя на карбид кальция водой, выделяют ацетилен С2Н2:
СаС2 + 2 Н2О - Са(ОН)2 + С2Н2 f
Если мы добудем на ближайшей стройке забытый Кем-то кусочек карбида кальция и бросим его в воду,
387
ЗинилашелйМАя химия
то вполне сможем наблюдать эту реакцию своими глазами. Надо только помнить, что ацетилен — Го, рючий газ и с воздухом образует горючие и взрывчатые смеси. Значит, имея с ним дело, надо быть осторожным.
Все углеводороды, как бы они ни гордились своим разнообразием, при горении на воздухе ожидает общая судьба: они превращаются в диоксид углерода СО2 и воду. Эти продукты получаются и из метана СН4, и из ацетилена С2Н2, и из бензола С6Нв:
СН4+ 2 О2 = СО2 f + 2 Н2О;
2 С2Н2 + 5 О2 = 4 СО2 f + 2 Н2О;
2 С6Н6 + 15 О2 = 12 СО2 | + 6 Н20
Правда, чем больше в горящем веществе углерода и чем меньше водорода, тем более «коптящее» получается пламя: часть углерода просто не успевает превращаться в углекислый газ и дает частицы сажи, от которых пламя становится «светящимся».
От спирта к кислоте
Спирт — это органическое соединение, в молекуле которого есть гидроксильная группа ОН, присоединенная к атому углерода.
Слово «спирт» недаром образовано от латинского «спирит» — «дух». Первые спирты, полученные алхимиками, были и вправду летучими. Но позже выяснилось, что летучесть — не такой уж обязательный признак спирта. Более того, существует множество спиртов вовсе не летучих, причем не только среди соединений с очень крупными молекулами (высокомо-
388
Глава XII. Элементы lVA-группы и их соединения
декулярных). Например, глицерин С3Н5(ОН)3 — это трехатомный (содержащий целых три гидроксильные группы) спирт, который был впервые выделен из бараньего жира, и он совсем не летуч.
Самый известный из спиртов — винный. «Спири-тус вини* значит «дух вина». Это этиловый спирт, иначе говоря, этанол С2НбОН (или СН3СН2ОН).
Этанол — бесцветная, довольно летучая и горючая жидкость с характерным запахом. Чистый этиловый спирт кипит при 78 °C, а затвердевает в кристаллы при очень низкой температуре (-114°С). Он немного легче воды и неограниченно в ней растворим. Этанол хорошо растворяет многие вещества, например, красители, жиры, иод.
Этиловый спирт образуется при спиртовом брожении. Многие виды сахаров (углеводов) расщепляются под действием микроскопических дрожжевых грибков с образованием этилового спирта и углекислого газа — диоксида углерода СО2. И этот процесс называют «брожением». В случае глюкозы С6Н12О6 он от" вечает уравнению реакции:
С6Н12О6 = 2 СО2 I + 2 С2Н5ОН
Каждый, кто хотя бы раз видел, как ведут себя забродившие фруктовый сок или варенье, обратил внимание, что на их поверхности появляется пена. Это результат выделения углекислого газа. Значит, одновременно обязательно образовался и этиловый спирт. Спиртовое брожение обычно начинается самопроизвольно; дрожжевые грибки вездесущи. Содержание этилового спирта в растворах при брожении сахаров Меняется в довольно широких, но не безграничных Пределах. Если спирта накапливается слишком мно-IX), дрожжевые грибки погибают. Поэтому брожением Можно получить не более чем 15 %-ный этанол.
389
Занимательная химия
А концентрированный этиловый спирт получают из разбавленных растворов путем перегонки.
Рассказывают, как в поисках «эликсира жизни» некий арабский алхимик стал перегонять старое вино, к которому он предварительно добавил поваренную соль. В результате получился винный спирт.
Винный (этиловый) спирт действует опьяняюще, а в больших дозах это сильный яд. Регулярное употребление алкогольных напитков разрушает здоровье, угнетает живые ткани печени, действует на мозг.
Метиловый (древесный) спирт СН3ОН (химики называют его метанолом) смертельно опасен даже в самых малых дозах. Сначала он вызывает слепоту, а потом убивает наповал.
Этиловый спирт часто используют как горючее — например, у химиков в ходу горелки-спиртовки. Этанол сгорает голубоватым пламенем с образованием диоксида углерода и воды:
с2н5он + 3 02 = 2 С02 f + 3 Н2О f
390
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
Если в домашней аптечке есть борный спирт (раствор борной кислоты В(ОН)3 в этаноле), можно капнуть его на железную или керамическую пластину и поджечь. Пламя будет иметь зеленый цвет из-за присутствия борной кислоты (соединения бора всегда выдают себя подобным образом).
Если этиловый спирт окисляется в водном растворе, например, под действием перманганата калия КМпО4 (марганцовки), то получается не углекислый газ, а уксусный альдегид СН3СНО.
Альдегиды — это вещества, в молекулах которых имеется альдегидная группа атомов:
О
— С
С уксусным альдегидом мы уже знакомы. Он имеет характерный запах подгнивших яблок, а уравнение реакции его образования из спирта при взаимодействии с перманганатом калия выглядит так:
3 С2Н5ОН + 2 КМпО4 =
= 3 СН3СНО + 2 КОН + 2 МпО21 + 2 Н2О
При нагревании смеси розовый цвет раствора марганцовки пропадает, раствор мутнеет — выпадает бурый осадок диоксида марганца МпО2.
Если в этой реакции вместо этилового спирта будет участвовать метиловый (древесный) спирт СН3ОН, То получится муравьиный альдегид, или формальдегид НСНО:
3 СН3ОН + 2 КМпО4 -
= 3 НСНО + 2 КОН + 2 МпО2| + 2 Н2О
391
Занима тельнал химия
Это вещество — ядовитый бесцветный газ с резким запахом. Обычно мы его встречаем в виде 40 %-ного водного раствора — формалина. Этот раствор часто используется для дезинфекции.
Интересно то, что при хранении формалина из него может выпасть белый осадок — параформ (это полимер формальдегида, молекула которого состоит из 8-100 одинаковых фрагментов). При нагревании параформ снова превращается в мономер — формальдегид.
Дальнейшее окисление формальдегида приводит к образованию муравьиной кислоты НСООН:
3 НСНО + 2 КМпО4 + Н2О = = 3 НСООН + 2 КОН + 2 МпО2 |
Но вернемся к уксусному альдегиду и этиловому спирту. Добавляя побольше марганцовки, мы можем добиться того, что из уксусного альдегида получится уксусная кислота СН3СООН:
3 СН3СНО + 2 КМпО4 + Н2О =
- 3 СН3СООН + 2 КОН + 2 МпО2 |
Правда, чтобы уксусная кислота получилась из естественного сырья — того же виноградного или яблочного сока, можно просто подольше подержать его в тепле. Продукт брожения сахаров постепенно будет окисляться до альдегида, а затем — до уксусной кислоты.
О вездесущий дрожжевой грибок! Забродит от него фруктовый сок, Поднимутся оладьи с пирогами,
И вещества, что были сахарами, Все обратятся в спирт и в альдегид, А уксус это дело завершит.
Уксусная кислота — самая древняя из органических кислот. Стоит ли удивляться, что у жителей
392
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
Древней Эллады любая кислота называлась «оксос» (уксус)?
Карбоновыми кислотами называют вещества, в молекулах которых присутствует карбоксильная группа СООН, связанная с атомом углерода. Строение карбоксильной группы таково:
,0
ОН
Карбоновые кислоты способны в водной среде подвергаться диссоциации. Этот процесс идет не полностью, а только частично: органические кислоты все слабые. Например, уксусная кислота СН3СООН в водном растворе диссоциирует с образованием катиона водорода и ацетат-аниона СН3СОСГ:
CHgCOOH СН3СОО- + Н+
Уксусная кислота образует соли — ацетаты, например, ацетат натрия CH3COONa, ацетат кальция Са(СН3СОО)2 и другие.
Уксусную кислоту СН3СООН на рубеже XVII-XVIII веков называли в России «кислой влажностью», или «древесной кислотой». Извлекали ее в то время из древесины. Березовые поленья сильно нагревали в печи без доступа воздуха — подвергали сухой перегонке. При охлаждении выделяющихся из Древесины паров получалась жидкость; смола и деготь постепенно из нее оседали, а сверху оставался темно-бурый раствор — смесь уксусной кислоты, метилового (древесного) спирта СН30Н, ацетона (СН3)2СО, воды и других веществ. Чтобы отделить уксусную кислоту, к этой жидкости добавляли мел
393
Заиилгательиоя химия
(карбонат кальция СаСО3) и осаждали «пригорелодревесную соль», или «древесно-кислую соду» — ацетат кальция Са(СН3СОО)2:
СаСО3 + 2 СН3СООН = - Са(СН3СОО)21 + Н2О + СО2|
Потом отцеженный от раствора ацетат кальцця разлагали серной кислотой:
Са(СН3СОО)2 + H2SO4 = 2 СН3СООН + CaSO41,
а выделившуюся уксусную кислоту отделяли перегонкой.
«Древесный уксус есть не что иное, как произведенная от сгущения дыма и газов, отделяющихся от дерева при жжении угля», — так определяли уксусную кислоту русские химики в начале XIX века.
Совсем другие способы получения концентрированной уксусной кислоты были у аптекарей-алхимиков средневековья: они использовали для перегонки перебродившее вино.
Способ получения уксусной кислоты из древесины сохранил свое значение по сей день. Однако большую часть уксусной кислоты теперь все-таки получают синтетическим путем — окислением уксусного альдегида СН3СНО кислородом в присутствии катализатора ацетата марганца Мп(СН3СОО)2:
2 СНдСНО + 02 = 2 СН3СООН
Остается добавить, что уксусный альдегид для этой реакции берут самый дешевый, выделенный при взаимодействии ацетилена с водой.
394
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
Уксусную кислоту СН3СООН используют не только в пищевых целях, как приправу к пельменям или как консервирующее вещество при заготовке маринованных грибов. Очень много уксусной кислоты потребляется в химической промышленности. Без уксусной кислоты не удастся сделать ни ацетатный шелк, ни целлофан, ни аспирин. Она также служит сырьем для получения множества других химических веществ.
В других карбоновых кислотах тоже обязательно есть одна или несколько карбоксильных групп СООН. Муравьиную кислоту НСООН сначала получили из кислых выделений муравьев, валериановую С4Н9СООН — из сока корня лекарственного растения валерианы. Совершенно ясно, откуда химики получили яблочную, щавелевую, янтарную и лимонную кислоты. На это указывают сами их названия. А вот молочная кислота получается и при сквашивании молока, и при заготовке квашеной капусты. В обоих случаях источник молочной кислоты — углеводы, или сахара, содержащиеся в молоке и в капустном листе.
Есть еще очень важная и нужная аскорбиновая кислота — витамин С, вещество с очень сложной молекулой, и великое множество других. Каждая из органических кислот чем-то примечательна, у каждой есть своя область применения.
Вот, например, стеариновая кислота. Стеариновая — значит, из стеариновой свечки. А что это такое — стеарин?..
Стеарин, скажет химик, — это твердая смесь жирных кислот. Жирные кислоты получаются при расщеплении, например, бараньего или говяжьего жира. Дело в том, что жиры, как это ни удивительно, откосятся к классу эфиров.
Эфир... под этим словом обычно подразумевается нечто воздушное, летучее, невесомое. «Ночной зефир струит эфир»... Действительно, самые первые эфиры,
395
Занимательная химия
строение и свойства которых изучили химики, были вполне достойны своего поэтического названия.
Эфирами называют вещества, в молекулах ко-торых углеводородные фрагменты соединены друг с другом через кислородный мостик:
— о —
При этом среди эфиров различают простые и сложные. Например, диэтиловый эфир (С2Н5)2О, который получается при соединении через кислородный атом остатков С2Н5 от двух молекул этилового спирта — это простой эфир. Эта реакция протекает при 140 °C в присутствии водоотнимающего средства — концентрированной серной кислоты:
2 С2Н5ОН = С2Н5 - О - С2Н5 + Н2О этанол диэтиловый эфир
Диэтиловый эфир кипит уже при 35 °C и легко испаряется. Он очень огнеопасен. Диэтиловый эфир — хороший органический растворитель, с этой целью он широко применяется. А в середине прошлого века эфир впервые попробовали использовать для наркоза при хирургических операциях.
Если в распоряжении химиков есть чистый этиловый спирт и безводная уксусная кислота, то в присутствии серной кислоты (водоотнимающего средства) можно провести реакцию получения уксусно-этилового эфира:
С2Н5ОН + СЩСООН = С2Н5 - О - С(О)СН3 + Н20 этанол уксусная кислота укеусноэтиловый эфир
Уксусноэтиловый эфир, или этилацетат относится к числу сложных эфиров. Этилацетат — тоже вещество весьма летучее. Это жидкость, кипящая при 77 °C, имеющая характерный яблочный запах, хороший органический растворитель. Кстати, и другие эфиры, в образо
336
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
вании которых вместо уксусной участвует другая карбоновая кислота, а вместо этилового — какой-нибудь другой спирт, тоже являются носителями фруктовых ароматов — запаха груш, бананов, лимонов...
Вернемся к жирам. Это ведь тоже эфиры, но особенные. В их образовании участвуют стеариновая кислота С17Нз5СООН (или близкие к ней до составу и строению другие жирные кислоты) и трехатомный спирт глицерин С3НЙ(ОН)3. Вот как выглядит схема молекулы такого эфира:
О-0(0)0^35
I
НС - О - С(О)С17Н35
Н2С-О-С(О)С17Н35
Жиры бывают твердые и жидкие. В твердых животных жирах с глицерином связаны молекулы предельных карбоновых кислот (вроде стеариновой). В жидких растительных жирах к глицерину присоединены молекулы непредельных карбоновых кислот, в которых имеются одна или несколько двойных связей. Это, например, олеиновая кислота С17Н33СООН (с одной двойной связью углерод-углерод в молекуле) или линолевая кислота С] 7Н31СООН, в молекуле которой сразу две двойных связи между атомами углерода).
Сейчас каждый, наверное, уже знает, что самые полезные для здоровья — жидкие растительные жиры. Они замедляют окислительные процессы в организме м поэтому старение живых тканей тоже замедляется.
Растительные масла — это не только пища. Они Важны и как техническое сырье, например, для производства масляных красок и олифы. Непредельные
397
Занимательная химия
кислоты, входящие в их состав, со временем полимеризуются и образуют очень прочные пленки. Вот почему поверхность, покрытая слоем масляной краски становится красивой и блестящей.
Но если на одежде появилось пятно от растительного масла или масляной краски, надо избавляться от него как можно быстрее, пока не началась полимеризация. Лучше всего смывает свежее пятно обычное хозяйственное мыло, имеющее щелочную реакцию. А почему — сейчас станет ясно.
Когда на жиры действуют щелочью, происходит реакция омыления — в результате получается глицерин С3Н5(ОН)3 и соли жирных кислот. Вот пример реакции омыления, в результате которой получается соль стеарат натрия Ci7H35COONa:
С3Н5(ОСОС17Н35)3 4- 3 NaOH =
= С3Н5(ОН)3 + 3 C17H35C00Na
или, в виде схемы: Н2С - О - 0(0)0,^ I
НС-о-0(0)0,71435
I
^0-0-0(0)0^35
I 3 NaOH
Н2С-ОН
I
НС-ОН + ЗСпН^СООМа
I
Н2С-ОН
398
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
Теперь мы подобрались к самому главному — зачем нам понадобились эти самые соли жирных кислот? Да затем, чтобы мыть ими руки и лицо, ведь без них не бывает никакого мыла — ни хозяйственного, ни туалетного, ни банного, ни детского. Конечно же, в хорошем мыле содержится еще множество добавок, которые придают мылу красивый цвет, приятный аромат, дезинфицирующие свойства, делают мыльную пену более стойкой.
Но основа мыла всегда одна и та же: соли жирных кислот. Эти соли хорошо растворимы, если их катионом служит щелочной металл. А стеараты кальция, магния или железа, так же как сама стеариновая кислота, в воде нерастворимы. Поэтому, добавляя кислоту (например, уксусную) к мыльной воде, мы выделим серый осадок стеариновой кислоты:
C17H35COONa + СН3СООН = = С17Н35СООН | + CH3COONa
И если вода для мытья или стирки загрязнена большим количеством солей кальция, магния или железа, то обычное мыло окажется бессильным и тоже выпадет в осадок:
2 C17H33COONa + СаС12 = Са(С17Н33СОО)2 | + 2 NaCl
Тогда придется заменить его другими моющими средствами или «исправить» воду. Но это уже тема другого разговора (см. гл. XIII, 6).
Полезно познакомиться еще с одним растворителем, признанным мастером удалять маникюрный лак с ногтей и жирные пятна с одежды. Для этого нам придется вернуться на полтора века назад, чтобы позаимствовать у тогдашних русских мастеров-смолокуров, добытчиков «кислой влажности», вещество со
399
Занимательная химия
смешным названием — «пригорело-древесную соль», Это вещество, ацетат кальция Са(СН3СОО)2, при нагревании разлагается на твердый карбонат кальция СаСО3 и летучую жидкость ацетон (СН3)2СО:
Са(СН3СОО)2 = (СН3)2СО | + СаСО3
В молекуле ацетона, так же, как в уксусном альдегиде, имеется кислородный атом, присоединенный к углеродному остову двумя связями:
СН3
I
с —о
I
сн3
Но этот атом кислорода находится не на «хвосте» молекулы, а в середине:
О
и у вещества, построенного таким образом, — кетона — свойства будут уже во многом отличаться от свойств альдегидов. Например, превратить ацетон в кислоту далеко не так просто, как уксусный альдегид.
Самое важное свойство ацетона — то, что он отлично растворяет жир, лак, воск и другие вещества. Многие пластмассы в ацетоне набухают и даже совсем растворяются. Ацетон летуч (он кипит при 56 СС) и огнеопасен. В наше время его получают из уксусной кислоты или продуктов нефтепереработки.
Что общего у всех спиртов, альдегидов, органических кислот и кетонов?
400
Глава XII. Элементы lVA-группы и их соединения
Они, как и остальные органические вещества, при горении превращаются в углекислый газ и воду. Сгорают и ацетон, и уксусный альдегид, и даже уксусная кислота:
(СН3)2СО + 4 О2 = 3 СО2 | + 3 Н20 f
2 СН3СНО + 5 02 = 4 С02 f + 4 Н20 f
СН3СООН + 2 О2 = 2 СО2 f + 2 Н2О f
Точно такие же продукты получаются, когда горят эфиры, глицерин или жиры, не говоря уже о стеариновой кислоте.
Запомним, друг, и я, и ты, Чем отличаются спирты — В них углерод и гидроксид, И каждый спирт легко горит.
R — это значит: радикал, Предельный или непредельный. Он может быть велик и мал, Но это разговор отдельный.
Приятно пахнут альдегиды, Но группа СНО их выдаст.
Среди карбоновых кислот Известных «лиц» невпроворот.
В кислотах — группы карбоксильные, Но все кислоты здесь — несильные.
R — ОН
R —С
401
Занимательная химия
В кетонах группа есть СО, Но это тоже ничего... Горит прекрасно ацетон, И растворитель — тоже он.
Наш интеллект ужасно вырос: Есть кислород... внутри эфиров!..
Мы говорим спокойно: жир.
А между прочим, он - эфир! Эфир кислот и глицерина. Такая вот у нас картина.
О
I
R —С —R'
R — О — R'
О
•I
С3Н5(О - с - R)3
Сахара сладкие и несладкие
Экскурсия, на химический комбинат обычно производит неизгладимое впечатление. Химические реакторы подавляют своими размерами, опутывающие их трубопроводы разной толщины похожи на извивающийся клубок змей. Вдобавок время от времени подает свой резкий голос какой-нибудь выпускной клапан. В одном цехе пышет жаром, в другом струятся охлаждающие жидкости. Грохот, лязг, шипение пара...
Приходит ли кому-то из нас в голову, что каждый человек — это тоже химический комбинат, только ходячий? Ведь в организме человека постоянно происходят сложнейшие химические реакции, хотя и без применения сильных кислот, высокого давления или температуры. Человек растет и развивается, работает. Одни вещества в организме превращаются в дрУ' гие, при этом выделяется энергия.
Важнейшее внутреннее «горючее» человека — он* хара, или углеводы.
402
Глава ХИ. Элементы IVA-группы и их соединения
Может ли сахар служить источником энергии? Попробуем это проверить.
Сахар в обычных условиях не горит. Если поднести к нему зажженную спичку, он будет плавиться и частично обугливаться. Загорится он только «с помощью» табачной золы, которая содержит карбонат лития Li2CO3 и служит катализатором горения. Сахар сгорает синевато-желтым пламенем, выделяя тепло и превращаясь в углекислый газ и воду:
С12Н22Ои + 12 О2 = 12 СО2 I 4-11 Н2О
В человеческом организме сахар тоже «сгорает», но без пламени и при низкой температуре. Он подвергается превращениям под действием особых катализаторов — ферментов. Этот процесс включает очень сложные промежуточные стадии, но заканчивается так же, как и горение сахара, — образованием углекислого газа и воды.
Если нагреть в чайной ложке на огне газовой горелки немного сахарного песка, то мы увидим, как он сначала расплавится, потом почернеет и обуглится. При этом получается почти чистый углерод и еще выделяется водяной пар.
Можно сделать нехитрый вывод: сахара состоят из углерода и воды. Так ли это на самом деле? Прежде всего учтем, что сахара — это не только сахароза, с который мы обычно имеет дело. К сахарам относится множество веществ, которые химики объединяют общим именем «углеводы».
Как следует из названия углеводов, их формулы часто можно рассматривать как совокупность х атомов углерода и у молекул воды: Сх(Н2О)у. Самые важные углеводы — глюкоза CgH12O6 и Фруктоза CeHi 2О6:
403
Занимательная химия
сно I н - с - он
I
но - с - н
I н - с - он
I
н - с - он I СН2ОН
глюкоза
снгон
I
С —О I но - с - н
I
н - с - он I
н - с - он I снгон
фруктоза
Фруктоза и глюкоза имеют одинаковые формулы С6Н]2ОЙ, но их молекулы различаются по пространственному строению — фруктоза является изомером глюкозы.
Сахароза, которая содержится в сладком соке многих растений, — это дисахарид. Его молекула состоит из двух разных моносахаридов — глюкозы и фруктозы и имеет формулу C12H22O]j. Сахароза при нагревании с водой в кислой среде начинает распадаться на глюкозу и фруктозу:
+ Н2О = С6Н12О6 + С6Н12Об сахароза глюкоза фруктоза
Эта химическая реакция носит название реакции инверсии сахарозы. Такой процесс распада сахарозы протекает и в организме человека.
Глюкоза, которая получается в результате распада сахарозы, моментально попадает в кровь, очень лег
404
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
ко усваивается организмом и быстро восстанавливает силы человека. Глюкоза из всех углеводов — самая важная. В свободном виде она присутствует в винограде, отсюда ее старое название «виноградный сахар», а также в цветочном нектаре и в пчелином меду вместе с фруктозой и сахарозой.
Глюкоза содержится в крови человека и животных, причем концентрация ее почти постоянная, около 0,1 %. Если глюкозы в крови становится меньше, то в тканях организма прекращается выделение энергии. Слишком много глюкозы — это тоже плохо: наступает сахарная болезнь (диабет).
Глюкозу используют для лечебного питания больных и ослабленных людей, а также при большой физической нагрузке.
Горит в организме у нас углевод.
Но где же тут пламя и дым?
Тепло и энергию мышцам дает Тот сахар, что все мы едим.
Фруктоза («фруктовый сахар») была выделена впервые в середине XIX века. В свободном виде она содержится в овощах, фруктах и пчелином меду. Фруктоза на вкус кажется слаще сахарозы.
Как давно люди знают сахар? Хотя этот вкусный продукт питания — из числа «старичков», мы можем более или менее точно указать дату его появления в Европе.
Самый древний вид сахара — тростниковый, а родина его — Индия. Европейцы (это были воины Александра Македонского) впервые попробовали сахар — «мёд, который получается без участия пчёл». Позднее, во время крестовых походов, были обнаружены громадные плантации сахарного тростника в Сирии. Местные жители в глиняных горшках варили сахар из тростника.
405
Занимательная химия
В Европе было время, когда сахар считали дорогим лекарством и покупали в аптеках. Так было еще до. вольно долго после того, как немецкий химик Андре. ас Сигизмунд Маргграф выделил первый «европейский» сахар из сахарной свеклы. А дата этого события — 1747 год.
Сахар получают из такого растительного сырья, которое наиболее доступно. На юге Америки, на Кубе, в Африке и Азии это сахарный тростник, в более прохладной Европе — сахарная свекла, а а Канаде —-сладкий кленовый сок. В кленовом соке сахара всего 5 %, но каждое большое дерево за сезон может дать 50-100 л сока, а это 3-5 кг сахара. Куда больше сахара в сахарной свекле — 16-20 %. Но особенно много его в сахарном тростнике — от 14 до 26 %. Есть и другие растения, сладкий сок которых содержит сахар: это, например, азиатская сахарная пальма (14 % сахара). В более привычном для нас березовом соке тоже есть сахар, но совсем немного: 0,5-1,2 %.
Сахар — очень нужный химический продукт. Он требуется не только для чаепития, сладостей, конфет, тортов и пирожных. Гораздо больше сахара используется на технические цели — для получения спирта. Вот уже почти двести лет сахар для спиртовой промышленности получают из картофеля и даже из древесины, разлагая их серной кислотой в присутствии катализаторов.
Дело в том, что и крахмал, и клетчатка, которые содержатся в растительном сырье, состоят из таких же «кирпичиков» — углеводных фрагментов, что и сахароза. Ведь молекулы глюкозы могут объединяться друг с другом или с молекулами других углеводов, образуя длинные цепи и отщепляя при этом молекулы воды.
Химики говорят, что из моносахарида глюкозы «построены» молекулы различных полисахаридов —
406
Глава XII. Элементы /УАгруппы и их соединения
крахмала, клетчатки... Это тоже углеводы (сахара), но совершенно несладкие.
Если соединяется от 200 до 1000 звеньев глюкозы, получается полисахарид крахмал, который входит в состав картофеля, хлеба, крупы. А при соединении 300-5000 таких звеньев получается полисахарид целлюлоза — растительная клетчатка, из которой состоит древесина, хлопок, лен.
Целлюлоза — вещество, всем хорошо известное. Не только хлопчатобумажные ткани, но и сама бумага, на которой мы пишем, на которой печатают книги, журналы и газеты, в которую заворачиваем покупки, состоит из целлюлозы. Почти чистая целлюлоза — это хлопковая вата. Из целлюлозы делают множество
нужных людям веществ и материалов — от пластмасс
и искусственных волокон до спирта и взрывчатки.
Крахмал тоже известен нам достаточно хорошо. Скорее всего, в каждом доме крахмал найдется на кухне — как же без него сварить кисель или приготовить клейстер, самый дешевый клей для бумаги?
Химики используют крахмал как вещество, безошибочно указывающее на присутствие иода: реакция иода с крахмалом приводит к образованию продукта синего цвета. Да и сам иод помогает определить, много ли крахмала в том или ином продукте. Мы можем в этом убедиться, если капнем иодной настойкой на разрезанный картофель, огурец, кабачок. Чем ярче будет синий цвет капли — тем больше в овощах крахмала.
Если, в дом придя с мороза, Лить ты сядешь крепкий чай, Хорошенько сахарозу В чашке ложкой размешай.
Виноградную глюкозу
И медовую фруктозу
И молочную лактозу
Любят взрослый и малыш
Но крахмалом и клетчаткой, Что совсем-совсем несладки, Нас уже не удивишь.
Так устроена природа -Это тоже углеводы!
407
Занимательная химия
Завершая краткое знакомство с сахарами, сладкими и несладкими, давайте сделаем простой, но очень эффектный опыт. Для него нам потребуется совсем немного разных веществ, которые наверняка найдутся в каждом доме.
Сладкий белый сахар может превратиться в ♦чер-IvGdfta ную змею», если насыпать в тарелку 3-4 столовые ложки сухого просеянного речного песка и сделать из него горку с углублением на вершине, пропитать песок этиловым спиртом, а потом заложить в углубление горки хорошо растертую в ступке смесь 1 столовой ложки сахарной пудры и 1 чай" ной ложки питьевой соды и поджечь эту смесь.
Через 2-3 минуты на поверхности смеси по* явятся черные «шарики», а у основания — черная жидкость. Когда почти весь спирт сгорит, смесь почернеет, и из песка медленно выползет извиваю
408
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
щаяся толстая черная «змея* с «воротником» из догорающего спирта. «Змея» будет тем длиннее, чем дольше горит спирт. В пламени горящего спирта сахар плавится и обугливается, а выделяющийся из соды углекислый газ вспучивает и двигает горящую массу. Вот уравнения протекающих реакций:
С2Н5ОН + 3 О2 = 2 СО2 f + 3 Н2О,
Ci2H22O]i + 6 Ог = 6 СО2 + 11 НгО + 6 с
2 NaHCO3 - Na2CO3 + СО2 f + Н2О
Остаток от горения — карбонат натрия Na2CO3, смешанный с мельчайшими частичками угля.
Белок — это жизнь
Когда мы говорим «белок», то сразу представляем белок куриного яйца — белый и твердый, если яйцо вареное, или полупрозрачный и жидкий, если оно сырое. Химики в слово «белки» вкладывают не «кулинарный», а куда более широкий смысл.
Белки действительно содержатся и в курином яйце, и в протоплазме растительных и животных клеток. Они есть и в клеточном соке растений, и в мускулах животных, и в нервных клетках, и в тканях мозга. Белки входят в состав ногтей, кожи, волос человека, перьев птиц и шерсти животных.
Белки — сложнейшие химические соединения, они имеют полимерное строение и состоят из множества более простых составных частей — аминокислот. Что же такое аминокислота?
Если представить себе молекулу уксусной кислоты СН3СООН, один из атомов водорода в которой заме
400
Зииилательиил химия
щен аминогруппой NH2, то получится молекула ами-ноуксусной кислоты. Это самая простая аминокисло* та, она еще называется глицин и отвечает формуле NH2CH2COOH.
Некоторые аминокислоты содержат, кроме аминогруппы и карбоксильной группы СООН, еще атомы серы. Есть аминокислоты с разветвленными углеродными цепочками, есть — с цепочками, замкнутыми в кольца. Аминокислоты, соединяясь между собой, образуют белки — основу жизни. Благодаря белкам становится возможен обмен. веществ организма с окружающей средой.
В настоящее время известно всего два—три десятка природных аминокислот, а число получаемых из них белков не поддается даже приблизительной оценке. Как это становится возможным? Оказывается, из двадцати-тридцати сортов аминокислот — «кирпичиков» белкового здания, соединяя их в разном порядке, можно выстроить неисчислимое множество веществ с самыми разными свойствами. А соединяются между собой они с помощью пептидных связей, отщепляя молекулы воды. Например, соединение двух одинаковых молекул глиципа будет выглядеть так:
NH2 - СН2 - С(О) - NH - СН2 - СООН
Если соединятся не две, а много молекул разных аминокислот, то получатся сложнейшие молекулы белков. Эти гиганты из мира молекул содержат тысячи или даже миллионы атомов углерода и закручены в клубки или спирали. Химики пытаются расшифровать строение белковых молекул-великанов, а если удается, то синтезировать их. Задача эта очень трудная: природа тхцательно прячет «чертежи», по которым выстроены эти частицы.
В живом организме белки синтезируются из исходных аминокислот, входящих в состав пищи. Такой
410
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
биологический синтез объединяет в полимерную цепочку с пептидными связями все нужные организму аминокислоты в порядке, заданном генетическим кодом организма. Этим процессом командует белковая молекула, ответственная за наследственные признаки данного организма.
Человек получает все необходимые ему белки с пищей — растительной и животной. Больше всего белков в таких продуктах, как мясо, рыба, яйца, творог, молоко. А из продуктов растительного происхождения самые богатые белками — фасоль, горох, гречка. Если белков в пище недостаточно или они включают не все нужные организму аминокислоты, замедляется рост и развитие, наступают тяжелые болезни, падает иммунитет (сопротивляемость инфекции).
Как определить, содержит ли вещество белки?
Домашними средствами это сделать можно так. Исследуемое вещество (например, мясной или рыбный бульон, отвар грибов или разведенный в воде яичный белок) наливают в стеклянный стакан или пробирку, добавляют раствор стиральной соды (карбоната натрия NagCOg), чтобы среда стала щелочной. После этого в стакан приливают голубой раствор медного купороса (сульфата меди C11SO4). Присутствие белка в испытуемом растворе сразу будет заметно: он станет фиолетовым. Эта реакция на присутствие белка называется биуретовой. Она является, как говорят химики, характерной.
Если такой же опыт провести с разбавленным фруктовым соком или киселем, окраска раствора будет голубой, белков там нет.
Другой способ установить присутствие белка основан на его способности свертываться и становиться нерастворимым. Это происходит, когда мы варим яйцо или жарим яичницу. Химик скажет: «произошла денатурация белка». Белки денатурируются при на
411
Занимательная химия
гревании. Вот почему появляются обильная пена и серые хлопья, когда варится мясной бульон! Здесь свертываются белки мясного сока.
Денатурация белков происходит не только при гревании, но и под действием кислот. Если к свежему молоку добавить чуть-чуть уксуса или лимонной кислоты, появятся хлопья, белковые вещества молока свертываются. А когда из молока получается простокваша, это тоже свертывается молочный белок казеин, но уже под действием молочной кислоты, которую вырабатывают молочнокислые бактерии из молочного сахара — лактозы.
Если белковые вещества сжигают, появляется характерный запах «жженых перьев». По этому признаку часто можно определить, с каким видом ткани и пряжи мы имеем дело. А это бывает важно знать, чтобы правильно стирать, чистить и даже просто гладить одежду.
Белковые волокна — это натуральная шерсть (овечья, козья, верблюжья — любая), натуральный шелк (полученный из коконов шелкопряда) и пух (козий или кроличий). Сжигая ворсинку белкового волокна, мы обязательно почувствуем запах «жженых перьев». Это значит, что рубашке, свитеру или брюкам, из которых была выдернута та ворсинка, противопоказана машинная стирка, а также слишком горячая и слишком холодная вода. Белковые волокна, как и любые другие белки, при высокой температуре будут свертываться, а в результате одежда «сваляется* или просто сильно уменьшится в размере.
Белки, белковые вещества — это не только «строительный материал» живых организмов. Белки обеспечивают и основные функции живой материи. Белковые вещества — гормоны, которые вырабатывают железы внутренней секреции, регулируют рост и развитие, размножение и защиту от болезней. А «дыха
412
Глава XII. Элементы /\'А-группы и их соединения
тельные» белки, например, гемоглобин, содержащие атомы железа, обеспечивают перенос кислорода кровью по всему организму. Так что белки — это действительно основа жизни.
ША теперь — история про то, как Борис готовится к ремонту
Боря,глядя в потолок,
Рассуждает про белок:
«Знаю, в каждом организме
Есть белки, основа жизни.
Из белков — мозги и тело;
А еще — они все белы.
Скажем, взять белок яйца — Как бела яичница!
Видно, правда, есть резон тут -Запасать белок к ремонту!
Потолок белком побелим, Это будет лучше мела ». Был совсем неправ Борис... В чем? А ну-ка, разберись!
Борис действительно неправ, и вот почему.
Белки и вправду — основа жизни. Но они далеко не всегда белые. И для побелки потолка вовсе не годятся. Почему? А почему несвежее куриное яйцо стараются как можно быстрее выбросить? Вот именно! Белки быстро портятся, а при их разложении получаются сероводород и другие вещества с неприятным запахом.
Кремний как он есть
Если земная кора почти на четверть состоит из элемента кремния, то он действительно должен быть «вездесущим». И это верно, когда речь идет о «свя
413
Зани.иат^льнлл химия
занном* кремнии. Кварц, горный хрусталь, песок, глина, гранит, слюда, асбест — это все природные соединения кремния, горные породы и минералы.
Чтобы выделить кремний в свободном состоянии, надо очень сильно потрудиться. Кремний в промышленности получают восстановлением кварца — диоксида кремния SiO2 раскаленным коксом — почти чистым углеродом:
SiO2 + С = СО2 | + Si
В лаборатории для получения кремния восстанавливают кварцевый песок металлическим магнием:
SiO2 + 2 Mg = Si + 2 MgO
Свободный кремний Si серого цвета, он твердый и тугоплавкий, но хрупкий. Это неметалл с атомной кристаллической решеткой, подобной алмазу.
Однако ковалентная связь между атомами в кристалле кремния слабее, чем между атомами углерода в алмазе, поэтому электроны кремния обладают некоторой подвижностью. Кристаллы кремния имеют «металлический* блеск и могут служить полупроводниками.
Прочная атомная кристаллическая решетка кремния не позволяет ему проявлять особую химическую
414
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
активность, поэтому он ведет себя в обычных условиях скромно, даже «сурово*. Но при нагревании, когда связи между атомами в кристаллической решетке чуть-чуть ослабевают, порошок кремния может медленно растворяться в концентрированных растворах щелочей (например, в гидроксиде натрия) с выделением водорода и образованием в растворе солей-си-дикатов — например, силиката натрия Na2SiO3:
Si + 2 NaOH + Н2О = Na2SiO3 + 2 Н2 f
При 400 °C кремний приобретает способность реагировать с хлором:
Si + 2 С12 = SiCl4
В результате получается тетрахлорид кремния SiCl4. Если температура еще выше (1200-1300 °C), кремний горит в кислороде и взаимодействует с графитом. При этом получаются диоксид кремния SiO2 и карбид кремния SiC (карборунд) — соединение необычайно тугоплавкое и настолько твердое, что порою заменяет в инструменте очень дорогие алмазы. Вот уравнения протекающих реакций:
Si + О2 = SiO2; Si + С = SiC
Во всех этих процессах кремний теряет электроны, то есть служит восстановителем. Однако в реакциях с активными металлами кремний ведет себя как типичный неметалл и сам становится окислителем: отнимает электроны, например, у атомов магния:
Si + 2 Mg = Mg2Si
Вот так получается новое соединение — силицид магния Mg2Si.
Неметалл кремний — довольно яркий пример «химического лицемерия»: при встрече с более активными неметаллами кремний безропотно, хотя
415
Занимательная химия
и неохотно, расстается со своими электронами. А если встретится ему слабый и беззащитный «электро-новладелец» — магний, то от спокойного нрава кремния не остается и следа. Кремний набрасывается на металл, отнимает и присваивает его электроны. Однако очень скоро он будет наказан за такой разбой! Ведь силицид магния — соединение, которое «страдает водобоязнью*. Mg2Si совершенно не переносит влаги и разлагается, выделяя водородное со-единение кремния — силан SiH4, который мгновенно воспламеняется на воздухе, превращаясь в диоксид кремния SiO2 и воду.
Вот уравнения этих реакций:
Mg2Si + 4 Н20 = 2 Mg(OH)2 I + SiH4 f;
SiH4 + 2 02 = SiO2 + 2 H2O
Снова получается самое прочное соединение кремния — диоксид кремния SiO2. Это соединение по своему составу очень похоже на диоксид углерода — углекислый газ, но какая разница в свойствах! Диоксид кремния в газообразном состоянии тоже может состоять из отдельных молекул SiO2, но такое бывает только при температуре выше 2500 °C.
В обычных условиях молекулы диоксида кремния так сильно сближаются друг с другом, что двойные связи кремний — кислород разрываются. Множество молекул оказываются объединенными в прочную кристаллическую решетку, где повторяются фрагменты
— О — Si — О —
и атомы кремния и кислорода расположены так же, как атомы углерода в кристалле алмаза или атомы кремния в кристалле чистого кремния:
416
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
SiO2 — вещество твердое и тугоплавкое (размягчается только выше 1200 °C), не проводит электричество. В химическом отношении этот оксид весьма инертен. Достаточно сказать, что, хотя он относится к числу кислотных оксидов, с водой непосредственно не реагирует. Соответствующую диоксиду кремния кислоту — кремниевую — получают другими путями.
При нагревании диоксид кремния все-таки взаимодействует со щелочами и с содой, превращаясь в силикат натрия:
SiO2 + 2 NaOH = Na2SiO3 + Н2О SiO2+ Na2CO3 = Na2SiO3 + CO21
Диоксид кремния — это кварцевый песок. Как хорошо, что он нерастворим в воде и с нею не реагирует — иначе все песчаные пляжи на свете превратились бы в «болота». И вот почему: кремниевая кислота с условной формулой H2SiO3 — вещество малорастворимое и в воде очень легко образует нечто похожее на студень:
Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3 f
Каково было бы брести к месту для купания через полосу такого «киселя»... брр-р-р-р!
417
Занимательная химия
Остается разобраться, почему формула HgSiO3 дЯя кремниевой кислоты называется «условной». Дело в том, что на самом деле в осадок выпадает сначала цо-ликремниевая кислота (H2SiO3)n, а потом она превращается в полигидрат диоксида кремния SiO2 • пН2О. Если осадок SiO2 • п Н2О полностью обезвоживается, то получается очень пористое вещество силикагель. Это тоже диоксид кремния, только некристаллический. Силикагель — отличный поглотитель водяных паров и вредных примесей из газов. Часто пакетики с силикагелем вкладывают в упаковку электронной аппаратуры — компьютеров, видеомагнитофонов, музыкальных центров, чтобы при перевозке они не пострадали от влаги.
Кристаллический диоксид кремния — обычный кварцевый песок — используется в строительстве, а также в производстве стекла, керамики, фарфора .
Соли кремниевой кислоты — силикаты — растворимы, только если они образованы щелочными металлами. Водные растворы силикатов натрия и калия называют «жидким стеклом»; они имеют сильноще-лочную среду и похожи на густой кисель. Впрочем, кто этих растворов не видел — ведь это самый обычный силикатный клей!
Если взять силикатный клей и растворы солей — VG-ofa сульфата меди CuSO4, сульфата никеля NiSO.t, хлорида яселеза(Ш) FeCl3, то можно сделать красивую игрушку — «химический аквариум». В высокую стеклянную банку с силикатным клеем, разбавленным пополам водой, одновременно из двух стаканов выливают разбавленные водные растворы сульфата никеля NiSO.| и хлорида железа FeClg. В банке постепенно вырастают силикатные «водоросли* желто-зеленого цвета, которые.
418
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
причудливо переплетаясь, опускаются сверху вниз. Добавив в банку по каплям раствор CuSO4, мы заселим аквариум «морскими звездами» и «морскими ежами». Рост «водорослей* — результат кристаллизации гидроксидов и силикатов железа, меди и никеля, которые образуются в результате обменных реакций.
Кремний куда в меньшей степени, чем углерод, способен образовывать молекулы в виде длинных цепочек или колец. Это и понятно: химические связи между более крупными атомами кремния слабее. Зато кремний-кислородных структур насчитывается неисчислимое множество. Здесь и цепочки, и ленты, и кольца, и сетки... Это многообразие, пожалуй, не уступает углеродному. Вот почему на Земле так много минералов и горных пород, содержащих кремний. Это гранит, базальт, все виды глины, слюды и асбеста, кварц и кварцевый песок, и другие.
У кремния есть и газообразные соединения, например, тетрафторид кремния SiF4. Это вещество получается, когда на гладком стекле, содержащем диоксид кремния, наводят матовые узоры с помощью плавиковой (фтороводородной) кислоты HF:
SiO2 + 4 HF = SiF4 + 2 Н2О
Правда, в присутствии воды SiF4 тут же разлагается с образованием фтороводорода HF и кремниевой кислоты H2SiO3:
SiF4 4- 3 Н2О= H2SiO3| + 4 HF f
419
Занимательная химия
□ Теперь самое время для химической сказки-загадки
Жил-был когда-то на свете храбрый богатырь Диоксид Кремниевич. У него была сестрица по имени Кремниевая Кислота — толстушка и хохотушка, но большая умница. Стала однажды сестрица брата в гости звать на пироги с черникой. А тот кричит:
— Вольно же тебе меня в гости звать! Твой дом за рекой, а переправы нет!
— Проще нет ничего, чем переправу поставить. Запомни два волшебных слова; «Щелочь, Кислота». Как их скажешь, через реку мост встанет, — учит сестра брата.
— Ты, сестра, колдовать да заговаривать научена, а я человек простой, все забуду, — отвечает Диоксцд Кремниевич.
Рассердилась Кремниевая Кислота и говорит:
— Эти слова забудешь, так другие два запомни: «Фтороводород, Вода». Да поторапливайся, а то пироги простынут.
Есть ли химический смысл у «волшебных слов»?
Хотя диоксид кремния SiO2 — кислотный оксид, он не может перейти в кремниевую кислоту H2SiO3 напрямую, при взаимодействии с водой. Надо действовать иначе. И здесь есть два варианта:
• Первый: «щелочь — кислота». Диоксид кремния при реакции со щелочью (например, NaOH) превратится в соль — силикат натрия Na2SiO3. Потом, действуя на раствор силиката натрия соляной кислотой НС1, можно выделить осадок кремниевой кислоты H2SiO3.
• Второй: «фтороводород — вода». Диоксид кремния при реакции со фтороводородом HF переходит в те'
420
Глава XII. Элементы lVA-группы и их соединения
трафторид кремния SiF4, который разлагается водой опять-таки до кремниевой кислоты H2SiO3. Вот такие «мосты» между SiO2 и H2SiO3!
Силикаты на стройке
Каждый современный человек знает, как выглядит керамика, стекло, кирпич, цемент и бетон. Все это материалы, изобретенные очень давно. Стены Древнего Вавилона были сложены из кирпича, а керамические сосуды появились у людей и вовсе в незапамятные времена. Три тысячи лет тому назад римские строители обнаружили, что «пуццолановая земля», желто-красный пемзовый песок из каменоломен у местечка Пуццоли, в смеси с известью и водой затвердевает в камень, устойчивый к любой непогоде. Много позже — примерно в XVII веке нашей эры — эту смесь назвали «пуццолановым цементом».
Керамика — первый искусственный материал, созданный человеком. Сырьем для керамики служит глина, а основной компонент глины — минерал каолин состава А12О3 • 2SiO2 • 2Н2О. Кроме того, глина содержит примеси: песок (диоксид кремния SiO2), карбонаты кальция и магния (СаСО3 и MgCO3) и оксид железа Fe2O3, придающий ей бурый цвет. Каолин образует кристаллы чешуйчатой формы, так плотно примыкающие друг к другу, что глинистая почва почти не впитывает и не пропускает воду. При увлажнении глина становится пластичной, как тесто, и из нее нетрудно вылепить какой-нибудь предмет. Чтобы повысить прочность изделий из глины, их обжигают.
Обожженные глиняные сосуды, которые были изготовлены восемь тысяч лет тому назад, археологи впервые обнаружили в Сирии. При раскопках
421
Занимательная химия
на острове Крит были найдены керамические сосуды высотой около двух метров, в которых два тысячелетия назад хранились зерно и масло. Как древние гончары сформовали такие большие и тяжелые изделия, как сушили и обжигали их, остается загадкой.
Чтобы мокрая глина стала еще более податливой, древние мастера добавляли к ней жидкий навоз. Они также заметили, что добавка к глине гашеной извести — гидроксида кальция Са(ОН)2 помогает обжигать керамику быстрее.
При обжиге из каолина сначала выделяется вода:
А12О3 • 2 SiO2 • 2 Н2О = А12О3 * 2 SiO2 + 2 Н2О f, а затем при более высокой температуре отщепляется часть диоксида кремния:
422
Глана XII. Элементы IVA-группы и их соединении
3 (А12О3 • 2SiOa) = 3 А12О3 • 2SiO2 + 4 SiO2
Содержащиеся в глине карбонаты кальция и магния разлагаются с выделением диоксида углерода С03 и образованием оксидов кальция и магния:
СаСО3 = СаО + СО2f MgCO3 = MgO 4- CO2f
Эти оксиды образуют с диоксидом кремния легкоплавкие силикаты:
СаО + SiO2 = CaSiO3 MgO + SiO2= MgSiO3
которые пропитывают изделие и образуют' игловидные кристаллы, связывающие чешуйки глины. Легкоплавкие примеси помогают спеканию керамики.
Керамические изделия обычно получаются пористыми и пропускают воду. Поэтому их покрывают глазурью — легкоплавким составом, который дает на поверхности тонкую водостойкую пленку.
Как у людей появилось стекло?
Старинная легенда приписывает изобретение стекла древним финикийцам, которые будто бы случайно сплавили на костре соду (карбонат натрия Na2CO3) с песком (диоксидом кремния SiO2) в прозрачную тягучую массу, застывшую в твердые прозрачные куски стекла. Легенда не слишком правдоподобна: для получения стекла нужна очень высокая температура, которая вряд ли достигается в костре.
Считается, что первое стекло — «растекающийся камень» — было получено в Древнем Египте, а первыми стеклянными изделиями были украшения — бусы. Самая древняя из доживших до нас бусинок украшала за полторы тысячи лет до нашей эры шею египетской царицы Хатшепсут и была найдена в цар
423
Занимательная химия
ской гробнице. На первых порах стеклянные бусы считались драгоценными и были дороже золота; в Египте их носили только цари.
Примерно в то же время стекловарением занималось и племя легендарных киммерийцев в нижнем течении Днепра, которые позднее были порабощены и уничтожены скифами. Стекло, из которого киммерийцы делали бусы, было цветным, чаще всего бирюзового цвета.
Стекло — это некристаллический твердый материал, застывший переохлажденный расплав. Оно обьгч' но состоит из смеси силикатов натрия, калия и каль*
424
Глава XII. Элементы fVA-групаы и их соединения
ция, которые образуют прозрачное вещество состава Na2O • СаО • 6 SiO2. Стекло получается при сплавлении песка (диоксида кремния SiO2) с содой (карбонатом натрия Na2CO3), магнезией (карбонатом магния MgCO3), мелом или известняком — карбонатом кальция СаСО3. Если хотят получить более тугоплавкое стекло, соду заменяют поташом (карбонатом калия К2СО3), добавляют оксиды бора и алюминия (В2О3 и А12О3).
Если в стекломассу добавлять оксид свинца РЬО, то получается хрусталь, который похож на драгоценный камень. Этот хрусталь не следует путать с мине ралом горным хрусталем —чистым кристаллическим диоксидом кремния SiO2. Из свинцового хрустального стекла делают посуду, художественные изделия и оптические приборы. Добавление в хрустальную стекломассу ничтожного количества соединений золота Au дает красные «рубины», оксид кобальта СоО превращает стекло в синие «сапфиры», а оксид хрома Сг2О3 — в зеленые «изумруды».
Делать фарфоровые изделия человек научился много позже, чем керамику и стекло. Первые фарфоровые изделия появились в Китае в 206 году до н.э., в эпоху династии Хань. Способ их получения мастера-китайцы держали в строжайшей тайне, однако в XIII веке европейский путешественник Марко Поло не только привез на родину образцы фарфора, но и выведал секрет его производства. Правда, потом этот секрет был утерян, и европейцы изобрели фарфор заново.
Фарфор получается при сильном прокаливании массы, образующейся при смешивании белого каолина А12О3 2SiO2 • 2Н2О («фарфоровой глины») с другими кремнийсодержащими минералами и водой. При обжиге каолин выделяет воду и разлагается на оксиды алюминия и кремния, которые сплавляются
425
Занимательная химия
с другими составными частями фарфоровой массы. При этом изделия уменьшаются в объеме, фарфор становится плотным и звонким.
Фаянс появился в мире раньше фарфора. Родина фаянса — Египет, откуда секрет его производства попал в Персию, а потом в Европу. Наибольшего расцвета производство фаянсовых изделий достигло в XVI веке в итальянском городе Фаэнце (отсюда и название «фаянс»). Технология изготовления фаянса, из которого делают не только посуду, но и всевозможное химическое оборудование и сантехнические изделия (раковины, унитазы), в основном совпадает с «фарфоровой», но вместо каолина здесь используются особые «фаянсовые» белые глины, более пластичные и легкоплавкие.
Во всем мире получают огромные количества керамики, стекла и фарфора. Но если судить по массе про'
426
Глава XII. Элементы IVA-группы и их соединения
дукта производства, на первом месте все-таки будет цемент — главный материал для строительства.
Цемент получается при спекании смеси известняка и глины. Спеченную массу размалывают и получают порошок серого цвета, состоящий из оксида кальция СаО, оксида алюминия А12О3 и диоксида кремния SiO2. Если эту смесь замешать с водой в тесто, то через некоторое время полученная масса затвердевает. Вот почему цемент скрепляет кирпичную кладку стен. При добавлении в цементное тесто песка и щебня получается бетон.
Если внутри бетонных изделий находится арматура — каркас из железных прутьев или сетки, получается очень прочный материал железобетон. Без железобетона сейчас немыслимо строительство любых
427
Занимательная химия
жилых и промышленных зданий. Монолитный железобетон используется не только в массовом строительстве, по и при возведении таких сооружений, как уникальная Останкинская телевизионная башия.
А теперь отгадаем загадки
Чтоб появиться я сумел, Прокаливают белый мел. Меня дает огонь в печи И пламя маленькой свечи. И стоит только сделать вздох, Чтоб я на свет явиться мог. Я в газированной воде, Я в хлебе, в соде... Я везде.
(Диоксид углерода — углекислый газ) Хотя я — соль, но под водой Вас удивлю своей средой. Посуду мыть, стирать белье Могу (и это — не вранье)! Есть у меня сестра. Она Изжогу вылечить должна. Кто знает свойств моих природу, Ответит сразу, кто я: ....
(СО<?(!)
Горю я синим пламенем, Угаром угрожаю.
Когда совсем сгораю я, Из печки улетаю.
(Монооксид углерода — угарный газ)
Обычно белый, как мука, От иода я синею. Но как боюсь я кипятка!
В нем сразу стану... клеем. (Крахмал)
Если спросите — откуда эта греческая ваза, И кирпич, и черепица, и кувшин для молока, Я скажу вам: из оврага; я поведаю вам сразу, Это всё из красной глины, что считают просто грязью. Всё — от вазы из музея до цветочного горшка. Добавляя щедро воду, долго месят эту глину;
428
Глава XII. Элементы 1УАгрупны и ах соединения
Лепят разные вещицы (глина мягче пластилина), Обжигают, чтобы сделать ее «каменной», И из глины получается ....
(керамика)
Такова моя природа: Известняк, песок и сода Много требуют огня, Чтобы выплавить меня. Я прозрачно и светло И зовут меня ... .
(стекло)
В горах далеких Шао Линь Копали глину — каолин. Из этой глины с давних пор В Китае делали ...
(фарфор)
Я — серый порошок, Пока мой дом — мешок. Но лишь напьюсь воды — в момент Окаменею. Я — ....
(цемент)
? I Головоломка «Химические кораллы>>
Слова — ответы на вопросы головоломки — записывают, начиная с цифры — номера вопроса. Если ответ правильный, несколько последних букв этих слов окажутся одинаковыми.
1 — полисахарид для киселя и клейстера; 2 — СН3СНО — уксусный ...; 3 “ углеводород для пакетов; 4 — С2Н2; 5 — С2Н4; 6 — трехатомный спирт из бараньего жира; 7 — смесь углеводородов для керосинки, примуса и самолетов; 8 — углеводороды для свечки; 9 — нефтепродукт для автомобильного двигателя; 10 — растительная клетчатка; 11 — фруктовый сахар; 12 — дисахарид из свеклы; 13 — виноградный сахар; 14 — С2Н6; 15 — С7Н16; 16 — «болотный газ»; 17 — карболовая кислота; 18 CgHg; 19 — CgHr,CH;j; 20 — «спиритус вини»; 21 — СаС2 — ... кальция.
429
Занимательная химия
Решим кроссворд
По горизонтали: 1 — он бывает и кварцевый, и сахарный; 5 — кто автор теории химического строения? 7 — кто первым получил мочевину из неорганических веществ? 8 — органическое вещество — основа жизни; 9 — органический растворитель состава (СН3)2СО; 10 — самая твердая из форм углерода; 11 — ученье — а неученье — тьма; 13 — то же, что целлюлоза; 15 — карбонат натрия;
430
ХИ. Элементы WA-группы и их соединения
17 — водный раствор муравьиного альдегида; 19 — мрамор — это ... . кальция; 20 — серый порошок, незаменимый в строительстве.
По вертикали: 2 — соль кремниевой кислоты; 3 — элемент третьего периода, IVA-группы; 4 — углевод, который синеет от иода; 6 — и сахар, и глюкоза, и целлюлоза; 7 — польза наоборот; 9 — химический элемент, который обязательно входит в состав аминокислот; 12 — прозрачный силикатный материал; 13 — природный диоксид кремния; 14 — 3600 секунд; 16 — у кого состав одинаковый, а строение и свойства разные? 18 — то, чем с древности славился город Фаэнца.
431
Глава двенадцатая. Элементы IVA группы и их соединения
9 I Чайнворд «Змея и реторта»
Впишите в ячейки чайнворда (по часовой стрелке) ответы на вопросы. В скобках указано число букв
в каждом слове.
1 — углеводород состава С6Н6 (6); 2 — что остается на месте костра, когда он догорает? (4); 3 — молочный сахар (7); 4 — организм откладывает гликоген (животный крахмал) «про ...» (5); 5 — его считают «главным лекарством» XX века (7); 6 — это и лакмус, и фенолфталеин, и метилоранж (9); 7 — твердое топливо, которое добывают на боло
432
Глава XII. Элементы IVA группы и их соединения
тах (4); 8 — «посудное» изобретение древних китайцев (6); 9 — муравьиный альдегид (12); 10 — ОН" (9); 11 — топливо из древесины (5); 12 — его варят из ягод и фруктов, добавляя сахарозу (7); 13 — страна, которая считается родиной химии (6); 14 — металл, сосед гафния и вольфрама в Периодической системе (6); 15 — древняя наука, которая занималась поисками «философского камня» для превращения простых металлов в золото (7); 16 — любимая наука Ломоносова, Менделеева, Бутлерова и Либиха (5).
ОТВЕТЫ ГОЛОВОЛОМКИ
«ХИМИЧЕСКИЕ КОРАЛЛЫ» НА С. 430
1 — крахмал; 2 — альдегид; 3 — полиэтилен; 4 — ацетилен; 5 — этилен; 6 — глицерин; 7 — керосин; 8 — стеарин; 9 — бензин; 10 — целлюлоза; 11 — фруктоза; 12 — сахароза; 13 — глюкоза; 14 — этан; 15 — гептан; 16 — метан; 17 — фенол; 18 — бензол; 19 — толуол; 20 — этанол; 21 — карбид.
ОТВЕТЫ КРОССВОРДА НА С. 431
По горизонтали: 1 — песок; 5 — Бутлеров; 7 — Вёлер; 8 — белок; 9 — ацетон; 10 — алмаз; 11 — свет; 13 — клетчатка; 15 — сода; 17 — формалин; 19 — карбонат; 20 — цемент.
По вертикали: 2 — силикат; 3 — кремний; 4 — крахмал; 6 — углеводы; 7 — вред; 9 — азот; 12 — стекло; 13 — кварц; 14 — час; 16 — изомеры; 18 — фаянс.
ОТВЕТЫ ЧАЙНВОРДА НА С. 432
1 — бензол; 2 — зола; 3 — лактоза; 4 — запас; 5 — аспирин; 6 — индикатор; 7 — торф; 8 — фарфор; 9 — формальдегид; 10 — гидроксид; 11 — дрова; 12 — варенье; 13 — Египет; 14 — тантал; 15 — алхимия; 16 — химия.
ГЛАВА XIH
Металлы
1. Металлургическая цивилизация
огда-то человечество пережило каменный век. Потом наступил век бронзовый, а затем — железный. Бронза — это сплав металлов меди и олова, да и железо — тоже металл. Значит, люди давно, уже несколько тысяч лет, живут в объятиях «металлургической цивилизации», которая
несет и блага, и беды — в зависимости от того, где, как и с какой целью используются ее достижения.
В древности людям было известно семь металлов. Считалось, что их и не может быть больше, потому что столько же небесных тел хорошо видно с Земли. Каждому металлу посвящалось не только небесное тело, но и день недели: золоту — Солнце, воскресенье; серебру — Луна, понедельник; железу — Марс, вторник; ртути — Меркурий, среда; олову — Юпитер, четверг; меди — Венера, пятница; свинцу — Сатурн и суббота. Сейчас известно несколько десятков металлов. Если мы будем внимательны, то обнаружим вокруг себя множество «металлических» элементов.
Вот электрическая лампочка. В ней светится раскаленная нить — проволочка из вольфрама, ток к которой подводят провода из чистой меди. Патрон лампочки сделан из цинка, а ее цоколь закреплен припоем — сплавом олова со свинцом и сурьмой.
В домашней аптечке хранится термометр, капилляр которого заполнен ртутью — единственным металлом, который при обычных условиях находится в жидком состоянии. Подойдем к зеркалу — увидим
434
Глава XIII. Металлы
свое отражение в тончайшем слое металлического серебра, который нанесен на стекло. На кухне стоит кастрюля из нержавеющей стали (сплава железа с хромом), покрытая блестящим слоем никеля. Нагревательный элемент электрического чайника сделан из нихрома (это сплав никеля и хрома) и упрятан в спиральный защитный кожух — трубочку из сплава алюминия с магнием и медью или из титана. Сахар в чашке будем размешивать ложкой из мельхиора — сплава меди и никеля. А столько деталей из самых разных металлов и сплавов в часах, телевизоре, калькуляторе, автомобиле!..
Металлов много есть, но дело не в количестве: В команде работящей металлической Такие мастера, такие личности!
Преуменьшать нам вовсе не пристало Заслуги безусловные металлов Пред египтянином, китайцем, древним греком И каждым современным человеком.
435
Занимательная химия
Что же это такое — металлы?
В химическом отношении все металлы — более или менее активные восстановители. Они довольно легко расстаются со своими электронами, переходя при этом в катионы. Поэтому почти все металлы в природе существуют только в связанном виде, образуя минералы — соли, оксиды, сульфиды. В свободном виде встречаются только благородные металлы — такие, как золото, серебро, платина и иногда — ртуть.
Если скопления минералов, содержащих металлы, представляют интерес для их добычи, то их называют рудами. В рудах всегда есть примеси. В зависимости от того, какие это примеси, сколько их и какого качества нужен металл, выбирают разные способы выделения этого металла из руды. Эти способы бывают двух типов: пирометаллургический, или «огневой», и гидрометаллургический («мокрый»).
Пирометаллургия имеет дело с оксидами, сульфидами или хлоридами металлов. Если руда, которая содержит ценный химический элемент, сульфидная, то ее сначала подвергают обжигу, чтобы перевести сульфиды в оксиды (см. гл. X, 2). Для получения хлоридов сырье хлорируют — нагревают с хлором или его соединениями.
Оксидные руды смешивают с углем и сильно нагревают, чтобы восстановить металл. Например, нагревая черный оксид меди СиО с угольным порошком, получают металлическую медь Си — мелкие крупинки красного цвета:
2CuO + C = CO2f + 2 Си
Во многих случаях механизм восстановления оксидов металлов углем более сложный, чем это уравнение реакции. Он включает стадию образования монооксида углерода СО из угля и атмосферного диоксида углерода СО2:
436
Глава Xi II. Металлы
С(т) 4- СО2(г) 2 СО(г)
А выделившийся монооксид углерода СО восстанавливает металлы из руд. Например, железо из оксида железа Fe2O3 и цинк из оксида цинка ZnO в промышленных условиях получаются именно так:
Fe2O3 4- 3 СО = 2 Fe 4- 3 СО2|;
ZnO + СО = Zn 4- СО2 f
Вместо углерода в качестве восстановителя иногда удобнее брать какой-нибудь активный металл (например, магний или алюминий). Такая разновидность пирометаллургии называется металлотермией и используется для получения металлов как из оксидов, так и из хлоридов. Например, хром из оксида хрома состава Сг2О3 получают алюминотермическим методом, а титан восстанавливают из тетрахлорида титана TiCl4 магниетермически:
Сг2О3 4- 2 А1 = А12О3 4- 2 Сг;
TiCl4 4- 2 Mg = 2 MgCl2 + Ti
В результате этих металлотермических процессов кроме восстановленных хрома и титана получаются оксид алюминия А12О3 и хлорид магния MgCl2.
Когда требуется получить очень чистые металлы, их восстанавливают водородом. Так получают, например, вольфрам W из его оксида WO3:
WO3 + 3 Н2 = W + 3 Н2О |
Гидрометаллургия применяется, когда нужного металла в руде мало. Тогда руду обрабатывают водным раствором подходящего реагента, который не будет действовать на «пустую» горную породу, но растворит тот металл, который нас интересует. Напри
437
Занимательная химия
мер, руду, в которой имеется оксид меди СпО, заливают серной кислотой H2SO4. Оксид меди растворяется и превращается в сульфат меди CuSO4:
CuO + H2SO4 - CuSO4 + H20
Металлическую медь можно выделить, восстанавливая ее катионы железом или другим активным металлом:
CuSO4 + Fe = Си | + FeSO4
Еще удобнее восстанавливать медь путем электролиза — действием электрического тока.
Что такое электролиз? Чаще всего, чтобы объяснить этот процесс, показывают опыт. Наливают в U-образную трубку раствор какой-нибудь соли и опускают в каждое из отверстий трубки электропроводящий стержень — металлический или графитовый электрод.
Возьмем, к примеру, хлорид меди СиС12. В водном растворе эта соль нацело диссоциирует. Это значит, что катионы и анионы, помахав друг другу рукой, разбегаются (точнее, расплываются) врозь:
CuCl2 = Си2+ + 2 Cl-
Таких катионов и анионов в растворе соли очень много.
Опускаем в раствор электроды и подключаем катод к отрицательному, а анод — к положительному полюсу электрической батарейки или выпрямителя электрического тока. Начинается электрохимическая реакция: катионы, частицы с положительным зарядом, начинают быстро двигаться к отрицательному электроду — катоду. Там они получают недостающий электрический заряд, превращаются в атомы и осаждаются на катоде в виде металлической меди:
438
Глава XIII. Металлы
Cu2+ + 2 е = Cu°
Катод покрывается слоем меди.
Хлоридные ионы заряжены отрицательно и на всех парусах плывут к положительному электроду — аноду. Там они лишаются своего заряда и превращаются в атомы хлора, а потом объединяются в молекулы С12:
2 СГ - 2 е- = Cl?
На аноде выделяется газообразный хлор. Суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции электролиза таково:
439
Занимательная химия
CuCl2 «Си| + Cl2f
Вот достойное завершение гидрометаллургического процесса: из раствора соли меди выделяется металл! Второй продукт электролиза, хлор — тоже очень нужное вещество. Из него химики смогут получить соляную кислоту, хлорную известь, хлорсодержащие органические соединения.
Что такое электролиз, Рассказать я не боюсь. Значит, так: берется полюс, Этот полюс будет «плюс». Нужен нам и полюс «минус* — Это тоже электрод.
Если, соль в раствор закинув, Цепь замкнуть, то ток пойдет.
У катода всем подряд Выдаются электроны.
Металлический отряд Получается из ионов. А анод, наоборот, Электроны отберет, В этом месте всякий раз Выделяться будет газ. Результат всего процесса Очень даже интересен: Если ток включается, Соли разлагаются.
Как пойдет электролиз, если в растворе не один катион, а несколько?
Отвечая на этот вопрос, снова вспомним ряд напряжений металлов (см. гл. VII, 3). Дело в том, что в первую очередь электричеством восстанавливаются более благородные металлы — то есть те, которые в ряду напряжений находятся справа. Например, если в растворе присутствуют одновременно соли железа и меди, то сначала на катоде будут выделяться атомы меди, а уже потом начнется электролитическое восстановление железа.
Если бы речь шла о том, какой из металлов — медь или железо — будет растворяться и превращаться в катионы в первую очередь? Ясно: сначала растворился бы тот металл, который активнее, левее в ряду напряжений (железо). Все это оказывается чрезвычайно важным, как только речь заходит о коррозии металлов, чистых и содержащих примеси.
440
Глава Х111. Металлы
А что же делается но время электролиза со сложными анионами?
Удивительно, но с такими анионами, как сульфатный SO4 или фосфатный РО4, ровным счетом ничего не происходит. Вместо этих анионов, содержащих кислород, окисляются молекулы воды:
2 Н2О - 4 е~ = 02f + 4 Н\
а если среда щелочная — гидроксид-ионы:
4 ОН' - 4 е’ - О2 f + 2 Н2О
В результате на аноде выделяется свободный кислород О2. Так и будет проходить электролиз, например, сульфата меди CuSO4.
Электролиз применяется не только для получения металлов в гидрометаллургии. Электролитически получают множество химических продуктов (гидроксид натрия, гидроксид калия, хлор и другие).
Сплав всегда прав
Почему металлы блестят? Почему они пластичны и их можно ковать? Почему металлы проводят электрический ток?
На эти три вопроса можно дать один ответ. Все металлы в узлах кристаллической решетки содержат атомы, отдающие большее или меньшее число своих электронов в общую копилку. Эти электроны превращаются в электронный газ, который свободно перемещается в разных направлениях — отсюда высокая электропроводность и теплопроводность металлов.
441
Занимательная химия
Электронный газ отражает почти все световые лучи. Вот почему металлы так сильно блестят и чаще всего имеют серый или белый цвет.
Связи между пластами в кристаллической решетке металла не очень сильны и позволяют перемещать эти слои в разных направлениях под действием механических нагрузок. Поэтому металлы можно вытягивать в проволоку, прокатывать в рельсы и балки, катать в трубы, ковать, придавая заготовке самую причудливую форму.
Правда, среди металлов имеются твердые и хрупкие — например, хром или марганец. Но есть и очень мягкие, пластичные. Например, свинец или натрий можно резать ножом. А из золота путем ковки можно сделать фольгу толщиной 0,002 мм! Такой тончайший листочек металла полупрозрачен — он зеленоватый на просвет.
Кристаллические решетки разных металлов устроены по-разному.
Есть среди них кубические решетки с центральным атомом внутри «кубика». Такие кристаллы, например, у железа, вольфрама, натрия, бария. Кри-сталлохимики называют их «объемноцентрирован-ными кубическими».
Есть кубические кристаллические решетки «гранецентрированные» (с расположением дополнительных атомов в центрах граней кубика). Они характерны для меди, серебра, алюминия.
Есть и гексагональные кристаллические решетки, в которых обеспечивается «плотнейшая упаковка» атомов. Каждый следующий слой атомов металла будет в гексагональной решетке находиться как раз в «лунке», образованной предыдущим слоем. Гексагональные решетки у металлического цинка, магния, хрома.
442
Глава XIII, Металлы
Кристаллические решетки вольфрама (слева), меди (посередине) и магния (справа)
Индивидуальные свойства каждого металла, его «лицо» в глазах людей зависит от размеров атомов и типа кристаллической решетки. Одни металлы — легкие, но непрочные. Другие тугоплавкие, но недостаточно стойкие в химическом отношении. Третьи обладают высокой электропроводностью, но слишком тяжелы, чтобы делать из них провода. Словом, как бы ни были хороши чистые металлы, всегда в них чего-нибудь недостает. Поэтому из металлов делают сплавы. В технике чаще всего используются именно сплавы, а не чистые металлы. Из металлов, которых всего-то восемь десятков, люди научились делать тысячи разных сплавов, свойства которых — на любой вкус. Интересно, что в сплавах с «хозяевами»-металлами отлично уживаются и «квартиранты»-примеси неметаллов, например, углерода, сурьмы, мышьяка...
При сплавлении разных металлов строение их изменяется: узлы кристаллической решетки либо сближаются, либо, наоборот, раздвигаются. Считается, что при этом появляются дополнительные силы, скрепляющие атомы в кристалле. Вот почему сплавы обычно тверже и прочнее чистых металлов. У сплавов бывают такие магнитные, механические и электрические свойства, каких не было у исходных металлов. Например, самые лучшие постоянные магниты делают из сплавов магния, никеля и кобальта, из
443
Занимательная химия
алюминия, никеля и кобальта или из сплава кобальта с редкоземельным металлом самарием. И такие магниты гораздо сильнее, чем изготовленные из исходных металлов — кобальта или никеля!
Среди всех сплавов выделяют черные (это чугун и сталь) и цветные (это все остальные).
Чугун — сплав железа с 2-4 % углерода. Кроме того, в чугуне могут быть примеси марганца, кремния, фосфора и серы. Он тверже железа, но хрупкий, при ударе разбивается на осколки. Ковать чугун нельзя, но он хорош для получения отливок.
Сталь — тоже сплав железа с углеродом, но углерода здесь меньше. В «мягких» сталях углерода не более 0,3 %. Из этого «почти чистого» железа делают трубы, болты, гвозди, скрепки. «Твердая» сталь содержит 1-2 % углерода. Такая сталь идет на изготовление инструмента.
Легированные стали содержат добавки других металлов: нержавеющая сталь — добавку хрома и никеля, инструментальная — марганца, рессорная — ванадия. Сталь, легированная хромом и вольфрамом, сохраняет твердость и при высокой температуре и используется для изготовления быстрорежущего инструмента. А хромомолибденовая и хромованадиевая стали — твердые, прочные и жаростойкие, поэтому из них делают самые ответственные детали моторов и компрессоров.
Самые распространенные цветные сплавы — это: • бронза — сплав на основе меди с добавкой до 20 %
олова;
• латунь — медный сплав, содержащий от 10 до 50 % цинка;
• мельхиор — сплав 80 % меди и 20 % никеля;
• дюралюминий (дюраль, дуралюмии) — сплав на основе алюминия с добавкой 2 % магния, 2-5 % меди, 1 % марганца и иногда никеля.
444
Глава XIII. Металлы
Многие сплавы, которые содержат совсем незначительные добавки дорогих и редких металлов, приобретают замечательную устойчивость к коррозии и прекрасные механические свойства. Например, добавки родия и иридия к платине так сильно повышают ее твердость, что изделия из нее — лабораторная посуда, детали машин для получения стекловолокна — становятся практически вечными. Другие сплавы настолько непохожи на металлы, из которых состоят, что люди долгое время считали их не смесями, а индивидуальными веществами. И лишь много позже сумели объяснить их состав и способ получения.
Взять хотя бы бронзу. Считается, что древние люди получили этот сплав случайно, когда в огне костра оказались вместе медная и оловянная руда. Выяснилось, что сплав меди с оловом тверже, прочнее и долговечнее чистой меди. Еще сильнее отличаются свойства бронзы от свойств чистого олова.
В «бронзовом веке» она стала главным «военным металлом». За полторы тысячи лет до нашей эры доспехи воинов Древней Греции состояли из бронзового шлема и тяжелого панциря из бронзовых пластинок. Пятью веками позже и на западе Европы, в Галлии и на Иберийском полуострове, у воинов появились бронзовые кирасы, шлемы, мечи и секиры. Примерно в то же самое время оружием китайского воина были плоские бронзовые «клевцы» — топорики на длинном древке. Но бронза служила не только войне, но и искусству.
Первые бронзовые скульптуры появились за несколько тысяч лет до нашей эры в Месопотамии, затем в Египте и Китае. Особенно любили скульптуру в Древней Греции. В Родосе — столице небольшого острова — насчитывалось более тридцати статуй из бронзы. Не меньшее число скульптур было в Афинах, в Олимпии, Дельфах и в Коринфе, и все они, как со
445
Занимательная химия
общает древний историк, «были прекраснейшими и ценности необычайной».
Бронза вошла в историю как материал, из которого изготавливали боевые доспехи и украшения, колокола церквей, пушки, канделябры, отливали памятники. Вспомним хотя бы знаменитого «Медного Всадника» — памятник Петру Первому. А.С. Пушкин писал:
«Кумир с простертою рукою Сидел на бронзовом коне».
В древности был впервые приготовлен и другой важный сплав меди — латунь. Хотя греки и не были знакомы с металлическим цинком, второй составной частью этого сплава, тем не менее из латуни получали многочисленные изделия, по словам древнего историка, «блестящие и нержавеющие, как золото,
446
Глава Х1Л. Металлы
неотличимые от золота по цвету». По-видимому, некий изобретатель получил этот новый необыкновенный материал, сплавляя медь с «землей», которая была привезена из «страны Моссинеков», расположенной на юго-восточном берегу Черного моря. Неведомая «земля Моссинеков», вероятно, была минералом, содержащим цинк. Легендарная «индийская чаша» персидского царя Дария была изготовлена именно из латуни.
Сейчас латунь не считается особой редкостью и применяется для изготовления совершенно обыденных вещей, начиная от заклепок на джинсах и наконечников обувных шнурков и кончая рукоятками вилок и ножей. Но из латуни делают и весьма ответственные детали — например, уплотняющие прокладки моторов и топливной аппаратуры.
Мельхиор, который иногда называют «серебром для бедных», внешне очень похож на настоящее серебро. Во всяком случае, мельхиоровые столовые приборы и ювелирные изделия украшают, используя те же художественные приемы, что и для чисто серебряных вещей.
Замечательный сплав дюралюминий получил свое название от города Дюрен в Германии. Отечественный сплав похожего состава одно время называли «кольчугалюминием» — по имени поселка металлургов Кольчугине во Владимирской области. Алюминиевые сплавы незаменимы для авиации — они почти в три раза легче стали и меди и вместе с тем тверды, прочны и жаростойки. Но из дюралюминия делают также совсем простые вещи — оболочки термосов, дешевые вилки и ложки, кастрюли, миски, бидоны для молока. Много алюминиевых сплавов идет на строительные конструкции, легкие и прочные, устойчивые к атмосферным воздействиям.
447
Занимательная химия
□ «Коррозия» — это ржавчина.
Тоже элемент, но... гальванический
Хвастается новенький металл:
♦Как силён я, смел и как удал! Неподвластен никакой угрозе я, Кроме рыжей крысы с именем «коррозия».
Слово «коррозия» происходит от латинского «кор-розио» - разъедание.
«Поедают» металл все вещества, которые могут с ним реагировать: кислород и вода, кислоты и щелочи, растворы солей (например, морская вода). Аппетит у «металлоедов» чудовищный — почти четверть железа, ежегодно выплавляемого в мире, всего лишь заменяет то, что превратилось в ржавчину.
Коррозия железа — это его окисление под действием кислорода воздуха или кислорода, растворенного в воде. Сначала железо окисляется до гидроксида железа(П) Fe(OH)2:
448
Глава XIII. Металлы
2
Fe + 02 + 2 Н20 - 2Fe(OH)2
пе
(Те0 - 2 е~ - Fe+n
102° + 4 е* = 20-“
а йотом — до метагидроксида железа(Ш) FeO(OH):
4 Fe(OH)2 + 02 = 4 FeO(OH) + 2 Н2О
пе~
/Fe41 -le= Fe+,u
10J + 4 е~ - 20-“
При взаимодействии Fe(OH)2 и FeO(OH) получается двойной оксид железа состава Fe3O4, точнее (FenFeJn)O4:
Fe(OH)2 + 2 FeO(OH) = Fe3O4 + 2 H20, или
Fe(OH)2 + 2 FeO(OH) = (FenFeJn)O4 + 2 H20
Рыхлые рыжие чешуйки на поверхности железных изделий имеют состав (FenFe2 *)04. Это соединение совершенно не защищает поверхность железа от дальнейшего окисления. Проходит совсем немного времени — и от железного предмета остается лишь кучка бурой ржавчины...
Интересно, что очень чистое железо не ржавеет. Классический пример — знаменитая Кутубская колонна в Индии близ Дели, которая уже почти полторы тысячи лет стоит и не разрушается, несмотря на жаркий и влажный климат. Сделана она из железа, в котором почти нет примесей. Как удалось древним
449
Занимательном химия
металлургам получить такой чистый металл, до сих пор остается загадкой.
Присутствие примесей металлов, менее активных, чем железо (то есть расположенных в электрохимическом ряду правее), «провоцирует» коррозию. Два различных металла в контакте друг с другом образуют гальваническую пару. Наоборот, примеси металлов, которые в ряду напряжений располагаются левее железа, будут предохранять его от ржавчины.
И еще: разрушение железа сильно ускоряется, если вместо пресной воды на него будет действовать морская (раствор солей). Проверить это легко. Возьмем три одинаковых железных гвоздя и три стакана с раствором поваренной соли — хлорида натрия NaC).
Первый гвоздь просто опустим в стакан с раствором соли. Ко второму гвоздю, прежде чем его опускать в раствор, прикрутим отрезок медной проволоки, к третьему — кусочек цинка (можно осторожно отрезать его от патрона разбитой электрической лампочки). И посмотрим на все три гвоздя через двое-трое суток.
450
Глава XIII. Металлы
Что же обнаружится?
Все наши гвоздики будут «тронуты» ржавчиной. Хуже всех придется тому из них, который купался в «морской воде» вместе с медной проволочкой. А меньше всех пострадает гвоздь, опущенный в раствор «рука об руку» с кусочком цинка. Почему же так происходит? Вспомним: разные металлы обладают разной способностью отдавать электроны. Сравнить их «щедрость» в этом отношении можно, если посмотреть, как они расположены в ряду напряжений. Те металлы, которые в ряду напряжений находятся левее, охотнее расстаются с электронами, чем их соседи, расположенные справа.
Значит, как только придет время отдавать электроны, из двух металлов образуются гальванические пары. При этом более активный металл заряжается положительно и превращается в катион, а менее активный металл — в отрицательный полюс гальванического элемента. Так и происходит в наших стаканчиках с гвоздями. Если железный гвоздь усиленно окисляется в контакте с медной проволокой, то это значит, что часть электронов железа ушло на зарядку меди. Катионы меди, которые за счет окислительно-восстановительных процессов могут появиться на поверхности проволоки, тут же будут восстановлены по реакции:
Fe + Cu2+ = Си + Fe2i
ne-
Но железу в этом случае будет несладко: оно «прикрывает» собой медь от возможной коррозии.
Железо, жертвуя собой, Способно (и вполне свободно) Восстановить — но не любой Металл, а только благородный.
451
Заиилкт^льная химия
Зато там, где в контакте с железным гвоздем кусочек цинка, роли распределяются иначе. Более активный цинк — самоотверженный защитник железа от ржавления. Как говорится, «сам погибай, а товарища выручай»! Катионы железа, если они появятся при окислении, мгновенно получат «электронное подкрепление» от цинка:
Zn 4- Fe2+ = Zn2+ + Fe
ne~
Вывод, который делают из этих наблюдений металлурги, химики, технологи-судостроители, прост и ясен. В агрессивной среде, когда возможна быстрая коррозия, ни в коем случае нельзя допускать соприкосновения двух разных металлов с резко отличающейся восстановительной способностью (например, железа и меди): более активный металл очень быстро разрушится.
Контактная коррозия особенно опасна в морской воде. Рассказывают, что в начале нашего столетия по заказу одного американского миллионера была построена роскошная яхта «Зов моря». Днище ее было обшито монель-металлом (это сплав меди и никеля), а рама руля, киль и другие детали были изготовлены из стали. Когда яхту спустили на воду, возник гигантский гальванический элемент, состоящий из катода (монель-металла), стального анода и раствора электролита — морской воды.
Последствия были ужасными! Еще до выхода в открытое море яхта полностью вышла из строя, а «Зов моря» остался в истории мореплавания как пример конструкторской недальновидности и самонадеянного невежества.
Как же бороться с коррозией, врагом номер один?
• Можно защитить металл от влаги и кислорода, если нанести на его поверхность какое-либо покры
452
Глава XIII. Металлы
тие — покрасить или покрыть лаком. Краска или лак прочно пристают к поверхности, но такие покрытия недолговечны. Изолировать железо от опасного соседства с воздухом и водой можно другим, менее активным металлом. Например, если железо покрыто слоем олова, получается ♦белая жесть*, которая идет на изготовление консервных банок. Но они не ржавеют, только пока цело оловянное покрытие. Малейшая царапина — и железо начинает очень быстро разрушаться.
• Если два металла, например, железо и цинк, контактируют друг с другом во влажном воздухе, то окисляется сначала более активный цинк. И пока весь цинк не окислится, железо — в полной безопасности. Оцинкованное ведро — вещь всем знакомая, и железо защищено здесь именно электрохимическим способом. Цинковый слой может иметь дефекты, царапины, он даже может не покрывать полностью все ведро — защитное действие все равно будет обеспечено. Электрохимически защищена от коррозии не только оцинкованная посуда. Чтобы спасти стальные конструкции, ♦приносят в жертву» магниевые блоки, расположенные во влажном грунте на некотором расстоянии друг от друга. Примерно так же защищают цинковыми
453
Злнижапгельнал xujkux
пластинами стальные корпуса морских судов. Так что гальванические пары можно заставить работать и против коррозии.
Металлы можно «пассивировать» — обработать их поверхность так, чтобы образовалась тонкая и плотная пленка оксидов, которая препятствует разрушению основного вещества. Например, концентрированную серную кислоту можно спокойно перевозить в стальных цистернах: она образует’ на поверхности металла тонкую, но очень прочную оксидную пленку.
* Ингибиторы (замедлители) коррозии тоже переводят металл в пассивное состояние и образуют на его поверхности тонкие защитные пленки. Пример такого «отрицательного катализатора» мы уже встречали (см. гл.1Х, 3): это гексаметилентетрамин (CH2)6N4.
• Чтобы предотвратить коррозию, часто используют прочные синтетические материалы или применяют легированные металлы. Например, сталь легируют хромом — тогда она делается нержавеющей.
Рыжей крысе-ржавчине, что шарит по углам, Ни одном железочки больше я не дам!..
Пусть не разевает свой зубастый рот —
Ей больше не достанется «железный бутерброд».
Щелочные и щелочноземельные.»
В химическом «городе мастеров» проживают разные металлы, и каждый из них умеет делать что-то полезное людям. Среди них есть «цех легких металлов» (бериллий, магний, алюминий, титан и другие), семейство железа — часть «бригады черной металлургии», в которой, кроме железа, кобальта и никеля, трудятся еще марганец и хром. В «обществе благо
454
Глава Xlll. Металлы
родных металлических персон», помимо золота и серебра, мы обнаружим платиновое семейство (рутений, родий, палладий, осмий, иридий и платину). Мощный «профсоюз» у цветных металлов, влиятельное «посольство» представляет интересы редкоземельных металлов — лантаноидов. А еще — «специалисты по тугоплавким делам* вольфрам, молибден, рений...
Познакомимся для начала с дружной компанией s-элементов. Здесь «трудятся и отдыхают» две дружных семейки — щелочные и щелочноземельные металлы и еще двое — бериллий и магний.
Более или менее ясно, какие из металлов — «щелочные». Это те, которые при взаимодействии с водой превращаются в щелочи — хорошо растворимые сильные основания. Но какие металлы считаются «щелочноземельными», и главное — почему?
Когда-то алхимики называли разные вещества так: «металлы», «соли», «масла», «дистилляты» (иначе «спирты»), «земли» и «глины». Все эти термины мы уже как будто встречали, кроме слова «земли». Оказывается, «землями» в те давние времена считали оксиды — например, оксид кальция — кальциевую «землю», или «жженую известь». При «гашении» жженой извести (оксида кальция СаО) водой получалась «гашеная известь» — гидроксид кальция Са(ОН)2, вещество со щелочными свойствами. Вот почему элементы кальций, стронций и барий названы щелочноземельными.
Щелочные металлы — это литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Они расположены в IA-группе Периодической системы Д. И. Менделеева. Вместе с ними к компании s-элементов принадлежит и «население» ПА-группы Периодической системы — бериллий Be, магний Mg и щелочноземельные металлы кальций Са, стронций Sr, барий Ва и радий Ra.
455
Зачилатсльноя химии
Большинство элементов, о которых здесь пойдет речь, — это «дети» английского химика Гемфри Дэви. В 1807 году Дэви получил в чистом виде натрий и калий, а в следующем, 1808 году — сразу четыре металла: магний, кальций, стронций и барий. Через 10 лет Дэви удалось электрохимическим методом выделить литий, годом раньше полученный шведским химиком Йоханом Августом Арфведсоном. Лишь элемент бериллий (правда, в виде соединений) уже был открыт и описан раньше работ Дэви — это сделал в 1798 году французский химик Николя Луи Воклен. За сладкий вкус солей бериллия Воклен назвал этот элемент «глицинием». Однако металлический бериллий удалось выделить только в 1844 году немецкому химику Фридриху Вёлеру (он восстанавливал хлорид бериллия ВеС12 металлическим калием).
Гемфри. Дэеи (1778-1829) родился в маленьком городке Пензансе на юго-западе Англии, в небогатой фермерской семье, и уже в детстве удивил всех своими необычайными способностями. После смерти отца он стал учеником апте-
каря и смог осуществить свои давнишние мечты, заняться любимым делом — химией. В 1798 году Дэви, который приобрел репутацию хорошего химика, был приглашен в Пневматический институт, где изучалось действие на человеческий организм различных газов — водорода, метана, диоксида углерода. Дэви принадлежит открытие «веселящего газа» (оксида диазота) и его физиологического действия на человека.
В первые годы XIX века Дэви увлекся изучением действия электрического тока на различные вещества. Он первым провел электролиз расплавленных щелочей — гидроксида калия и гидроксида натрия, получил
456
Глава XIfl. Металлы
действием электрического токи ряд других металлов. Однажды во время опытов с неизвестными металлами произошло несчастье: расплавленный калий попал в воду, произошел взрыв, н результате которого Дэви жестоко пострадал. Неосторожность обернулась для него потерей правого глаза и глубокими шрамами на лице.
В 1812 году, в возрасте тридцати четырех лет от роду, Дэви был удостоен титула лорда за свои научные заслуги. В это же время у него обнаружился и поэтический талант, он вошел в кружок английских поэтов-романтиков так называемой «озерной школы». Вскоре его жепой стала леди Джейн Эйприс, родственница знаменитого писателя Вальтера Скотта, ио этот брак не был счастливым. С 1820 года Дэви — президент Лондонского королевского общества. Гемфри Дэви вошел в историю как основатель новой науки электрохимии и автор открытия многих новых веществ и химических элементов.
Чрезвычайно редкие щелочные металлы рубидий и цезий удалось открыть только через тридцать с лишним лет после смерти неутомимого Гемфри Дэви. В 1861 году это сделали немецкие химики Роберт Бунзен и Густав Кирхгоф. Потребовалось еще пятьдесят лет, чтобы в Периодической таблице появился радий (авторы открытия Мария Склодовская и Пьер Кюри). В 1939 году Маргаритой Перей был открыт франций. И радий, и франций — радиоактивные, неустойчивые и чрезвычайно редкие элементы.
Открытие элементов IA- и ПА-групп именно в таком хронологическом порядке вполне закономерно. Ведь кальций, натрий, калий и магний занимают места в первой десятке по распространенности в земной коре (с пятого по восьмое место). Удивляет другое — то, что химики сравнительно рано открыли элемент бериллий, который распространен на Земле гораздо меньше, чем литий, рубидий и цезий. Однако бериллий в природе встречается в виде минерала берилла — силиката бериллия и алюминия. Его драгоценные раз
457
Занимательная химия
новидности (желтый хризоберилл, зеленовато-голубой аквамарин и ярко-зеленый изумруд) известны очень давно. Он же и послужил основой современного названия элемента («бериллий» — от «бе рилл »).
От минерала барита (природного сульфата бария BaSO4) происходит название элемента бария. Элементы литий и кальций получили свои имена от греческого «литое» (просто камень) и латинского «калкс» (тоже — камень, известняк), так что их тоже можно считать по происхождению «минеральными».
Географическое происхождение у названий элементов натрия (см. гл. II, 3), магния (от города Магнезия в Малой Азии, на территории теперешней Турции), стронция (от названия деревни Строншиан в Шотландии, где нашли минерал стронцианит), и, конечно же, франция (действительно открытого во Франции). Рубидий и цезий обязаны своими «цветными» именами (по-латыни «рубидус» — «темнокрасный», «цезиус» — «голубой цвет неба») тому характерному цвету, какой придают их соли пламени, радий — своей радиоактивности. И только элемент калий получил название за химические свойства, от арабского «аль-кали» — щелочь.
С соединениями s-элементов люди знакомы с древнейших времен. Природный карбонат кальция СаСО3 (известняк, мел, мрамор), жженая и гашеная известь — оксид кальция СаО и гидроксид кальция Са(ОН)2, гипс CaSO4 • 2 Н2О применялись еще за пятьсот лет до нашей эры в строительстве и изготовлении различных ремесленных изделий. Хорошо известны также минералы флюорит — фторид кальция CaF2 и фосфорит — ортофосфат кальция Саз(РО4)2. Люди издревле употребляли в пищу поваренную соль — хлорид натрия NaCl. С незапамятных времен человечество знакомо с содой — карбонатом
458
ГлаваХ1Н, Металлы
натрия Na2CO3, который шел на приготовление мыла и использовался в стекловарении. А соединения калия — гидроксид КОН, карбонат К2СО3 и другие были известны еще арабским алхимикам. Производство поташа — карбоната калия — было одним из самых развитых промыслов Древней Руси. С XVII века известны также белая жженая магнезия (оксид магния MgO) и горькая (английская) соль — сульфат магния MgSO4, которые применялись в медицине.
У всех щелочных металлов на внешнем валентном уровне находится всего один электрон. Этот электрон связан с ядром атома чрезвычайно слабо, и тем слабее, чем тяжелее щелочной металл и больше электронных уровней в его атоме. Значит, все щелочные металлы — сильнейшие восстановители, которые готовы пожертвовать свой единственный электрон для образования ионной связи. Да-да: чаще всего в твердых соединениях щелочных металлов (солях, гидроксидах, оксидах) ионная химическая связь.
Чем больше атомный номер элемента в Периодической системе, тем легче он расстается с электроном. Особенно хорошо это видно, когда речь идет о реакциях металлов этого ряда с кислородом. Первый из щелочных элементов — литий. Только он «нормально» сгорает в воздухе, образуя оксид лития Li2O:
4 Li + О2 = 2 Li2O
fLi° - 1 e = Li+I tOj + 4 e~ = 2O-n
Следующий щелочной металл натрий горит на воздухе, образуя пероксид натрия Na2O2, в котором кислород «не успевает» восстановиться больше, чем до степени окисления -I:
459
Занимательная химия
2 Na + О2 = Na20a
пе
Na°-le“ = Na+I >0? + 2 «г = 20ч
Пероксид натрия можно рассматривать как натриевую соль очень слабой кислоты — пероксида водорода Н2О2.
Все щелочные металлы взаимодействуют с водой, превращаясь в гидроксиды — щелочи, и выделяя водород Н2. Например, для натрия:
2 Na + 2 Н20 = 2 NaOH 4- Н2|
При этом выделяется столько тепла, что натрий превращается в капельку расплавленного металла. Калий от большого выделения энергии в реакции:
2 К+ 2 Н20 = 2 КОН + H2f
может загореться, а цезий просто взрывается при контакте с водой — так много выделяется теплоты при взаимодействии:
2 Cs + 2 Н2О = 2 CsOH + Н2|
Все щелочные металлы — мягкие (их можно резать ножом), белого или светло-серого цвета (цезий — желтоватого). Поскольку они очень чувствительны к влаге и кислороду, их хранят под слоем керосина или вазелина.
Щелочноземельные металлы — тоже сильные восстановители, легко теряющие оба электрона с внешнего валентного уровня. При взаимодействии с кислородом воздуха они превращаются в оксиды. Уравнение реакции окисления для кальция выглядит так:
460
Глава XIII. Металлы
2 Са + 02 = 2 СаО
Щелочноземельные металлы, как и щелочные (пусть менее бурно), реагируют с водой. При этом выделяется водород и получаются гидроксиды металлов — например, гидроксид кальция Са(ОН)2:
Са + 2 Н2О = Са(ОН)2 + Н2 f
Щелочноземельные металлы тоже требуют, чтобы их «закутывали» в керосиновые или вазелиновые «шубы» для надежного и долгого хранения. Эти металлы уже не такие мягкие, как щелочные, ножом их не разрежешь. Все они — серебристо-белого цвета, с характерным металлическим блеском.
Магний и особенно бериллий сильно отличаются от своих соседей по группе ПА. Магний на воздухе не окисляется, пока его не подожгут. Правда, горит металлический магний Mg весьма активно, белым ярким пламенем:
2 Mg + О2 = 2 MgO
Поэтому раньше вспышку горящего магния использовали для яркого освещения при фотографировании. С водой магний реагирует только при ее нагревании, а получаемый при этом гидроксид магния плохо растворим и выделяется в виде белого осадка:
Mg + 2 Н2О - Mg(OH)2| + Н2|
Бериллий с водой не реагирует вовсе, разве что при очень высокой температуре, так как на его поверхности находится плотная пленка оксида бериллия, которая предохраняет металл от окисления. Бериллий — вообще металл особенный. Его оксид и гидроксид амфотерны. Это значит, что и ВеО, и Ве(ОН)2 реагируют как с кислотами:
461
Занимательная химия
ВеО 4- 2 НС1 = ВеС12 4- Н20,
Ве(ОН)2 + 2 НС1 = ВеС12 4- 2 Н20,
так и со щелочами:
ВеО 4- 2 NaOH + Н2О = Na2[Be(OH)J, Ве(ОН)2 + 2 NaOH - Na2[Be(OH)4].
В обоих случаях образуются соли. Только надо иметь в виду, что в одном случае бериллий образует катион Ве2+, а в другом — входит в состав аниона [Ве(ОН)4]2". Поэтому металлический бериллий можно растворить не только в кислотах — например, в разбавленной серной кислоте H2SO4:
Be 4- HgSO4 = BeSO4 + Н21,
но и в щелочах. При этом тоже выделится водород, а бериллий превратится в растворимый комплекс тетрагид роке обери лл ат натрия Na2[Be(OH)4]:
Be 4- 2 NaOH 4- 2 Н2О = Na2[Be(OH)4] 4- Н2 f
Для растворения магния (не амфотерного элемента, а типичного металла) пригодны только кислоты, например, разбавленная серная:
Mg 4- H2SO4 - MgSO4 4- Н2|
Точно так же, как магний, только еще более активно и даже бурно, реагируют с кислотами все остальные элементы IA- и ПА-групп.
Чтобы обнаружить присутствие катионов щелочных и щелочноземельных металлов в веществах, проще всего внести их в огонь. Катионы натрия окрашивают пламя в желтый цвет, а калия — в лиловый. Это легко можно наблюдать, если внести в пламя газовой горелки (оно должно быть почти бесцветным) проволочку с каплей раствора или кристалликом нужной
462
Глава XIII. Металлы
соли. Темно-красную окраску солей рубидия в пламени или голубую — солей цезия, возможно, нам не удастся наблюдать: эти элементы слишком редкие, а их соли слишком дорогие. Кирпично-красный цвет пламени в присутствии солей кальция, малиновый — солей лития и стронция и светло-зеленый — солей бария увидеть можно. Кстати, эти соли часто используют в различных пиротехнических составах для фейерверков, где нужно получить «фонтаны» разноцветных искр.
& Можно удивить зрителей «цветными огнями», не делая сложных смесей по пиротехническим рецептам. Для этого в три чашки кладут тампоны из пакли или ваты, пропитанные концентрированными водными растворами солей, окрашивающих пламя, а затем высушенные. Тампоны обливают этиловым спиртом и поджигают. Получается спиртовое пламя красного цвета (от раствора хлорида лития LiCl или хлорида стронция SrCl2), зеленого (от хлорида бария ВаС12 или хлорида меди C11CI2), желтого цвета (от хлорида натрия NaCl).
Можно использовать и нитраты лития, стронция, бария, меди и натрия. Однако эффект будет гораздо слабее из-за того, что эти соли менее летучи.
Как получить щелочные и щелочноземельные металлы из природного сырья? Ведь для методов пирометаллургических эти металлы чересчур активны, углем их восстановить не удастся. А гидрометаллургия для их получения тоже непригодна, поскольку эти металлы реагируют с водой.
Значит, надо идти путем, который указал почти двести лет назад сэр Гемфри Дэви, и выделять металлы из расплавов солей или гидроксидов с помощью электролиза:
463
Занимательная химия
ЫаСЦрасплав) = Na+ 4- С1~ катод: Г Na+ + 1 е' = Na° анод: 12 С1 — 2 е~ = С12 2 ЫаС1(расплав) = 2 Na 4- С12{
МаОН(расплав) = Na+ 4- ОН-катод: (Na* 4-1 е~ = Na° анод: 14 ОН- - 4 е~ = О? + 2 Н2О 4 NaOH(pac^ae) = 4 Na 4- O2f 4-2 Н2О
Следуя записям Дэви, можно при выделении натрия электролизом вместо твердого катода использовать катод из жидкой ртути, электричество к которой подводится по графитовому стержню. Выделившийся щелочной металл растворится в ртути и даст жидкий сплав — амальгаму* Это послужит дополнительной защитой от окисления натрия воздухом и водой. Ртуть летуча и при легком нагревании испаряется из амальгамы, оставляя в распоряжении химиков чистый натрий.
Щелочные и щелочноземельные металлы так химически активны, что применять их в чистом виде, чтобы делать какие-то инструменты или детали машин, нерационально. Зато эта «бригада мастеров» — отличные помощники химиков при получении множества химических соединений, как органических, так и неорганических. Вот где разворачиваются восстановительные таланты металлов лития, натрия, калия, кальция! Если надежно изолировать металлы от влаги и воздуха, то можно использовать другие их полезные качества. Парообразным натрием наполняют лампы для освещения автомагистралей, дающие очень яркий желтоватый свет, а цезий начинает трудиться в мощных и высокой у ветви тельных фотоэлементах.
464
Глава XI1L Металлы
Магний и бериллий из этой же семьи «-элементов — господа с более устойчивым характером. Поэтому они непременные и обязательные компоненты в легких и прочных авиационных сплавах. А бериллий, кроме того, входит в состав ♦бериллиевой бронзы» — упругого и долговечного материала для изготовления подшипников, рессор, амортизаторов. В каждом современном самолете чуть ли не тысяча деталей из такой бронзы! У бериллия есть и совершенно уникальная профессия. Он очень хорошо «замедляет» и отражает нейтроны радиоактивного излучения и поэтому используется в атомных реакторах.
Если говорить о применении соединений элементов IA- и ПА-групп, то придется перечислить буквально все отрасли человеческой деятельности — от металлургии и строительства до кулинарии и живописи. Поваренная соль, гипс, мрамор, глауберова соль, известь, сода... Об этих веществах и их применении уже говорилось раньше. Существует еще сульфат бария BaSO4, который в смеси с водой дают больному перед тем, как делать рентгеновский снимок желудка. Сульфат бария служит «баритовыми* белилами, а в смеси с сульфидом кадмия CdS дает отличную желтую краску «кадмопон». Краска «баритовая желтая» — это хромат бария ВаСгО4.
Магнезию (оксид магния MgO, смешанный с карбонатом магния MgCOg) используют спортсмены-гимнасты, натирая ладони перед выступлением на брусьях или на кольцах. Тальк, минерал из числа силикатов магния, служит детской присыпкой. Глюконат кальция из аптеки — соль сахарной (глюконовой) кислоты — применяется для восполнения недостатка кальция в организме. А сколько соединений кальция в составе любой зубной пасты!
465
Занимательная химия
I I Какие вещества рассказывают нам о себе?
Я, конечно, очень нужен.
Без меня не сваришь ужин,
Не засолишь огурца,
Не заправишь холодца.
Но не только лишь в еде —
Я живу в морской воде.
Если льет слеза из глаза,
Вкус припомнишь мой ты сразу.
Кто догадлив, говорит:
Это — ...
(натрия хлорид)
В огне я воду испаряю,
В воде я камнем застываю;
Врачу и скульптору я брат.
Но чей, скажите, я сульфат?
(сульфат кальция — гипс)
Сообщаю: я спешу!
Я живу, пока пишу.
Исчертил всю доску белым...
Исчезаю. Был я ...
(мелом)
А еще был однажды случай...
Если утром был парад, —
Значит, вечером салют;
Вася (это младший брат)
И сестра Светлана тут.
В фейерверке раскаленном
Светит сноп цветных ракет —
Желтый, искристый зеленый, Ярко-красный дивный цвет.
♦ Кто все это так раскрасил?» — Свету спрашивает Вася.
Помогите нашей Свете Брату младшему ответить.
466
Глава XIII. Металлы
Если младший брат уже ходит в школу, то пусть Светлана расскажет ему, что желтые огни фейерверка получаются, если в порох ракет были добавлены соли натрия. Это может быть хлорид натрия (поваренная соль) или нитрат натрия (натриевая селитра). Пиротехники, правда, больше любят использовать другое вещество — натриевую соль щавелевой кислоты (оксалат натрия) состава Na2C2O4. Зеленый цвет искр получается от солей бария и меди — хлоридов или нитратов, а сами искры - от добавленных в порох железных или алюминиевых опилок. Ярко-красный цвет создают соли сразу нескольких элементов — малиновый цвет получается от солей лития и стронция, а кирпично-красный — от солей кальция.
Пиротехники тоже должны знать химию!
9 I Теперь переведем на современный язык описание старинного опыта
«Прокалив мрамор, получил я воздух испорченный, в коем задохнулись и кролик, и мышь, однако зеленая фуксия и розовый бальзамин росту прибавили. Будучи растворен в крепком растворе едкого кали, сей воздух по выпаривании сделался поташом... А колодезную воду сделал он квасом».
Минерал мрамор — это карбонат кальция СаСО3. При прокаливании он выделяет углекислый газ — диоксид углерода СО2:
СаСО3 = СаО + СО2 f
Диоксид углерода при взаимодействии с «едким кали» — гидроксидом калия КОН дает поташ, карбонат калия К2СО3:
2 КОН + СО2 = К2СО3 + Н2О
467
Занимательная химия
При растворении диоксида углерода в воде среда становится кислой (как у кваса) из-за образования угольной кислоты Н2СО3 (см. гл. XII, 3).
Интересно, что во многих славянских языках хими-веский термин ♦кислота» - это «квас». Например, по-украински серная кислота— «сернячий квас».
Когда вода становится жесткой?
Кальций и его соединения очень нужны организму: ведь именно из ортофосфата кальция Са3(РО4)2 состоят кости и зубы человека и животных. Образуются они из растворимых соединений кальция, которые разносит кровь по всему организму. Благодаря катионам кальция Са2+ кровь получает возможность свертываться, образуя сгустки, закупоривая ранки и прекращая кровотечения.
Гидроксид кальция (гашеная известь), которую используют на стройке, тоже затвердевает. Это результат того, что при взаимодействии с углекислым газом это вещество «схватывается» - превращается в твердый карбонат кальция СаСО3 по реакции:
Са(ОН)2 4- СО2 = СаСО3 + Н2О
Поэтому гашеная известь — отличное связующее средство для кирпичной кладки и штукатурки стен.
Соединения кальция бывают не только полезными, но и очень вредными — например, когда они придают жесткость обычной воде. В повседневном обиходе слово «жесткость», на первый взгляд, можно применить только к твердым телам: твердой может быть скамейка в парке или табуретка на кухне. Однако жесткой бывает и вода.
468
Глава XIII. Металлы
Чем выше содержание катионов кальция и магния в природной воде, которая текла сквозь известковые горные породы и почвы, тем больше ее жесткость. Природная вода, которая не соприкасалась с известняками, например, снеговая или дождевая, не содержит солей жесткости.
Временная (карбонатная) жесткость воды легко устраняется кипячением. Вызывающие ее гидрокарбонаты кальция и магния легко разлагаются при нагревании, выделяя осадок карбонатов и углекислый газ:
Са(НСО{)2 - СаСО3 f + Н20 + СО2 f Mg(HCO3)2 = MgCO3| + Н2О + CO2f
С временной жесткостью можно бороться и иначе — добавлять к воде «известковое молоко» (суспензию гидроксида кальция, которая похожа на молоко) или раствор соды — карбоната натрия:
Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2 СаСО31 + 2 Н2О Mg(HCO3)2 + Na2CO3 = MgCO3| + 2 NaHCO3
Постоянная жесткость на температуру воды не обращает никакого внимания. Еще бы: соли, которые ее вызывают — сульфаты, хлориды, нитраты кальция и магния, вполне устойчивы даже в кипящей воде. От постоянной жесткости можно избавиться с помощью «известкового молока» или соды.
Лучшее средство, устраняющее любой вид жесткости воды, — «тринатрийфосфат» — ортофосфат натрия Na3PO4. Выпадающие в осадок при реакциях:
3 Са(НСО3)2 + 2 Na3PO4 = = Са3(РО4)21 + 6 NaHCO3
3 MgSO4 + 2 Na3PO4 = Mg3(PO4)21 4- 3 Na2SO4 j
469
Занимательная химия
ортофосфаты магния и кальция в воде растворимы очень плохо. Значит, «фосфатный метод» лучше прочих подходит для очистки воды от катионов кальция и магния.
Разрез трубы парового отопления Просеет почти забит накипью
Чем плоха жесткая вода? Если она питает паровой котел или попадает в трубопроводы, то на их внутренних стенках осаждаются твердые соли — накипь. Она состоит из солей — карбонатов кальция и магния — и плохо проводит тепло. Поэтому стенки котла перегреваются. Трубы, покрытые накипью, становятся непрочными. К тому же из-за уменьшения их внутреннего диаметра при «зарастании» накипью увеличивается их сопротивление.
Осадок накипи мы, конечно, видели внутри чайника. Цвет ее обычно бурый из-за примеси соединений железа.
Если в чайнике много накипи, можно удалить ее с помощью уксусной кислоты СН3СООН. Для этого в чайник доверху наливают столовый уксус, а потом нагревают до кипения. Только надо за-
крыть его крышкой, чтобы не слишком сильно
пахло.
470
Глава XIII. Металлы
Уксусная кислота растворяет карбонаты кальция и магния, превращая их в растворимые соли — ацетаты Са(СН3СОО)2 и Mg(CH3COO)2:
СаСО3 + 2 СН3СООН = = Са(СН3СОО)2 + С02 | + Н20
MgCO3 + 2 СН3СООН = = Mg(CH3COO)2 + С02| + Н20
При стирке и мытье в жесткой воде расходуется больше мыла и других моющих средств, так как катионы кальция и магния образуют с мылом нерастворимые соединения — стеараты кальция и магния состава Са(С]7Н35СОО)2 и Mg(C17H35COO)2 (см. гл. XII, 6). Значит,
Стирка — сущая беда, Если жесткая вода.
В жесткой воде и овощи варятся дольше: содержащиеся в них углеводы тоже образуют с солями жесткости нерастворимые соединения.
Умягчить воду — значит удалить катионы кальция и магния. Любые виды жесткости удается устранить осаждением солей этих металлов при добавлении химических реагентов или путем «связывания» катионов в прочные комплексные соединения. Для этого к жесткой воде добавляют вещества — «комплексоны», например, трилон Б. Это сложное органическое вещество, от которого катионы кальция и магния ускользнуть уже никак не смогут. Часто комплексоны добавляются в стиральные порошки прямо на заводе, и тогда этими синтетическими моющими средствами можно стирать не только в жесткой, но и в морской воде.
Полное обессоливание воды достигается перегонкой. В результате получают дистиллированную во
471
хим их
ду. Однако даже очень чистая (дважды дистиллированная) вода при хранении загрязняется, извлекая разные катионы и анионы из материала посуды и растворяя атмосферные газы.
Как ни плоха жесткая вода, в некоторых случаях стараются использовать именно ее. В жесткой воде, например, лучше получаются соленые огурцы — они аппетитно хрустят и дольше хранятся.
«Серебро» из глины
Что может быть обыкновеннее глины? Красная глина речного обрыва, коричневая глинистая грязь проселочной дороги, белая или синеватая глина, которая неожиданно оказывается на лопате, когда копают глубокую яму или колодец...
В составе этого, на первый взгляд, ничем не примечательного минерала, кроме оксида натрия (или калия) и диоксида кремния, содержится оксид алюминия. Поэтому глину (точнее, глины, ведь их на самом деле много, и разнообразных) относят к классу мине-ралов-алюмосиликатов.
Кроме минералов каолина А12О3 • 2 SiO2 ' 2 Н2О, полевого шпата (K,Na)2O • А12О3 • 6 SiO2 и нефе лина (K,Na)2O • А12О3 • 2 SiO2, есть и чисто «алюминиевые» минералы. Это боксит А1гО3 • п Н2О и ко рунд А12О3. Драгоценные разновидности очень твердого природного корунда (оксида алюминия), окрашенные примесями, — это красные рубины и синие сапфиры.
Алюминий — это еще один «лидер» среди всех элементов Земли. Алюминия в земной коре почти 8 %, его опережают по распространенности только кислород и кремний. Однако получить этот металл удалось сравнительно недавно, меньше двухсот лет назад.
472
Глава XIII. Металлы
Металлический алюминий первым выделил в 1825 году датский физик Ханс Кристиан Эрстед, известный также своими работами в области электромагнетизма. Пропустив газообразный хлор С12 через слой раскаленного оксида алюминия А12О3, смешанного с углем, Эрстед выделил хлорид алюминия А1С13 без малейших следов влаги. Чтобы восстановить металлический алюминий, Эрстеду понадобилось обработать А1С13 амальгамой калия (жидким сплавом калия со ртутью). Через два года немецкий химик Фридрих Вёлер усовершенствовал метод получения алюминия, заменив амальгаму калия чистым металлическим калием. Понадобилось еще тридцать лет, чтобы появился электролитический способ получения алюминия. Его разработали одновременно и независимо друг от друга немецкий химик Роберт Вильгельм Бунзен и французский ученый Анри Этьенн Сент-Клер Девилль. На Парижской Всемирной выставке 1855 года уже демонстрировался большой слиток страшно дорогого алюминия — «серебра из глины», полученный электролизом расплава смеси хлорида алюминия А1С13 и хлорида натрия NaCl.
Однако в массовом масштабе получать алюминий стало возможным только после 1886 года, благодаря усилиям молодого американца Чарльза Мартина Холла и французского химика Поля Эру. Новый способ получения алюминия был основан на электролизе оксида алюминия А12О3. Чистый оксид алюминия плавится только при 2053 °C. Поэтому перед электролизом его смешивают с минералом криолитом — гексафтороалюминатом натрия Na3[AlF6]. Такую смесь перевести в расплав гораздо легче: для этого достаточно повысить температуру до 950 °C.
После этого новый металл, новичок в «городе мастеров», быстро пошел в гору. И скоро приобрел ни с чем не сравнимые авторитет и славу. Он оказался и электриком, и летчиком, и строителем...
473
Занимательная химия
Чистый алюминий — это белый металл с серебристым блеском. Он очень пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в фольгу. Кроме того, алюминий обладает очень хорошей электропроводностью (лучше, чем алюминий, проводят электричество только медь и серебро, но они намного тяжелее). Поэтому из алюминия и стали делать электрические провода. Но больше всего алюминия идет на изготовление сплавов, легких и прочных. Эти сплавы применяются в авиации и строительстве.
Название «алюминий» происходит от латинского слова «алюмен» — квасцы, сульфат калия-алюминия KA1(SO4)2. Эту соль люди начали использовать задолго до нашей эры, сначала в качестве протравы при крашении тканей, а потом и в медицинских целях как кровоостанавливающее средство. Во всяком случае, описание этого вещества есть и у Плиния Старшего, и у Геродота — самых авторитетных древних историков. Среди русских химиков XIX века бытовали еще названия «глиноземий» и даже «глиний», которые потом были благополучно забыты.
Алюминий — элемент IIIA-группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева. Это означает, что на внешнем валентном электронном уровне у него находятся три электрона, два — на s-подуровне и еще один — на р-подуровне. С этими электронами атому алюминия не так уж тяжело расстаться, особенно если на пути металла встретится сильный окислитель. Поэтому главная и основная его степень окисления в соединениях +III.
Алюминий — довольно активный металл. Даже, пожалуй, слишком активный. Поэтому, пока не научились получать его сплавы с магнием и медью, особого стремления применять его на практике не наблю
474
Глава XIII. Металлы
далось. Один из немногих энтузиастов использования серебристого металла Наполеон III (племянник Наполеона Бонапарта) задумал было снабдить солдат французской армии нагрудниками и касками из алюминия. Лаборатории Сент-Клер Девилл я были выделены немалые средства, но металл был еще таким дорогим, что алюминиевые кирасы достались только солдатам личной охраны принца.
Активность алюминия — большая помеха в деле его получения. Атомы этого элемента образуют обычно такие прочные химические связи, такие устойчивые соединения, что для восстановления из них металла надо затратить море энергии (разумеется, электрической). Вот почему большие алюминиевые заводы во всем мире стараются строить вблизи крупных гидроэлектростанций, там, где много дешевого электричества.
Алюминий — элемент амфотерный. Поэтому он реагирует и с кислотами, и со щелочами, выделяя водород и превращаясь в соли. Например, под действием разбавленной соляной (хлороводородной) кислоты металлический алюминий превращается в хлорид алюминия — хорошо растворимую в воде бесцветную соль:
2 А1 + 6 НС1 = 2 А1С13 + 3 H2f
Алюминий реагирует и с водными растворами щелочей — в результате, помимо водорода, получается тетрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)4]:
2 Al + 6 Н2О + 2 NaOH = 2 Na[Al(OH)4] 4- 3 H2f
Теперь понятно, почему в алюминиевой посуде не рекомендуют хранить квашеную капусту, маринованные овощи и кислое молоко: в этих продуктах есть кислоты. К тому же нельзя мыть такую по
475
За а ила те л ъная химия
суду щелочными средствами, например, стиральной содой...
Алюминий растворяется в кислотах и щелочах, но нас это уже не удивляет. Но он, оказывается, реагирует и с обычной водой при комнатной температуре. Как же так? Ведь из алюминия делают кухонную посуду, ложки, половники, туристские котелки, и они вовсе не растворяются в воде, а служат десятилетиями. Оказывается, все дело в защитной оксидной пленке на поверхности металла, которая надежно предохраняет его от действия агрессоров-окислителей. Если эта пленка разрушается, то самые обыденные предметы и вещества из хорошо знакомого металла, казалось бы, досконально нам известные, подвергаются странным химическим превращениям и исчезают буквально на глазах.
Возьмем алюминиевую ложку и тщательно очистим ее мелкозернистой наждачной бумагой, а потом обезжирим, опустив на несколько минут в ацетон. После этого окунем ложку на несколько секунд в раствор нитрата ртути Hg(NO3)2 (осторожно! Соединения ртути ядовиты!). Как только поверхность алюминия в растворе соли ртути станет серого цвета, ложку надо вынуть, обмыть кипяченой водой и высушить, промокая (но не вытирая) фильтровальной или туалетной бумагой. И тут начнутся чудеса: металлическая ложка постепенно будет превращаться в белые пушистые хлопья, и вскоре от нее останется только невзрачная сероватая кучка «пепла».
Что же произошло? В растворе Hg(NO3)2 алюминий вытесняет металлическую ртуть (ведь в ряду напряжений алюминий расположен левее ртути):
2 А1 + 3 Hg(NO3)2 = 3Hg |+ 2 A1(NO3)3
ne
476
Глава XIII. Металлы
На поверхности ложки появляется тонкий слой амальгамы алюминия (сплава алюминия и ртути). Амальгама — никудышный защитник металла, и он моментально превращается в пушистые хлопья гидроксида алюминия А1(ОН)3:
4 А1 + 6 Н2О + 3 О2 = 4 А1(ОН)3
Израсходованный в этой реакции металл пополняется новыми порциями алюминия, растворенного в ртути. Наконец, вместо блестящей ложки на бумаге остается белый порошок А1(0Н)3 и мельчайшие капельки ртути.
Если после раствора нитрата ртути алюминиевую ложку сразу же погрузить в дистиллированную воду, то на ее поверхности появятся пузырьки газа и чешуйки белого вещества. Это водород и гидроксид алюминия:
2 А1 + 6 Н2О = 2 А1(0Н)3 + 3 Н2{
Подобным образом ведет себя алюминий в водном растворе хлорида меди СиС12. Если опустить в этот раствор алюминиевую проволоку, появятся коричневые хлопья металлической меди и пузырьки газа. Алюминий, расположенный в ряду напряжений левее, восстанавливает медь из солей:
2 Al + ЗСиС12 = 3 Си { + 2А1С13
Но как объяснить выделение газа? Оказывается, в этом случае тоже разрушается защитная пленка на поверхности алюминия, и он начинает выделять из воды водород и превращаться в гйдроксид алюминия.
477
Занимательная химия
Вот какие фокусы проделывает «кухонный» металл алюминий. И это еще не все. Алюминий иногда не только не исчезает, а наоборот, приобретает удивительную устойчивость к «нападающим» на него веществам. Неожиданной защитницей алюминия оказывается концентрированная азотная кислота HNO3. Чтобы в этом убедиться, очищенную и обезжиренную алюминиевую проволоку опускают в пробирку, наполненную на треть высоты концентрированной азотной кислотой, а через пять минут вынимают и ополаскивают водой. Теперь погружают металл в другую пробирку — с разбавленной соляной кислотой НС1.
Та часть проволоки, которая побывала в концентрированной азотной кислоте, остается без изменений, а на поверхности остальной (верхней) части проволоки начинается энергичное выделение газа. Это алюминий растворяется в хлороводородной кислоте с выделением водорода:
2А1 + 6 НС1 = 2 А1С13 + 3 H2f
Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий, вызывая появление на его поверхности тончайшей защитной пленки. И обработанный таким образом металл становится совершенно безразличен к нападению агрессора — соляной (хлороводородной) кислоты.
Среди соединений алюминия буквально все — важные и нужные. Но самый главный, конечно, оксид алюминия А12О3. Это твердое тугоплавкое вещество белого цвета. Его можно получить, сжигая металлический алюминий или прокаливая при 500-600 °C гидроксид алюминия:
4 А1 + 3 О2 = 2 А12О3
478
Глава XIII. Металлы
2 А1(0Н)3 = А12О3 + 3 H20f
Если оксид алюминия А12О3 прокалить при высокой температуре, то он становится химически инертным и не реагирует ни с кислотами, ни со щелочами. Из такого материала — искусственного корунда — делают термостойкую химическую посуду, оболочки высокотемпературных термометров — термопар, облицовку химических реакторов.
Непрокаленный оксид алюминия, как и гидроксид алюминия А1(ОН)3, растворяется и в кислотах, и в щелочах. Ведь А12О3 и А1(ОН)3 — амфотерны. При взаимодействии их с кислотами получаются соли, содержащие катион алюминия:
А12О3 + 6 НС1 = 2 А1С13 + 3 Н2О;
А1(0Н)3 + 3 НС1 = А1С13 + 3 Н20
При реакции А12О3 и А1(0Н)3 с растворами щелочей образуются соли, где алюминий находится в тет-рагидроксоалюминат-анионе [А1(0Н)4]’:
А12О3 + 3 Н2О + 2 NaOH = 2 Na[Al(OH)4];
А1(0Н)3 + NaOH = Na[Al(OH)J
Так что теперь мы можем считать амфотерную природу оксида и гидроксида алюминия полностью доказанной.
У аморфного боксита
И корунда-молодца,
Как давно уже открыто, В самом деле — два лица.
Гидроксид и кислота Растворяют их всегда. Потому любой уверен: Алюминий амфотерен.
479
Занимательная химия
Соли алюминия почти все хорошо растворимы в воде и нацело диссоциируют:
A12(SO4)3 = 2 А13+ + 3 SO42-
Потом из-за гидролиза в растворе появляются избыточные катионы водорода, и среда становится кислой:
А13+ + Н2О А10Н2+ + Н+
В жесткой или загрязненной воде гидролиз солей алюминия может пойти и дальше, вплоть до выделения гидроксида алюминия А1(0Н)3. Малорастворимый гидроксид алюминия, похожий на студень, захватывает и удаляет из воды всякую муть — глинистые частицы, колонии микроорганизмов и другие мелкие частицы. Вода становится прозрачной и бесцветной. Поэтому сульфат алюминия A12(SO4)3 ис-
480
Глава XIII. Металлы
пользуют для «осветления» воды на станциях водоочистки городского водопровода. К тому же от добавки сульфата алюминия вода умягчается (сульфат кальция выпадает в осадок):
A12(SO4)3 + 3 Са(НСО3)2 = = 3 CaSO4i+ 2 А1(0Н)31 + 6 CO2f
Таким образом, не только удивительное «серебро из глины» — металл алюминий, но и его соединения, например, алюмокалиевые квасцы находят себе достойное применение.
9 I Вот какая история приключилась однажды с квасцами
Мы с Иваном молодцы;
Мы нашли в шкафу квасцы.
Что нам киви с ананасом —
Мы теперь наварим квасу.
Квас — не то, что пепси-кола.
Зря мы, что ли, ходим в школу!
Хлеб, квасцы, еще — вода, И такой мы «квас» получим!.. Вот: хотели сделать лучше, Ну, а вышло — как всегда. И в субботу за «квасец» Ваню выпорол отец.
Вряд ли можно одобрить применение телесных наказаний даже к такому сорванцу, как Ваня. Но все-таки друзья-школьники должны были знать, что «квасцы из шкафа» не годятся для приготовления хлебного кваса.
Алюмокалиевые квасцы — кристаллогидрат сульфата алюминия-калия KAl(SO4)2 ♦ 12 Н2О приме
481
Занимательная химия
няются для обработки и окраски ткани, для выделки меха и кожи. А забавное название «квасцы» сохранилось с тех времен, когда из этой соли прокаливанием получали серную кислоту.
Железный век
Следующий по распространенности на Земле элемент после кислорода, кремния и алюминия — это железо. В земной коре его почти 5 %. Считается, что в глубинах нашей планеты находится расплавленное «ядро» Земли, состоящее из сплава железа с никелем.
«Земное» железо — практически всегда связанное в виде соединений, минералов магнетита Fe3O4 (магнитного железняка), гем а т и та Fe2O3 (красного железняка), л и м они т a Fe2O3 • п Н20 (бурого железняка), пирита FeS2 (железного колчедана), сидерита FeCO3 (железного шпата) и многих других.
Редчайший каприз природы — самородное железо земного происхождения (его еще называют «теллурическим», от латинского «теллус» — земля). Такое железо получается в уникальных геологических условиях — там, где потоки расплавленной лавы, богатой оксидом железа, на пути своего извержения из земных глубин пересекали пласты каменного угля. И уголь восстанавливал железо до очень чистого металла так же, как это происходит в доменной печи.
Метеоритное железо — всегда самородное. С ним, видимо, и познакомились древние паши предки, когда на смену «бронзовому веку» пришел «век железный». Правда, «небесный металл» всегда содержит примесь никеля, поэтому он почти не поддается ковке в обычных условиях. Его следует обрабатывать, как это ни странно, только в холодном виде, а не разогретым, как обычное железо.
482
Глава XII1. Металлы
Согласно легенде, оружейники, которые не знали этого секрета и не сумели отковать из ♦ небесного камня» меч для бухарского эмира, были безжалостно казнены. Только много столетий спустя загадка ♦металла с неба» была разгадана. В XVII веке оружие из никелистого железа появилось у индийского раджи. Были сабли из уникального металла у латиноамериканского героя — легендарного Боливара и у российского царя Александра I.
Однако железо, выплавленное из руд, конечно, со временем стало более доступным, чем метеоритное.
У древних египтян железо ценилось так же высоко, как золото, - недаром железные лезвия, кинжалы и бусы находили в гробницах фараонов вместе с золотыми украшениями. Скорее всего, железные предметы попадали в Египет с Ближнего Востока, где уже три тысячи лет назад начала развиваться черная металлургия. Позднее секретом получения «главного металла» овладели и в Европе.
Первые печи для выплавки железа имели два отверстия: вверху и внизу. На дно такой печи насыпали древесный уголь, а затем слой руды и снова уголь. Уголь поджигали и продували через печь воздух, раздувая пламя мехами. Углерод восстанавливал железо из руды:
Fe3O4 + 4 С - 4 СО f 4- 3 Fe
В древности железо получали также в «сыродутных печах*, которые на самом деле представляли собой просто прорытые в толще глины норы. Такие ♦ норы* выходили одним концом на склон оврага, и горение угля в печи поддерживалось ветром. Пользовались еще «волчьими ямами* — домницами (от славянского слова «дмути» - дуть), которые вырывали в земле.
483
Занимательная химия
Глава XIII. Металлы
Сыродутным способом получали «крицу» — лепешку «мягкохю» железа, в котором почти не было примеси углерода. Тепла от горения древесного угля не хватало для того, чтобы металл расплавился полностью. Поэтому крица захватывала примеси шлака — расплавленной пустой породы. От пего избавлялись в кузнице, выбивая молотом.
Металлического железа нужно было все больше и больше. Появились доменные печи, в которых из железной руды получался чугун. Его можно использовать для разных целей (например, отливать из него массивные детали, решетки и крышки люков, делать мясорубки и сковородки). Можно получать из чугуна сталь, в которой содержание углерода гораздо меньше, чем в чугуне. Поэтому и свойства у нее другие. Сталь упруга, поддается ковке и прокатке, прочна. Из стали можно делать все — от железнодорожных рельсов до хирургического инструмента. Если железо совсем не содержит примеси углерода, его называют «мягким».
Свойства мягкого железа, чугуна и стали сильно различаются: железный шарик при ударе о металлическую плитку расплющивается, стальной — отскакивает, а чугунный раскалывается.
Чугун выплавляют в доменных печах. При этом происходит восстановление железа из его оксидов. Лет двести тому назад восстановителем служил древесный уголь, потом его заменили каменным углем. Но в каменном угле оказалось много вредных примесей — соединений серы, азота и фосфора. Поэтому уголь стали предварительно обрабатывать, чтобы превратить его в кокс — почти чистый углерод.
Доменная печь — это башня высотой с дом, расширенная книзу. Стены печи изнутри выложены огнеупорным кирпичом, а снаружи обшиты стальными
485
Занимательная химия
листами. Домна должна быть устойчива и к нагреванию, и к механическим толчкам и ударам: ведь ее постоянно «кормят твердой пищей». Сверху в домну подают «еду» - руду, раздробленную на куски около 10 см в поперечнике, и кокс — кусками примерно такого же размера. Но не больше, а то домна, чего доб-
486
Глава XIII, Металлы
рого, «подавится» — не сможет «переварить»... то есть восстановить металл из руды. Большие куски руды дробят, но не слишком мелко, иначе руда и кокс лягут в домне плотным слоем, непроницаемым для газов. Непрерывный поток газообразных восстановителей — главное условие нормальной работы домны.
Чтобы выплавить из руды чугун, в доменную печь снизу вдувают воздух с добавкой кислорода. При этом часть кокса сгорает с образованием диоксида углерода СО2, а диоксид углерода при высокой температуре превращает следующие порции кокса в монооксид углерода СО:
С(т) + о2(г) == СО2(г); СО2(г) + С(т) 2 СО(г)
Монооксид углерода — это тот самый восстановитель, который необходим для успешного и бесперебойного «пищеварения» домны. Он главный восстановитель железа из любой руды — и из гематита Fe2O3, и из магнетита Fe3O4:
3 Fe2O3 + СО = 2Fe3O4 + СО2
Fe3O4 + 4 СО = 3 Fe + 4 СО2
В верхней части домны преобладают именно эти процессы восстановления железа за счет реакций с участием монооксида углерода («косвенное восстановление»). Эти реакции экзотермические, то есть протекают с выделением тепла. В нижней части домны идет эндотермический (с поглощением тепла) процесс прямого восстановления железа из оксида:
FeO + С = Fe + СО
Домна «вдыхает» нагретый воздух, а «выдыхает» колошниковый газ, который, прежде чем выпустить в атмосферу, различными способами очищают от пы
487
Занимательная химия
ли. Конструкция печи (с расширенной частью посередине и сужением внизу) и мощный поток воздуха снизу дают поразительный результат: шихта как будто держится «на воздушной подушке».
В железной руде всегда есть примеси. Они будут удаляться с помощью расплавленного шлака, основной компонент которого — алюмосиликат кальция. Чтобы облегчить образование шлака, к руде добавляют обожженный известняк — оксид кальция СаО.
488
Глейд Х1Т1. Металлы
Когда домна работает и «переваривает» пищу в нормальном режиме, железо из руды, во-первых, постепенно восстанавливается, во-вторых, освобождается от примесей, а в-третьих, растворяет в себе углерод из кокса — «науглероживается». Насыщение железа углеродом — это главное, что позволяет получить его в расплавленном состоянии. Дело в том, что чистое железо плавится при 1535 °C, а науглероженное — при 1150 °C (на 400 °C меньше)!
Постепенно восстановленное и науглероженное железо стекает вниз и попадает в нижнюю часть домны — горн. Расплавленный чугун и плавающий сверху на его поверхности легкий шлак выпускают из печи. Чугун разливают в слитки, которые называют пренебрежительно — «чушки» или «болванки». Как ни старайся, получается всего лишь... чугун, хрупкий, как стекло. Недаром чугун по-английски — это «свинское железо» (pigiron).
Почему чугун хрупок? Дело в том, что расплавленное железо растворяет углерод лучше, чем твердое. Поэтому при затвердевании металла «лишний» углерод выделяется, образуя пластинчатые кристаллы графита. Вдоль этих пластинок чугун и ломается при ударе. Углерод не только растворяется в твердом железе, но и образует соединение по имени цементит. Это карбид железа необычного состава Fe3C. Цементит придает особую твердость и чугуну, и стали.
Чугун «литейный» идет на чугунное литье, а «передельный» используется для выплавки стали. Основная задача «передела» чугуна в сталь — удалить примеси. Если в доменном процессе была главная задача — восстановление железа из руды, то передел в сталь — это процесс окисления углерода, а заодно вредных примесей — кремния, марганца, серы и фосфора, которые содержатся в чугуне.
489
Занимательная химия
Во второй половине прошлого века английский инженер Генри Бессемер изобрел аппарат для превращения чугуна в сталь — «конвертер* в форме груши, получивший его имя.
Знаменитая * бессемеровская* груша выложена изнутри огнеупорным материалом. Она может вращаться вокруг своей оси: металл «варят* при вертикальном положении конвертера, а загрузку сырья и выпуск готовой стали ведут, когда «груша* расположена горизонтально.
490
Глава XIJL Металлы
В конвертер с расплавленным чугуном вдувают воздух с добавкой кислорода или даже чистый кислород, и окисление лишнего углерода идет очень быстро.
На одну тонну выплавленной стали расходуется в одну минуту около пяти кубометров кислорода. Такого его количества хватило бы для дыхания 750 тысяч человек.
Плавится металл без затраты топлива и только благодаря теплу, которое выделяется при окислении примесей. Этого тепла достаточно для того, чтобы поддерживать чугун в расплавленном состоянии все время, пока идет «бессемеровский» процесс.
Быстрый и, казалось бы, безупречный, бессемеровский способ получения стали не дает возможности в достаточной мере снизить содержание в ней вредных примесей серы и фосфора. А уже 0,1% фосфора в стали придает ей «хладноломкость» (делает металл непрочным на холоде). Сера в ничтожном количестве (0,01%) снижает твердость стали при высоких температурах, вызывая «красноломкость».
В 1864 году французский металлург Пьер Мартен изобрел другой способ выплавки стали — «мартеновский», который ведут в большой неподвижной печи. Благодаря очень высокой температуре, около 1700 °C, в этом процессе окисление всех примесей идет очень быстро и эффективно, а фосфор и сера удаляются при добавлении обожженного известняка (оксида кальция), который связывает их в виде расплавленного шлака.
В конце XIX века в дуговых электроплавильных печах начали получать новые виды стали. В состав нержавеющих сортов стали входят легирующие добавки — хром, марганец, никель. А тугоплавкие молибден и вольфрам повышают жаростойкость металла.
491
Занимательная химия
В отличие от чугуна, расплавленная сталь при затвердевании не выделяет кристаллов графита, поэтому она гораздо прочнее.
При постепенном удалении углерода из чугуна можно получить не только сталь, но и «мягкое железо». Обратный процесс — обогащение углеродом мягкого железа при его нагревании, например, с древесным углем, называется цементацией — получением на поверхности металла слоя, обогащенного цементитом Fe3C. Искусно проведенная цементация железа лежит в основе получения знаменитой узорчатой дамасской стали и «булата», секрет которых так до сих пор и не раскрыт... Чтобы придать железным клинкам особую твердость, прочность и остроту при заточке, сталь закаливают — нагревают до высокой температуры «до красного каления», а потом резко охлаждают.
492
Глава XIII. Металлы
В древности бытовали самые разные способы закалки стальных лезвий холодного оружия. Безобидные советы добавлять в закалочную жидкость (нефтяное масло) полевые цветы здесь соседствовали с попытками использовать для получения стали высокого качества настоящие алмазы и даже с бесчеловечным предписанием «погружать раскаленное лезвие для закалки в тело мускулистого раба»...
Чистое железо — это металл серебристо-белого цвета, довольно мягкий и пластичный. Он обладает способностью намагничиваться при внесении в сильное магнитное поле. Чистое («мягкое») железо теряет магнитные свойства, как только его выносят из поля внешнего магнита, а чугун и сталь эти свойства сохраняют долго. Поэтому именно из стали делают постоянные магниты.
Железо — металл довольно активный. В ряду напряжений железо располагается левее водорода, поэтому разбавленные кислоты, например, серная, растворяет его и одновременно выделяет водород:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + Н21
Как ржавеет железо на воздухе, нам известно. Конечно, мы обратили внимание, что оно принимает две разные степени окисления: +11 и +Ш. Вот почему, если на этот металл действовала разбавленная серная кислота, то получался сульфат железа(П) FeSO4 — в присутствии водорода, как сказали бы химики, «создается восстановительная среда».
Если железную стружку бросить в горячую концентрированную серную кислоту, то выделения водорода и «восстановительной среды» мы не дождемся. Вместо него будет выделяться газ с резким запахом — диоксид серы SO2, а железо превратится в сульфат железа(Ш) Fe2(SO4)3:
493
Занимательная химия
2 Fe + 6 H2SO4 =Fe2(SO4)3+ 3 S02 f + 6 H20
Начнем по порядку. У железа есть:
• два оксида — FeO и Fe2O3, оксид железа(П) и оксид железа(Ш),
• два гидроксида — Fe(OH)2 и FeO(OH), гидроксид железа(П) и метагидроксид железа(Ш),
* два хлорида — хлорид железа(П) FeCl2 и хлорид железа(Ш) FeCl3,
• два сульфата — сульфат железа(П) FeSO4 и сульфат железа(Ш) Fe2(SO4)3, и так далее...
Конечно, железо(П) и железо(Ш) могут переходить одно в другое, отдавая или, наоборот, принимая электроны. Соли железа(Ш) ведут себя как слабенькие окислители, способные отнять электрон разве что у больших «добряков» по электронной части — таких, как сероводород H2S:
2 FeCl3 + H2S = 2 FeCl2 + S| + 2 HC1
А соли железа(П) легко окисляются даже под действием кислорода воздуха в водном растворе:
4 FeSO4 + 2 Н20 4- О2 = 4 FeSO4(OH)|
Различить соединения железа(П) и железа(Ш) можно, добавляя раствор щелочи. При этом из соли железа(П) будет получаться белый осадок гидроксида железа(П) Fe(OH)2, который на воздухе очень быстро становится бурым, превращаясь в FeO(OH):
FeSO4 + 2 NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4;
4 Fe(OH)2 + O2 = 4 FeO(OH) | + 2 H2O
Если перед нами соль железа(Ш), то бурый осадок FeO(OH) получается сразу:
FeCl3 + 3 NaOH = FeO(OH)+ + Н2О + 3 NaCl
494
Глава XIII. Металлы
Еще лучше воспользоваться способностью солей железа образовывать многочисленные комплексные соединения. Например, качественной реакцией на катионы железа в разных степенях окисления может служить получение синего осадка турнбулевой сини, или берлинской лазури. Вот как это происходит. Катион железа(П) «открывают» красной кровяной солью K3[Fein(CN)6], а катион железа(Ш) — желтой кровяной солью KJFe’^CNfo]:
FeCl2 + K3[Feni(CN)6] =
= KFen[FeIU(CN)6] | + 2 KC1
гексацианаферрат.( III) железа( II )-калия (гурнбулева синь)
FeCl3 + K4[Fe"(CN)6] = = KFenl[Fe"(CN)e] | + 3 КС1 гексацианоферрат (II) желела(Ш )-калия (берлинская лазурь)
Реакция с тиоцианатом калия KNCS позволяет определить присутствие только солей железа(Ш). Это можно сделать при ничтожнейших его концентрациях. В результате реакции:
FeCl3 + 6 KNCS = K3[Fe(NCS)6] + 3 КС1
получается тиоцианатный комплекс — гексатиоциа-натоферрат(Ш) калия, и раствор приобретает ярко-красный цвет.
Образование разных комплексных соединений по-может нам показать зрителям химическую хирургию с «живой» и «мертвой» водой. Для этого эффектного опыта вам потребуются довольно крепкие (например, 10%-пые) растворы хлорида
495
Занимательная химия
железа FeCl3, тиоцианата калия KNCS и фторида калия KF. И еще нужен будет доброволец из числа зрителей, который согласится, чтобы на нем провели демонстрацию «медицинского чуда». В крайнем случае можно показать опыт на самом себе. Лучше всего для этого подойдет участок кожи на руке от локтевого сгиба до ладони или кисть руки.
Сначала смочите ватку «спиртом» (на самом деле это будет раствор KNCS). Потом продезинфицируйте скальпель, не жалея «иода» (в роли иода будет выступать раствор FeCl3). Вместо настоящего скальпеля лучше использовать стеклянную или деревянную палочку. Теперь будем делать «надрез». Хлорид железа FeCl3 взаимодействует с тиоцианатом калия KNCS с образованием ярко окрашенного комплексного соединения K3[Fe(NCS)e], цвет которого очень похож на кровь. Представляете себе изумление зрителей! Уравнение реакции, которым можно описать протекающий процесс, мы только что записали.
Наконец, «заживим рану*. Для этого возьмем раствор фторида калия KF (он сегодня в роли «живой воды») и смажем «рану*. «Кровь» исчезнет, а под ней — здоровая кожа. Фторидные соли при взаимодействии с тиоцианатными комплексами железа дают очень прочные бесцветные гексафто-роферратные комплексные анионы:
Ks[Fe(NCS)B] + 6 KF = Ka[FeF6] + 6 KNCS
Вот и все. Не забудьте хорошо вымыть «прооперированную* руку водой, чтобы не осталось следов использованных реактивов.
Само железо и его сплавы применяются людьми давно, и это хорошо известно. Соли: железный купо
496
Глава Xiii, Металлы
рос — сульфат железа(П) FeSO4, хлорид железа(Ш) FeCl3, оксиды железа и другие соединения служат для самых разных целей — от приготовления красителей и лекарств, катализаторов и магнитных материалов до составов, предохраняющих древесину от гниения.
Особенно важно, что без железа организм человека функционировать не может. В крови железо содержится в особом белке гемоглобине, который переносит кислород от легких по всему телу. Поэтому, когда железа в организме недостаточно, наступает анемия — малокровие. Железо необходимо и растениям, без него развитие их замедляется.
^8j Другие металлы
Железо, без сомнения, главный мастер в ♦металлическом городе». И это неудивительно — мы до сих пор живем в ♦железном веке», а мировое производство этого металла в несколько раз больше, чем всех остальных, вместе взятых. И все же есть металлы с таинственной судьбой, история которых полна загадочных историй, странных событий и чудес. Это медь, серебро и золото.
Красный металл, старожил ♦города мастеров»
Чем обтесывали громадные камни строители египетских пирамид? Орудиями из меди. Медные инструменты отличались поразительной твердостью. И это говорит о том, что уже пять тысяч лет назад люди владели секретом закалки меди. Труд ремесленников-медников в те времена был одним из самых уважаемых, хотя и менее престижным, чем труд ювелиров, имевших дело с золотом и серебром.
497
Занимательная химия
Египетские медники подчинялись хранителям, которые вели точный учет всех инструментов из меди. Для каждого медного орудия делалась гиря, точно соответствовавшая его массе. Инструменты отправляли на строительство, а гири хранили в кладовой. Когда орудие изнашивалось, то с помощь гири определяли массу потерянной меди, хранители передавали медникам недостающий металл, и инструмент шел в перековку. Те орудия, которые прошли этот цикл многократно, хранились в строжайшем порядке с пометкой «старая медь».
Спасибо древним бухгалтерам! Благодаря их записям историки нашего времени узнали, что дневная норма работы медника составляла 3 кг перекованного металла. Сохранившиеся документы позволяют сказать, что в Древнем Египте за тысячу-полторы лет до нашей эры постоянно было в ходу около десяти тысяч тонн меди. Столько же этого металла в 1800 году было добыто во всем мире.
Медь шла не только на инструменты, но и на оружие воинов, и на ювелирные украшения.
Потом чистую медь вытеснила более долговечная и твердая бронза. Древнейшие бронзовые вещицы, относящиеся к четвертому тысячелетию до нашей эры, археологи нашли на территории Междуречья, а также теперешних Турции и Ирана. Позже бронза появилась в Индии, затем в Китае и в Европе. В Америке бронзовый век настал десять-пятнадцать веков назад, а центры бронзовой металлургии были на территории нынешних Перу и Боливии.
В древности, надо полагать, люди пользовались сначала самородной медью — это не такая уж редкость. Медные самородки находили и находят до сих пор и в Азии, и в Африке, и в Америке... Порой они имеют внушительные размеры. Например, в США был однажды найден кусок чистой природной меди массой 420 т!
498
Глава XIII. Металлы
Медь легко получить и из руды. Медные руды — это обычно природные сульфиды меди. Сначала их подвергают обжигу, чтобы превратить в оксиды меди, а потом восстанавливают углем:
2CuS + ЗО2 * 2CuO + 2SO2f;
2CuO 4- С = 2Cu + СО2|
Получается ♦ черновая медь», в которой много примесей. Чтобы от них избавиться, растворяют ее в серной кислоте и снова выделяют медь с помощью электрического тока — ведут электролиз. Ради экономии растворение меди и выделение ее на катоде ведут одновременно, в одном и том же «флаконе». Этим «флаконом» служит ванна для электролиза, наполненная серной кислотой, а слитки «черновой меди» выполняют роль анода. Включают ток. Медный анод растворяется, в растворе появляются катионы меди
499
Занимать л иная химия
Си2+, которые направляются к катоду, получают там электроны и оседают красивыми розовыми кристаллами очищенной меди.
Примеси, которые были в слитках меди (это соединения мышьяка, сурьмы, висмута), в электролизе не участвуют и падают на дно ванны. Оттуда их время от времени и выгребают, но не на свалку, а в переработку, так как это тоже ценные для техники химические элементы.
Медь — тяжелый розово-красный металл, плавится она при 1085° С и очень хорошо проводит электрический ток. Электропроводность меди в 6 раз выше, чем у железа, в 1,7 раз выше, чем у алюминия, и лишь чуть-чуть уступает электропроводности серебра. Поэтому электрические провода чаще всего делают из меди.
Медь — малоактивный металл. В ряду напряжений она расположена справа от водорода. Поэтому разбавленные кислоты против меди бессильны. Растворить ее можно только в азотной кислоте HNO3, разбавленной или концентрированной. При этом медь превращается в нитрат меди Cu(NO3)2, и раствор приобретает голубой цвет (это цвет катионов меди Си2+):
Си 4- 4 НЫО3(конц) = Cu(NO3)2 4- 2 NO2f 4- 2 Н2О
3 Си 4- 8 HNO3(paa6) = = 3 Cu(NO3)2 4- 2 NO f 4- 4 H20
и, кроме того, выделяются азотсодержащие газы диоксид азота NO2 или монооксид азота NO. Растворить медь удается еще и в концентрированной серной кислоте. При этом в растворе получается сульфат меди CuSO4 (тоже голубого цвета) и выделяется диоксид серы SO2:
Си 4- 2 H2S0.4 = CuSO4 4- SO2f 4- 2 Н20
500
Глава ХШ. Металлы
Ржавеет ли медь? Увы! Как это ни грустно, да. Хотя это происходит не так бурно и не с такими катастрофическими последствиями, как у железа. Со временем на поверхности медного предмета появляется темный налет, который постепенно становится зеленым. Темный налет — это тонкий слой оксида меди СиО, который образуется при постепенном окислении металла кислородом воздуха. Если в помещении сухо, то оксидная пленка надежно защитит медь от дальнейшей коррозии. Но во влажном воздухе медные (а также бронзовые) вещи быстро зеленеют (покрываются патиной) из-за реакции:
2 Си + О2 + СО2 + Н2О = Си2СО3(ОН)2, приводящей к образованию гидроксида-карбоната меди Сп2СО3(ОН)2. Такой же состав имеет минерал малахит, известный по многочисленным ювелирным и художественным изделиям.
Как избавиться от налета на медном или бронзовом предмете?
Обычно такие вещи просто чистят щеткой или влажной тряпочкой с порошком. Но можно вмиг сделать поверхность меди «новенькой» с помощью нашатырного спирта — водного раствора аммиака. Чтобы разобраться, почему это происходит, проделаем опыт. Возьмем голубой раствор медного купороса — сульфата меди CuSO4 и добавим раствор аммиака — гидрат аммиака NH3 • Н2О. Сначала выпадет светло-голубой осадок гидроксида меди Си(ОН)2, а потом раствор окрасится в ярко-синий (васильковый) цвет. Суммарное уравнение реакции образования аммиачного комплекса меди таково:
CuSO4 + 4 NH3 • Н2О = [Cu(NH3)4]SO4 + 4 Н2О
501
Занимательная химия
При чистке бронзовых, латунных и медных изделий раствором аммиака тоже происходит образование аммиачного комплекса меди. В результате исчезает и темный налет, и зеленая патина. Вещь сразу теряет «старинный* облик.
Все мы были маленькими и любили сказки. Услышав, что грозный Мойдодыр «ударил в медный таз», вряд ли мы заподозрили, что таз на самом деле был не медным, а латунным. Из латуни делают и посуду для варки варенья, и подсвечники, и пуговицы, и дверные ручки.
Отметим, что солями меди, если они попадут в пищу, можно отравиться. Но некоторое, очень небольшое количество соединений меди организму совершенно необходимо: медь — микроэлемент (минеральный «витамин»), без которого нарушается состав крови и работа печени.
Соли меди помогают избавить растения сада и огорода от болезней и вредителей (см. гл. VII, 7). На основе соединений меди получают недорогие краски для строительных работ и живописи, противогрибковые медицинские препараты и многое другое.
«Аристократ* из города мастеров — серебро
С древних времен среди всех металлов люди выделяли благородные — золото и серебро. Серебро, в отличие от золота, в природе встречается не только в виде самородков, но и в виде минералов, например, аргентита — сульфида серебра Ag2S (серебряного блеска) или кераргирита — хлорида серебра AgCl (рогового серебра). Русское слово «серебро» до сих пор загадка для филологов. Скорее всего, оно происходит от ассирийского «сарни» — светлый. Кстати, и латинское название элемента «аргентум» тоже происходит от слова (правда, греческого) «белый* или от
502
Глава XIII. Металлы
индийского «арганта» (тоже «светлый»). Серебро действительно белое и обладает прямо-таки «лунным» блеском. Недаром металлическое серебро — лучший отражающий материал для зеркал.
У этого металла есть еще одно полезное для техники свойство — очень высокая электропроводность. Провода из серебра встречаются не так уж часто, все-таки металл это дорогой, но серебром покрывают поверхность электрических контактов в радиоприемниках, телевизорах, музыкальной и видеоаппаратуре.
Кроме того, металлическое серебро обеззараживает воду, убивая вредные микроорганизмы.
Зеркала... Сегодня это вполне обыденный предмет нашей жизни. Мало кто знает, что зеркала появились задолго до нашей эры. Сначала ими служили отполированные до блеска металлические пластинки из золота, серебра, меди или бронзы. Изготовлению зеркал современного типа (на стекле) положил начало в 1858 году немецкий химик Юстус Либих. Он использовал для этого способность катионов серебра образовывать многочисленные комплексные соединения. Легче других получается аммиачный комплекс состава [Ag(NH3)2]OH, который можно без особых трудностей восстановить до металла.
Чтобы приготовить раствор аммиаката серебра, к водному раствору нитрата серебра AgNO3 по каплям добавляют водный раствор аммиака, пока выпавший вначале осадок оксида серебра Ag2O ие перейдет в раствор в виде комплексной соли [Ag(NH3)2]OH. При этом происходят такие реакции:
2 AgNO3 + 2 NH3 • Н2О = = Ag2O | + 2 NH4NO3 -I- H2O, Ag2O -I- 4 NH3 • H2O = 2 [Ag(NH3)2]OH + 3 H2O
503
Занимательная химия
Однажды, промыв внутреннюю поверхность колбы раствором соды, а потом водой, этиловым спиртом и диэтиловым эфиром, Либих налил в нее немного разбавленного формалина — 10% -ного раствора формальдегида НСНО. Затем, добавив к формалину раствор аммиаката серебра состава [Ag(NH3)2]OH, он осторожно нагрел колбу. Через несколько минут колба стала зеркальной. Реакция получения «серебряного зеркала» такова:
2 [Ag(NH3)2]OH 4- НСНО + 3 Н2О = - 2 Ag| + НСООН + 4 NH3 • Н2О
Комплексный серебросодержащий катион восстанавливается до металла (серебра), а формальдегид НСНО окисляется до муравьиной кислоты НСООН. Впоследствии вместо формалина Юстус Либих использовал для получения «серебряного зеркала» глюкозу.
Реакции, вызывающие образование «серебряного зеркала», стали позднее использовать для обнаружения альдегидов и глюкозы. Раствор аммиачного комплекса серебра получил название «реактива Толленса», по имени немецкого химика Бернгарда Христиана Готфрида Толленса, который в 1881 году впервые использовал это в аналитической химии.
Металлическое серебро — неактивный металл, в ряду напряжений находится правее водорода. Неудивительно, что оно так легко восстанавливается. Превратить металлическое серебро в растворимую соль — задача, которая под силу только сильному окислителю азотной кислоте. При этом всегда получается нитрат серебра AgNO3 (ляпис):
Ag + 2 HNO3(kohh) = AgNO3 + NO2| + H2O 3 Ag + 4 НМО3(разб) = 3 AgNO3 + NOf + 2 H2O
504
Глава XI11. Металлы
Если на нитрат серебра в водном растворе подействовать хлоридом натрия NaCl, бромидом натрия NaBr или иодидом натрия Nal, то выпадет творожистый осадок малорастворимого галогенида серебра — хлорида AgCl, бромида AgBr или иодида Agl:
AgNO3 + NaCl = AgC] | + NaNO3 AgNO3 + NaBr = AgBr | + NaNO3 AgNO3 + Nal = Agl | -I- NaNO3
Но мало ли знают химики нерастворимых солей! Почему столько внимания именно этим? Оказывается, это соли особенные. Не будь их в природе, не было бы фотографии,. Галогениды серебра — первые и самые лучшие светочувствительные соединения, на химических свойствах которых построен весь современный фотографический процесс.
Процесс фотохимического (то есть происходящего под действием света) распада галогенидов серебра происходит в микрокристаллах этих солей, которые находятся в фотографической эмульсии — желатиновом слое любой фотопленки, фотобумаги и фотопластинки. Вот уравнение этой реакции:
свет
2 AgBr = 2 Ag + Br2
Когда такое происходит, в слое фотоэмульсии возникает «скрытое изображение». Чтобы его увидеть, надо проявить фотопленку. Для этого ее обрабатывают раствором восстановителя, например, органического вещества метола. Тут нам поможет особое свойство галогенидов серебра — способность к «избирательному» восстановлению в тех местах пленки, где уже есть скрытое изображение, состоящее из микрокристаллов серебра.
505
Занимательная химия
Когда пленка уже проявлена, ее промывают водой и «закрепляют» с помощью раствора фиксажа: растворяют весь «лишний* бромид серебра. Чаще всего в роли закрепителя выступает тиосульфат натрия (гипосульфит) Na2S2O3. Он образует с серебром очень прочный и хорошо растворимый тиосульфатный комплекс дитиосульфатоаргентат(1) натрия. Na3[Ag(S2O3)2]:
AgBr + 2 Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
Co временем серебряного комплекса накапливается в старом фиксаже так много, что начинает выпадать осадок металлического серебра. Отработанные растворы из больших фотографических лабораторий сдают в приемные пункты вторичного сырья, чтобы собрать использованное серебро.
К изобретению фотографии имели некоторое отношение многие знаменитые химики прошлого. Еще в средние века Анджело Сала установил, что нитрат серебра на свету окрашивается в черный цвет. В 1658 году это наблюдал Роберт Бойль. Около 1800 года с хлоридом серебра работал Гемфри Дэви. Он даже написал статью «Отчеты относительно получения силуэтов путем действия света на соли серебра». Независимо от английских ученых фотохимическими опытами занимался Карл Шееле. Он сумел не только получить серебряное изображение, но и «закрепить» его, растворяя «лишний» хлорид серебра гидратом аммиака.
Первые устойчивые фотографические изображения удалось получить Ничифору Ньепсу и Льюису Дагерру в первой половине XIX века. Оба изобретателя по своему образованию и воспитанию вовсе не были настоящими химиками и имели очень поверхностные знания. Тем не менее, работая день и ночь, с громадным терпением проводя бесчисленное множество опытов, они наконец достигли определенного резуль
506
Глава Xill. Металлы
тата. Во всяком случае, их работа послужила для обоснования фотографии в современном смысле слова.
Дагерр был театральным декоратором в Париже и владельцем «диорамы* — камеры с оптическими эффектами на полотняных расписных декорациях. Его цель была ясна: заменить рисованные картинки «настоящими», происходящими в жизни.
Ньепс происходил из зажиточной семьи и выбрал изобретательство делом своей жизни. Но его цель поначалу тоже была вполне практической. Ньепс плохо рисовал, а между тем занимался переносом изображений на литографский камень, который потом использовали в типографиях при печатании картинок — иллюстраций в книгах и газетах.
Объединив свои усилия, Дагерр и Ньепс достигли небывалого успеха: вскоре предшественники фотографов «дагерротипис-ты* появились повсюду в Европе и Америке.
Самые первые фотографии делали на серебряных пластинках, специально обработанных иодом, чтобы на поверхности получился слой иодида серебра. Много позже стали применять стеклянные и целлулоид
507
Занимательная химия
ные пластинки, на которые был нанесен слой фотоэмульсии — смеси бромида серебра с желатином. Сейчас техника фотографии ушла далеко вперед, к получению цветного изображения с помощью специально подобранных красителей, причем все это — с фантастической быстротой. Но основа метода осталась та же: светочувствительные соли серебра.
«Царь металлов» — так его называли алхимики
Русское слово «золото» филологи выводят от того же корня, что и «желтый». А латинское имя элемента «аурум» происходит от «аврора» — утренняя заря. Это вполне соответствует желтому цвету и блеску этого благородного металла. Чистое золото очень пластичное и совсем мягкое, оно быстро истирается и его легко поцарапать.
По мнению многих ученых, золото было самым первым металлом, который люди стали использовать для украшения собственной персоны, а потом — и в качестве денег. Древнейший монетный металл — это сплав 80-60 % золота с 20-40 % серебра. Он тверже чистого золота. Кстати, современные ювелирные изделия из золота на самом деле изготовлены не из чистого золота, а из его сплава с серебром. В этом нет обмана, а только польза: чистое золото очень мягкое, а сплавы золота с серебром куда более твердые и прочные. А сколько в сплаве золота и сколько серебра, скажет «проба». Например, в «золоте» 750-й пробы 75 % золота и 25 % серебра.
Все это становится возможным благодаря тому, что в кристалле металлического серебра Ag все атомы можно последовательно заменить атомами золота Au, а кристаллическая решетка при этом останется по существу прежней. Вместо одного металла (серебра) мы получим ряд сплавов со все растущим содержанием
508
Глава XIII. Металлы
золота и, наконец, придем ко второму металлу (чистому золоту). В результате образуется «неограниченный твердый раствор»: золото и серебро прекрасно растворимы друг в друге.
Этим свойством металлов издавна пользовались всякого рода мошенники.
Широко известен случай, который связан с золотой короной древнегреческого царя Гиерона. Когда Гие-рон овладел царским троном в Сиракузах на Сицилии, то решил принести в дар богам, ниспославшим ему эту удачу, золотую корону. Мастеру-ювелиру, который взялся выполнить царский заказ, отвесили нужное количество золота. Через несколько дней Ги-ерон получил корону, вес которой соответствовал весу выданного мастеру золота. Но царю донесли, что мастер, надеясь остаться безнаказанным, подменил часть золота серебром. Гиерон разгневался и обратился за помощью к придворному математику и механику Архимеду. Легенда гласит, что, решая поставленную перед ним задачу — определяя подлинность короны из золота, — Архимед открыл закон, который увековечил его имя.
Как же удалось Архимеду различить чистое золото и золотой сплав, если они выглядят совершенно одинаково? Золото — вещество с высокой плотностью: оно в 19,3 раза тяжелее воды. Серебро тоже очень плотный металл, но все же не такой, как золото; его плотность в 10,5 раза больше, чем у воды. Архимед сделал два слитка — один из золота, другой из серебра, каждый из которых весил столько же, сколько корона Гиерона. Затем он наполнил большую чашу водой до самых краев, опустил в нее слиток из золота и отметил, сколько воды вытекло. То же самое он проделал с серебряным слитком. Когда в чашу с водой была опущена корона, то воды вытекло больше, чем от золотого слитка, но меньше, чем от серебряного.
509
Занимательная химия
По объему воды Архимед рассчитал, сколько именно золота нечистый на руку ювелир заменил серебром.
Для добычи золота, которое в природе находится главным образом в самородном виде, чаще всего применяют промывку золотоносного песка — почти так же, как делали древние греки, которые устилали дно золотоносных рек бараньими шкурами. Золотой песок, который тяжелее кварцевого, осаждался туда в первую очередь. Кроме золотого песка попадаются и золотые самородки.
Золотые самородки уже считаются большими, если эти природные куски металла имеют массу 5-10 г и размер 4-5 мм в поперечнике. Самые крупные самородки получают имена, их хранят в музеях. В конце XIX века в Австралии найдены «Плита Хольтер-мана» (около 100 кг) и «Желанный незнакомец» (95 кг), а в самом начале XX века, на острове Хоккайдо — «Японец* (тоже 71 кг). Самый большой самородок золота весом 2500 кг был найден почти тысячу лет назад — в XI веке, в Афганистане.
Первым золотодобывающим государством в мире был Древний Египет. Золотые рудники Египта находились в горах Нубии между Красным морем и Ни
510
Глава XIII. Металлы
лом. Само название «Нубия* происходит от египетского слова «нуб* — золото. Здесь порой добывалось до 50 тонн золота ежегодно.
Когда золотые крупинки прочно удерживаются в породе, драгоценный металл можно извлечь, заливая раздробленную руду жидкой ртутью. Ртуть растворяет золото и переводит его в жидкую амальгаму золота. Амальгаму сливают, ртуть испаряется, остается металлическое золото. Но ртуть ядовита, и этот способ очень вреден для здоровья золотодобытчиков.
Есть и другой способ извлечения золота, который основан на его способности образовывать комплексы. Здесь делают вот что: дробленую золотую руду заливают водным раствором цианида натрия NaCN и продувают через него воздух. Золото образует очень прочный и хорошо растворимый цианидный комплекс Na[Au(CN)2], и поэтому, несмотря на все его «благородство*, происходит окисление этого металла. В результате золото переходит в раствор в виде ди-цианоаурата(1) натрия Na[Au(CN)2]:
4 Au + 8 NaCN + О2 + 2 Н2О = = 4 Na[Au(CN)2] + 4 NaOH
Потом в раствор насыпают цинковый порошок, который восстанавливает благородный металл, а сам окисляется и тоже превращается в цианидный комплекс:
2 Na[Au(CN)2] + Zn = Na2[Zn(CN)4] + 2 Au I
Остается только отделить золото от раствора, содержащего тетрацианоцинкат(И) натрия Na2[Zn(CN)4], и промыть осадок соляной кислотой, чтобы удалить избыток цинка. Цинк — активный металл и растворяется в кислоте с образованием хлорида цинка ZnCl2 и выделением водорода:
,чн
Занимательная химия
Zn + 2 НС1 = ZnCl2 + Н21
Золото — металл благородный и с соляной кислотой не реагирует.
Не действует на золото и азотная кислота любой концентрации. Но «царская водка», которую получали алхимики средневековья (смесь концентрированных азотной и соляной кислот), расправляется и с «царями», и с «королями» миря металлов:
Au + HNO3 + 4 НС1 = = H[AuC14] + NOf + 2 Н20
При этом выделяется монооксид азота, а благородный металл превращается в растворимый комплекс тетрахлороаурат(1П) водорода Н[АиС14].
Всемогущее комплексообразование позволяет очистить золотые ювелирные изделия от черноты и грязи. И вот почему: чернеет, конечно же, не само золото, металл из числа благородных. Чернеют примеси золотого сплава — серебро и медь. На поверхности образуется налет их оксидов и сульфидов. Под действием нашатырного спирта (водного раствора аммиака) эти соединения превращаются в аммиачные комплексы:
Ag2O + 4 NH3 • Н20 = 2 [Ag(NH3)2]OH + 3 Н20 CuO + 4 NH3 • Н2О = [Cu(NH3)4](OH)2 + 3 Н2О
Эти комплексы хорошо растворимы в воде, поэтому легко смываются, и кольцо, цепочка или сережки становятся как новые.
Среди «других металлов» есть не менее примечательные, чем медь, серебро и золото. О них написано немало увлекательного. Но об этом — в другой раз...
512
Г лапа XIII. Металлы
А теперь — загадки про разные металлы
Быть символом не каждому дано. Но именем моим не без причины Назвали руки, дождь, тельца, руно, Сечение и мнений середину.
И в честь меня был назван даже век, Когда был очень счастлив человек. Что нынче в имени моем? А встарь Считали все, что я — металлов царь, (золото)
От дождя я не ржавею, Не ломаюсь, не темнею. Как алмаз, в бою крепка, Как лозиночка, гибка. Если крепко закалюсь — Никогда не отступлюсь. Буду дерево пилить,
Он идет на сковородки Да узорные решетки, Он совсем-совсем неловок, Невоспитан и нековок...
Резать ткань, металл сверлить. Научусь всему свободно!
Все могу, на все пригодна — На педаль и на пищаль, На скрижаль и на медаль.
Такова моя мораль!
Дальше — мой автограф:.....
(сталь)
Он ломается, как лед И тяжел, как бегемот.
Но не врун и не болтун Работяга наш — .....
(чугун)
Иду на мелкую монету, В колоколах люблю звенеть, Мне ставят памятник за это И знают: имя мое — ....
(медь)
Из глины я обыкновенной, Но я на редкость современный.
Я не боюсь электротока, Бесстрашно в воздухе лечу;
Служу на кухне я без срока — Мне все задачи по плечу.
Горжусь своим я именем: Зовусь я.....
(алюминием)
513
Занимательная химия
«Линейные» кроссворды
Датский физик.
который открыл алюминий
Единственный металл в VA группе
Она в чайнике, если кипятили жесткую воду
Кто первым получил металл калий?
Легкий мотали, элемент номер 22
Почка, где выплавляют чугун
Арабский "предок" названия элемента номер 19 Часть суши, окруженная водой Средневековый немецкий врач и метллург
Камень - по-гречески Подходящее место для сыродутной печи Сплав меди и цинка
514
Глина XIII. Металлы
Суперкроссворд «Сорок слов».
По горизонтали: 5 — железный шпат; 7 — минерал для детской присыпки; 8 — работа кузнеца; 9 — она образует с металлами сульфидные минералы; 10 — он вместе с Кирхгофом открыл рубидий и цезий; 12 — применяется для хранения щелочных металлов; 15 — минерал того же состава, что изумруд; 16 — Au; 18 — для выплавки стали применяется «груша» Бессемера. Что это такое? 21 — минерал состава BaSO4; 24 — минерал состава А12О3; 26 — старинное пиротехническое устройство; 27 — тетраборат натрия (см гл. XIV, 1); 29 — сплав ртути; 35 — сплав меди; 36 — во всем противоположный; 37 — алюминиевый сплав; 39 — отрицательный электрод; 40 — единица силы тока.
По вертикали: 1 — металл, элемент номер двадцать два; 2 — символ государства на монетах; 3 — отходы при выплавке железа; 4 — КА1(8О4)2 — это алюмокалиевые ...; 5 — «лунный металл»; 6 — ударный музыкальный инструмент Мойдодыра; 8 — она беспощадно «ест» металлы; 11 — в чугуне его 2—4 %; 13 — металл, примесь в метеоритном железе; 14 — характер; 17 — «Тот, кто носит медный щит, тот имеет медный ... (часть лица)», говорил Ходжа Насреддин; 18 — углерод для доменного процесса; 19 — «сыродутная печь» в склоне оврага; 20 — жидкий металл; 22 — знаменитый древний эксперт по сплавам золота и серебра; 23 — серебряное изобретение Юстуса Либиха; 25 — печь для выплавки чугуна; 28 — минерал состава FeS2; 30 — самый легкий щелочной металл; 31 — минерал состава CaSO^ • 2 Н2О; 32 — металл красного цвета; 33 — положительный электрод; 34 — он легирует сталь и делает ее нержавеющей; 38 — единица электрического сопротивления.
515
Яинилатрльнал химия
| Логическое задание «Поиск закономерности»
Из пяти приведенных в задании химических слов надо исключить одно, не поддающееся общей закономерности.
• Медь, железо, алюминий, цинк, бронза.
• Олово, свинец, магний, бериллий, золото.
• Вольфрам, чугун, сталь, мельхиор, латунь.
• Угарный газ, веселящий газ, бурый газ, углекислый газ, сернистый газ.
516
Глава XIII. Металлы
ОТВЕТЫ ЛИНЕЙНЫХ КРОССВОРДОВ НАС. 514
Эрстед; Дэви; висмут; титан; анод; домна; накипь. Гипс; сплав; вольфрам; мрамор; руда; алмаз.
Аль-кали; литое; остров; овраг; Агрикола; латунь.
ОТВЕТЫ НА СУПЕРКРОССВОРД
НАС. 516
По горизонтали: 5 — сидерит; 7 — тальк; 8 — ковка; 9 — сера; 10 — Бунзен; 12 — керосин; 15 — берилл; 16 — золото; 18 — конвертер; 21 — барит; 24 — корунд; 26 — шутиха; 27 — бура; 28 — амальгама; 35 — бронза: 36 — антипод; 37 — дюраль; 39 — катод; 40 — ампер.
По вертикали: 1 — титан; 2 — герб; 3 — шлак; 4 — квасцы; 5 — серебро; 6 — таз; 8 — коррозия; 11 — углерод; 13 — никель; 14 — нрав; 17 — лоб; 18 — кокс; 19 — нора; 20 — ртуть; 22 — Архимед; 23 — зеркало; 25 — домна; 28 — пирит; 30 — литий; 31 — гипс; 32 — медь; 33 — анод; 34 — хром; 38 — ом.
ОТВЕТЫ ЛОГИЧЕСКОГО ЗАДАНИЯ НАС. 516
• Среди металлов появился сплав — это бронза.
• Среди активных металлов появился благородный - это золото.
• Среди сплавов появился чистый металл — это вольфрам.
• Среди бесцветных газов появился один бурый, это диоксид азота NO2.
ГЛАВА XIV
Безопасная химия
1. Самые простые из лекарств
ейчас, наверное, в каждой семье есть /[ небольшая домашняя аптечка. А как
I { | же иначе? Ведь не набегаешься к вра-
\ чу каждый раз, когда поцарапала
кошка, случился ожог от утюга или в палец попала заноза. В домашней ап-~оЭ'9с? течке обычно бывают самые простые
средства для дезинфекции и перевязки, для того, чтобы остановить кровь при порезах или царапинах, для полоскания горла при начинающейся простуде... Это химические вещества с интересными свойствами.
Некоторые из средств домашней аптечки нам уже встречались в предыдущих главах (например, ляпис — нитрат серебра, питьевая сода — гидрокарбонат натрия, нашатырный спирт — водный раствор аммиака). Но ведь есть еще марганцовка, перекись водорода, борная кислота, аспирин...
Таинственный хамелеон
Всем известная марганцовка — перманганат калия КМпО4 — одна из самых загадочных химических «натур». Тем, кто первый раз знакомится с этим веществом, оно преподносит немало сюрпризов.
Перманганат калия КМпО4 в твердом виде — хорошо растворимые в воде кристаллы черно-фиолетового цвета. Разбавленные водные растворы этого вещества — розового цвета, они неустойчивы и под действием солнечных лучей легко разлагаются с образованием бурого осадка диоксида марганца МпО2 и выделением кислорода О2:
518
Глава XIV. Ке-гопаеная химия
4 КМпО4 + 2 Н20 = 4 КОН + 4 МпО2| + 3 O2f
Особенно быстро раствор марганцовки портится в присутствии восстановителей, которые всегда есть в воздухе — например, органических веществ вроде этилового спирта С2Н5ОН:
2 КМпО4 + 3 С2Н5ОН =
= 2 КОН + 2 МпО21+3 СН.СНО + 2 Н2О
В подкисленном растворе вместо МпО2 образуются бесцветные катионы Мп2 ‘. Например, в присутствии серной кислоты взаимодействие перманганата калия с таким общепризнанным восстановителем, как сульфит натрия Na2SO3, дает сульфат марганца MnSO4 и сульфат натрия Na2SO4, а заодно сульфат калия K2SO4 и воду:
2 КМпО4 + 5 Na2SO3 + 3 H2SO4 =
- 2 MnSO4 + 5 Na2SO4 + K2SO4 + 3 H2O
Точно такая же реакция, но проведенная в сильнощелочной среде, дает манганатные анионы МпО42-зеленого цвета:
2 КМпО4 + Na2SOg + 2 КОН = = 2 K2MnO4 + Na2SO4 + Н2О
Что и говорить, не зря химики прошлого прозвали перманганат калия «хамелеоном». А первооткрывателем этого удивительного представителя «химического животного мира» был Карл Вильгельм Шееле — кстати, по основной своей должности аптекарь! Шееле сплавлял «черную магнезию», минерал пиролюзит (диоксид марганца МпО2), с поташом — карбонатом калия К2СО3 и селитрой — нитратом калия
519
Занимательная химия
KNO3. При этом получались перманганат калия КМпО4, нитрит калия KNO2 и диоксид углерода СО2:
2 МпО2 + 3 KNO3 + К2СО3 = = 2 КМпО4 + 3 KNO2 + СО2 |
Фиолетовые кристаллы перманганата калия мы уже использовали для получения кислорода (см. гл.IV, 3). Оказывается, КМпО4 — очень сильный окислитель, один из самых опасных «агрессоров» среди сложных веществ. Перед натиском перманганата калия не в силах устоять ни иодид калия, ни уже упоминавшийся сульфит натрия, ни (тем более!) сероводород. Иодид-ионы под действием перманганата калия превращаются в серые кристаллы иода 12, а сероводород — в желтый осадок серы S:
2 КМпО4 + 10 KI+ 8 H2SO4 =
= 2 MnS04 4- 5 I2| + 6 K2SO4 + 8 H2O
2 KMnO4 + 3 H2S =
= 2 MnO2| + 3 S| + 2 KOH + 2 H2O
Даже хлорид-ионы из хлороводородной кислоты, обычно вовсе не склонные окисляться, вынуждены отдать перманганату калия свои электроны. В результате такой реакции выделяется хлор С12 — это один из лабораторных способов его получения:
2 КМпО4 + 16 НС1 =
2 МпС12 + 2 КС1 + 5 С121 + 8 Н2О
Правда, кислоту надо брать для этой реакции концентрированную, а перманганат калия — кристаллический, да помочь процессу нагреванием — и тогда все идет как по писаному. В результате будет полу
520
Глава XIV. Безопасная химия
чаться еще хлорид марганца МпС12 и хлорид калия КС1, а также вода.
Окислительные свойства перманганата калия, которые связаны с очень высокой степенью окисления марганца в этом соединении (+VII), и дают возможность использовать его в лечебных целях — для уничтожения всякой инфекции, для «прижигания» и «подсушивания» кожи и слизистых оболочек.
В медицине применяют водные растворы перманганата калия различной концентрации. Для полосканий и промываний желудка при отравлениях берут 0,1 %-ные растворы, они бледно-розового цвета, для промывания ран — 0,5 %-ные (розовые), а для обработки язв и ожогов — 5 % -ные (фиолетовые).
Перманганат калия, попав на кожу, разлагается с выделением бурого осадка диоксида марганца МпО2. В зависимости от концентрации раствора, а значит, от количества осадка, диоксид марганца оказывает вяжущее или прижигающее действие.
Перманганат калия, разлагаясь, выделяет активный кислород, а это ярый враг микробов и неприятных запахов. Интересно, что зачастую кислород выделяется (и мгновенно расходуется в реакциях окисления), не успевая образовывать газовые пузырьки. Это позволяет врачам вводить растворы КМпО4 в глубокие раны при очень опасной анаэробной (возникающей без доступа воздуха) инфекции.
Полоскания розовым раствором марганцовки рекомендуются при ангинах и стоматитах — воспалении миндалин, слизистой оболочки рта и десен. Таким же раствором промывают глаза при конъюнктивитах. Перманганат калия помогает при пищевых отравлениях: его бледно-розовым раствором промывают желудок или просто выпивают стакан такого раствора натощак.
521
Занимательная химия
Растворами перманганата калия обрабатывают ожоги. Поможет марганцовка и при змеином укусе. Если нет специальной сыворотки, точно по месту укуса врачи шприцем вводят раствор КМпО4.
Все мамы и бабушки знают, что ванна с бледно-розовым раствором марганцовки поможет подсушить нежную кожу грудного младенца. Надо только помнить о мерах предосторожности. А они просты: в приготовленную для купания воду надо вносить обязательно раствор КМпО4, но ни в коем случае не кристаллы — иначе возможен химический ожог.
Твердый перманганат калия и его крепкие растворы могут быть опасны, поэтому хранить его следует в местах, недоступных малышам, а обращаться с осторожностью.
При отравлении концентрированным раствором этого вещества возникает ожог рта, пищевода и желудка. Врачи-травматологи рассказывают, что такие отравления нет-нет, да и случаются - когда рассеянный человек принимает раствор марганцовки за крепко заваренный чай.
Если такая беда произошла, надо немедленно промыть желудок теплой водой с добавлением активированного угля. Для этого можно также использовать раствор, содержащий в двух литрах воды полстакана слабого раствора перекиси водорода и один стакан столового уксуса. В этом случае перманганат-ионы переходят в менее опасные катионы мар-ганца(П):
2 КМпО4 + 5 Н2О2 + 6 СН3СООН = = 2 Мп(СН3СОО)2 + 5 О2 + 2 СН3СООК + 8 Н2О
522
Глава XIV. Безопасная химия
Прекрасная «перекись»
Второе вещество из числа постоянных обитателей домашней аптечки - это пероксид водорода Н2О2, который до сих пор часто продолжают называть «перекисью водорода*. Это удивительное вещество не переносит прямого солнечного света. Некоторые добавки, например, твердые диоксид марганца, перманганат калия разлагают его так быстро, что оно прямо-таки «вскипает* . Об этом у нас уже была речь (см. гл. VIII, 3).
Более того, в концентрированном растворе это вещество становится взрывоопасным! Ведь при действии мельчайшей пылинки вещества-катализатора пероксид водорода может мгновенно разложиться с образованием кислорода и воды:
2 Н2О2 = 2 Н2О + O2f
И это неудивительно. В молекуле пероксида водорода кислород находится в очень неустойчивой нечетной степени окисления -I. Молекула пероксида водорода имеет забавную форму - она похожа на полураскрытую книгу, где атомы кислорода находятся как раз на корешке, а атомы водорода - на страницах...
523
Занимательная химия
Пероксид водорода Н2О2 был открыт Луи Тенаром совершенно случайно в 1818 году. Много позже было установлено, что пероксид водорода всегда образуется во влажной атмосфере при электрическом разряде.
Французский химик Луи Жак Тенор (1777-1857) изучал главным образом неорганические вещества и был другом и соратником другого французского химика Жозефа Луи Гей-Люссака (1778-1850). Вместе эти два выдающихся химика изучили вновь открытые галогены - хлор, бром и иод, выделили свободный бор. Тенар основательно изучил реакцию каталитического разложения пероксида водорода, и с тех пор эта реакция служит эталоном каталитических процессов.
«Перекись водорода» как лекарственное средство чаще всего используют в виде 3 % -ного водного раствора, который продается в аптеках. Однако применя
524
Глава Х7И. Безопасная химия
ется даже концентрированный 30%-ный раствор Н2О2, который называется пергидроль.
При контакте с живыми тканями пероксид водорода разлагается с выделением кислорода. Отсюда его противомикробное действие.
Разбавленные растворы пероксида водорода используют как кровоостанавливающее и дезинфицирующее средство: фермент крови расщепляет Н2О2 на воду и активный кислород, который надежно обеззараживает рану. Однако действие его кратковременно, поэтому, остановив кровотечение, надо обработать рану по всем правилам и наложить повязку.
Каждому надо знать, как поступить, если вдруг пошла кровь из носа: надо сесть на стул, сделать холодный компресс на лицо, а затем аккуратно ввести в ноздри ватные тампоны, смоченные слабым раствором пероксида водорода. Если всего этого окажется недостаточно, надо обратиться к врачу.
Полоскание полости рта и горла растворами пероксида водорода и его соединениями помогает справиться с инфекцией, а заодно избавиться от неприятного запаха. Особенно удобно использовать для этого гидроперит - комплексное соединение пероксида водорода с карбамидом - мочевиной, состава (NH2)2CO • Н2О2. Таблетка гидроперита заменяет столовую ложку 3 % -ного раствора перекиси водорода.
Пергидроль в медицинских целях применяют только в клиниках. Дома можно использовать этот раствор исключительно в хозяйственных целях - например, для выведения пятен на тканях. Обращаться с ним надо очень аккуратно: при такой высокой концентрации Н2О2 - сильнейший окислитель. Попадая на кожу рук, он вызывает сильные ожоги. Особенно надо беречь глаза.
Разбавленный раствор пероксида водорода не переносит нагревания и света: он разлагается и теряет
525
Занимательная химия
лечебные свойства. Так что хранить раствор Н2О2 надо в пузырьке из темного стекла и по возможности в прохладном месте.
Для чего нужен иод?
Сейчас трудно в это поверить, но иод долго не находил никакого применения в медицине. Лечебные свойства иода оказались «при деле» только во время крупных народных несчастий и бед. Это была крымская военная кампания 1853-1856 гг., а потом русско-японская война 1904-1905 гг.
Сначала военные врачи начали использовать для лечения ран синий порошок - сухой иодокрахмал. Действие этого средства оказалось очень эффективным. Иодокрахмалом лечили даже дизентерию. А позже иодокрахмал стали добавлять в поваренную соль для профилактики эндемического зоба.
Для приготовления иодокрахмала сухой крахмал взбалтывают в кипяченой воде и при непрерывном перемешивании добавляют к взвеси немного иодной настойки. При этом частички крахмала должны посинеть. Твердый осадок отделяют от раствора и осторожно высушивают на воздухе. Есть и другой способ: заварить крахмальный клейстер, а потом добавить иодную настойку, немного сахара и лимонной кислоты.
В 1904 году русский военный врач Филончиков ввел в практику работы полевого госпиталя спиртовые растворы иода для обработки ран. Затем появились растворы Люголя и Манделя, состоящие из иода, иодида калия, глицерина, этилового спирта и воды. Этими растворами врачи стали пользоваться и в мирное время: ими смазывали миндалины и десны при ангине и стоматите.
Современная иодная настойка, кроме иода, содержит иодид калия, этиловый спирт и воду. Спрашива
526
Х/И. Безопасная химия
ется, зачем в иодную настойку добавляют иодид калия? Дело в том, что чистый иод в воде почти нерастворим, а иодид калия образует с иодом хорошо растворимый буро-коричневый комплекс К[1(1)2]:
KI +12 = К[1(ОД
Часто формулу этого комплекса изображают в упрощенном виде - К[13]. Этиловый спирт еще сильнее повышает растворимость иода.
Мы случайно порезали палец или ладонь, наступили босой ногой на стекло или ржавый гвоздь и, не задумываясь, берем пузырек с настойкой иода. Правильно! Только надо помнить: открытые раны обрабатывать иодом нельзя, можно вызвать ожог тканей. Иодной настойкой смазывают только края пореза.
Наконец, почти каждый знает о простом и доступном способе лечения ангины: полоскании горла теплым раствором, содержащим чайную ложку поваренной соли, чайную ложку питьевой соды и несколько капель иодной настойки в стакане воды.
Странная борная кислота
Борная кислота - это белое кристаллическое вещество, которое применяют в виде разбавленного водного раствора для полосканий и промывания глаз и кожи, пораженной инфекцией. Не правда ли, странная формула для кислоты — В(ОН)3? Как будто это вовсе не кислота, а гидроксид бора!
Так и есть на самом деле. Дело в том, что борная кислота проявляет свои кислотные свойства, не отщепляя при диссоциации катионов водорода, как это делают другие кислоты. Молекула В(ОН)3 «отбирает» гидроксид-ион у молекулы воды, в которой растворена борная кислота, но «отпускает на волю» (в раствор) катион водорода:
527
Занимательная химия
В(ОН)3 + Н20 [В(ОН)4]- + JT
Иначе говоря, гидратированная молекула борной кислоты В(ОН)3 в водном растворе подвергается ** обратимой реакции:
В(ОН)3-НгО + Н20 [В(ОН)4]“ + Н30+
Борная кислота — очень слабая, это значит, что концентрация катионов Н , носителей кислотности, в растворе очень мала. Разбавленные водные растворы борной кислоты не действуют раздражающе. А концентрированных растворов B(OH)S в принципе не существует: слишком мала растворимость этого вещества! Поэтому борная кислота оказалась уникальным лекарственным средством: даже не имея весов и мерной посуды, невозможно превысить ее дозировку, этому мешают природные свойства самого вещества. Вот почему растворы борной кислоты, которые просты в приготовлении и совершенно безопасны, нашли широкое применение для промывания глаз при воспалениях.
Есть еще и борный спирт — раствор борной кислоты в этиловом спирте, им лечат, например, отит — воспаление уха...
Борную кислоту В(ОН)3 можно получить реакцией серной кислоты H2SO4 с бурой — тетраборатом натрия Na2B4O7:
Na2B4O7 + H2SO4 + 5 Н2О = Na2SO4 + 4 В(ОН)3
Именно так впервые получил борную кислоту в 1702 году придворный химик герцога Орлеанского Вильгельм Гомберг, голландец по происхождению. Гомберг и начал использовать это вещество как лекарственное средство и даже назвал «болеутоляющей солью». Через 75 лет борная кислота была найдена в природных условиях — в воде соленых озер близ Тосканы в Италии. Это открытие принадлежит Франциску Гёферу, придворному аптекарю герцога Тосканского Леопольда I.
528
Глава XIV. Безопасная химия
Лекарство номер один — аспирин
Еще сотни лет назад знахари умели снижать жар и снимать боль водной настойкой коры ивы или вербы. «Научная» история этого лекарства начинается с 1763 года, когда преподобный Эдуард Стоун, священник из Чиппинг Нортона, сделал в Королевском обществе Лондона доклад «О вылечивании лихорадочного озноба настойкой коры ивы».
Корой ивы заинтересовались химики. Сначала итальянский химик Рафаэль Пириа в 1838 году выделил из ивовой коры салициловую кислоту. Потом он определил химический состав этого вещества и успешно синтезировал его.
Салициловая (старое название «спираевая») кислота отвечает формуле (НО)С6Н4(СООН); ее молекула включает бензольное кольцо, гидроксильную (ОН) и карбоксильную (СООН) группы:
Салициловая кислота
Салициловая кислота сейчас находит применение как наружное бактерицидное средство в виде спиртового раствора — «салицилового спирта».
Заслуживает упоминания и салол — фениловый эфир салициловой кислоты, который был синтезирован еще в 1886 году. Тогда химики задались целью соединить в одном веществе антисептические свойства фенола (карболовой кислоты) и противовоспалительное действие салициловой кислоты. И в резуль
529
Занимательная химия
тате получили соединение, в молекуле которого со единены через кислородный «мостик» двашестизвен ных бензольных кольца:
А нельзя ли получить другие аналоги салициловой кислоты, лекарственное действие которых может оказаться еще более сильным? Этот вопрос задавали себе, и не раз, многие химики-органики.
В 1897 году малоизвестный до тех пор баварский химик Феликс Гофман получил ацетилсалициловую кислоту — ту самую, которой впоследствии присвоили название «аспирин* (от слов «ацетил» — фрагмент молекулы уксусной кислоты [СН3СОО_] — и ♦спираевая кислота» — первоначальное название салициловой кислоты). Через некоторое время немецкие врачи Курт Виттгаузер и Юлиус Вольгемут начинают весьма успешно применять аспирин в своей медицинской практике. С тех пор аспирин становится одним из самых распространенных лекарств.
Аспирин имеет формулу (НООС)С6Н4(ОСОСН3):
НС
сн
Аспирин
530
Глава XIV. Безопасная химия
Аспирин — это мелкие игольчатые кристаллы, хорошо растворимые в горячей воде и спирте. При кипячении с водой аспирин распадается на две кислоты — салициловую и уксусную. Свидетельством этому служит появление характерного «уксусного» запаха:
(НООС)С6Н4(ОСОСН3) + Н2О = ацетилсалициловая кислота
- (НО^НДСООН) + СН3СООН салициловая кислота уксусная кислота
Аспирин обладает противовоспалительным, жаропонижающим и болеутоляющим действием, поэтому его широко применяют при лихорадочном состоянии и при ревматизме. Аспирин подавляет болевую чувствительность и помогает от головной боли. Словом, универсальные лечебные качества и широкое распространение в медицине позволяют считать аспирин одним из главных лекарств XX века. Однако у этого чудо-лекарства есть и противопоказания, а именно: его нельзя принимать при язве желудка. Это понятно. Кислая среда, которую создает аспирин при реакции с водой, может усугубить течение болезни.
В таблетках растворимого «шипучего» аспирина, помимо ацетилсалициловой кислоты, содержится питьевая сода. При растворении в воде начинается реакция с выделением углекислого газа СО2 и образованием салициловой кислоты (НО)СвН4(СООН) и натриевой соли уксусной кислоты — ацетата натрия CH3COONa:
(НООС)С6Н4(ОСОСН3) + NaHCO3 (НО)С6Н4(СООН) + CH3COONa 4- СО2 t
Есть еще аспирин с витамином С, — он поддерживает способность организма сопротивляться простуде.
531
Занимательная химия
Кроме аспирина, чемпиона по популярности, существуют и другие лекарства, не менее известные, чем их знаменитый предшественник. Один из таких противомикробных жаропонижающих препаратов — стрептоцид и его «родственники»: этазол, норсульфазол и другие. Все это представители славного и многочисленного семейства сульфаниламидных лекарств, или сокращенно сульфаниламидов.
Pj'A Строение молекул этих веществ довольно слож-[уЭДзд ное: все они содержат бензольное кольцо, соединенное с NH2- и 8О2-группами.
Фталазол — производное стрептоцида, в молекуле которого атомы водорода в аминогруппах NH2 заменены на сложные заместители, которые не дают препарату всасываться из желудка и кишечника в кровь. Поэтому зона действия фталазола — желудочно-кишечный тракт.
В медицине давно применялся хинин — как лекарство от малярии. Малярия — одна из самых древних болезней, известных человечеству. Считается, будто лекарство от этого тяжелого недуга было найдено случайно. Согласно легенде, больной перуанский индеец, измученный жаждой и лихорадкой, сопровождающими малярию, бесцельно бродил по джунглям близ своей деревни и вдруг увидел лужицу довольно чистой воды, в которой лежало поваленное дерево. Индеец стал жадно пить воду и почувствовал ее горький вкус. Произошло чудо: наутро ему стало лучше, пропали озноб и жар. Снова напившись воды из той же лужи, индеец выздоровел. Все больные лихорадкой в деревне тоже стали ходить к удивительной луже и пить целебную воду, обязанную своими свойствами поваленному дереву «хина-хина», и жевать горькую толченую кору этого дерева.
532
Глава XIV. Безопасная химия
Позднее обнаружили, что в коре дерева содержится хинин — органическое вещество очень сложного строения с химической формулой C2oH24N202, образующее в чистом виде бесцветные кристаллы. Хинная кора во времена средневековья продавалась на вес золота. Это было, пожалуй, единственное эффективное средство от инфекционных заболеваний. Химики XIX века уже выделяли из коры очищенный хинин, и его можно было купить в аптеке.
Искусственный синтез хинина в лаборатории ока-зался чрезвычайно сложным делом и был успешно проведен только в 1944 году.
Когда немецкий химик-органик Людвиг Кнорр в 1883 году синтезировал новое лекарство антипирин, он ошибочно отнес его к числу соединений, родственных хинину. Строение молекулы антипирина оказалось в конечном счете не таким, как у хинина. Но лечебные свойства нового препарата обрадовали исследователей и вдохновили их на поиски родственных ему соединений. Так были получены еще два популярных лекарства — анальгин и пирамидон (амидопирин). Скорее всего, эти средства есть в каждой домашней аптечке на тот случай, если внезапно разболится зуб или замучает головная боль.
Кстати о витаминах
И дети, и взрослые с удовольствием пополняют недостаток витаминов, принимая разноцветные, красиво упакованные шарики, пилюльки и таблетки. Это именно тот случай, когда приятное соединяется с полезным — если, конечно, соблюдать меру. Витамины — необходимые для организма вещества, недостаток которых вызывает нарушения, приводящие к болезни.
533
Занимательная химия
Однако бесконтрольный прием, когда витамины глотают «горстями», не только не приносит пользы, но и ведет порой к вредным последствиям.
Но два витамина надо всегда иметь наготове.
Витамин С (аскорбиновая кислота), при недостатке которого возникает цинга, получил название от немецкого слова «скорбут» — язвенный рот. Это белые
кристаллы с очень кислым вкусом.
Аскорбиновая кислота необходима для образования в организме
веществ, обеспечивающих устойчивость к холоду. Витамин С способствует работе сердца, увеличивает содержание глюкозы в крови и свертываемость крови, мобилизует защитные силы организма против инфекции. При первых признаках простуды можно сразу начать прием аскорбиновой кислоты.
Такой способ профилактики простудных заболеваний рекомендовал известнейший американский уче
ный и дважды нобелевский лауреат химик Лайнус Полинг (1901-1994). Противопоказание к применению витамина С только одно — язва желудка с по-
вышенной кислотностью.
Витамин А (ретинол) относится к группе жирорастворимых витаминов. Он необходим растущему организму, поскольку активно участвует в обмене веществ и улучшает усвоение белков. Недостаток витамина А в пище вызывает ухудшение зрения в сумерках — «куринуюслепоту». При недостатке ретинола кожа человека становится бледной и сухой.
534
Глава XIV. Безопасная химия
В домашней аптечке полезно иметь масляный раствор витамина А: это проверенное средство для лечения кожи, заживления рубцов при ожогах, трещинок в углах рта. Компресс с масляным раствором витамина А помогает снять боль от свежего ожога. Однако избыток витамина А может оказаться вредным, поэтому применять его следует по назначению врача.
Конечно, лучше всего, если человек получает достаточное количество витаминов с пищей. Витамин С содержится во всех свежих овощах и фруктах. Именно поэтому врачи так настойчиво рекомендуют кушать их побольше. Любая варка и жарка овощей приводит к тому, что аскорбиновой кислоты становится гораздо меньше. Она окисляется и становится для организма бесполезной. Чемпионы по содержанию витамина С — это лимоны, апельсины, сладкий перец, смородина, клюква и экзотические для нас плоды киви. Витамин А содержится в продуктах животного происхождения — в масле, яйцах, печени. Другой источник витамина А — это морковь и помидоры: в этих продуктах есть органическое вещество каротин. А из каротина, уже в человеческом организме, получается витамин А.
Быт или не быт?
На кухне, в ванной комнате или в чулане можно найти еще несколько веществ, нужных и полезных.
Щавелевая кислота
Щавелевая кислота Н2С2О4 действительно была сначала получена из зеленых листьев щавеля. Но там она содержится в виде калиевой соли — оксала
535
Занимательная химия
та калия К2С2О4. Кроме щавеля, соли этой кислоты содержат и шпинат, и ревень, и клевер, и даже помидоры. Шведский химик Карл Шееле в 1784 году установил, что неизвестное вещество, ранее выделенное из сока щавеля и лесной травки кислицы («заячьей капусты») немецким химиком и аптекарем Иоганном Виглебом, — это кислота, и дал ей название «щавелевая».
В молекуле щавелевой кислоты две карбоксильных группы, и ее формулу можно изобразить так: НООС-СООН. Значит, щавелевая кислота двухосновная. Это кислота средней силы.
Щавелевая кислота образует белые кристаллы, хорошо растворимые в горячей воде и похожие на сахар (раньше у нее было еще название «сахарная соль»). Но внешний вид обманчив: кислота эта довольно ядовита. Если ее получают кристаллизацией из водного раствора, то обычно в осадок выпадает гидрат состава Н2С2О4 • 2 Н2О.
Для чего нужна в хозяйстве эта кислота? Больше всего ее используется при крашении тканей, там ее применяют в качестве протравы, создающей кислую среду.
Щавелевая кислота есть в составе многих препаратов бытовой химии, которые предназначены для удаления ржавчины с металлических или эмалированных поверхностей. Дело в том, что оксалат-ионы С2О4 образуют бесцветные, прочные и хорошо растворимые комплексы с катионами железа.
Если на белье при стирке вдруг появились ржавые пятна, их тоже хорошо выведет щавелевая кислота. Надо приготовить из нее кашицу и намазать загрязненное место на 5-10 минут, предварительно намочив ткань в воде. Только потом следует хорошенько прополоснуть ткань чистой водой. Точно так же щавелевая кислота сводит пятна от красок и от чернил.
536
Глава XIV. Безопасная химия
Лимонная кислота
Лимонная кислота содержится не только в лимонах, но и в землянике, смородине, ананасах и других фруктах, а также в молоке и крови. Лимонная кислота — трехосновная. Формула ее такова: (НООССН2)2С(ОН)СООН. Соли лимонной кислоты называются цитратами.
Лимонная кислота образует большие бесцветные и прозрачные кристаллы, растворимые в воде и в этиловом спирте. На вкус она очень кислая. Ее место — на кухне: чаще всего лимонную кислоту используют как вкусовое вещество, чтобы придать нужный вкус напиткам или кондитерским изделиям.
Еще одно применение лимонной кислоте придумал немецкий химик Юстус Либих. «Порошок Либиха» применялся очень широко для приготовления ржаного теста. В его составе была пищевая (питьевая) сода — гидрокарбонат натрия NaHCO3 и лимонная кислота. Действие этого порошка, как и других заменителей дрожжей, заключалось в том, чтобы при легком нагревании выделялся газообразный диоксид углерода, разрыхляющий тесто:
(НООССН2)2С(ОН)СООН + 3 NaHCO3 = - (NaOOCCH2)2C(OH)COONa + 3 CO2f + 3 Н2О
Можно использовать лимонную кислоту так же, как щавелевую, — для выведения пятен от чернил и ржавчины на белье (надо только приготовить из нее кашицу). Соли — цитраты железа — тоже бесцветны, прочны и хорошо растворимы в воде. Покажем маме, как мы умеем помогать ей отстирывать белье от противных ржавых пятен! Право же, для этого стоит немного потрудиться.
537
Занимательная химия
Персоль
Вот так соль — персоль! Это в самом деле соль, только особенная. Главная составная часть персоли — пероксокарбонат натрия состава 2 Na2CO3 ♦ 3 Н2О2, комплексная соль, в которой обычная стиральная сода, карбонат натрия, связана с полутора молекулами пероксида водорода Н2О2 - сильного окислителя и источника кислорода.
Это соединение — мелкие белые кристаллы. При нагревании персоль легко разлагается, выделяя кислород и превращаясь в карбонат натрия Na2CO3 и воду:
2 {2 Na2CO3 • 3 Н2О2} = 4 Na2CO3 + 6 Н2О 4- 3 О2 f
При кипячении льняного или хлопчатобумажного белья с персолью выделяющийся кислород окисляет все грязинки и красящие вещества ткани, приводя ее в идеально чистое состояние.
Чем хороша персоль — так это тем, что она практически не портит текстильные краски. Поэтому клетчатая скатерть или простыня «в цветочек» от кипячения с этим отбеливателем не пострадает. Персоль расправится только с пятнами — от чая, кофе, фруктов, жира. Другие (не пероксидные, а хлорные или сульфитные) отбеливатели обычно окраски изделий совсем не щадят.
Если нет персоли, а отбелить надо шерстяную пряжу или тюль, опытные хозяйки берут пероксид водорода (концентрированный 30 % -ный раствор, пергидроль или аптечный 3 У»-ный раствор «перекиси водорода») и добавляют нашатырный спирт — в этой смеси можно отбеливать и без кипячения. Так же делают белоснежными перо, пух, шляпную солому и даже некоторые виды меха.
538
Глава XIV. Безопасная химия
Удивительный гипосульфит
Тиосульфат натрия, который еще иногда называют по старинке гипосульфитом натрия, — это бесцветные кристаллы состава Na2S2O3 • 5 Н2О, хорошо растворимые в воде и нерастворимые в спирте.
Все особенности свойств этого вещества, которые позволяют применять его как «антихлор» при отбеливании тканей, как средство для закрепления фотоизображения («фиксаж»), для удаления иода и в других областях, объясняются его необыкновенным и ни на что не похржим строением. Дело в том, что в составе этой соли имеется тиосульфат-анион S2O3 , который можно себе представить как сульфат-ион SO4 , где один из атомов кислорода заменен атомом серы:
Из-за этого тиосульфат натрия Na2S2O3 является сильным и надежным восстановителем. Он реагирует с хлором, превращаясь в сульфат натрия Na2SO4 и серную кислоту H2SO4. При этом хлор С12 тоже превращается в соляную кислоту НС1:
Na2S2O3 + 4 С12 + 5 Н2О = Na2SO4 4- H2SO4 + 8 НС1
ne-
Вот почему гипосульфит получил название «антихлор»: он способен разделаться со всеми остатками хлора после обработки тканей, бумаги, пера, соломы и других материалов хлорными отбеливателями. Но ему подошло бы и другое имя: «антииод». Ведь тиосульфат натрия без остатка «уничтожает» и иод, переводя его в
539
Занимательная химия
иодид-ионы, входящие в состав иодида натрия Nal. При этом сам «антииод» дает еще более экзотический продукт окисления по имени тетратионат натрия Na2S4O6:
2 Na2S2O3 +12 - Na2S40e + 2NaI
пе
Чтобы объяснить, как построен тетратионат-ани-он, входящий в состав соли — тетратионата натрия, лучше всего представить себе два тиосульфатных аниона, соединенных через атомы серы:
Если всмотреться в эту картинку повнимательнее, то мы увидим «цепочку» из четырех атомов серы.
Но вернемся к «антииоду» — точнее, к тому факту, что Na2S2O3 обесцвечивает иод. Значит, если на одежду или на пол попала капля иодной настойки, лучшее средство избавиться от пятна — промыть его раствором тиосульфата натрия.
Однако Na2S2O3 может еще помочь при отбеливании тканей. Для этого надо заставить его выделять... сернистый газ! Газообразный диоксид серы SO2 (сернистый газ) получается, если на тиосульфат натрия подействовать соляной кислотой. При этом еще будет выделяться осадок серы:
Na2S2O3 + 2 НС1 = 2 NaCl + S + + SO2 f + H2O
Когда собираются выводить пятно на светлой шелковой или шерстяной ткани с помощью сернистого газа, к тиосульфату натрия в стакане или баноч
540
Глава XIV. Безопасная химия
ке добавляют разбавленную кислоту (можно даже уксусную), а потом держат мокрую ткань у горловины баночки, пока пятно не исчезнет. Только потом следует хорошо проветрить помещение — сернистый газ раздражает органы дыхания.
И последнее о гипосульфите: это вещество образует очень прочные комплексы с катионами многих металлов, Поэтому его используют не только в качестве закрепителя в фотографии (см. гл. XIII, 8), но и при получении прочных металлических покрытий методом электролиза. Если в растворе не простые соли, а комплексные, осаждение металлов под действием электрического тока идет медленно, и тончайшие металлические пленки крепко держатся на поверхности, требующей защитного покрытия.
Бура, пришла твоя пора!
Бура Na2B4O7 • 10 Н2О (декагидрат тетрабората натрия) образует растворимые в воде большие бесцветные кристаллы, которые в сухом воздухе «выветриваются» с поверхности.
В природе бура встречается главным образом в озерной воде. Такие озера — не редкость в Индии и Тибете. Природная бура из тех мест — это минерал тин кал. Во времена средневековья добытую здесь буру грузили в мешки из слоновых шкур и караванными путями везли в Венецию. А там уже ее очищали от примесей растворением и кристаллизацией из водного раствора. Других способов получения буры европейские алхимики не знали. Тем не менее они отличали буру от соды, хотя оба вещества похожи тем, что дают щелочную среду при растворении в воде и поэтому вытесняют аммиак из хлорида аммония.
Щелочная реакция в растворе тетрабората натрия получается потому, что там протекает очень сложная
541
Занимательная химия
реакция гидролиза с образованием гидроксид-ионов и борной кислоты В(ОН)3:
Na2B4O7 = 2 Na+ + В4О?“
В4О7 + 7 Н2О 2 ОН" + 4 В(ОН)3
А выделение аммиака при взаимодействии с NH4C1 отвечает уравнению:
Na2B4O7 4- 2 NH4C1 + 5 Н2О = = 2 NH3f + 2 NaCl + 4 В(ОН)3 |
Можно только догадываться, как именно за три тысячи лет до нашей эры люди натолкнулись на буру. Возможно, индус-паломник, отдыхая на берегу озера, бросил в костер кусок неведомого белого вещества и заметил, что пламя стало зеленым, а вещество оплавилось и стало похоже на стекло... С этими особенностями буры, кстати, были знакомы и жрецы Древнего Египта, которые умели делать пламя светильников зеленым. Позже, вероятно, обнаружилось, что бура, как и сода, помогает отстирывать одежду от грязи (мыло тогда еще не было изобретено).
Постепенно люди научились использовать буру для дубления кож, в производстве стекла и глазурей, и наконец, как лекарство — антисептик для полоскания горла. Требует буры и ювелирное ремесло: для спаивания серебряных и золотых изделий используют в качестве защитного состава расплавленный тетраборат натрия.
Бура входит в состав фотографических растворов и синтетических моющих средств, она умягчает воду и создает умеренно щелочную среду.
Есть еще одна область применения буры, известная практически всем. Бура входит в состав средств борьбы с непрошенными гостями в доме — с тараканами. Обычно ее смешивают со съедобной приманкой, по
542
Глава XIV. Безопасная химия
едая которую, тараканы начинают страдать от жаж ды. И если воды нет, то они погибают. Борсодержа щие средства от тараканов считаются самыми эффек тивными.
Химическое чародейство
В сказках часто встречаются чудеса: то колдун вдруг превратит вино в воду или наоборот, то мы оказываемся в стране молочных рек в кисельных берегах. То из кувшина появляется джинн, который выполняет все задания своего повелителя... Сплошь и рядом — неведомые существа, вещества и конструкции: лампа Аладдина, ковер-самолет, Змей-Торыныч с Кощеем Бессмертным и так далее.
Показать химические фокусы младшим братьям и сестрам так легко! Если опыты вдобавок послужат иллюстрацией к сказке, пусть даже давно знакомой, то впечатления у юных зрителей будут на всю жизнь.
Вода превращается в «вино»
В два стакана на 1/з их объема наливают воду и добавляют в один 3-4 капли спиртового раствора фенолфталеина, а в другой — чайную ложку соды (карбоната натрия) Na2CO3. Если теперь соединить содержимое обоих стаканов (вылить раствор из первого стакана во второй), жидкость сразу же станет красно-малиновой из-за того, что индикатор фенолфталеин в щелочной среде окрашивается в яркий цвет. Вот и получилось «вино»!
Причина щелочности среды в растворе — гидролиз карбоната натрия:
NazCO3 = 2 Na+ + COf-,
543
Занимательная химия
СОз + н2о нсо3 + ОН”
Только не давайте это вино никому пробовать: сода относительно безвредна, но фенолфталеин — сильное слабительное средство.
А теперь давайте превратим «вино» в воду. Для этого в освободившемся стакане приготовим раствор серной кислоты (третья часть объема стакана воды плюс 1 чайная ложка 20 %-ной серной кислоты). Если полученный раствор вылить в «вино», оно должно обесцветиться.
Серная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:
Na2CO2 + H2SO4 = Na2SO4 + СО2|+ Н2О
с образованием продуктов, не подверженных гидролизу, — сульфата натрия, углекислого газа и воды.
«Фруктовой кисель»
Чтобы попасть в чудесный край, где реки текут в кисельных берегах, делают следующее. В стакан наливают на пятую часть его объема 10 % -ный водный раствор хлорида кальция СаС12 и добавляют к нему 3-4 капли спиртового раствора фенолфталеина. В другой стакан наливают до половины раствор «жидкого стекла» — обычного силикатного клея. Раствор из первого стакана выливают во второй и быстро перемешивают смесь стеклянной палочкой. Содержимое стакана сразу становится красным и густым, как желе, так что стеклянная палочка может стоять вертикально.
Своим получением «желе» обязано химической реакции образования силикатов кальция и одновременно идущему гидролизу метасиликата натрия
544
Глава XIV. Безопасная химия
(«жидкого стекла») с образованием гидроксид-анио-нов. Фенолфталеин в щелочной среде, как известно, приобретает малиновый цвет.
«Молочные реки*
Где кисельные берега, там и молочные реки. В один стакан насыпают 2 чайные ложки хлорида кальция СаС12, а в другой — столько же соды (карбоната натрия Na2CO3) и наливают в каждый стакан воды примерно на третью часть их объема.
Затем полученные растворы сливают вместе, и жидкость становится белой, как молоко. «Молоко» получается в результате обменной реакции:
СаС12 + Na2CO3 = СаСО31 + 2 NaCl
Этот опыт надо демонстрировать быстро, так как карбонат кальция СаСО3 выпадает в осадок, и зрители могут заметить, что это вовсе не молоко.
Где молоко, там и «творог»
К разбавленному водному раствору хлорида бария ВаС12 или нитрата свинца Pb(NO3)2 добавляют разбавленный водный раствор сульфата калия K2SO4. Сразу же образуется рыхлый белый осадок творожистого вида, состоящий из сульфата бария BaSO4 или свинца PbSO4 Эти вещества довольно скоро оседают на дно стакана.
ВаС12 + K2SO4 = BaSO41 + 2 КС1
Pb(NO3)2 + K2SO4 = PbSO4| + 2 KNO3
Вот сколько эффектных опытов можно проделать, используя обычные обменные реакции, — надо только уметь их правильно объяснить.
545
Занимательная химия
Рука-волшебница и платок-хамелеон
Растворим в стакане воды две чайные ложки хлорида кобальта, намочим полученным розовым раствором белый хлопчатобумажный платок и высушим его на батарее отопления или нагретым утюгом. Платок станет голубым. Покажем зрителям платок, а потом скомкаем его, сожмем в руке и несколько раз сильно подуем на него. Платок увлажнится и станет бледно-розовым.
Объяснение изменений цвета состоит в том, что при нагревании розовый хлорид гексааквакобальта [Со(Н20)6]С12 теряет часть воды и превращается в хлорид тетрааквакобалъта [Со(Н2О)4]С12 голубого цвета:
[Со(Н2О)6]С12 [Со(Н2О)4]С12 + 2Н2О
При увлажнении две молекулы воды возвращаются на место, и соединение опять становится розовым.
Секретная надпись
Раствором соли — хлорида кобальта СоС12, набрав его в трубочку, заранее делают надпись на листе фильтровальной бумаги и дают буквам высохнуть. Хлорид кобальта — соль розового цвета, надпись совершенно не видна. Потом включают электрическую плитку и прогревают над ней в течение минуты бумагу с надписью. Проявляются буквы красивого голубого цвета. Здесь происходит такое же изменение состава комплексного соединения кобальта, как в предыдущем опыте, вот окраска и меняется.
Невидимые чернила из медного купороса
«Тайные письма» можно писать также разбавленным водным раствором медного купороса CuSO4. Проявляется написанный такими чернилами текст, если бума
546
Глава XIV. Безопасная химия
гу подержать над склянкой с нашатырным спиртом. Буквы окрашиваются в ярко-синий цвет из-за образования аммиачного комплекса меди (см. гл. XIII, 8).
Рецепт китайского императора и исчезающий автограф Фантомаса
Император Китая Цин Ши х у ан ди (III век до н. э.), во время правления которого появилась Великая Китайская стена, использовал для своих тайных писем густой рисовый отвар, который после высыхания написанных иероглифов не оставляет никаких видимых следов. Если такое письмо слегка смочить слабым спиртовым раствором иода, то появляются синие буквы. Почему? Вспомним, что рисовый отвар — это практически просто крахмальный клейстер. Значит, иероглифы, написанные крахмалом, можно будет прочесть с помощью иодной настойки. А император для проявления письма пользовался бурым отваром морских водорослей, содержащим иод.
Кстати, все ли мы помним историю с исчезновением записки Фантомаса? Исчезающие чернила можно приготовить, если смешать 50 мл спиртовой настойки иода с чайной ложкой декстрина (продукта переработки крахмала) и отфильтровать осадок. Такие синие чернила полностью теряют цвет через 1—2 дня из-за улетучивания иода.
«Железные» буквы
Еще один рецепт секретных чернил включает применение крепкого водного раствора желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6]. Написанные этим раствором буквы исчезают, когда бумага высыхает. Чтобы увидеть надпись, надо смочить бумагу раствором хлорида железа FeCl3. Ярко-синие буквы, которые появляются при такой обра
547
Закимательная химия
ботке, уже не исчезают никогда. Появление букв связано с образованием комплексного соединения, известного под названием «турнбулева синь» (см. гл.ХШ, 7).
Огненная надпись
Она появляется на бумаге при реакции разложения нитрата калия — калийной селитры. Вот как показывают этот эффектный опыт.
На листе бумаги намечают контурный рисунок и готовят концентрированный раствор нитрата калия. Для этого в 15 мл горячей воды растворяют при перемешивании 20 г KNO3. Затем с помощью кисточки пропитывают бумагу по контуру рисунка этим раствором, не оставляя пропусков и промежутков. Когда бумага высохнет, надо коснуться горящей лучинкой какой-нибудь точки на контуре. Тотчас же появится «искра», которая будет медленно двигаться по контуру рисунка, пока не замкнет его полностью. Почему это происходит? Вспомним, как разлагается при нагревании нитрат калия KNO3 (см. гл. XI, 5): он превращается в нитрит калия KNO2 и выделяет кислород:
2 KNO3 = 2 KNO2 4- O2f
От выделяющегося кислорода бумага обугливается и обгорает, а разлагаться начинают следующие, соседние порции кристаллического нитрата калия... Все это производит еще большее впечатление, если в помещении темно.
Кристаллические письмена
Буквы или фигуры можно вырастить из кристаллов. Для этого потребуется сделать из проволоки каркасы этих букв или фигур, обмотать их шерстяными нитками (лучше — белой пряжей), а потом опустить их в теплый насыщенный раствор алюмокалиевых квасцов
548
Глава XIV, Безопасная химия
KA1(SO4)2 - 12 Н20 с добавкой хромокалиевых квасцов KCrfSO4)2 ‘ 12 Н20 или медного купороса CuSO4 5 Н20.
Пройдет несколько суток, и на каркасе вырастут красивые кристаллы сиреневого или светло-голубого цвета. Их осторожно вынимают из раствора, промокают фильтровальной бумагой и покрывают бесцветным лаком, чтобы они не «выветривались», то есть не теряли кристаллизационную воду. Кристаллические письмена отлично украсят новогоднюю елку!
«Несгораемый» платок
Носовой платок из хлопчатобумажной ткани надо намочить в воде, слегка отжать, а после этого пропитать этиловым спиртом. Теперь «волшебник» должен взять платок щипцами или пинцетом и с помощью длинной лучинки поднести пламя. Спирт сразу же вспыхнет — создается впечатление, что горит платок. При горении этанола образуется углекислый газ и вода:
С2Н5ОН + 3 О2 = 2 СО2 { + 3 Н2О f,
и пламя будет почти бесцветным. Но горение вскоре прекратится, а платок остается невредимым, так как температура воспламенения влажной ткани гораздо выше, чем температура воспламенения паров этилового спирта.
Превращение «апельсина» в «лимон» или «зеленое яблоко»
Чтобы показать такие чудеса, надо приготовить водный раствор дихромата калия К2Сг2О7 и раствор щелочи NaOH (гидроксида натрия). В крайнем случае, подойдет и раствор соды Na2CO3. А еще — разбавленную серную кислоту H2SO4 и раствор сульфита натрия Na2SO3.
Сначала чародей покажет зрителям колбу или стакан с раствором дихромата калия. Этот раствор — оранже
549
Занимательная химия
вого цвета, цвета апельсина. Потом, добавив щелочь или раствор соды, превратит «апельсин» в «лимон». Это происходит, когда оранжевый дихромат-анион Сг2О7 превращается в желтый хромат-анион СгО4 :
Сг2О?" + 2 0Н“ = 2 СгО42‘ + Н20
Кстати, можно сделать и наоборот: из лимона — апельсин. Стоит лишь добавить немного серной кислоты, как произойдет реакция превращения хроматных ионов в дихроматные:
2 СгО2- + 2 Н+ = Сг2О7~ + Н2О
А если к раствору дихромата калия К2Сг2О7 добавить немного разбавленной серной кислоты и сульфита натрия, то жидкость сразу же позеленеет из-за того, что идет окислительно-восстановительная реакция. Дихромат калия К2Сг2О7 — сильный окислитель, а сульфит натрия Na2SO3 — восстановитель. В результате реакции получается яблочно-зеленая соль — сульфат хрома Cr2(SO4)3, а сульфит натрия Na2SO3 превращается в сульфат натрия Na2SO4 (оба бесцветные):
К2Сг2О7 + 3 Na2SO3 4- 4 H2SO4 =
= Cr2(SO4)3 + 3 Na2SO4 + K2SO4 + 4 H2O
Обратного хода «от яблок к апельсинам и лимонам» нет: окислительно-восстановительная реакция имеет свои законы, повернуть ее вспять очень трудно.
Облако из колбы
Обыкновенная колба выпускает в пространство целое облако дыма. Вот как это происходит.
В большую колбу насыпают кристаллический карбонат натрия Na2CO3 (соду) слоем 1-2 см и осторожно наливают водный раствор аммиака NH3 в таком количестве, чтобы его слой, покрывающий кристаллы,
550
Глава XIV. Безопасная химия
был не толще 2 мм. Затем очень тонкой струйкой вливают в колбу немного концентрированной соляной кислоты НС1.
И тут начинается такое... Из горла колбы вырывается плотная струя густого белого дыма, который под собственной тяжестью сползает по ее наружным стенкам, стелется по поверхности стола и, добравшись до края, хлопьями медленно падает на пол.
Появление белого дыма вызвано реакциями:
NH3 + НС1 = NH4C1,
Na2CO3 + 2 НС! = 2 NaCl 4- СО2 | + Н2О
Аэрозоль (воздушная взвесь мельчайших кристалликов) хлорида аммония, который получается по первой реакции, увлекается из колбы углекислым газом, выделяющимся по второй реакции. Углекислый газ тяжелее воздуха, и «дым» падает на пол.
Кроме приведенных здесь можно показать и другие эффектные опыты.
Вот мы и убедились, какая это замечательная наука — химия. Она поможет нам дома и на работе, даст пищу и одежду, снабдит необычными веществами и материалами и удивит химическими чудесами. Химия вовсе не так трудна и недоступна, как казалось раньше, пока не было этой книги. Наоборот, заниматься химией чрезвычайно интересно!
Периодическая система химических
ГРУППЫ
I А ПА III Б IV Б VB VIE VII Б
1 Н 1 1,007825 водород flWpWCMMfi / Rd мер
2 Li 3 «,94! лнгнй Вс 4 9,01218 бериллий Н 1 1 ,«77825 “ водород относительна^ Ггомиая м»сса
3 Na 11 22,98977 натрий Mg 12 24,305 магний НЮ0ПЮК
4 К 19 39,0983 калий Са 20 40,078 кальций 21 Sc 44.95591 скандий 22 Та 47,88 титан 23 V 50,9415 ванадий 24 Сг 51,9961 яром 25 Мп 54,9380 мвргМКЦ 26 Fe 55,847 железо
5 Rb 37 85.4678 рубидий Sr 38 87.62 стронций 39 ¥ 88,9059 иттрий 40 Zr 91,224 цирконий 41 Nb 92,9064 ниобий 42 Мо 95,94 ыоптймен 43 Тс [98] -rexiKiUiil 44 Ru 101,07 рутений
6 €» 55 132,9054 ШПИЙ В* 56 137,327 барий 57 La' 138,9055 ЛВКПН 72 Ш 178,49 гафний 73 Та 180,9479 тантал 74 W 183,85 вольфрам 75 Re 186,207 рений 76 О» 190,2 осмий
7 Fr 87 [223] франций Ra 88 |226) раций 89 Ас" (227) актиний 104 Ко [МП КурЧ1НОПМЙ 105 № [262] нммлорнв 106 |263| 107 [262] 108 [263]
ЛАНТАНОИДЫ
58 Се 59 Рг 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Ей 64 Gd
140,12 140,9077 144,24 [1451 130,36 151,96 157,25
церий Преходим неодим прометий самарий алролий гадолиний
АКТИНОИДЫ
90 Th 91 Р* 92 U 93 Np 94 Рп 95 Ат 96 Ст
232,0381 [231] 238,0289 [237] [244] 1243] [247]
торий прояглшнй урон нептуний плутоний америций торий
элементов Д. И. Менделеева
ЭЛЕМЕНТОВ
VIIIБ 1Б ПБ ША IV А V А VIA VII А УША
Н 1 Не 2 4,0026 гелий
В 5 10,111 вор С 6 12,011 углерод N 7 14,0067 пот о в 15,9994 химеров F 9 18,9914 фтор N* 10 20.179 ним
А] 13 26,98154 шкмяннЯ Si 14 28,0855 кремний Р 15 30.97376 фосфор S 16 32,066 сера а 17 35,453 хлор Аг 18 39,941 аргон
27 Со 38,9332 кобальт 28 № 58,69 никель 29 Сн 63,546 ис» 30 Zn 6539 □инк Ga 31 69,723 гивлиЯ Ge 32 72,59 германия As 33 74,9216 мыших Sc 34 78,96 селей Вг 35 79,904 бром Кг 36 83,80 криптон
45 Rh 102.9033 родил 46 Pd 106,42 ПВЛЯВДЖЙ 47 Ах 107.86® серебро 48 Cd ! 12/41 кадмий 1л 49 114,82 индий Sn 50 111,710 мои» Sb 51 121,75 сурьма Те 52 127,60 теллур I 53 126.904J над Хе 54 13159 кемои
77 1г 192222 иридий 78 Ft 195.08 ллатииа 79 Ли 196,9665 ЗОЛОТО 80 Hg 200,59 ртуть TI 81 204383 таллий РЪ 82 2073 емнен Ш S3 208.9804 висмут Ро 84 |209| полония At 85 |2Ю) астат Rn 86 [222] радой
109 12М| ПО [269] 111 В 1997 году элшккпм 104-109 цяквосиы названии к символы; элемент 104 - резерфордий Rf, 105 - дубинй Db, 106 - сиборгой бф 107-бормЙ ВЪ. 108 - хассий Нв, 109-ыейтиернЯ Ml
65 ТЬ 66 Пу 67 Но 68 Ег 69 Тш 70 Yb 71 Ln
158,9254 162,50 164.9304 167,26 168,9342 173,04 174,967
тербия ШСПрбЫА гольмий эрбий тулий иттербий люто ВИЙ
97 Вк 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr
[247] [251] (252] [257] [251| [2591 [260]
берклий калифорний эйнштейний фермия Менделеев ий нобелий лоуренсий
Таблица растворимости солен, кислот и оснований. Обозначения Р - хороши растворяется и воде. М - плохо растворяется в воде, Н не растворяется в воле.) ) не существует)
Ионы Al* А* Вя2 Са1’ Со” Сг* Си1’ Ре2* Fes* Н’ к* Ml1' — Мп” NH/ Na’ Ni*’ Zn2,
Вт р Н Р Р г р Р Р Р р р р р Р Р Р м р
со/ - Н В н в - н В - р р м м Р Р В и н
СГ р Н р р р р р Р р р р р р Р Р Р м р
Г н Р н п р в - Р р р р в в Р Р Р н -
Г р н р р р р р Р р р р р р Р Р Р в , PJ
NO/ р р р р р р р Р р р р р р Р Р Р р р
ОН' н - р м н н в В н р р в н Р Р В в в
роЛ н н н н н в в н в г в н Р Р н в в
S2' - н р р н - в в в р р р н Р Р в н н
SO?- р м в м р р р р р р р р р Р Р р в р
shV - - н н н в н н 11 р в н Р .2L __1 в
Электроотрицательность некоторых химических элементов
Элемент Электроотрицательность Элемент Электроотрицательность
Ag 1.42 I 2,21
Al 1.47 К 0,91
As 2,11 Li 0,97
Au 1,42 Mg 1,23
Be 1,47 Mn 1,60
Bi 1,67 N 3,07
Br 2,74 Na 0,93
C 2,50 Ni 1,75
Ca 1,04 О 3,50
Cd 1,46 P 2,32
Cl 2,83 Pb 1,55
Co 1,70 Po 1,76
Cs 0,86 Rb 0,89
Cu 1,75 S 2,60
F 4,10 Sb 1,82
Fe 1,64 Se 2,48
Ga 1,82 Si 2,25
Ge 2,02 Sn 1,72
H 2,10 Те 2,02
Hg 1,44 Zn 1,66
Литература
1. Зазнобина Л., Ковенько Л. Моя самая первая книжка о превращениях в природе. — М.: «Дрофа», 1996. — 208 с.: ил.
2. Кукушкин Ю.Н. Химия вокруг нас: Справ, пособие. — М.: «Высшая школа», 1992. — 192 с.: ил.
3. Леенсон И.А. Занимательная химия. 8-11 кл.: В 2 ч. — М.: «Дрофа», 1996.-176с. (Хочу все знать)
4. Лидин Р.А. Справочник по общей и неорганической химии. — М.: «Просвещение»: Учеб, лит., 1997 .— 256 с.: ил.
5. Лисичкин Г.В., Бетанели В.И. Химики изобретают. Кн. для учащихся. — М.; «Просвещение», 1990. — 112 с.: ил.
6. Малышкииа В. Занимательная химия. Серия ♦ Нескучный учебник». —С.-Петербург: «Тригон», 1998.— 576 с.: ил.
7. Ольгин О. Опыты без взрывов. — М.: «Химия», 1993. — 144 с.: ил.
8. Ольгин О. Чудеса на выбор. Забавная химия для детей. — М.: «Детская литература», 1997. — 142 с.: ил. (Знай и умей)
9. Степин Б.Д., Аликберова Л.Ю. Книга по химии для домашнего чтения — М.: «Химия», 1995. — 400 с.: ил. (Научно-популярная б-ка школьника)
10. Энциклопедический словарь юного химика. /Под ред. Трифонова Д.Н. — М.: «Педагогика-Пресс», 1999.— 368 с.: ил.
Оглавление
ОТ АВТОРА.......................................... 5
Глава 1. ЧТО ИЗУЧАЕТ ХИМИЯ? ....................... 7
1. Живем в окружении химических веществ ...... 7
2. События в мире веществ — химические реакции .. 9
3. Малютки-малекулы и «неделимые» атомы..... . 11
Глава II. СТРОЕНИЕ АТОМОВ И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН 19
1. Три на «-он»: электрон, протон и нейтрон. Состав атома............................... ...... 19
2. Элементы — это элементарно! «Изо*-продукция природы — изотопы .......................... . 21
3. Как вас теперь называть, господа изотопы? .26
4. Какие модели атома в моде?.................34
5. Электроны летали внутри орбитали ............. 36
6. Энергетические этажи в атоме...............39
7. Электронные жильцы заселяют квартиры ....... 41
8. Парад химических элементов .............. 45
9. В основе всего — периодичность .......... 55
Глава III. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ 61
1. Как электроны «ковали» ковалентную связь ..... 61
2. Будьте валентны! ..........................69
3. «Полярники» в мире молекул ................. 71
4. А для солей традиционная — связь ионная ....... 74
5. Вещества за решеткой ......................76
6. Габариты мадам молекулы..... 85
Глава IV. САМЫЕ ГЛАВНЫЕ ВЕЩЕСТВА ..................90
1. Папа водород и дочка вода .................90
2. Охотники за электронами ...................96
3. Кислород — газ для дыхания и огня ........100
Глава V. ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ...............109
1. Вещества в классе.........................109
2. Оксиды — дети «оксигена» .................111
3. Почему кислоты кислы? ... ................. ,113
4. А это — основания.........................117
5. Зачем нужны индикаторы?................ .120
6. Соли — соленые, горькие, сладкие и прочие ......122
7. Хоровод ионов .......................... 127
8. Те, у кого два лица.......................130
557
Занимательная химия
Глава VI. РАСТВОРЫ И РАСТВОРИМОСТЬ.............136
1. Не только жидкие ......................136
2. ♦Аппетит» растворов ................ .138
3. Чудо природы — кристаллы ..............144
Глава VII. ГЛАВНЫЕ ВИДЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ . 151
1. Битва металла с неметаллом .......... 151
2. В воде или в кислоте?................ 155
3. Металлы-еоперники. Кто кого? ..........159
4. Симпатии оснований ................. .164
5. Кому опасны кислоты?...................168
6. Соль плюс соль равняется — чему? ......172
7. Что такое гидролиз?.................. 176
Глава VIII. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ И ИХ ЗАКОНЫ . . .186
1. Куда же все они идут? .............. .186
2. Химические альпинисты................ 198
3. У нее внутри механизм .................205
4. Молекулярные гонки: скорость реакции.... . .207
5. Химия на лыжах. Как удержать равновесие?...211
6. Запланированные сдвиги ................216
Глава IX. ЭЛЕМЕНТЫ УПА-ГРУППЫ (ГАЛОГЕНЫ) И ИХ СОЕДИНЕНИЯ ...............................223
1. Галогены — значит солероды......223
2. Зеленый газ хлор и его семья ..........232
3. ♦Солянка», но не суп, или ♦Здравствуйте, Водород Хлорович!» ............................ .239
4. Непростая поваренная соль и кое-что еще....243
Глава X. ЭЛЕМЕНТЫ VIA-ГРУППЫ (ХАЛЬКОГЕНЫ) И ИХ СОЕДИНЕНИЯ ...............................252
1. Халькогены: от кислорода до полония ......... .252
2. Вредная и полезная сера ...............261
3. Убийственные ароматы (сероводород и сернистый газ) 268
4. Главная кислота промышленной химии ........ .279
Глава XI. ЭЛЕМЕНТЫ VA-ГРУППЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ 293
1. Элементы — в лучшем случае ♦безжизненные* . . .293
2. Трижды открытый азот................. 301
558
Оглавление
3. А вот аммиак — богач и бедняк ............... .304 4. «Веселящий газ», «бурый газ» и другие оксиды азота ..................................... 317
5. Когда-то селитрами звали нитраты, и «духом» была кислота ............................... .320
в. Светоносный элемент и его потомки .......333
7. Зачем нужны удобрения?...................342
Глава XII, ЭЛЕМЕНТЫ IVA-ГРУППЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ 351 1. От самых древних элементов — до современных . . .351 2. «Угольный» элемент ...........................359
3. Испорченный воздух — углекислый и «угарный» газы .......................................364
4. Углерод — живой и неживой ................. .375
5. Углерод плюс водород равняется... углеводород! . . .378
6. От спирта к кислоте......................388
7. Сахара сладкие и несладкие ........... .402
8. Белок — это жизнь................... .409
9. Кремний как он есть......................413
10. Силикаты на стройке .................. 421
Глава XIII. МЕТАЛЛЫ .............................434
1. Металлургическая цивилизация ......... .434
2. Сплав всегда прав........................441
3. «Коррозия» — это ржавчина. Тоже элемент, но... гальванический ..............................448
4. Щелочные и щелочноземельные..............454
5. Когда вода становится жесткой? ..........468
6. «Серебро* из глины ........................ .472 7. Железный век ........................... .482
8. Другие металлы...........................497
Глава XIV. БЕЗОПАСНАЯ ХИМИЯ......................518
1. Самые простые из лекарств ................... 518
2. Быт или не быт? . .......................535
3. Химическое чародейство ..................543
Приложение................................. .552
Литература ................................ .556
ЗАО «Компания АСТ-ПРЕСС»:
Россия, 107078, Москва, Рязанский пер., д. 3 (ст. м. «Комсомольская», «Красные ворота») Тел ./факс 261-31-60, тел.: 265-86-30, 974-12-76
E-mail: astpress@cityline.ru http;//www. ast-press- edu.ru
По вопросам покупки книг «АСТ—ПРЕСС» обращайтесь
в Москве: «АСТ-ПРЕСС. Образование»
Склад:
в Москве: «Клуб 36'6» —
в Киеве: «АСТ—ПРЕСС-Дикси»
Офис: Москва, Рязанский пер., д 3 Тел./факс: (095) 265-84-97, 265-83-29
E-mail: ast-pr-e@postman.ru г. Балашиха, ш. Энтузиастов, д. 4 Тел.: (095) 521 -78-37. 521-03-72 Офис: Москва, Рязанский пер., д. 3 Тел./факс: (095) 261-24-90, 267-28-33, 523-92-63
Тел.: (044) 229-23-33, 228-43-59
С^яя ^Затшапльаыв уьоесм*
Аликберова Людмила Юрьевна ЗАНИМАТЕЛЬНАЯ ХИМИЯ Книга для учащихся, учителей и родителей Редактор А. Шугина Дизайнер обложки В. Пантелеев Рисунки Р. Гончара, Н. Морозова, Н. Кудри Художественный редактор 3. Буттаев Технический редактор Л. Стёпина Корректоры Р. Станкова, Н. Карелина Компьютерная верстка Г. Васильевой.
ЛР№ 064267 от 24.10.95.
Подписало в печать 25.09.99 формат 60 х 90/16. Печать офсетная. Бумага типографская Гарнитура школьная. Печ. л. 35,0. Тираж 20000 экз. Зак. № 2828. С-158.
Налоговая льгота—общероссийский классификатор продукции ОК-005-93, том 2 - 953000.
Гигиенический сертификат № 77.99.953.П.3138.6.99 от 04.06.1999 г. «АСТ-ПРЕСС», 107078, Москва, а/я 5. Отпечатано с готовых диапозитивов в ГМЛ «Первая Образцовая типография» Государственного комитета Российской Федерации по печати. 113054. Москва. Валовая. 28.