78

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ

ХИМИЯ
Ю. В. Ходаков
Д. А. Эпштейн
П. А. Глориозов

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ

ХИМИЯ

' УЧЕБНИК ДЛЯ 7 — 8 КЛАССОВ

Утвержден
Министерством
просвещения СССР

Издание 4-е

ИЗДАТЕЛЬСТВО «ПРОСВЕЩЕНИЕ»

Москва 1972
Условные обозначения

ф — правила

А — упражнения и задачи

— вотТросы

 —домашние задания
ПЕРВОНАЧАЛЬНЫЕ
ХИМИЧЕСКИЕ
ПОНЯТИЯ

к ла с с

ПРЕДМЕТ ХИМИИ

В младших классах вы начали изучение физики и биологии.
Теперь вам предстоит познакомиться с химией. Химия вместе
с физикой и биологией относится к. естественным наукам — нау-
кам о природе. Что же изучает она?

Весной было брошено в почву крошечное семя. Оно пророс-
ло и за лето, питаясь, главным образом, водой и воздухом, раз-
вилось в растение. Растения — это как бы природные «фабри-
ки», в которых воздух, вода и незначительное количество дру-
гих веществ, заимствуемых из почвы, превращаются в белки,
жиры, крахмал, сахар, витамины. Как происходит в клетках
растений это удивительное превращение одних веществ в дру-
гие, ботаника объяснить не может. Эту задачу решает химия.

Химия — наука о веществах и превращениях их друг в друга.
Растительный и животный мир доставляет самое необходимое
для нашего существования — пищу. Одежда и обувь еще совсем
недавно тоже изготовлялись только из природных материа-
лов— из растительных волокон, шерсти и кожи животных. А
сейчас все больше выпускается изделий из капрона, найлона и
других искусственных материалов. В природе таких материа-
лов не существует. Они вырабатываются на химических заводах
из нефти, каменного угля и из «веществ-невидимок» — природ-
ных газов.

Всему этому научила нас химия. Открытие законов превра-
щения одних веществ в другие позволяет предвидеть и объяс-
нять такие превращения, управлять ими и применять для про-
изводства необходимых нам продуктов. Чем больше вы будете
углубляться в изучение химии, тем шире буду раскрываться
перед вами ее задачи.

Велико значение химии в жизни нашего общества. Хотя про-
дукты питания мы берем из природы пока в готовом виде, сель-
ское хозяйство не смогло бы удовлетворить потребности населе-
ния в продовольствии без помощи химии, снабжающей колхозы
и совхозы искусственными удобрениями. Без участия химии бы-
ли бы невозможны такие завоевания техники, как освоение
внутриатомной энергии, полеты межпланетных кораблей в
космос,

В Программе Коммунистической партии Советского Союза
записано: «Одна из крупнейших задач — всемерное развитие
химической промышленности, полное использование во всех от-
раслях народного'хозяйства достижений современной химии, в
огромной степени расширяющей возможности роста народного
богатства, выпуска новых более совершенных и дешевых средств
производства и предметов народного потребления».

Всюду мы сталкиваемся с химией. Все глубже проникает она
в нехимические производства, в медицину. Знание химии все
больше становится необходимым для творческого труда в лю-
бой области, кем бы вы ни стали по окончании школы.

Итак, открываем первые сраницы новой науки.

§ 1.	Вещества

Оглянемся вокруг. Мы сами, все, что нас окружает — и жи-
вая и неживая природа, и все, что создано руками человека,—
состоит из веществ. Из курса физики вспомните, в чем разница
между веществом и телом. Перед нами два разных предмета,
или тела: гвоздь и подкова, а вещество, из которого изготовле-
ны они, одно и то же — железо. Кусок алюминиевой проволоки
и алюминиевая кастрюля — разные тела, а изготовлены они из
одного и того же вещества — алюминия.

Железо, алюминий, медь, вода, сахар, кислород, углекислый
газ, крахмал, белки — все это вещества.

Сейчас веществ известно более двух миллионов, но все вре-
мя список их пополняется. Одни из веществ открываются в при-
роде, другие, подобно капрону и найлону, создаются искусствен-
но. Каждое вещество описано и получило свое название. (Два
миллиона веществ — два миллиона названий,— это во много раз
больше, чем содержится слов в самых подробных словарях рус-
ского языка.) Вещества могут быть в чем-то сходны друг с дру-
гом, но каждое из них чем-то обязательно отличается от всех ос-
тальных, каждое имеет свои признаки, свои свойства.

Одна из задач химии заключается в описании веществ. Это
первое, чему вы должны научиться. Описать вещество — зна-
чит перечислить его свойства. Например, поваренную соль мы
описываем так: твердое вещество, бесцветное (в измельченном
виде белое), соленого вкуса, хрупкое, растворимое в воде, не
изменяющееся при нагревании и т. д. При описании веществ
указываются и такие их свойства, которые поддаются измере-
нию, например температуры плавления и кипения, плотность и
т. д. К свойствам веществ относится также их действие на орга-
низм. Многие вещества ядовиты. Поэтому неизвестные нам ве-
щества нельзя пробовать на вкус, можно отравиться. Некото-
рые вещества разъедают кожу, к ним нельзя даже прикасаться.

Зная свойства веществ, мы можем каждому из них найти
свое полезное применение. Так, наши далекие предки оценили
и использовали особое свойство минерала кремня — его необы-
чайную твердость — для изготовления из него своего первого
оружия и орудий труда.

Знать свойства веществ нужно для того, чтобы правильно
обращаться с ними. Например, изделия из капрона и найлона
нельзя гладить слишком горячим утюгом, так как эти вещества
легкоплавки и под утюгом могут расплавиться.

Знать свойства веществ нужно также для того, чтобы узна-
вать вещества, отличать их друг от друга. Так, горючесть кус-
ка минерала, случайно брошенного в костер, привела к откры-
тию в Заполярье громадных запасов угля. Минерал с таким
редким свойством оказался каменным углем.

Далее нам предстоит узнать, как через изучение свойств ве-
ществ была раскрыта тайна их внутреннего, недоступного гла-
зу строения.

0 1. Выпишите отдельно названия веществ и тел- а) из следующего переч-
ня: стакан, кислород, ключ, льдина, ртуть, свеча, вода, железо; б) из
перечня строительных материалов: черепица, известь, керамические тру-
бы, гипс.

А 2. Опишите свойства: а) железа, б) воды, в) угля, г) углекислого газа.

 Приготовьте устное описание сахара по плану, приведенному на страни-
це 96. Включите в описание результаты опытов: исследуйте, плавит-
ся ли сахар в пламени спички, горюч ли он при обычных условиях
Будьте осторожны в обращении с огнем!

§ 2.	Чистые вещества и смеси

Что бы мы ни изучали, перед нами всегда встает вопрос: из
чего состоит исследуемый предмет? Так, живые организмы сос-
тоят из органов, органы из тканей, ткани из клеток. А из чего
состоят вещества? Из курса физики вам уже известно, что веще-
ства делимы не до бесконечностипределом делимости каждого
вещества является его молекула.

Налитая в чашку вода постепенно исчезает, потому что от ее
поверхности отрываются и разлетаются во все стороны молеку-
лы воды. На принесенных в теплое помещение холодных пред-
метах оседают капельки воды: они образуются путем скопления
молекул воды, находившихся ранее в воздухе. Так объясняет-
ся учением о молекулах одно из важных свойств воды, называе-
мое летучестью. Если бы вода не была летучей, материки обра-
тились бы в безводные и безжизненные пустыни, раскинув-
шиеся среди океанов под вечно безоблачным небом.

Молекула каждого вещества — наименьшая частичка этого
вещества. Наименьшая частичка воды — это молекула воды,
наименьшая частичка сахара — это молекула сахара и т. д.

Все молекулы каждого вещества, например все молекулы во-
ды, одинаковы между собой, но отличаются от молекул любого
другого вещества. Поэтому и свойства разных веществ разные,
а у одного и того же вещества всегда одни и те же. Так, сахар
в разных странах добывается из разных растений и продается
в разном виде: сахарного песка, кускового сахара, сахарной
пудры. Но все это — одно и то же вещество, один и тот же сахар
с одними и теми же свойствами. Растворив в трех стаканах во-
ды по одинаковому количеству граммов сахарного песку, куско-
вого сахару и сахарной пудры, мы получим растворы совершен-
но одинаковой сладости. Всегда одними и теми же свойствами
обладает любое вещество, если оно достаточно чистое, т. е. не
загрязнено посторонними примесями или содержит их очень ма-
ло. Такова в природе дождевая вода (в отличие, например, от
речной воды). Поэтому дождевая вода везде в мире при давле-
нии в 1 ат имеет одну и ту же точку кипения 100° С, одну и ту
же точку замерзания 0°С, одну и ту же плотность, равную 1 при
4° С, и т. д. Свойства же других природных вод неодинаковы и
зависят от качества и количества содержащихся в них примесей.

На практике мы не встречаем совершенно чистых веществ,
и нам приходится довольствоваться той или другой степенью
их чистоты.

Новая техника нуждается в веществах, содержащих не более миллионных
долей процента посторонних примесей. Такие вещества называются сверх-
чистьГми. Без сверхчистых веществ было бы невозможно развитие радиотех-
ники, изготовление солнечных батарей — «ловушек» солнечной энергии на кос-
мических кораблях.

В жизни чаще всего мы встречаемся не с отдельными веще-
ствами, а со смесями веществ. Так, воздух, как вам известно, не
вещество, а смесь нескольких газообразных веществ: кислоро-
да, азота, углекислого газа и др.

Взболтав в воде порошок мела, мы получим мутную жид-
кость. Это — смесь воды и взмученного в ней мела; его частич-
ки видны невооруженным глазом. Однако по внешнему виду не
всегда можно догадаться, что перед нами смесь. Так, молоко
кажется нам однородным веществом, но под микроскопом вид-
но, что оно состоит из капель жира, плавающих в водянистой
жидкости, следовательно, молоко — смесь веществ.

Особый случай смесей представляют растворы. Взболтав в
воде поваренную соль, мы вместо мутной жидкости получим
прозрачный раствор соли в воде. В нем невозможно увидеть
соль не только невооруженным глазом, но даже в самый силь-
ный микроскоп. Однако присутствие в растворе соли легко об-
наруживается, если раствор попробовать на вкус или же, помес-
тив каплю раствора на чистое стеклышко, дать ей высохнуть.
Соль останется на стеклышке в виде белого налета.

При растворении, например, сахара в воде сахар дробится
на молекулы, которые распределяются между молекулами воды.

Чем же отличаются смеси веществ от самих веществ с точки
зрения учения о молекулах? Вещества образованы из молекул
одного и того же вида2 а смеси — из молекул нескольких видов.

?

П 1. Какие из данных признаков — форма, температура кипения, величина,
 масса — можно, а какие нельзя указать при описании: а) вещества,
б) молекулы?

2.	Чем объясняется, что дождевая вода во всех странах обладает од-
ними и теми же свойствами, а вода, взятая из разных рек,'не вполне
одинаковыми свойствами?

3.	Почему бессмысленны выражения: молекула гранита, молекула моло-
ка, молекула воздуха?

4.	Что представляет собой раствор сахара с точки зрения молекуляр-
ной теории?

5.	Выпишите отдельно названия веществ и смесей из пере'чня: сахар,
морская вода, почва, кислород, воздух, молоко, алюминий, гранит.

ц Докажите присутствие растворенных твердых веществ в питьевой
воде.

§ 3. Разделение смесей

Прежде чем изучать и описывать вещество, очевидно, нуж-
но выделить его из смеси и очистить от примесей.

Из повседневных наблюдений мы заключаем, что в смесях
свойства отдельных веществ сохраняются. Это можно проверить
на опыте. Перед нами два порошка: серый и желтый. Серый по-
рошок тонет в воде, притягивается магнитом, повисая гирлян-
дами на его полюсах, — это измельченное железо. Желтый по-
рошок магнитом не притягивается, при взбалтывании в воде
всплывает на поверхность, так как не смачивается водой,—
это сера. Смешав оба порошка, получим серовато-желтую смесь.
Положим щепотку этой смеси в воду и взболтаем. Сера и желе-
зо разделятся: крупинки серы всплывут и соберутся на поверх-
ности воды, а крупинки железа потонут и соберутся на дне
(рис. 1,6). Насыплем остаток смеси на бумагу, накроем другим
листочком бумаги и приблизим к нему магнит. Железо и сера
тоже разделятся. Крупинки железа притянутся (сквозь бумагу)
к магниту, а сера останется на бумаге (рис. 1, а). Мы убедились,
что свойства серы (не смачиваться водой) и железа (притяги-
ваться магнитом) в смеси сохранились, и этим воспользова-
лись для разделения нашей смеси, выделения из нее отдель-
ных веществ.
Рис. 1. Разделение свдеси железа и серы: а — магнитом,

Вспомним, какие -способы разделения смесей вам известны
из курсов природоведения и ботаники.

1. Отстаивание. Как разделить смесь, состоящую из воды и
взмученного в ней мела или глины? Оставим ее в покое. Через не-
которое время глина и мел осядут на дно. Тогда осторожно соль-
ем воду с осадка и таким образом отделим ее от глины или мела.

Почему смесь разделилась? Потому что глина и мел нераство-
римы в воде и их плотность отличается от плотности воды (боль-
ше ее).

Отстаиванием можно разделить также две жидкости, не раст-
воряющиеся друг в друге и имеющие разную плотность. Так, во-
ду отделяют от масла или бензина. Если такую смесь налить в
делительную воронку (цилиндрическая воронка с краном, рис. 2)
и дать отстояться, то легкая жидкость поднимется вверх, а тяже-
лая опустится вниз. Осторожно открыв кран, можно выпустить
тяжелую жидкость в подставленный стакан, а легкая жидкость
останется в воронке.

Аппараты, применяемые для отстаивания в промышленности,
называются отстойниками.

1.	В каких случаях применяется отстаивание?

2.	Какая разница в свойствах составных частей молока используется
при получении из него сливок отстаиванием?

3.	Как вы разделили бы смесь речного песка и древесных опилок?

4.	Приведите пример разделения смеси отстаиванием в природе.

5.	На рисунке 3 представлена бензоотделительная колонка для разде-
ления смеси бензина и воды — жидкостей с разной плотностью (бензин
легче), нерастворимых одна в другой. Разберитесь, как пользоваться
этой колонкой.
2, Фильтрование. Жидко-
сти, в которых содержатся в
виде мути твердые нераствори-
мые вещества, отделяются от
них также фильтрованием —
процеживанием через пористые
материалы. В химических лабо-
раториях для фильтрования
пользуются фильтром — кону-
сом, сложенным из фильтро-
вальной бумаги (она подобна
обыкновенной промокательной
бумаге). Фильтр вкладывается
в воронку (рис. 4)4

Взболтаем порошок мела в
воде и профильтруем мутную
жидкость. В поставленном под
воронку стакане соберется
прозрачная жидкость — филь-
трат, а мел останется на филь-
и собрать с 1него мел. Почему

тре. Остается высушить фильтр
произошло разделение?

Молекулы жидкости, вследствие их ничтожных размеров
проходят через поры бумаги, а твердые частицы, если они не
слишком мелки, задерживаются на фильтре.

В промышленности жидкости фильтруют не через бумагу, а
через более прочные материалы — разные ткани; на станциях
водоочистки, снабжающих водой города,— через мелкий песок;
в быту — через марлю и вату. В тех случаях, когда ткань может
разъедаться фильтрующейся жидкостью, в качестве фильтра
используют стеклянную вату.

?1. В каких случаях для разделения смесей применяется фильтрование?

2.	Приведите пример разделения смеси фильтрованием в природе.

3.	Из каких материалов изготовляют фильтры?

4.	Можно ли фильтрованием выделить из раствора сахар? Почему?

3. Выпаривание. Для выделения растворенного вещества из
раствора фильтрованием воспользоваться нельзя. Молекулы ра-
створенного вещества проходят через фильтр вместе с молекула-
ми растворителя. В этом легко убедиться, растворив в воде черни-
ла и вылив раствор на фильтр. Чернила проходят сквозь фильтр.

Нелетучие твердые вещества выделяются из раствора в
летучем растворителе выпариванием. Раствор наливают в
фарфоровую чашку (рис. 5) и кипятят, пока вода не испарит-
ся. Невидимые частички растворенного вещества сцепляются и
вновь образуют твердое вещество. Растворенные твердые вещест-
Рис. 3. Бензоот делительная колонка:
а — кран открыт, б — кран закрыт.

Рис, 2. Делительная воронка.

ва выделяются из раствора обычно в виде кристаллов. Если до
растворения твердое вещество содержало растворимые примеси,
то при кристаллизации — выделении в виде кристаллов (если
раствор выпаривать не до конца)—вещество получается в чи-
стом виде, примеси останутся в растворе.

Кристаллизация широко применяется для очистки веществ в
технике. Так, сахар и поваренная соль, прежде чем поступить в
продажу, очищаются от примесей кристаллизацией из раствора.

’? 1. В какйх случаях применяется выпаривание? Какое различие в свой-
ствах смешанных веществ используется при выпаривании?

2.	Назовите по одному примеру смесей веществ, которые можно разде-
А лить: а) фильтрованием, б) выпариванием. Укажите в каждом случае,
на каких свойЛвах веществ, составляющих смесь, основано их раз-
деление.

3.	Составьте план разделения смеси поваренной соли и речного песка.
Укажите, что происходит со смесью при выполнении каждого пункта
вашего плана.

4.	Какие способы можно применить для разделения смесей: а) желез-
ных опилок с медными, б) мела с сахаром, в) растительного масла
с водой, г) раствора поваренной соли в воде? Укажите в каждом слу-
чае, на каких свойствах веществ, составляющих смесь, основано выделе-
ние одного из них.

5.	Почему при очистке твердых веществ кристаллизацией иногда посту-
пают так: вещество растворяют, раствор выпаривают не досуха, а еще
мокрые кристаллы заворачивают в фильтровальную бумагу и сильно
отжимают?
§ 4.	Физические явления

Мы сами и все, что нас ок-
ружает— и живая и неживая
природа,—непрерывно изменя-
ется. И с веществами происхо-
дят разнообразные изменения,
или явления. Вещество может
быть измельчено в порошок,
нагрето и вновь охлаждено,
растворено и вновь выделено из
раствора. При этом оно оста-
нется тем же самым веществом.

Так, куски сахара можно
растолочь в ступке в порошок
настолько мелкий, что от ма-
лейшего дуновения он будет
подниматься в воздух, как
пыль. Каждая сахарная пылин-
ка— это тоже кусочек сахара,
только очень маленький, ее мо-
жно разглядеть лишь в микрос-
коп. Куски сахара мы дробим
на еще более мелкие частички,
не прибегая к молотку и ступ-
ке, просто растворяя его в воде.
Удалим из раствора сахара во-
ду путем выпаривания— и мо-
лекулы сахара опять соединят-
ся друг с другом в кристаллы.
При измельчении и растворе-
нии в воде сахар остается са-
харом.

При испарении или кипяче-
нии вода обращается в невиди-
мый пар. Водяной пар — это во-
да в газообразном состоянии.
При охлаждении вода обраща-
ется в лед. Лед — это вода в
твердом состоянии. Мельчай-
шая частичка воды — это мо-
лекула воды. Мельчайшая час-
тичка льда и водяного па-
ра — тоже молекула воды.
Жидкая вода, лед и водяной
пар не разные вещества, а раз-
ные состояния одного и того же
вещества — воды.

Рис. 4. Фильтрование.

Рис. 5. Выпаривание.
Подобно воде, и другие вещества можно переводить из одного
состояния в другое. Любой металл можно не только расплавить,
т е. перевести в жидкое состояние, но и превратить в газ. Во
внешней оболочке Солнца, где температура около 6000°С, желе-
зо и другие металлы находятся в газообразном состоянии. Наобо-
рот, любой газ путем охлаждения может быть переведен в жид-
кое и твердое состояние, например углекислый газ — в «сухой
лед».

При всех этих явлениях новых веществ не образуется. Как
вам известно из курса физики,-явления, при которых не происхо-
дит превращений одних веществ в другие, называются физиче-
скими явлениями.

?1. Относятся ли к физическим явлениям: а) образование облаков,
б) фильтрование, в) кристаллизация, г) испарение? Почему?

2.	Какие физические явления вы наблюдали: а) в домашних условиях,
б) в школьных мастерских, в) в природе?

§ 5.	Химические явления

Рассмотрим теперь происходящие с веществами явления, со-
вершенно отличные от физических.

Железо во влажном воздухе ржавеет. Оно превращается при
этом в порошок красно-бурого цвета — ржавчину. Ржавчина —
это уже не железо, а совершенно другое вещество.

Медная пластинка, если ее сильно нагреть на воздухе, теряет
свой блеск, покрываясь налетом черного цвета, который можно
легко соскоблить (рис. 6). Повторяя это много раз, можно всю

Рис. 6. Прокаливание меди на воздухе.
медь превратить в черный порошок — медную окалину, или окись
меди. Это — новое вещество с новыми свойствами. При охлажде-
нии оно не становится медью.

Лента металла магния, если ее поджечь, загорается и горит
(рис. 7), излучая ослепительный свет. Получается новое вещество
белого цвета — окись магния.

Возьмем стеклянную трубку и будем продувать воздух через
раствор извести — известковую воду (вспомните уроки природо-
ведения). Жидкость становится мутной, так как в ней образуется
мелкий белый порошок, подобный мелу. Порошок постепенно
оседает на дно сосуда. Этот осадок—новое вещество, образовав-
шееся из растворенной в воде извести и углекислого газа, содер-
жащегося в выдыхаемом нами воздухе, (Запомните, что появля-
ющиеся в растворе частицы твердого вещества называются осад-
ком независимо от того, успели они осесть на дно сосуда или
нет.)

Нагреем в пробирке сахар (рис. 8). Сначала он плавится (фи-
зическое явление), а затем начинает буреть, появляется едкий
запах, из расплава вырываются пары, оседающие на холодных
стенках пробирки в виде капель. Это — вода {хотя сахар был со-
вершенно сухой). В конце концов сахар превращается в черное
вещество, совершенно безвкусное, неплавкое, нерастворимое в
воде. Это — уголь. Сахар исчез — разложился на новые, совер-
шенно непохожие на него вещества, в том числе уголь и воду.

Когда древесина горит, нам кажется, что образующие ее ве-
щества исчезают бесследно. Но внесем зажженную спичку в пе-
ревернутый вверх дном стакан — и стенки стакана изнутри запо-
теют, на стекле осядут капельки воды. Сполоснем стакан извест-
ковой водой, закроем стеклыш-
ком и встряхнем. Капельки из-
вестковой воды помутнеют. Рис- 7- Горение магния.
Нам известно, что таким свой-
ством — мутить известковую
воду — обладает углекислый
газ.

Таким образом, древесина,
сгорая, не исчезает бесследно,
а опять-таки превращается в
новые вещества — воду и угле-
кислый газ.

Что общего в описанных яв-
лениях? Во всех случаях перво-
начальные вещества исчезают,
но взамен их всякий раз возни-
кают новые вещества.

Все рассмотренные нами яв-
ления относятся к химическим
явлениям.
Рис. 8. Разложение сахара нагреванием.

4 Химическими явлениями называются такие явления, при
которых из одних веществ образуются другие вещества. Хими-
ческие явления называются иначе химическими реакциями.

Чем же отличаются химические явления от физических с
точки зрения учения о молекулах?

При физических явлениях молекулы сохраняются, а при хими-
ческих явлениях молекулы исходных веществ не сохраняются,
а превращаются^ молекулы новых веществ.

0

I 1. Опишите химические реакции: а) между углекислым газом и раство-
ром извести,'1 б) горения древесины, в) разложения сахара, г) при про-
каливании меди.

Ж 2. Какие из перечисленных явлений относятся к химическим и почему:
а) ковка металлов, 6) подгорание пищи на перегретой сковороде, в) за-
сахаривание варенья, г) прокисание молока, д) протухание куриного
яйца, е) образование снежинок, ж) испарение спирта, з) горение спирта?

§ 6. Признаки и условия течения химических реакций
*

По каким внешним признакам мы отличаем химические явле-
ния от физических? При химических реакциях одни вещества ис-
чезают, другие образуются. По исчезновению признаков первых и
появлению признаков вторых мы и заключаем, что произошла
химическая реакция.

При накаливании медной пластинки изменялся ее цвет; при
продувании углекислого газа через известковую воду в ней появ-
лялся белый осадок; при горении древесины появлялись капли
' (воды) на холодных стенках сосуда; при горении магния полу-
'чался порошок белого цвета и выделялись свет и теплота.

I Изменение окраски, запаха, образование осадка, появле-
ние газа, выделение теплоты — все это признаки химических
реакций.

При. рассмотрении химических реакций мы всякий раз обра-
щали внимание не только на то, как они протекают, но и на усло-
вия возникновения и течения реакций.

Что нужно сделать, чтобы началась химическая реакция?

Для начала химической реакции прежде всего необходимо
реагирующие вещества привести в тесное соприкосновение. Чем
более измельчены вещества, тем теснее соприкасаются их частич-
ки,—тем легче идет реакция между ними. Кусок сахара трудно
зажечь; а тонко измельченный сахар на воздухе сгорает мгновен-
но, со взрывом (взрывы сахарной пыли происходили не раз на
сахарных заводах).

Дробление веществ на мельчайшие частицы достигается по-
средством растворения. Поэтому предварительное растворение
исходных веществ особенно облегчает проведение химических
реакций между веществами, и мы пользуемся этим всегда, когда
это возможно.

В некоторых случаях соприкосновения веществ, например же-
леза с влажным воздухом, достаточно, чтобы происходила реак-
ция. Но часто одного соприкосновения веществ для этого недо-
статочно. Так, медь не вступает в реакцию с кислородом воздуха
при обычной температуре. Чтобы вызвать реакцию соединения
меди с кислородом, нам пришлось прибегнуть к нагреванию.

На течение химических реакций нагревание влияет по-разно-
му. Для одних реакций требуется непрерывное нагревание. Пре-
кращается нагревание — прекращается и химическая реакция.
Это мы наблюдали на примере разложения сахара.

В других случаях нагревание требуется лишь для возникнове-
ния реакции, оно дает ей как бы толчок, а дальше реакция течет
сама собой. Так происходило при горении магния, дерева и дру-
гих горючих веществ.

Как объяснить неодинаковое влияние нагревания на протека-
ние химических реакций?

Химические реакции почти всегда сопровождаются либо выде-
лением, либо поглощением теплоты.

• 1 Реакции, идущие с выделением теплоты, называются экзотер-
мическими (от греческих слов «экзо» — наружу и «термо» —
теплота, жар), а реакции, идущие с поглощением теплоты, на-
зываются эндотермическими («эндо» — внутрь).

К сильно экзотермическим реакциям относятся реакции горе-
ния магния, древесины и других горючих веществ. Вот почему в
этих случаях предварительное нагревание требуется только для
возникновения реакции; дальше высокая температура реагирую-
щих веществ поддерживается за счет теплоты, выделяющейся!
при самой реакции.

Если же при реакции не выделяется, а поглощается теплота;
или же ее выделяется слишком мало, недостаточно для поддер-
жания высокой температуры реагирующих веществ, то реакция
идет лишь при непрерывном нагревании их.

) 1. Каковы признаки следующих реакций: а) ржавления железа, б) го-
рения свечи, в) разложения сахара?

2.	Перечислите условия, способствующие возникновению и быстрому те-
* чению химических реакций.

3.	Какие реакции называются: а) экзотермическими (приведите приме-
ры), б) эндотермическими?

4.	В каких случаях нагревание требуется только для того, чтобы реак-
- ,-ция началась?

Х^гКак: а) раздробить кусочек сахара на молекулы, б) разрушить мо-
лекулы сахара?

§ 7.	Химические реакции вокруг нас

Вновь оглянемся вокруг. Большинство материалов, из которых
изготовлены окружающие нас дома и на производстве вещи, не
взяты в природе в готовом виде, а изготовлены на заводах е по-
мощью химических реакций. С химическими реакциями мы встре-
чаемся всюду. Химические реакции все время протекают в нашем
организме.

Энергия, выделяемая при химических реакциях, широко ис-
пользуется и в быту, и на производстве, и при запуске космиче-
ских кораблей. «Широко распростирает химия руки свои в дела
человеческие. Куда ни посмотрим, куда ни оглянемся, везде обра-
щаются перед очами нашими успехи ее прилежания» (М. В. Ло-
моносов).

С химическими явлениями человек познакомился задолго до
возникновения науки о них. Открытие реакции горения помогло
человеческому роду пережить период великого оледенения Земли
(ледниковый период). Открытие вслед за тем выплавки металлов
из руд доставило человеку незаменимый материал для изготовле-
ния оружия и орудий труда взамен камня. Открытие пороха
(вспомните историю средних веков) г^омогло горожанам в свер-
жении феодального строя.

Загадочность химических реакций использовалась служите-
лями религии, начиная с жрецов древнего Египта, чтобы поддер-
живать в угнетенных массах веру в чудеса, религиозные мифы и
сверхъестественные силы.

Наука сорвала с химических реакций покров тайны, объясни-
ла их и научила нас управлять ими.
§ 8.	Атомы

Химические реакции заключаются в превращении одних ве-
ществ в другие. Но каждое вещество — это определенный вид
молекул. Значит, при химических реакциях из молекул одних ве-
ществ образуются молекулы других веществ. Чтобы понять, как
это происходит, нужно вспомнить из курса физики, что молекулы
сами состоят из еще более мелких частиц — из атомов.

Как микробы стали доступны наблюдению с изобретением ми-
кроскопа, так атомы — с изобретением приборов, дающих еще
большее увеличение и даже позволяющих атомы и молекулы фо-
тографировать. На таких фотографиях атомы выглядят в виде
расплывчатых бликов (рис. 9), а молекулы — в виде сочетаний
из таких бликов.

Существует ограниченное число видов атомов. Атомы одного
и того же вида одинаковы, но отличаются от атомов любого дру-
гого вида.

Атомы могут различным образом соединяться друг с другом.
Как при складывании букв алфавита образуются сотни тысяч
разных слов, так из одних и тех же атомов образуются моле-
кулы разных веществ. Известно, например, несколько веществ,
образованных всего из двух видов атомов: атомов кислорода и
атомов водорода. К числу таких веществ относятся вода, водород
и кислород, молекулы которых изображены на рисунке 10.

Молекула воды состоит из трех частиц, как бы приплюснутых
друг к другу. Это и есть атомы. В середине — атом кислорода
(атомы кислорода обозначаются в химии буквой О), по бокам к

Рис. 9. Поверхность острия вольфрамовой нити (изображение искажено,
как при отражении в кривом зеркале).
Рис. 10. Схемы молекул водорода
(а), кислорода (6) и воды (в).

нему присоединены два атома
водорода (они обозначаются
буквой Н). Молекула кислоро-
да состоит из двух атомов ки-
слорода; молекула водорода —
из двух атомов водорода. Мо-
лекулы одних веществ, напри-
мер кислорода, состоят из оди-
наковых атомов, молекулы дру-
гих, например воды,— из раз-
ных атомов.

Вещества, молекулы кото-
рых состоят из одинаковых ато-
мов, называются простыми.
Вещества, молекулы которых
состоят из разных атомов, на-
зываются сложными. Сложные
вещества иначе называются
химическими соединениями.

К простым веществам, из
числа известных вам веществ,
кроме кислорода, относятся уголь и все металлы: железо, медь,
магний и др. Уголь состоит из атомов только одного вида — они
называются атомами углерода; железо — тоже из атомов одного
вида — атомов железа; медь — только из атомов меди.

В отличие от атомов кислорода, атомы металлов не связаны
в молекулы. Их можно считать одноатомными молекулами. Тог-
да атом меди — это в то же время молекула меди; атом железа—
в то же время молекула железа и т. д.

, Что же происходит с молекулами истомами при химических
реакциях? Чтобы ответить на этот вопрос, изучим более подробно
одну из них — разложение окиси ртути.

Окись ртути — вещество оранжевого цвета. Насыплем ее в
пробирку и сильно нагреем. Окиси ртути становится все меньше
и меньше и, наконец, она исчезает. Но окись ртути исчезает не
бесследно. На стенках пробирки осаждаются в виде металличе-
ского налета блестящие капельки нового вещества^ Это — ртуть,
всем известный металл, который служит для наполнения термо-
метров.

Но, быть может, при этом, как при горении древесины, обра-
зуется еще невидимый газ? Повторим опыт, закрыв на этот раз
пробирку с окисью ртути пробкой со вставленной в нее изогнутой
трубкой, кончик которой погрузим в воду (рис. 11). Нагревая^
пробирку, мы заметим пробулькивание из кончика трубки через
воду пузырьков. Сначала это выходит из пробирки расширяю-
щийся от нагревания воздух. Выждав, когда из пробирки воздух
выйдет, соберем пузырьки газа в опрокинутую вверх дном другую
пробирку, предварительно наполненную водой. Такой способ со-
Рис. 11. Разложение окиси ртути.

бирания газов путем вытеснения воды называется собиранием
газа над водой. Когда пробирка наполнится газом, закроем ее
под водой пальцем, вынем из воды и опустим в собранный газ
тлеющую лучинку. Она загорится. Как вам известно, тлеющая
лучинка загорается в кислороде. Окись ртути разложилась на
ртуть и кислород. Кратко это можно выразить так:

окись ртути = ртуть + Кислород

Что же происходит при реакции разложения окиси ртути?
Каждая молекула окиси ртути состоит из одного атома ртути и
одного атома кислорода (рис. 12). При нагревании молекулы
окиси ртути распадаются на атомы ртути и атомы кислорода, за-
тем атомы кислорода связываются попарно, образуя двухатом-
ные молекулы. Атомы (или одноатомные молекулы) ртути скап-
ливаются в виде капелек простого вещества — металлической
ртути, а двухатомные молекулы кислорода улетучиваются в виде
другого простого вещества — кислорода. При химических реак-
циях молекулы, таким образом, разрушаются, а атомы сохраня-
ются.	\

Химические реакции заключаются в образовании новых мо-
лекул из атомов, из которых состояли молекулы исходных ве-
ществ.

Таким образом атомы — это химически неделимые частички,
из которых состоят молекулы.

Отсюда и произошло слово «атом», что значит в переводе с
древнегреческого «неделимое».
Рис. 12. Схема реакции разложения окиси ртути.

Однако существуют и такие явления, при которых атомы делятся, атомы
одного вида превращаются в атомы других видов. При этом получены искус-
ственно и такие виды атомов, которые в природе не найдены. Но эти явле-
ния изучаются не химией, а другой наукой — ядерной физикой.

1.	Что такое атом? Почему бессмысленны выражения: атом воды, атом
сахара?

2.	Какие три вида атомов входят в состав сахара? (Вспомните, какие
вещества были обнаружены нами в числе продуктов разложения са-
хара.)

3.	Что представляют собой химический реакции с точки зрения учения
об атомах?

4.	Опишите реакцию разложения окиси ртути и объясните ее с точки
зрения учения об атомах.

5.	Как объясняется многообразие веществ?

§ 9.	Атомный вес

Как ни малы атомы, их массы измерены. Они выражаются
очень малыми числами. Так, масса атома кислорода составляет
всего 0,0000000000000000000000266 г. Пользоваться такими чис-
лами, запоминать их и производить над ними арифметические
действия очень трудно. Поэтому в хими/ за единицу массы ато-
мов принят не грамм, а особая единица. Первое время за едини-
цу измерения массы атомов принималась масса самого легкого
атома — атома водорода (водородная единица), затем Vie массы
атома кислорода (кислородная единица).

Сейчас за единицу массы атомов принимается углеродная еди-
ница (сокращенно у. е.). Углеродная единица — это 712 массы
атома углерода (из этих атомов состоит уголь).
Задача. Рассчитайте массу углеродной единицы в граммах
(масса атома углерода составляет0,000000.000000000000000020г).

Масса атома, выраженная в углеродных единицах, называется
атомным весом Таким образом, атомный вес показывает, во
сколько раз масса данного атома больше Vi2 массы атома угле-
рода.

Очевидно, что атомный вес углерода в углеродных единицах
равен 12. (Обычно атомные веса приводят без наименования
«углеродные единицы».) Атомный вес магния равен 24. Это озна-
чает, что масса атома магния в 24 раза больше, чем !/12 массы
атома углерода. Масса атома водорода почти в 12 раз меньше,
чем масса атома углерода, т. е. атомный вес водорода в углерод-
ных единицах близок к 1. Атомы водорода — самые легкие.

П 1. Во сколько раз атом магния тяжелее атома углерода?

2.	Могут ли в состав какой-либо молекулы входить следующие количе-
4 ства — а) углерода, б) магния: 1) 10 у. е.» 2) 30 у. е., 3) 36 у. е.»
* 4) 48 у. е.? Почему?

§ 10.	Химические элементы

От древних мыслителей в химию перешло, кроме слова
«атом», слово «элемент», что значит составная часть.

Химический элемент — это то же самое, что вид атомов. Ато-
мы кислорода составляют один вид атомов, один химический эле-
мент — кислород, атомы ртути — другой вид атомов, химический
элемент ртуть и т. д. Сейчас нам известно 104 вида атомов —
104 химических элемента. Из этих химических элементов слага-
ется вся вселенная вплоть до самых отдаленных звезд и туман-
ностей.

Нужно различать понятия: химический элемент и простое ве-
щество. В твердом остатке после реакции прокаливания сахара
мы признали уголь. Отсюда мы заключаем, что в состав сахара
входят атомы углерода. Но неправильно было бы утверждать, что
в сахаре (бесцветном растворимом в воде веществе) содержится
уголь (черное нерастворимое вещество). Атомы углерода, чтобы
превратиться в уголь, должны освободиться от связей с атомами
Других элементов и связаться друг с другом. Это и произошло
при разложении сахара нагреванием. То же самое происходит с
пищей в оставленной на огне без присмотра посуде.

Уголь и углерод — не одно и то же. Углерод — это определен-
ный вид атомов, т. е. химический элемент. Он может и входить
в состав соединений, и выделяться в свободном состоянии. Угле-

1	Такое название для этой величины является сейчас общепринятым, хотя
правильнее было бы назвать ее «атомной массой».
род в свободном состоянии — это и есть простое вещество, кото-
рое мы называем углем.

Простые вещества — это химические элементы в свободном
состоянии. Мельчайшей частичкой элементов является атом (на-
пример, атом кислорода), а мельчайшей частичкой простых ве-
ществ, как и сложных, — молекула (например, двухатомная мо-
лекула кислорода).

В рассмотренном случае химический элемент (углерод) и от-
вечающее ему простое вещество (уголь) называются по-разному.
Остальные элементы носят те же названия, что и отвечающие им
простые вещества.»Поэтому слова «кислород», «железо» и т. д.
могут означать и химический элемент, и простое вещество с тем
же названием,’а что именно, в каждом случае нужно научиться
различать. Когда говорят: «кислородом мы дышим», «кислород —
газ», то речь идет о кислороде как о простом веществе (иначе —
о молекулах кислорода). Когда же говорят: «кислород содержит-
ся в окиси ртути», то речь идет о кислороде как химическом эле-
менте (иначе — об атомах кислорода). Когда говорят: «железо
притягивается магнитом», «из железа изготовляются гвозди»,
имеется в виду железо как вещество, а в выражении «железо
входит в состав ржавчины» слово «железо» — название химиче-
ского элемента.

Химические элементы делятся на две группы: металлы и неме-
таллы. Металлы в свободном виде, т. е. как простые вещества,
имеют ряд общих свойств. Металлы непрозрачны и обладают ха-
рактерным «металлическим» блеском, хорошо проводят электри-
ческий ток и теплоту. Они пластичны — под ударами молота не
дробятся (как хрупкие вещества, например стекло), а расплю-
щиваются>К металлам относятся железо, медь, алюминий, ртуть,
золото, серебро и др. Вторую группу химических элементов со-
ставляют неметаллы. К ним относятся углерод, кислород, водо-
род, сера. Элементы-неметаллы в свободном виде, т. е. как про-
стые вещества, не имеют такого яркого внешнего сходства, как
металлы. Их общая особенность — отсутствие металлических
свойств: они не имеют металлического блеска, плохо проводят
электрический ток и теплоту.

£ 1. Что такое химический элемент? Что является мельчайшей частичкой
кислорода: а) как элемента, б) как простого вещества? .

2.	На какие две группы делятся химические элементы, каковы внешние
признаки тех и других в свободном состоянии? ।

3.	Из каких элементов состоят: а) окись ртути, б) вода, в) сахар?

4.	Перепишите приведенные ниже предложения и подчеркните в них ело*
во «кислород» одной чертой, если говорится о кислороде как о химиче’
ском элементе, и двумя чертами, если речь идет о кислороде как про-
стом веществе: а) в чистой воде содержится кислород; б) в водопровод-
ной воде содержится растворенный кислород; в) при разложении окиси
ртути получается кислород; г) в состав окиси ртути входит кислород-
д) рыбы дышат не кислородом, входящим в состав воды, а кислородом,
растворенным в воде.

5.	Выпишите сначала названия простых веществ, а затем сложных из
следующего перечня: ртуть, зодород, окись ртути, медь, вода, окись
меди, уголь, углекислый газ.

§ 11.	Смеси и химические соединения

Нужно ясно понимать разницу между химическими соедине-
ниями и смесями.

Возьмем порошки серы и железа. На опыте мы уже убедились
в том, что, смешав оба порошка, мы получим смесь двух веществ:
сера и железо в ней сохраняют свои свойства, новых веществ не
образуется.

Приготовим смесь из 4 г серы и 7 г железа. Насыплем эту
смесь в пробирку и слегка подогреем (рис. 13). Вскоре смесь без
дальнейшего нагревания, при отставленной горелке, начнет сама
собой раскаляться и раскалится докрасна. Это значит, что между
железом и серой происходит химическая реакция, сопровождаю-
щаяся выделением теплоты, т. е. экзотермическая. Разбив остыв-
шую пробирку, измельчим ее содержимое в ступке и рассмотрим
его. Мы не увидим уже ни частичек железа, ни частичек серы.
Перед нами однородный порошок черного цвета. Поднесем к.по-
рошку магнит. Порошок не притягивается магнитом, не разделя-
ется на серу и железо водой. Он отличается и от серы и от желе-
за по плотности, температуре плавления и всем другим свойствам.

Рис. 13.

Соединение железа с серой.

Рис. 14.

Схема образования сернистого железа
Михаил Васильевич .
ЛОМОНОСОВ

(1711 — 1765)

Великий русский ученый. Сын рыба-
ка-помора. По словам А. С. Пушкина:
«Историк, ритор, механик, химик, ми-
нералог, художник и стихотворец —
он все испытал и все проник». Обосно-
вал закон сохранения массы, опира-
ясь на него, объяснил обжиг метал-
лов. Заложил основы атомно-молеку-
лярного учения, ввел в химию
количественные методы исследования,
объединил химию с физикой в новой
науке — физической химии. «Во тьме
должны обращаться физики, а особ-
ливо химики, не зная внутреннего
нечувствительных частиц строения».

(М. В. Ломоносов),

Железо и сера соединились и образовали одно новое вещест-
во. Это вещество относится к химическим соединениям, оно на-
зывается сернистым железом. Кратко эту реакцию можно выра-
зить так:

железо + сера = сернистое железо

Железо и сера—простые вещества. Железо состоит толь-
ко из атомов железа, сера — только из атомов серы, а серни-
стое железо — сложное вещество. Каждая молекула его со-
стоит из одного атома железа и одного атрма серы. Изображая
атомы железами серы кружочками, образование из них молеку-
лы сернистого железа можно представить, как на рисунке 14.
Смесь серы и железа отличается от сернистого железа следующи-
ми признаками: 1) в смеси сера и железо сохраняют свои свойст-
ва, в сернистом железе их свойства не сохраняются; 2) из сме-
си можно выделить серу и железо физическими способами, из хи-
мического соединения этими способами выделить их нельзя.

А Опишите реакцию соединения железа с серой и объясните ее с точки
зрения учения об атомах.

§ 12.	Постоянство состава веществ

Почему в опыте получения сернистого железа мы смешивали
с 4 г серы именно 7 г, а не большее или меньшее количество же-
леза? Молекула сернистого железа состоит из одного атома же-
леза и одного атома серы. Значит, в образовании любого количе-
Джон ДАЛЬТОН
(1766—1844)

I Выдающийся английский ученый. Сын
I ткача, самоучкой усвоил физику и
I математику, а с пятнадцати лет сам
стал обучать им ребят в сельской
школе. Продвинул вперед учение об
атомах, введя понятие об атомных ве-
| сах. Первый стал применять химиче-
| ские формулы (замененные впослед-
ствии современными) и рассчитывать
по ним состав веществ. «Учение об
определенных отношениях кажется
мне мистическим, если мы не призна-
ем атомной теории». «Исследования
над определением относительных ве-
сов мельчайших частичек тел... явля-
ются совершенно новой задачей».

(Д. Дальтон),

ства сернистого железа будут участвовать одинаковые количест-
ва атомов железа и серы. В 7 г железа содержится как раз столь-
ко же атомов железа, сколько атомов серы содержится в 4 г се-
ры. Если железа взять больше 7 г, число атомов железа превысит
число атомов серы. Атомов серы не хватит на все атомы железа,
и лишние атомы железа в реакцию вступить не смогут. Если же-
леза взять меньше 7 г, то не смогут вступить в реакцию все атомы
серы.

Предположим, что на 4 г серы мы возьмем не 7, а 10 г железа,
Реакция все равно произойдет. Сера по-прежнему израсходуется
на образование сернистого железа вся, без остатка, а железа
по-прежнему пойдет только 7 г. Остальные 3 г железа останутся
неизрасходованными. Вместо чистого сернистого железа получит-
ся смесь, состоящая из (4 + 7)11 г сернистого железа и 3 г сво-
бодного железа, не вступившего в реакцию. Если эту смесь рас-
толочь в ступке, то из полученного порошка можно отделить
неизрасходованное железо от сернистого железа с помощью
магнита.

Каким бы способом мы ни получали сернистое железо, состав
его окажется один и тот же: 4 вес. ч. серы на 7 вес. ч. железа.
И так же при получении, например, воды — в состав ее всегда
войдет 8 вес. ч. кислорода на 1 вес. ч. водорода.

Состав любого сложного вещества один и тот же, независимо
от способа его получения. Таким образом, химические соедине-
ния отличаются от смесей еще и тем, что химические элементы
содержатся в них в строго определенных, постоянных весовых
отношениях, тогда как состав смесей можно изменять произ-
вольно.
A 1. Для проведения реакции соединения серы с железом смешано 7 г
железа и 7 г серы. Какое из этих веществ израсходуется полностью,
без остатка? Сколько получится сернистого железа? Какое количество
второго вещества (какого?) останется неизрасходованным? Задачу ре-
шите в уме.

2.	Молекула сернистого цинка состоит из одного атома серы и одного
атома цинка. В каких весовых отношениях нужно взять серу и цинк
для реакции соединения, чтобы получился только сернистый цинк, без
примеси серы и цинка? (Атомный вес цинка —65, а серы — 32.)

§ 13. Атомно-молекулярное учение в химии

Как мы ранее убедились, молекулярная теория объясняет фи-
зические явления, происходящие с веществами. Учение об атомах
приходит на помощь молекулярной теории при объяснении хими-
ческих явлений. Обе эти теории — молекулярная и атомная —
объединяются в атомно-молекулярное учение, на которое опира-
ется все современное естествознание. Сущность этого учения
можно сформулировать в виде нескольких положений:

1.	Вещества делимы не до бесконечности, а лишь до молекул.

2.	При физических явлениях молекулы сохраняются, при хи-
мических — разрушаются.

3.	Молекулы веществ состоят из атомов; при химических ре-
акциях атомы, в отличие от молекул, сохраняются.

4.	Атомы каждого вида (элемента) одинаковы между собой,
но отличаются от атомов любого другого вида (элемента), в част-
ности, атомным весом.

5.	Химические реакции заключаются в образовании новых
молекул из тех же самых атомов, из которых состояли молекулы
первоначальных веществ.

Учение об атомах зародилось в трудам древнегреческих фило-
софов задолго до начала нашей эры. Отвергая веру в богов и чу-
деса, они пытались объяснить все загадочные явления природы
естественными причинами — соединением и разъединением, пере-
мещением и смешиванием невидимых частичек — вечно существу-
ющих атомов. Учение об атомах, как безбожное, на протяжении
многих веков преследовалось служителями церкви. Его последо-
ватели подвергались гонениям, их книги сжигались. Но филосо-
фы древности называли атомами то, что мы сейчас называем мо-
лекулами. Поэтому они смогли объяснить лишь физические яв-
ления: ветер и бури, распространение запахов, испарение воды.

Основные положения атомно-молекулярногб учения были раз-
работаны лишь в середине XVIII века М. В. Л о м он осо вы м.
Он объявил изучение строения веществ главной задачей химии.

Всеобщее признание атомно-молекулярное учение получило
после работ английского химика Д. Дальтона, который в на-
чале XIX века ввел в науку понятие об атомных весах элементов.

Химия действительно стала наукой лишь с тех пор, как хими-
ческие реакции стали истолковываться с точки зрения атомно-мо-
лекулярного учения.
?1. В 1745 г. М. В. Ломоносов писал: «Элемент есть часть телв, не со-
----------------------------------------------- ----------------
стоящая из каких-либо меньших и отличных между собою тел... Кор-

А nyckyJbf есть собрание элементов в одну небольшую массу... Корпуску-
лы однородны, если состоят из одинакового числа одних и тех же эле-
ментов, соединенных одинаковым образом... Корпускулы разнородны,
когда элементы их различны и соединены различным образом или в
различном числе; от этого зависит бесконечное разнообразие тел» (под-
черкнуто нами).

Сопоставьте приведенную выдержку с современными представле-
ниями о молекулах и атомах; замените в цитате подчеркнутые слова
(элемент, тело, корпускула) теми, которые мы применили бы в настоя-
щее время (вещество, молекула, атом).

2.	Перепишите приведенные ниже предложения, вставив вместо- пропус-
ков слова: молекула (молекулы), атом (атомы); соблюдайте падежи,
а) Воздух — смесь, в состав которой входят кислорода.

б)	В окиси ртути содержатся .. кислорода.

в)	./ кислорода весит вдвое больше, чем кислорода.

г)	При растворении кислорода в воде ... кислорода распределяются
между ... воды.

д)	Для дыхания животных необходимы ... кислорода.

е)	Сладкий вкус варенья принадлежит содержащимся в нем . сахара
ж) ... воды состоят из ... водорода и кислорода.

з)	Запах иодной настойки обусловливается испарением из нее ... иода.
3. Вставьте, соблюдая падежи, слова «атом», «молекула», «вещество»
в выражения: смеси состоят из нескольких ... ; вещества состоят из
одинаковых ... ; ... простых веществ состоят из одинаковых ... .

4.	До возникновения учения об атомах химики в течение многих веков
безуспешно пытались с помощью химических реакций превратить небла-
городные металлы в золото. Как объяснить в свете учения об атомах
неосуществимость этой задачи?

§ 14. Знаки химических элементов

В химии применяется свой—химический язык, облегчающий
описание состава веществ и химических реакций между ними.
Познакомимся с «азбукой» этого языка — химическими знаками
элементов

Каждый химический элемент обозначается своим особым зна-
ком. Химический знак представляет собой первую букву или же
первую и одну из последующих букв латинского названия эле-
мента. Так, водород, называемый по-латыни Hydrogenium (гид-
рогениум), обозначают буквой Н, ртуть — Hydrargyrum (гидрар-
гирум)—буквами Hg, кислород — Oxygenium (оксигениум) —
буквой О и т. д. Знаком Н обозначается при этом и элемент водо-
род и один атом водорода, знаком О — элемент кислород и один
Таблица 1

Названия, химические знаки и атомные веса некоторых элементов1

Русское название элемента	Латинское название элемента	Химический знак элемента	Атомный вес (округлен- ный)	Произношение химического знака в формуле
Азот	Нитрогениум	N	14	Эн
Водород	Гидрогениум	Н	1	Аш
Железо	Феррум	Fe	56	Феррум
Кислород	Оксигениум	О	16	О
Медь	Купрум	Си	64	Купрум
Ртуть	Гидраргирум	Hg	201	Гидраргирум
Сера	Сульфур	S	32	Эс
Углерод	Карбонеум	с	12	Це

атом кислорода, знаком С — элемент углерод и один атом угле-
рода и т. д.

В таблице 1 приведены химические знаки, произношение их,
атомные веса и названия химических элементов, с которыми чаще
всего вам придется встречаться. Названия металлов набраны
курсивом*

7 1. Запомните химические знаки (и их произношение) всех перечислен-
ных в таблице 1 элементов и атомные веса: углерода, водорода, кисло-
рода.

2.	С какими из химических элементов, указанных в таблице 1, вам при-
ходилось встречаться в их свободном состоянии?

§ 15. Химические формулы. Молекулярный вес

Пользуясь химическими знаками, доы выражаем состав ве-
ществ через состав их молекул. Выражение состава вещества по-
средством химических знаков называется химической формулой
вещества. Чтобы написать химическую формулу простого вещест-
ва, пишут химический знак элемента и к нему справа внизу при-
писывают цифру, обозначающую число атомов в молекуле веще-
ства и называемую индексом. Так, молекулы кислорода и водоро-
да состоят из двух атомов, поэтому их состав выражается
формулами О2, Н2 (читаются: о-два, аш-два). Молекула ртути
одноатомна, поэтому химический знак атома ртути Hg одновре-
менно является и формулой молекулы ртути.

1	Более подробный список химических элементов приведен на стр. 110.
Чтобы написать формулу сложного вещества, надо знать, из
каких химических элементов состоит вещество и сколько атомов
каждого элемента содержит его молекула. Пишут знаки химиче-
ских элементов, а внизу справа — индексы. Так, молекула воды,
состоящая из двух атомов водорода и одного атома кислорода,
изображается формулой Н2О, которая читается: аш-два-о.

Что мы узнаем о веществе, только взглянув на его химическую
формулу? Мы сразу скажем, простое это вещество или сложное,
из каких элементов оно образовано, сколько атомов каждого эле-
мента входит в состав его молекулы. Но этим не исчерпываются
сведения о веществе, даваемые его химической формулой. Что же
еще мы можем узнать из нее?

По химической формуле вещества вычисляется его молекуляр-
ный вес М.

Молекулярным весом вещества называется масса молекулы
вещества, выраженная в углеродных единицах.

Таким образом, молеку/Гярный вес вещества показывает, во
сколько раз масса молекулы данного вещества больше V12 массы
атома углерода. Чтобы вычислить по химической формуле ве-
щества его молекулярный вес, складывают массы всех атомов, со-
ставляющих молекулу. Так, молекулярный вес воды равен:

Н2О

М = 1-2+ 16= 18 (у. е.)

По химической формуле вещества можно далее вычислить ве-
совой состав молекулы этого вещества, а значит, и любого его ко-
личества. Так, масса молекулы воды, как мы. подсчитали выше,
составляет 18 у. е.: масса содержащегося в ней кислорода (один
атом) — 16 у. е., а водорода (два атома) —2 у. е. Масса кислоро-
да составляет 16 : 18 = 0,89, или 89%, а водорода 2: 18 = 0,11, или
11 % от массы молекулы воды. Таков же состав любого количества
воды: 89% кислорода и 11% водорода.

Таким образом, химическая формула выражает: 1) качествен-
ный состав вещества — из каких химических элементов оно состо-
ит; 2) количественный состав его молекулы, т. е. число атомов
каждого элемента, входящих в молекулу вещества.

По химической формуле можно вычислить: 1) молекулярный
вес вещества; 2) весовой процентный состав вещества.

При использовании химических формул встречаются обозна-
чения, в которых необходимо уметь разбираться. Знак О обозна-
чает один атом кислорода. Если написано 20 (два-о), то это озна-
чает два отдельных атома кислорода. Совсем другой смысл име-
ет обозначение О2 (о-два). Оно обозначает молекулу газа .кисло-
рода, состоящую из двух атомов кислорода.

Молекулы металлов состоят из одного атома. Если при реак-
ции получаются две одноатомные молекулы ртути, мы должны
написать 2Hg. Желая обозначить две или три молекулы газа кис-
лорода, четыре молекулы воды, мы пишем: 2О2 (два-о-два), ЗО2
(три-о-два), 4Н2О (четыре-аш-два-о).

Число перед формулой означает количество молекул данного
вещества и называется коэффициентом.

э

Г 1. Напишите химические формулы: а) окиси ртути, б) сернистого же-
леза (поставив на первое место в обоих случаях знак металла). Про-
изнесите их. Рассчитайте молекулярный нес каждого вещества.

2.	Могут ли существовать такие количества воды: а) 10 у. е., б) 150 у.е., ,
в) 72 у. е.? Почему?

3.	Молекулярные веса одного соединения азота с кислородом и одного
соединения углерода с кислородом одинаковы и равны 44. Выведите
химические формулы этих двух соединений, прочтите их.

4.	Вычислите процентный состав веществ по их химическим формулам:
а) окиси железа Fe2O3, б) углекислого газа СО2, в) окиси магния MgO.

5.	Прочтите химическую формулу и изложите, произведя необходимые
расчеты, по приведенному выше плану сведения, которые она дает
о следующих веществах: а) глюкозе C6Hi2O6, б) серной кислоте H2SO4.

s 6. Обратившись к таблице атомных весов, но не производя расчетов,
сообразите, где содержится больше ртути: в 1 г окиси ртути или в 1 г
сернистой ртуги HgS?

7.	Не обращаясь к таблице атомных весов, скажите, где содержится
больше железа: а) в I ш сернистого железа или в I m минерала пири-
та, химическая формула которого FeS2, б) в 1 m магнитного железня-
ка Fe3O4 или в 1 m красного железняка Fe2O3?

8.	Рассчитайте: а) во сколько раз больше по массе в сернистом железе
содержится железа, чем серы (стр. 24), б) во сколько раз масса атома
железа больше, чем атома серы. Одинаковы ли оба числа? Почему?

9.	При горении сера соединяется с кислородом, причем полученное
соединение серы с кислородом весит вдвое больше, чем весила'сгорев-
шая сера. Выведите формулу этого соединения, зная, что в его моле-
куле содержится один атом серы.

10.	Кроме сернистого железа, сера образует с железом в других усло-
виях соединение, в котором на 7 весовых частей железа приходится
не 4 (как в сернистом железе), а 8 весовых частей серы. Выведите фор-
мулу этого соединения, зна5ц что в его молекуле содержится один атом
железа. Прочтите формулу.

11.	Молекула сахара состоит из 12 атомов углерода, 22 атомов водо-
рода и И атомов кислорода. Напишите химическую формулу сахара,
прочтите ее, вычислите молекулярный вес и процентный состав сахара.

12.	Что означают следующие записи: 5Н, ЗС, 7Н2, 4H2SO4, 2СО2? Про-
чтите записи. Рассчитайте массу данного количества атомов и молекул.

13.	Обозначьте химическими знаками и формулами: атом кислорода, два
атома кислорода, молекулу кислорода, две молекулы кислорода.

14.	Какие из приведенных ниже количеств: а) углерода, б) кислорода
имеют смысл и как можно выразить эти количества с помощью химиче-
ских знаков: 8 у. е., 24 у. е., 32 у. е., 48 у. е.? Почему остальные коли-
чества не имеют смысла?
§ 16. Закон сохранения
массы веществ

Продукты любой химичес-
кой реакции состоят из тех же
самых атомов, из которых со-
стояли исходные вещества. Ато-
мы при химических реакциях
сохраняются, значит, должна
сохраняться и масса каждого
из них в отдельности, должна
сохраняться и масса всех ато-
мов, вместе взятых. В таком
случае продукты любой хими-
ческой реакции должны весить
столько же — не больше и не
меньше,— сколько весили ис-
ходные вещества.

Казалось бы, опыт иногда
противоречит этому. Так, ме-
таллы при прокаливании на

Рис. 15. Реторта с запаянным концом
и помещенным внутри металлом

воздухе превращаются в хрупкие окалины, которые всегда весят
больше, чем весил металл до опыта. Может быть, к металлу
присоединяются какие-то частички из воздуха? Как убедиться
в этом? Простое решение было найдено М. В. Ломоносовым. Вме-
сто того чтобы прокаливать металлы на открытом воздухе, он про-
каливал их в запаянных сосудах (рис. 15). Металл обращался в
окалину, значит, должна была получиться прибыль веса. Но со-
суд после опыта весил столько же, сколько весил до помещения
на жаровню. Значит, содержавшийся в сосуде воздух ровно
столько же потерял в весе, сколько приобрел прокаленный в нем

металл.

)-V Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, всегда
равна массе получившихся веществ.

Этот основной закон химии называется законом сохранения
массы. Впервые закон сохранения массы был сформулирован
М. В. Ломоносовым так: «Все перемены, в натуре случающиеся,
такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимется,
столько присовокупится к другому, так ежели где убудет не-
сколько материи, то умножится в другом месте».

Из закона сохранения массы вытекает, что вещества не могут
возникать из ничего или обращаться в ничто. Поэтому, если нам
кажется, что при химической реакции вещество как бы получает-
ся из ничего или исчезает бесследно, то это значит, что мы не
учли всех участвующих в реакции и получающихся веществ. На-
пример, когда горит древесина, нам кажется, что образующие ее
вещества исчезают бесследно. Однако более подробное изучение
реакции показывает, что это не так: масса веществ, затратив-
шихся при сгорании древесины (самой древесины и кислорода
воздуха), равна массе воды, углекислого газа и золы, получив-
шихся при горении. В природе ничто не возникает из ничего и ни-
что не превращается в ничто, не исчезает бесследно.

Пользуясь законом сохранения массы, можно вычислить мас-
су или одного из вступивших в реакцию веществ, или одного из
полученных веществ, если известны массы всех остальных. Так,
если нужно узнать массу кислорода, получившегося при разло-
жении некоторого количества окиси ртути, то для этого нет необ-
ходимости собирать кислород и взвешивать его. Достаточно взве-
сить до опыта окись ртути, а после опыта — получившуюся ртуть
(или проще взвесить пробирку с содержимым до опыта и после).
Согласно закону сохранения массы, сумма масс ртути и кисло-
рода равняется массе разложившейся окиси ртути. Следователь-
но, вычитая из массы окиси ртути массу полученной ртути, мы уз-
наем массу полученного кислорода. Пусть, например, мы взяли
2,17 г окиси ртути и получили 2,01 г ртути. Масса полученного
кислорода должна быть равна:

2,17 г —2,01 г = 0,16 г

5 1. Сформулируйте закон сохранения массы.

2. При разложении окиси ртути получилось 16 г кислорода и 201 г
ртути. Сколько граммов окиси ртути разложилось?

А 3. Когда М. В. Ломоносов после прокаливания сосуда с металлами
отламывал запаянный кончик сосуда, то масса сосуда вместе с отло-
манным кончиком оказывалась больше, чем масса сосуда с металлом
до прокаливания. Объясните это явление.

§ 17. Химические уравнения

Если известны химические формулы всех веществ, вступивших
в химическую реакцию и получающихся в результате ее, то хими-
ческую реакцию можно выразить химическим уравнением.

Химическим уравнением называется выражение химической
реакции посредством химических формул.

Чтобы составить уравнение реакции, например разложения
окиси ртути, слева выписываем формулу взятого вещества (фор-
мулы взятых веществ, если их несколько), а справа — формулы
образующихся веществ. Формулы как исходных, так и образую-
щихся веществ соединяем знаком +:

окись ртути -> ртуть + кислород
HgO -> Hg + О2

Теперь нужно проставить перед формулами коэффициенты
так, чтобы число атомов каждого элемента в левой и правой ча-
стях было одинаково. Рассуждаем так. Для образования одной
двухатомной молекулы кислорода (О2) нужны два атома кисло-
рода. Для этого должны разложиться две молекулы окиси ртути.
Значит, перед формулой HgO нужно поставить коэффициент 2:

2HgO->Hg + O2

Число атомов кислорода теперь в левой и правой частях одно
и то же—2. Но число атрмов ртути еще не уравнено. При разло-
жении двух молекул окиси ртути получается два атома ртути,
иначе говоря, две одноатомные молекулы ртути. Значит, в пра-
вой части перед знаком Hg нужно поставить коэффициент 2. Те-
перь уравнено и число атомов ртути в левой и правой частях, и
мы можем поставить между ними знак равенства:

2HgO-2Hg + O2

Составленное уравнение читается так: два-гидраргирум-о
равняется два-гидраргирум плюс о-два. Оно обозначает, что при
данной реакции из каждых двух молекул окиси ртути, состоящих
из одного атома ртути и одного атоуа кислорода, получаются две
одноатомные молекулы ртути и одна двухатомная молекула кис-
лорода.

В химических уравнениях, в отличие от алгебраических, при
перестановке левой и правой частей уравнения совершенно изме-
няется его смысл. Если вместо уравнения

2HgO = 2Hg + О2

написать уравнение 2Hg+O2 = 2HgO, то оно будет выражать со-
вершенно другую реакцию, происходящую в других условиях.
Первое уравнение выражает реакцию разложения окиси ртути, а
второе—реакцию соединения ртути с кислородом.

Приведенный пример составления уравнения химической ре-
акции, позволяет сформулировать следующее правило: чтобы со-
ставить уравнение химической реакции,

нужно написать формулы веществ, вступивших в реакцию, а
после знака равенства—формулы веществ, полученных после
реакции;

формулы в левой и правой частях уравнения соединить зна-
ком «плюс».

Количество атомов каждого элемента в левой части уравне-
ния должно быть равно количеству атомов каждого элемента в
правой части. Чтобы достигнуть этого, нужно перед формулами
поставить соответствующие коэффициенты.

р 1. Прочтите уравнение реакции соединения ртути с кислородом; что
1 оно означает?'

2. Напишите уравнение реакции разложения воды (Н2О), зная, что при
этом получаются два вещества — водород (Н2) и кислород (О2).

2 Неорганическая химия 7—8 класс .	оо
3. Проставьте пропущенные реакций:	коэффициенты	в	следующих уравнениях
1) 2Zn + О2 = ? ZnO	5)Z?Mg	+	О2 = 2MgO
2) 2Fe -f- ЗС12 =? FeCl3	6) 2А1	+	? С12 = 2А1С13
3) ?Ag + S = Ag2S	7) ?А1	+	?S = AlaS3
4)„?Na 4- Cl2 = 2NaCl	8) ?А1	+	?О2 = 2А12О3
Проверьте, равно ли теперь правой частях уравнения.	число атомов каждого элемента в левой и		

§18. Весовые отношения

веществ при химических реакциях

Уравнение химической реакции показывает не только какие
вещества вступают в реакцию и какие получаются, но и в каких
весовых отношениях вещества расходуются и получаются.

Рассмотрим, например, реакцию соединения железа с серой.
Реакция выражается уравнением:

Fe + S = FeS

56 32 88

Под знаками и формулами подписаны атомные веса серы и желе-
за и молекулярный вес сернистого железа. Отсюда видно, что при
образовании молекулы, т. е. 88 у. е. сернистого железа, расходу-
ется 56 у. е. железа и 32 у. е. серы. В таком же весовом отноше-
нии (56 : 32) железо и сера должны затрачиваться при получении
1000 молекул, 1 000 000 молекул и вообще любого количества сер-
нистого железа. Сократив отношение 56 : 32 на 8, получим отно-
шение 7 : 4. Вот почему, производя реакцию соединения серы с
железом, мы смешивали 7 г железа с 4 г серы. Только при таком
соотношении получается чистое сернистое железо. Таким обра-
зом, независимо от того, в каком весовом отношении вещества
смешаны, они вступают в реакцию друг с другом всегда в одном
и том же весовом отношении, которое можно вычислить по урав-
нению химической реакции.

Рассмотрим теперь реакцию разложения окиси ртути:

2HgO = 2Hg + О2
217-2 201-2 32
434	402	32

I

Молекулярный вес окиси ртути равен 201 + 16=217. В левой ча-
сти уравнения обозначены 2 молекулы окиси ртути, их масса
217-2=434 (у. е); в правой части 2 атома ртути составляют
201 -2=402 (у. е.), а молекула кислорода 16-2 = 32 (у. е.). Следо-
вательно, при этой реакции из каждых 434 весовых единиц (на-
пример, граммов) окиси ртути получается 402 весовые единицы
(грамма) ртути и 32 весовые единицы (грамма) кислорода.
Э 1. Рассчитайте весовые соотношения между расходующимися и полу-
* чающимися веществами по уравнениям, приведенным в заданиях 1, 2 и
3 на странице 33.

- 2. В пробирке нагрели смесь порошков сернистой ртути и железа. Зная,
что в результате реакции получаются два уже известных вам вещества
(одно простое, другое сложное), а молекула сернистой ртути состоит
из одного атома ртути и одного атома серы:

а)	напишите уравнение химической реакции и прочтите его;

б)	укажите признаки реакции (что при этом будет наблюдаться);

в)	рассчитайте весовые отношения, в которых будут расходоваться и
получаться вещества;

г)	определите, какое из них израсходуется не полностью, если смешать
одинаковые по весу количества обоих порошков.

§ 19.	Типы химических реакций

Химические реакции можно подразделить на несколько ос-
новных типов.

Реакции разложения. Поместим порошок малахита (вещество
зеленого цвета) в пробирку (рис. 16), закроем ее пробкой, в кото-
рую вставлена изогнутая трубка, опустим конец трубки в стакан,
в который налито немного известковой воды, и нагреем малахит.
При нагревании зеленый порошок превращается в черный. Это
знакомая вам окись меди. На стенках пробирки оседают капли
воды, а раствор в стакане мутнеет: это, как нам известно, приз-
нак появления углекислого газа. Что же произошло с малахитом?
Из него образовались три новых вещества — окись меди, вода и
углекислый газ:

малахит = окись меди -Н вода + углекислый газ
C1I2CH2O5 —	2€»uO	—J— Н2О -j“ СО2

Малахит разложился. Из
одного вещества получилось
три новых вещества.

Вспомним теперь сходную
реакцию:

окись ртути = ртуть + кислород
2HgO - 2Hg + О2

Общее в этих реакциях то,
что из одного исходного веще-
ства получается несколько (в
одном случае два, в другом —
ь три) новых веществ.

I ’ Химические реакции, при ко-
торых из одного вещества полу-
чается несколько новых ве-
ществ, называются реакциями
разложения.

Рис. 16. Разложение малахита.
1.	Могут ли подвергаться реакциям разложения простые вещества?
Почему?

2.	Могут ли получаться при реакциях разложения: а) простые, б) слож*
ные вещества?

Реакции соединения. Если бы в природе происходили только
реакции разложения, то все сложные вещества, которые могут
разлагаться, разложились бы, и химические явления прекрати-
лись бы. Но существуют реакции других типов.

При накаливании меди на воздухе она покрывается черным
налетом. Медь превращается в окись меди:

медь + кислород = (?кись меди

2Cu + О2 = 2СиО

Вспомним теперь реакцию получения сернистого железа:

железо 4- сера = сернистое железо
Fe + S = FeS

Внешне эти реакции не похожи одна на другую, но у них тоже
есть общее: в обоих случаях из нескольких (в данном случае из
двух) веществ получается одно новое вещество. Реакции, при ко-
торых из нескольких веществ получается одно новое вещество,
называются реакциями соединения. Реакции соединения, таким
образом, противоположны реакциям разложения.

9 Могут ли в результате реакции соединения получаться простые веще-
ства? Почему?

Реакции замещения. Познакомимся с реакциями еще одного
типа (такие реакции нам еще не встречались).

Опустим в голубой раствор хлорной меди — ее химическая
формула СиС12—железный гвоздь. Гвоздь тотчас начнет покры-
ваться выделяющейся на его поверхности медью, а раствор к кон-
цу реакции из голубого становится зеленоватым: вместо хлорной
меди в нем теперь содержится хлористое железо. Химическая
формула хлористого железа FeCl2. Реакция выражается уравне-
нием:

железо + хлорная медь = медь 4~ хлористое железо
Fe + CuCl2 = Си + FeCl2

Если вместо железа в раствор хлорной меди бросить кусочки
цинка Zn, точно так же выделится медь. Раствор обесцветится,
так как вторым продуктом реакции является хлористый цинк
ZnCl2, а это вещество бесцветное. Реакция выражается уравне-
нием:

цинк + хлорная медь = медь 4- хлористый цинк

Zn 4- CuCl2 = Си 4~ ZnCl2
Атомы меди в хлорной меди заместились в первом случае ато-
мами железа, а во втором—атомами цинка. Таким образом, ато-
мы могут не только соединяться друг с другом, но,и замещать
друг друга в химических соединениях Химические реакции меж-
ду простым и сложным веществами, при которых атомы, со-
ставляющие простое вещество, замещают атомы одного из эле-
ментов сложного вещества, называются реакциями замещения.

С другими типами химических реакций мы познакомимся впо-
следствии.

i 1, В пробирке нагрели смесь порошков окиси ртути и меди. Напишите
уравнения химической реакции, зная, что в результат^ получаются два
уже известных вам вещества: одно простое, а другое сложное. Опишите
признаки реакции, их два. Что при этом наблюдается? К какому типу
относится эта реакция?

2.	Какие типы реакций вам известны? Приведите по одному уравнению
реакций каждого типа.

3.	Перепишите приведенные ниже схемы реакций, вместо знаков вопро-
са поставьте коэффициенты и укажите, к какому типу реакций нужно
отнести каждую из них:

1)	?Р + ?О2 2Р2Об

2)	?HgO ?Hg + Оа

3)	?Mg + Оа ?MgO

4)	Zn +?НС1 ZnCl2 + Н2

5)	СаСО3 СаО + СО2

6)	Mg 4- CuCl2 -> MgCl2 4- Си

4.	Какие вещества не поддаются реакции разложения и не могут быть
получены посредством реакций соединения?

5.	Составьте уравнения реакций соединения с серой следующих метал-
лов: а) магния Mg, 6) цинка Zn, в) серебра Ag, г) алюминия А1, зная
формулы получающихся соединений: MgS, ZnS, Ag2S, AI2S3.

6.	Составьте уравнения реакций разложения: а) окисла платины РЮг,
б) окиси серебра Ag2<3, в) закиси ртути Hg2O, г) закиси золота Аи2О,
д) окиси золота Аи2О3.

7; В раствор сулемы — ее формула HgCl2 — опустили медну^ монету.
Произошла реакция замещения. Составьте химическое уравнение реак-
ции и опишите ее признаки (их два), зная, что сулема — бесцветное
вещество, а формула получающегося сложного вещества СиС12.

8.	Красная краска сурик РЬ3О4 может быть полученд: а) накаливанием
двуокиси свинца РЬОг (какой газ при этом выделяется?), б) накали-
ванием на воздухе желтой краски глёта РЬО (какой газ при этом погло-
щается из воздуха?). Составьте химические уравнения той и другой ре-
акции. К какому типу относится каждая из них?
2

КИСЛОРОД
окислы
ГОРЕНИЕ

§ 20.	Кислород

Ознакомившись с первоначальными понятиями химии, присту-
пим к изучению важнейших химических элементов и их соедине-
ний. Начнем с кислорода, так как кислород—самый распростра-
ненный элемент в земной природе и при его участии происходят
такие важные явления, как дыхание живых существ и горение.

В конце XVIII века английский ученый Д. Пристли занимался нагреванием
разных веществ, собирая солнечные лучи при помощи увеличительного стекла.
Когда он накалил таким образом окись ртути в приборе, изображенном на ри-
сунке 17, выделилось много газа. Сначала Д. Пристли подумал, что это воздух.
Но когда он опустил в сосуд с собранным газом горящую свечу, то увидел
нечто необычное. «Меня поразило, — писал Д. Пристли, — больше, чем я мог
выразить, что свеча в этом газе горела замечательно блестящим пламенем».

Д. Пристли поместил двух мышей, одну в сосуд с обыкновенным воздухом,
а другую в такой же сосуд с полученным им разом. Первая мышь быстро задох-
нулась, а вторая в это время еще чувствовала себя хорошо и оживленно дви-
галась. Д. Пристли и сам пробовал дышать полученным газом и нашел, что им
дышится особенно легко и приятно. Открытый Д. Пристли газ и был кислород.

Химический знак кислорода—О, атомный вес—16. Молекула
кислорода состоит из двух атомов, его формула—Ог. Молекуляр-
ный вес кислорода — 32.

Кислород—самый распространенный химический элемент на
Земле (рис. 18). В свободном виде он содержится в воздухе. Но
больше всего кислорода содержится в горных породах, минера-
лах и воде. На кислород приходится почти половина массы зем-
ной коры, включая воду и воздух. Кислород входит в химические
соединения, составляющие организмы растений, животных и че-
ловека.

?1. В каком виде (в ъиде простого вещества или в соединениях с дру-
гими элементами) находится кислород в природе: а) в атмосфере,
б) в природных водах, г) в земной коре?

А 2. Вычислите процентное содержание кислорода в воде Н2О, в белом
песке SiO2.

3.	Какие свойства кислорода вы знаете, исходя из повседневного зна-
комства с воздухом?
§ 21.	Свойства кислорода

Кислород—бесцветный газ, без вкуса и запаха. Он немного
тяжелее воздуха, мало растворим в воде. При —183° С кислород
переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород—подвижная
жидкость голубого цвета.

Исследуем теперь химические свойства кислорода (так мы на-
зываем свойства веществ, проявляющиеся в химических реакции
ях). Мы узнаем кислород по $го способности поддерживать горе-
ние горючих веществ: тлеющая лучинка в нем загорается. Позна-
комимся с несколькими реакциями соединения кислорода с прос-
тыми веществами.

1.	Насыплем в железную ложечку немного красного фосфо-
ра. Красный фосфор—простое вещество, красного цвета, нерас-
творимое в воде. Опустим ложечку с фосфором в кислород. Ника-
кой реакции не произойдет. Подожжем теперь фосфор и вновь
отпустим ложечку с горящим фосфором в кислород (рис. 19, в).
Фосфор продолжает гореть в кислороде таким ярким пламенем,
что глаза едва выносят его ослепительный свет. При этом сосуд
наполняется белым дымом, таким густым, что ложечка с горящим
фосфором становится невидимой за его завесой. Через некоторое
время частицы белого дыма оседают на стенках сосуда в виде
белого порошка. Прилив в сосуд воды, мы сначала получим мут-
ную жидкость, но через некоторое время порошок растворится, и
жидкость станет вновь прозрачной.

Красное нерастворимое в воде вещество превратилось с выде-
лением теплоты и света в белое растворимое вещество, значит,
произошла химическая реакция. Какое участие принял в ней кис-

Рис. 17.

Опыт Пристли.

Рис. 18. Распространение элементов
в природе (по массе).

Алюминий 7°А
57О

Натрий 27*

Калий 27*
Магний 27*
Водород 17о

Остальные 27>
Рис. 19. Горение в кислороде: а — угля, б — серы, в — фосфора, г — железа.

лород? Вероятно, это реакция соединения фосфора с кислородом.
В таком случае вместе с фосфором должен расходоваться и кис-
лород.

Чтобы проверить это, сожжем еще раз фосфор в кислороде, но
не в открытом сосуде, а в колоколе (сосуд без дна, см. рис. на
стр. 51), погруженном в воду.

Проволочная ручка ложечки с фосфором ^пропущена через
пробку. Внося горящий фосфор в кислород, плотно закроем гор-
лышко колокола этой пробкой. По мере сгорания фосфора вода
все выше и выше поднимается в колоколе, значит, кислорода ос-
тается все меньше и меньше—он расходуется.

Таким образом, в описанной реакции кислород соединяется
с фосфором и образуется новое вещество. Это вещество называет-
ся фосфорным ангидридом.

Молекула фосфорного ангидрида состоит из двух атомов фос-
фора и пяти атомов кислорода, т. е. выражается формулой Р2О5.
Из миллиардов таких молекул состоит каждая пылинка фос-
форного ангидрида. Реакция соединения фосфора с кислородом
выражается уравнением:

4Р + 5О2 = 2Р2Об + Q

Для обозначения того, что реакция соединения фосфора с кис-
лородом экзотермическая, в правой части уравнения приписано
+ Q. Так обозначают в уравнениях выделение теплоты во время
реакции, а для обозначения поглощения теплоты + Q приписыва-
ют к левой части уравнения или в правой части уравнения пи-
шут — Q.

2.	Внесем на железной ложечке уголек в пламя горелки и,
когда уголек раскалится, вынем его из пламени и подержим в
воздухе. Уголек некоторое время тлеет, а потом гаснет. В воздухе
уголь горит плохо. Раскалим еще раз уголек и внесем в банку с
кислородом (рис. 19,а). Уголек в кислороде не гаснет, как в воз-
духе, а раскаляется добела и горит без пламени и дыма, посте-
пенно уменьшаясь в размерах. Но вот уголек погас. Внесем в
банку горящую лучинку. Она гаснет. Прильем в банку известко-
вую воду. Она мутнеет. Это знакомые нам признаки углекислого
газа. Состав его выражается формулой СО2.

Произошла химическая реакция: кислород соединился с угле-
родом—элементом, из которого, как вам известно, состоит уголь.
Уравнение реакции:

с + о2 — со21 + Q

(Стрелкой, направленной вверх, обозначают, что данный продукт
реакции выделяется в виде газа.)

3.	Зажжем в ложечке серу. На воздухе она горит небольшим
синим пламенем. Опустим ложечку с зажженной серой в кисло-
род. Горение серы становится более энергичным (рис. 19,6). Она
горит в кислороде очень красивым синим пламенем. В результате
сгорания серы получается сернистый газ, отличающийся от угле-
кислого газа резким запахом и вызывающий удушье. Формула
сернистого газа SO2. Реакция соединения серы с кислородом вы-
ражается уравнением:

S + О2 = SO21 Q

4.	В кислороде могут гореть и такие вещества, которые мы
обычно считаем негорючими, например железо. Прикрепим к од-
ному концу стальной проволоки кусочек спички. Зажжем спичку
и проволоку с горящей спичкой опустим в сосуд с кислородом
(рис. 19,г). От спички загорится железо. Как и уголь, железо го-
рит без пламени и дыма, но с сильным треском, разбрасывая во
все стороны в виде ярких искр расплавленные капли железной
окалины Fe3O4, образующейся при горении. Горение железа в
кислороде выражается уравнением:

3Fе	2О2 = Fе3О4 + Q

Подобно углю, сере, фосфору и железу, с кислородом соединя-
ется большинство других неметаллов и металлов. Однако не всег-
да эти реакции сопровождаются горением. Так, медь при накали-
вании в кислороде (как и при накаливании в воздухе) соединяет-
ся с кислородом, обращаясь в черный порошок окиси меди СиО,
без горения. Уравнение реакции соединения меди с кислородом:

2Cu + О2 = 2CuO + Q

Кислород—один из самых активных, легко вступающих в хи-
мические реакции элементов.
7 1. Перечислите: а) физические, б) химические свойства кислорода.

2.	Опишите горение в кислороде: а) фосфора, б) угля, в)серы, г) желе-
за. Какой продукт получается в каждом случае? Опишите его свойства.
Д К какому типу относятся эти реакции? В первую мировую войну бата-
реи противника обстреливались снарядами, начиненными фосфором. Для
какой цели?

3.	Какие сведения о фосфорном ангидриде, углекислом газе, сернистом
газе, железной окалине дают химические формулы?

4.	Напишите уравнения химических реакций между кислородом и сле-
дующими элементами: магнием Mg, цинком Zn, кремнием Si, вольфра-
мом W, мышьяком As, зная, что формулы соединений этих элементов
с кислородом следующие: MgO, ZnO, SiO2, WO3, As2O3.

5.	Получится ли разреженное пространство, если некоторое количество
железной проволоки сжечь в закупоренном сосуде с кислородом? По-
чему?

6.	По уравнениям реакций рассчитайте, в каком весовом отношении
реагируют: а) фосфор с кислородом, б) уголь с кислородом, в) сера
с кислородом, г) железо с кислородом^

§ 22.	Окисление. Окислы

Химические реакции взаимодействия кислорода с веществами
называются окислением, а соединения элементов с кислородом
называются окислами. Фосфор, сгорая, окисляется, и получается
окисел фосфора—фосфорный ангидрид Р2О5. Уголь, сера, желе-
зо, сгорая, окисляются и образуют окислы, а именно: углекислый
газ СО2—это окисел углерода, сернистый газ SO2—окисел серы,
железная окалина Fe3O4—окисел железа.

Окислы металлов, подобно железной окалине и окиси меди,—
твердые вещества. Окислы неметаллов могут быть и твердые, как
фосфорный ангидрид, и жидкие (вода), и газообразные, как сер-
нистый газ и углекислый газ (при обычных условиях).

Окислы получаются при окислении кислородом не только про-
стых веществ, но и некоторых сложных веществ. Зажжем свечу
и опустим ее в банку с кислородом. Свеча горит в кислороде осле-
пительным пламенем. На стенках банки осаждаются капельки
воды. Вода—это окисел водорода Н2О. Прильем в банку, в кото-
рой горела свеча, известковую воду. Она станет мутной. Вам из-
вестно, что это признак окисла углерода—углекислого газа СО2.

Свеча изготовлена из парафина. В состав парафина входят
элементы углерод и водород. При горении свечи углерод, как и
при горении угля, соединяется с кислородом и получается окисел
углерода, а водород, соединившись с кислородом, образует воду:

парафин + О2 -> СО2 + Н2О -f- Q

Рассмотрим, как составляются уравнения реакций окисления
сложных веществ на примере реакции горения ацетилена С2Н2:

ацетилен 4- кислород-> углекислый газ + вода
С2Н2 + О2	СО2 + Н2О
Рассчитаем сначала: а) сколько молекул углекислого газа и
б) сколько молекул воды образуется при окислении одной моле-
кулы ацетилена. В молекуле С2Н2 два атома углерода, а в моле-
куле СО2 один. Значит, из одной молекулы ацетилена получится
две молекулы углекислого газа. В молекуле С2Н2 два атома во-
дорода, в молекуле Н2О тоже два. Значит, из одной молекулы
ацетилена получится одна молекула воды:

С2Н2 4~ О2 —> 2СО2 4~ Н2О

Определим теперь, сколько атомов кислорода пойдет на образо-
вание двух молекул углекислого газа и одной молекулы воды.
Атомов кислорода будет столько, сколько их содержится в этих
молекулах, т. е. 5 атомов кислорода. 5 атомов кислорода состав-
ляют 2,5 молекулы его. Все коэффициенты уравнения найдены:

С2Н2 4" 2 ~2~О2 == 2СО2 4- Н2О

Но дробное число молекул (2,5!)—бессмыслица. Чтобы изба-
виться от дробей, множим все коэффициенты на 2 и получаем
следующее уравнение реакции:

2С2Н2 4~ 5О2 = 4СО2 4“ 2Н2О

(прочтите его). Проверим уравнение: в левой части его 4 атома
С, 4 атома Н и 10 атомов О; в правой — то же самое.

1.	Напишите уравнения реакций горения: а) сероводорода H2S, б) се-
' роуглерода CS2, й) метана СН4, г) любого соединения углерода с водо-
. родом, обозначив его формулу в алгебраическом виде — CxHv. Будет ли
появляться запах при горении: а) метана, б) сероводорода, в) сероуг-
лерода? Почему? Рассчитайте, в каких весовых отношениях расходу-
ются при горении горючий газ и кислород.

2.	Напишите уравнение реакции разложения медной руды — азурита
С113С2Н2О8 зная, что при этом получаются только известные уже вам
окислы.

3.	Какие вам известны окислы: а) газообразные, б) жидкие, в) твердые
(при обычных условиях)?

4.	Из следующего перечня веществ выпишите формулы окислов: SO3,
H2SO4, Na2SO4, ZnO, ZnSO4, NO2, HNO3, KNO3.

§ 23.	Применение кислорода

Применение кислорода (рис. 20) основано на его свойствах
поддерживать горение и дыхание.

Горение в кислороде горючего газа ацетилена используется
для сварки металлов, т. .е. для сплавления металлических частей.
Горелка состоит из двух трубок, вставленных одна в другую
(рис. 21). Во внутреннюю трубку подается кислород, во внеш-
Рис. 20. Применение кислорода*
нюю — ацетилен. Обе струи —
ацетилена и кислорода — сме-
шиваются у выхода из горелки,
их смесь поджигается и горит
белым пламенем, температура
которого достигает ЗООСг С.
Там, где идет большая стройка,
можно увидеть за многие кило-
метры это ослепительное пла-
мя.

При помощи ацетиленово-
кислородного пламени можно
не только сваривать, но и, на-
оборот, разрезать сталь. Для
этого на ее раскаленную по-
верхность выпускается через
добавочную трубку сильная

струя кислорода. Железо, как Рис. 21. Ацетиленово-кислородная
вам известно, горит в кислоро-	горелка (схема),

де. Поэтому струя кислорода
прожигает сталь, заменяя пилу или сверло. Сноп искр вырываю-
щихся из прожигаемого кислородом отверстия,— это расплав-
ленные капли железной окалины.

Добавление кислорода к воздуху -позволяет достигать более
высоких температур. Поэтому в некоторых производствах, напри-
мер при выплавке чугуна в доменных печах, добавляют к возду-
ху кислород. Это ускоряет производственный процесс.

Пористые горючие материалы, например древесные опилки,
сухой мох, уголь, пропитанные жидким кислородом, сгорают
мгновенно. Если сгорание их происходит в замкнутом простран-
стве, то образующиеся при горении сильно нагретые и сильно
сжатые газы производят большие разрушения. Поэтому смеси
пористых горючих материалов с жидким кислородом применя-
ются в горном и строительном деле в качестве взрывчатых сме-
сей. Такие смеси называются оксиликвитами («окси» — начало
латинского названия кислорода — оксигениум, «ликвидус» —
жидкий). В горном деле оксиликвиты применяются при добыче
руды, в строительном деле — при прокладке железнодорожных
путей, тоннелей, при строительстве плотин для гидроэлектростан-
ций. Жидкий кислород используется в качестве окислителя в ра-
кетных двигателях.

Если подышать на холодный сухой предмет, на нем оседают
капельки воды. Если пропустить выдыхаемый воздух через ра-
створ извести, раствор мутнеет. В нашем организме, как при го-
рении свечи, происходит непрерывное окисление веществ кисло-
родом воздуха с образованием тех же продуктов — воды и угле-
кислого газа — ис выделением энергии, за счет которой поддер-
живается жизнедеятельность нашего организма.
Рис. 22. Кислородная подушка.

Кислород необходим для ды-
хания. Поэтому он использует-
ся во всех случаях, когда чело-
век попадает в условия недо-
статочного естественного при-
тока кислорода. Пожарные,
снабженные особыми масками
с запасом кислорода в сталь-
ных баллонах, выполняют свою
задачу в дыму или отравлен-
ной атмосфере, не рискуя задо-
хнуться. Летчики, поднимаясь
на большую высоту, где воздух
разрежен и кислорода не хва-
тает для нормального дыхания,
также прибегают к маскам и
баллонам с кислородом.

Врачи с помощью кислоро-
да облегчают страдания людей
при болезнях, вызывающих за-
труднение дыхания. В аптеках для таких больных кислород от-
пускается в резиновых кислородных подушках (рис. 22), в боль-
ницах больных помещают в кислородные палатки, в которые
подается кислород из баллонов.

Народное хозяйство требует громадных количеств кислорода.
Потребность в нем растет с каждым годом.

В промышленности кислород получают из воздуха. Для это-
го воздух сильным охлаждением сначала сжижается, а затем
жидкий воздух подвергается испарению. Азот и другие состав-
ные части воздуха улетучиваются раньше кислорода, а кисло-
род остается в жидком состоянии.

Газообразный кислород хранится и перевозится в прочных
стйльных баллонах (рис. 23,а), где он находится под давлением
150 ат. Для того чтобы не спутать баллоны, содержащие кисло-
род, с баллонами, наполненными другими сжатыми газами, их
всегда окрашивают в голубой цвет — цвет жидкого кислорода.

Хранить и перевозить можно и жидкий кислород. Для этого
нужно лишь предохранить его от нагревания окружающим воз-
духом. Даже зимой воздух «горяч» по сравнению с жидким
кислородом, кипящим при— 183° С.

Жидкий кислород хранят в сосудах Дьюара, подобных тер-
мосам: это сосуды с двойными стенками, между которыми;воз-
духа нет, он выкачан (рис. 24). Через такие стенки теплота
очень медленно передается внутрь сосуда, и жидкий кислород
испаряется медленно.

Подобным же образом устроены большие металлические со-
суды— кислородные танки, в которых хранятся и перевозятся
большие количества жидкого кислорода.
Рис. 24.

Сосуд Дьюара для хранения
жидкого кислорода.

Рис. 23. Хранение кислорода:
а — в газообразном виде, б — в жид-
ком виде (кислородный танк).

?1. По рисунку 20 вспомните и опишите известные вам применения в раз-
личных областях практики: а) газообразного, б) жидкого кислорода.
2. Формула ацетилена С2Н2. Напишите уравнения реакций, используе-
мых при сварке и резке стали.

3.	Водолаз-сварщик спускается в воду с зажженной ацетиленово-кисло-
родной горелкой. Почему сварку и резку ее пламенем можно произво-
дить под водой?

4.	В каком весовом отношении должны находиться уголь и жидкий
кислород в смеси, чтобы кислорода только-только хватило на полное
сгорание угля (при этом весовом отношении взрыв получается наиболь-
шей силы)?

5.	Как получается кислород в промышленности?

§ 24.	Получение кислорода

В лабораториях кислород получают нагреванием веществ,
которые, подобно окиси ртути, легко разлагаются, выделяя ки-
слород. К таким веществам относятся марганцовокислый калий
(он обычно имеется в домашних аптечках под названием «мар-
ганцовка») и бертолетова соль КС1О3. При нагревании бертоле-
това соль сначала плавится, а затем начинает разлагаться с вы-
делением кислорода, обращаясь в тугоплавкий хлористый ка-
лий КС1:
г,	•

2КС1О8 = 2КС1 + ЗО2 f + Q

Для ускорения реакции к бертолетовой соли примешивают
Щепотку черного порошка двуокиси марганца. В этом случае
Рис. 25. Собирание газа над водой.

вместо чистого хлористого калия получается смесь, которую
легко разделить растворением и фильтрованием. Хлористый ка-
лий перейдет в раствор (фильтрат), а на фильтре останется
черный порошок. Это двуокись марганца. Ее можно использо-
вать для ускорения разложения новых порций бертолетовой соли.
Сколько двуокиси марганца добавляется, столько и остается.
Двуокись марганца ускоряет реакцию разложения бертолето-
вой соли, а сама при этом не расходуется. Вещества, ускоряю-
щие химические реакции, но не расходующиеся при них, назы-
ваются катализаторами.

Так как кислород несколько тяжелее воздуха и малораство-
рим в воде, его можно собирать двумя способами: над водой
(рис. 25) и путем вытеснения воздуха (рис. 26). В первом случае
кислород наполняет сосуд, вытесняя воду, во втором случае он
вытесняет воздух (как еслиубы кислород был невидимой жид-
костью). Чтобы убедиться, что сосуд наполнился кислородом,
к его отверстию на мгновение подносят тлеющую лучинку. Если
сосуд наполнился кислородом доверху, лучинка вспыхивает у
самого горлышка сосуда. Чтобы сохранить кислород для опы-
тов, его собирают в газометр (рис. 27).

А В ученической тетради один опыт был описан так: «При нагревании
бертолетова соль сначала расплавилась, а затем начала кипеть (??).
Добавка двуокиси марганца усилила кипение (??). Кипение (??) про-
должалось и после того, как нагревание было прекращено (?). Затем
бертолетова соль (??) затвердела, и вторично расплавить ее не уда-
лось (??)».

Объясните явление, отмеченное одним знаком вопроса, и измените
неправильные выражения,*отмеченные двумя знаками вопроса.
Рис. 27,
Собирание газа в газометр.

Рис. 26,
Собирание газа вытеснением воздуха.

? Попробуйте зажечь кусочек сахара. Загорится ли он? Положите на
него немного золы или пепла и подожгите вновь. Опишите все, что
заметите при этом опыте. Какую роль играет здесь зола, если изве-
стно, что она не горит и не поддерживает горения?

§ 25.	Озон. Аллотропия

При пропускании через кислород электрических разрядов
появляется особый запах. Такой же запах приобретает воздух
во время сильных гроз. Появление запаха, как вам известно,
один из признаков химической реакции, образования нового ве-
щества. Это новое вещество называется озоном (перевод с гре-
ческого — «пахнущий»).

Приборы для получения озона в лаборатории называются
озонаторами. Один из таких озонаторов изображен на рисунке
28. Он состоит из стеклянной трубки, обвитой снаружи метал-
лической проволокой. Внутри трубки, вдоль ее оси, проходит
вторая металлическая проволока. Через трубку пропускают
кислород, а проволоки присоединяют к полюсам индукционной
катушки. Через проходящий по трубке кислород проходит элек-
трический разряд. Выходящий из трубки газ приобретает харак-
терный запах озона.

При обычных условиях озон — газ. Его молекула, как и моле-
кула обыкновенного кислорода, состоит только из атомов кисло-
рода. Но молекула кислорода образована из двух атомов кисло-
рода, а молекула озона — из трех. Химическая формула озона Оз
Реакция превращения кислорода в озон выражается уравнением:

ЗО2 = 2О8 — Q
Из каждых трех молекул кислорода образуются две молеку-
лы озона. Озон не накопляется в атмосфере, потому что это ве-
щество неустойчивое и довольно быстро превращается в кисло-
род:

2О3—	ЗО2 + Q

Озон сильно отличается от обыкновенного кислорода по
свойствам. Он в 1,5 раза тяжелее кислорода, лучше растворяет-
ся в воде. Озон обладает значительно большей химической ак-
тивностью. Так, кислород не соединяется с серебром даже при
нагревании, а озон при обыкновенной температуре окисляет се-
ребро, образуя окись серебра.

При превращении озона в кислород сначала от молекулы
озона отщепляется один атом кислорода:

о8 = о2 + о

Образующиеся атомы кислорода соединяются попарно в мо-
кулы:

20 =02

Отщепляющиеся от молекулы озона атомы кислорода хими-
чески гораздо более активны, чем молекулы кислорода. Поэтому
озон и обладает большей химической активностью, чем кислород.

На примере кислорода мы узнали, что один и тот же элемент
в свободном состоянии может существовать в виде нескольких
простых веществ. Простые вещества, образованные одним и тем
же элементом, называются аллотропными видоизменениями это-
го элемента. Кислород и озон — аллотропные видоизменения од-
ного и того же элемента — кислорода.

9 1. Чего существует больше:
химических элементов или
простых веществ? Почему?

л 2. Какие вам известны раз-
личия в свойствах кислоро-
да и озона? Чем они об-
условлены? Почему озон
обесцвечивает некоторые
краски (например, фуксин),
а кислород не обесцвечи-
вает?

3.	Известны ли вам химиче-
ские реакции, при которых
превращается: а) один хи-
мический элемент в другой;
б) одно простое вещество в
другое?

4.	Какие вещества называ-
ются аллотропными видо-
изменениями?

5.	Опишите свойства озона.

Рис. 28. Озонатор (схема).

1
§ 26. Состав воздуха

Открытие кислорода и изучение его свойств проложили путь
к исследованию состава воздуха. Что такое воздух: простое ве-
щество, химическое соединение или смесь?

Чтобы ответить на этот вопрос, воспользуемся колоколом, в
котором мы сжигали фосфор в кислороде (рис. 29). Объем ко-
локола (до уровня воды) предварительно разделим метками на
5 равных частей. В колоколе находится воздух. Зажжем фосфор в
ложечке и, опустив ложечку с горящим фосфором в колокол, тот-
час закроем пробкой горлышко колокола. Дождемся, когда фо-
сфор погаснет (не сгорев полностью), а колокол остынет. Вода
поднялась в колоколе до второй метки: объем воздуха сократил-
ся на за счет израсходованного на горение кислорода. Зна-
чит, воздух на 7б по объему состоит из кислорода и на 4/б из га-
за или газов, не соединяющихся с фосфором.

Вольем воды в сосуд до ее уровня в колоколе, вынем из гор-
лышка колокола пробку и опустим в него зажженную свечу.
Она мгновенно погаснет. Прильем в колокол известковую воду.
Газ, оставшийся в колоколе, не мутит ее. Значит, это — не уг-
лекислый газ. Этот газ, не поддерживающий ни горения, ни ды-
хания, в отличие от углекислого газа, не мутящий известковой
воды, называется азотом. -

При более точном исследовании состава воздуха обнаружи-
лось, что, кроме кислорода и азота, в нем содержится еще 5 га-
зообразных простых веществ: аргон Аг, неон Ne, криптон Кг,
ксенон Хе, гелий Не. На их долю приходится около 1% воздуха
(рис. 30). Их молекулы одноатомны.

Рис. 29. Установление состава воздуха: а — прибор до опыта;
б — прибор после опыта.
Рис. 30. Диаграмма .объемного состава воздуха.

Аргон, неон, криптон, ксенон и гелий — химические элемен-
ты, относящиеся к неметаллам. Они составляют особое семейст-
во химических элементов, именуемое инертными газами. Ато-
мы инертных газов, в отличие от атомов всех остальных неме-
таллов: 1) не связываются друг с другом, 2) не соединяются с
атомами водорода и металлов.

Долгое время считалось, что инертные газы вообще не об-
разуют химических соединений, — отсюда произошло их назва-
ние. Лишь недавно удалось получить несколько соединений, в том
числе окислов, инертных газов с наибольшими атомными весами.

В воздухе содержится в незначительных количествах, кроме
названных простых веществ, углекислый газ (СО2) и водяные пары
(Н2О). В сырую и теплую погоду водяных паров больше, в сухую
и холодную меньше. В воздухе крупного города, где живет много
людей и сжигается много топлива, углекислого газа немного
больше, чем над полями и лесами. Но воздушные течения — вет-
ры— все время перемешивают атмосферу и выравнивают раз-
личия в ее составе.

Вблизи промышленных предприятий в воздухе могут появить-
ся и другие газообразные примеси. Некоторые из них вредны для
здоровья людей и губят растительность. Закон об охране приро-
ды обязывает руководителей предприятий не допускать выбра-
сывания в атмосферу вредных газов, устанавливать для них
фильтры-поглотители.

•j 1. Какие простые и какие сложные вещества содержатся в воздухе?

2.	Каков объемный состав воздуха в процентах (с точностью до 1%)?

3.	Что вы знаете об инертных газах?

4.	Впервые состав воздуха был установлен французским ученым А. Л а-
в у а з ь е. Он подвергнул несильному нагреванию ртуть в определенном
объеме воздуха. Объем воздуха сократился, а ртуть покрылась нале-
том оранжевого цвета. Ос-
тавшийся газ не поддержи-
вал ни горения, ни дыхания.
Тогда А. Лавуазье собрал
с поверхности ртути оран-
жевые чешуйки, поместил
их в пробирку, сильно на-
грел и собрал выделяющий-
ся при этом газ. Смешав
собранный газ с остатками
газа от первого опыта, он
получил смесь газов, ничем
не отличавшуюся от воз-
духа. Разъясните опыт
А. Лавуазье, приведите
уравнения тех реакций, ко-
торыми он воспользовался
для определения состава
воздуха.

Рис. 31.

Исследование состава воздуха.

Получите азот с помощью
установки, представленной
на рисунке 31, исследуйте с
помощью горящей лучинки
его свойства; для сравнения

опустите горящую лучинку в такой же

стакан с воздухом. Если дома не найдется свечки, придумайте сами
что сжечь в воздухе вместо нее. Опишите и объясните все, что вы за-

метили при проведении опыта.

§ 27.	Горение и медленное окисление

Реакции, сопровождающиеся выделением света и теплоты,
мы называем горением.

Горение в воздухе происходит медленнее, чем в кислороде,
потому что в воздухе кислород сильно разбавлен азотом и с
поверхностью горящего вещества сталкивается меньшее число
молекул кислорода, чем при горении в чистом кислороде. И тем-
пература при горении в воздухе достигается менее высокая, так
как выделяющаяся теплота затрачивается не только на нагрева-
ние продуктов сгорания, но и на нагревание азота. Фосфор, сго-
рая в воздухе, как и при сгорании его в кислороде, образует фос-
форный ангидрид, уголь — углекислый газ, сера — сернистый газ.
Искры, вырывающиеся из-под ножа, который точат на быстро
вращающемся камне,— это раскаленные частицы той же самой
железной окалины, котсфая получается при горении стали в чи-
стом кислороде.

Чтобы зажечь горючее вещество в воздухе, его надо предва-
рительно нагреть до определенной температуры, которая назы-
вается температурой воспламенения этого вещества. Темпера-
тура воспламенения серы и дерева около 270° С, угля 350° С.
Если воздух имеет доступ к загоревшемуся веществу, то оно
продолжает гореть, потому что
выделяющаяся при горении
теплота поддерживает темпе-
ратуру вещества выше темпе-
ратуры его воспламенения. Та-
ким образом, чтобы вызвать
горение, нужно: а' нагреть го-
рючее вещество до температу-
ры воспламенения и б) обеспе-
чить доступ к нему кислорода.

А как решить обратную за-
дачу — погасить пламя? Оче-
видно, нужно либо охладить
вещество ниже температуры
воспламенения^ либо прекра-
тить доступ к нему кислорода.

Нальем в фарфоровую чаш-
ку немного спирта, подожжем
его, а затем плотно прикроем
чашку листом плотной бумаги.

Пламя спирта погаснет, лишившись доступа кислорода и не ус-
пев поджечь, т. е. довести до температуры воспламенения, бума-
гу. Огонь гасят, накрывая горящий предмет брезентом или одея-
лом— что окажется под рукой (рис. 32). Действовать нужно
быстро и решительно. Так было предотвращено много пожаров
и спасено много человеческих жизней. Чтобы погасить горящую
древесину или угдль, их заливают водой. Вода охлаждает горя-
щую древесину или уголь и преграждает доступ к ним воздуха.

Окисление горючих веществ хотя и происходит с выделени-
ем теплоты, но может и не сопровождаться горением. Этот про-
цесс называется медленным окислением.

На воздухе, например, окисляется навоз. Поэтому в садовод-
стве, в парниках и теплицах навоз используется для утепления
почвы.

При затрудненном отводе теплоты, выделяющейся при медлен-
ном окислении какого-либо материала, его температура может по-
выситься до температуры воспламенения. Тогда медленное окис-
ление переходит в горение: происходит самовозгорание. На заво-
дах запрещается накапливать в кучах промасленные тряпки после
обтирки машин, чтобы не произошло самовозгорания.

1.	Почему в воздухе горение происходит медленнее, чем в кислороде?
Почему температура пламени получается более низкая, чем при горе-
нии в кислороде?

2.	Какие условия необходимы, чтобы вещество загорелось и продолжа-
ло гореть?

3.	Что такое температура воспламенения?

4.	Как прекратить горение?

5.	Что такое медленное окисление? самовозгорание?
§ 28.	Применение воздуха

Реакции медленного окис-
ления непрерывно протекают в
нашем организме. Когда мы
здоровы, мы не испытываем при
этом недостатка в кислороде»
Легкие млекопитающих при-
способлены к дыханию именно
воздухом, а не чистым кисло-
родом, как жабры рыб к дыха-
нию кислородом, растворен-
ным в воде. Нам приходится
лишь проветривать жилые по-
мещения, заменять в них ис-
порченный воздух свежим.

' Реакция горения горючих
веществ в воздухе широко ис-

Рис. 33. ^Схема печи (а) и кероси-
новой лампы (б).

пользуется в производстве и
быту. Горючие материалы, сжи-
гаемые ради использования выделяющейся при этом энергии, на-

зываются топливом.

На рисунке 33, а представлена схема простейшего устройства
для сжигания топлива — топки для твердого топлива (дров, ка-
менного угля). Воздух доставляется в топку к горящему топливу
через отверстие снизу — поддувало. Чтобы обеспечить быструю
смену испорченного воздуха (т. е. газообразных продуктов горе-
ния) свежим, применяются воздуходувные машины или к толке
пристраиваются дымовые трубы. Сильно нагретые газообразные
продукты горения поднимаются по ним вверх. Так создается тя-
га, благодаря которой снизу через отверстия в решетке, на кото-
рой лежит топливо, засасывается свежий воздух.

Химические реакции изучаются нами, чтобы управлять ими.
Используем наши знания о горении и об общих законах про-
текания химических реакций, к объяснению процессов, происхо-
дящих в топке печей. Чтобы умело управлять химической
реакцией, нужно знать ее сущность. Сущность реакции горения
веществ на воздухе заключается во взаимодействии их с кис-
лородом.

Топливо, как и все вещества, с кислородом взаимодействует
при горении не в произвольных, а в определенных весовых отноше-
ниях. Поэтому в топку должно поступать столько воздуха, чтобы
содержащегося в нем кислорода хватало на полное сгорание топ-
лива. Если приток воздуха в топку будет недостаточен,.™ в трубу
будут уноситься несгоревшие продукты и частицы угля — сажа.
От присутствия частиц сажи дым, выходящий из трубы, становится
черным. На практике, чтобы достигнуть полного сгорания, в печь
приходится вводить небольшой избыток воздуха. Если же воздуха
будет поступать слишком много, то топливо будет сгорать полно-
стью, но выделяющаяся при этом теплота будет понапрасну тра
титься на нагревание избытка воздуха. Неправильное сжигание
топлива приносит большие убытки народному хозяйству.

Горение — это первая химическая реакция, освоенная чело-
веком, когда он научился добывать огонь. Огонь дал возмож-
ность человеку легче переносить зимнюю стужу, готовить пи-
щу из несъедобных в сыром виде семян и корней растений, вы-
плавлять из руды металлы.

Энергия, выделяющаяся при сгорании топлива, использует-
ся не только в виде теплоты. На тепловых электростанциях она
превращается в электрическую энергию, применяемую для са-
мых разнообразных производственных целей и для освещения.
Горение жидких топлив (керосина, бензина и др.) в двигателях
внутреннего сгорания используется для приведения в движение
самолетов, автомобилей, тракторов.

Не только люди с их разнообразными потребностями, но и
весь животный мир является постоянным потребителем кисло-
рода. Казалось бы, что с каждым годом кислорода в земной
атмосфере должно становиться все меньше и меньше. Однако
с тех пор, как стали определять состав воздуха, содержание ки-
слорода в нем заметно не изменилось. Из курса ботаники вам
известно, что зеленые листья растений, поглощая из воздуха
углекислый газ, выделяют на свету кислород. Вот почему со-
держание в воздухе кислорода не меняется.

Мы рассмотрели применение воздуха, связанное с присут-
ствием в нем, кислорода. Рассмотрим применение некоторых дру-
гих составных частей воздуха.

С каждым годом расширяется использование инертных га-
зов. В аргоне производят электросварку металлов, легко окис-
ляющихся на воздухе, чтобы предотвратить их окисление. Кри-
птоном наполняют электрические лампы. Криптон, не действуя
на накаливаемый током металлический волосок, препятствует
испарению металла, и лампа дольше не перегорает. Трубки, на-
полненные разреженными газами, при пропускании через них
электрического тока излучают яркий свет разной окраски (на-
пример, наполненные неоном — оранжевый). Такие трубки при-
меняются для световых реклам и световой сигнализации. Ма-
яки, оборудованные неоновыми лампами, видны на очень боль-
шом расстоянии.

?1. Простой моделью топки является керосиновая _ лампа (рис. 33,6).
Что в ней играет роль поддурала? роль дымовой трубы? Если с горя-
щей лампы снять ламповое стекло, пламя начинает коптить. Почему?
Если зажечь лампу при прикрученном фитиле и начать его постепенно
выдвигать, то пламя будет становиться все более блестящим, пока не
сделается нормальным. Но если после этого еще больше выдвинуть
фитиль, пламя потускнеет и начнет коптить. Почему? То же самое прои-
зойдет, если прикрыть часть боковых отверстий пальцем. Почему?
2.	Как осуществить два из описанных в упражнении I опытов, взяв
вместо лампы свечу и кусок стеклянной трубки приблизительно с таким
же диаметром, что и свеча?

3.	Опишите устройство и действие топки.

4.	О чем свидетельствует выделение из фабричной трубы черного дыма?

5.	Какое значение имеет реакция горения: а) в промышленности,
б) в сельском хозяйстве, в) на транспорте, г) в быту?

6.	Какое применение имеют инертные газы?

.. 1. Назовите: а) топлива, применяемые у вас дома, б) приборы, приме-
няемые для их сжигания. Исследуйте, получается ли при этом вода.
2J Подготовьте (устно) сообщение на тему «Что мне известно о топли-
вах, применяемых на производствах, способах их сжигания и использо-
вания выделяющейся при этом энергии».

§ 29.	Валентность

До сих пор при составлении уравнений химических реакций
вы пользовались готовыми формулами веществ, взятыми из учеб-
ника, или вам их называл учитель. Но как же составляются хи-
мические формулы?

Химические формулы выводятся на основании данных о каче-
ственном и количественном составе веществ. Опытным путем, на-
пример, установлено, что в воде на 1 весовую часть водорода при-
ходится 8 весовых частей кислорода. Так как наименьшим коли-
чеством кислорода в молекуле воды может быть один атом, т. е.
16 у. е., то, следовательно, водорода в ней содержится 2 у. е., т. е.
два атома. Значит, в молекуле воды на один атом кислорода при-
ходится два атома водорода. Такой способ составления химиче-
ских формул применяется только в тех случаях, когда формула
данного вещества выводится впервые.

Веществ очень много, и если бы нужно было заучивать форму-
лы их, то изучение химий оказалось бы очень трудным. Оказы-
вается, можно судить о составе вещества и написать его формулу,
зная закономерности соединения атомов. Для этого необходимо
познакомиться с новым свойством атомов — валентностью.

Рассмотрим состав нескольких окислов:

- Н2О, MgO, А12О8, SO2, Р2Об,
Na2O, CuO, Fe2O8, CO2, N2O6

Из приведенных формул видно, что атом кислорода удерживает
в соединениях различное число атомов других элементов. Свойство
атомов элемента присоединять определенное число атомов других
элементов называется валентностью. За единицу измерения ва-
лентности принята валентность атома водорода. Атом водорода
не присоединяет больше одного атома других элементов. Это вид-
но из химических формул следующих водородных соединений

НС1, Н2О, NH8, СН4,
HBr, H2S, РН8, SiH4
Представим эти формулы так:

Н

Н—С1, Н—О—Н, Н—N—Н, Н—С—н
н н

Черточки означают здесь связи между атомами. При таком спо-
собе изображения молекул сразу видно, какие атомы друг с дру-
гом связаны, а какие атомы нет. Так, формула воды показывает,
что в ее молекуле оба атома водорода связаны с атомом кисло-
рода, но не связаны друг с другом. Из приведенных выше формул
видно, что атомы одних элементов (хлора, брома) присоединяют
к себе по одному атому водорода,— эти элементы одновалентны;
атомы других элементов (кислорода, серы) присоединяют по два
атома водорода — эти элементы двухвалентны и т. д>

Таким образом, валентность элементов в соединениях с водо-
родом определяется числом атомов водорода, присоединяемых
атомом данного элемента. Сравним число единиц валентности у
атомов водорода и атомов кислорода в молекуле воды. В молеку-
ле воды сумма единиц валентности двух атомов водорода (2) рав-
на валентности атома кислорода (тоже 2). В метане СН4 валент-
ность атома углерода (4) равна сумме валентности четырех ато-
мов водорода (тоже 4). В молекулах рассматриваемых соедине-
ний, состоящих из двух элементов, сумма единиц валентности
атомов одного элемента равна сумме единиц валентности атомов
другого элемента.

Атом одновалентного элемента может удерживать один атом
другого одновалентного элемента, атом двухвалентного элемента
может удерживать два атома одновалентного элемента или один
атом другого двухвалентного элемента и т. д. Особое значение в
характеристике элементов имеют их соединения с водородом и
кислородом. Валентность атома водорода во всех его соединениях
равна 1, т. е. водород всегда одновалентен; валентность атома
кислорода всегда равна 2, т. е. кислород всегда двухвалентен.

По формуле вещества, состоящего из двух элементов, можно
определить валентность одного элемента, если известна валент-
ность другого. Так, зная, что валентность кислорода всегда равна
2, легко определить валентность других элементов по формулам
их окислов, например фосфора по формуле фосфорного ангидри-
да Р2О5. Для этого находим общее число единиц валентности
кислорода, умножая его валентность (2) на число атомов в моле-
куле (5). Получаем 10. Таково же должно быть общее число
единиц валентности у двух атомов фосфора. Следовательно, ва-
лентность фосфора вк фосфорном ангидриде равна 10:2 = 5. Ва-
лентность элементов в формулах принято обозначать над их хи-
v п

мическими знаками римскими цифрами: Р2О5.
Одни химические элементы проявляют во всех своих соедине-
ниях одну и ту же постоянную валентность, другие—разную,
переменную валентность (табл. 2). Так, натрий, калий в химиче-
ских соединениях всегда одновалентны; кислород, цинк, магний,
кальций всегда двухвалентны. Валентность этих элементов по-
стоянная. Из металлов, с которыми чаще всего нам придется
встречаться, переменную валентность проявляют медь и железо.
Атомы меди, железа и других элементов с переменной валент-
ностью проявляют то одну, то другую валентность в зависимости
от того, с какими элементами и в каких условиях образуется
данное их соединение.

Как объясняется это свойство элементов — валентность?

Вам известно из физики, что атомы состоят из положительно заряжен-
ного ядра и электронов. При соединении двух элементов электроны от атомов
одного перемещаются к атомам другого; атомы первого элемента заряжаются
положительно, а второго — отрицательно. Разноименно заряженные частицы
притягиваются друг к другу и образуют химическое соединение. Так, напри-
мер, при горении магния в кислороде каждый атом магния отдает два элек-
трона атому кислорода. Первый становится заряженным положительно (+2),
а второй — отрицательно (—2). Положительно заряженные частицы магния
и отрицательно заряженные частицы кислорода притягиваются и образуют
окись магния MgO.

Атомы разных элементов отдают и захватывают разное число электро-
нов. Сколько электронов отдает или присоединяет атом данного элемента,
такую валентность он и проявляет. Число электронов, отданных всеми ато-
мами одного элемента, равно числу электронов, захваченных всеми атомами
другого; сумма единиц валентности у тех и других одинакова.

Существуют и другие способы образования соединений элементов, но во
всех случаях оно происходит с участием электронов атомов. Таким образом,
валентность элементов зависит от строения их атомов, от числа тех электро-
нов, которые участвуют в образовании химического соединения.

?1. Перепишите формулы водородных соединений элементов, приведен-
ные в этом параграфе, и обозначьте римскими цифрами валентность
элементов, соединенных с водородом.

Д 2. Перепишите формулы окислов, приведенные в начале этого пара-
графа, и обозначьте римскими цифрами валентность элементов.

3.	Выпишите формулы и обозначьте римскими цифрами валентность
элементов в соединениях: а) с серой, зная, что она двухвалентна: A12S3,
Na2S, MgS, CS2, Cu2S, PbS, Ag2S, ZnS, б) с хлором, зная, что он одно-
валентен: КО, СаС12, FeCl3, СС14, PCI5, ZnCl2, СгС13, SiCl4.

4.	Какую валентность проявляет: а) медь в закиси меди Си2О, в окиси
меди СиО; б) железо в закиси железа FeO, в окиси железа Fe2O3?

5.	Какие вы знае^ элементы с постоянной валентностью, равной: а) еди-
нице, б) двум?

§ 30. Составление формул по валентности

Зная валентность элементов, можно составлять формулы
сложных веществ, состоящих из двух элементов. Составим, на-
пример, формулу окиси алюминия, зная, что алюминий трехва-
лентен. Пишем химические знаки алюминия и кислорода и обо-
Ill II
значаем валентность этих элементов цифрой над знаком: АЮ.
Наименьшее кратное чисел, выражающих валентность (2 и 3),
равно 6. Чтобы найти число атомов алюминия и число атомов ки-
слорода в молекуле окиси алюминия, делим это наименьшее
кратное на валентность алюминия (3) и получаем 6:3 = 2 (2 ато-
ма алюминия); делим это же наименьшее кратное на валентность
кислорода (2) и получаем 6:2 = 3 (3 атома кислорода). Припи-
сываем найденные числа атомов алюминия и кислорода к хими-
ческим знакам их и получаем формулу окиси алюминия А120з.
Проверим, равна ли сумма единиц валентности атомов алюминия
сумме единиц валентности атомов кислорода, помножив валент-
ность каждого элемента на число его атомов в молекуле: 3 -2 =
= 2-3. Произведения равны — формула составлена правильно.
Таким образом, чтобы составить химическую формулу вещества
по валентности элементов, составляющих вещество, надо:

1) написать химические знаки элементов и отметить валент-
ность каждого элемента римской цифрой; 2) найти наименьшее
кратное чисел, выражающих валентность; 3) разделить наимень-
шее кратное на валентность каждого элемента и полученное чис-
ло (индекс) приписать снизу справа к знаку соответствующего
элемента.

1.	Составьте формулы следующих окислов: а) натрия, б) калия, в) се-
ребра, г) магния, д) цинка, е) кальция, ж) вольфрама (вольфрам W
шестивалентен).

2.	Пользуясь таблицей 2, составьте формулы следующих соединений:
ill П ill

a)	CaxCly, MgxNy, AlxSy, FexCly, СхС1у;

III

6)	MgxSiy, SixOy, CaxPy ,SixCly, AlxCly.

3.	Составьте формулы окислов следующих элементов: а) Мп(VII),
Cr(VI), Sb(V), Sn(IV), Cr(III), N(II), Hg(I); 6) Cl(VII), S(VI), As(V),
Pb(IV), B(III), Sr(II), Cu(I).

Таблица 2

Валентность некоторых элементов в соединениях

Величина валентности 1	Металлы	Неметаллы
Одновалентные Двухвалентные  Трехвалентные Четырехвалентные Пятивалентные Шестивалентные	Na, К, Ag, Си, Hg  Mg, Са, Ва, Си, Hg, Fe, Zn, Sn, Pb, Cr  Al, Cr, Fe	H, Cl 0, s  N  C, S, Si  N, P S

Примечание. Жирным шрифтом выделены элементы с постоянной
валентностью.
ВОДОРОД
кислоты
соли

С тех пор как стали известны кислоты, много раз химики замечали, что
при обливании растворами кислот некоторых металлов образуется «горючий
воздух». При поднесений пламени он иногда загорается, а иногда взрывается
с оглушительным треском. Английский ученый Г. Кавендиш, живший в од-
но время с Д. Пристли, первый собрал «горючий воздух» и убедился, что это
не воздух, а совершенно особое газообразное вещество. Если он чист, то спо-
койно горит, а если смешан с воздухом, то взрывается. Впоследствии газ был
назван водородом. Водород — простое вещество, молекулы которого образова-
ны из двух атомов элемента, носящего то же название.

§ 31. Получение водорода

Химический знак водорода — Н, атомный вес— 1,008. Форму-
ла водорода — Н2.

Если кусочки цинка облить раствором соляной кислоты НС1,
то на их поверхности появляются пузырьки газа. Они отрывают-
ся и всплывают на поверхность жидкости. Жидкость как бы
кипит, а кусочки цинка постепенно как бы растворяются и исче-
зают совсем. В сосуде остается бесцветный прозрачный раствор.
Из него можно выделить выпариванием твердое вещество, в со-
став которого и вошел цинк. Формула этого вещества ZnCh. Ре-
акция выражается уравнением:

* Zn + 2НС1 = ZnCl2-f-Н2 f

Водород выделяется из кислоты в результате замещения его
цинком. Теперь понятно, почему пузырьки газа отрывались от
цинка: на поверхности кусочков металла кислота соприкасалась
с атомами цинка, в результате происходящей реакции выделялся
газ водород.

В лаборатории для получения водорода обычно пользуются
аппаратом Киппа, представленным на рисунке 34. Аппарат Кип-
па состоит из воронки Б и сосуда Л, состоящего из полого шара
и полушара, сообщающихся между собой. Когда воронка встав-
Рис. 34, Аппарат Киппа: а — в действии, б — после использования,

лена в сосуд, между ее трубкой и суженным местом сосуда полу-
чается зазор, через который полушар сообщается с шаром. Цинк
насыпают в шар через тубулус Г, а через воронку наливают раст-
вор соляной кислоты. Она заполняет полушар, поднимается через
зазор в шар и заливает кусочки цинка. Начинается химическая
реакция между цинком и кислотой, в результате которой образу-
ется водород. Через тубулус Г, закрытый пробкой со вставленной
в нее газоотводной трубкой, водород выходит наружу и ис-
пользуется. Когда опыт закон-

Рис. 351 Детали прибора для полу-
чения водорода.

чен, кран Д закрывают. Водо-
род, продолжая выделяться и
не находя выхода, давит на по-
верхность раствора кислоты и
вытесняет ее в полушар. Благо-
даря этому прекращается, со-
прикосновение кислоты с цин-
ком, прекращается и реакция
между ними, но в шаре образу-
ется запас водорода до того
времени, когда он вновь пона-
добится.

Таким образом, особенность
аппарата Киппа заключается в
том, что, будучи «заряженным»,
он всегда готов к действию, а
когда аппарат приведен в дей-
ствие, его можно остановить в
любой момент.
х 1. Из предметов лаборатор-
ного оборудования, изобра*
женных на рисунке 35 (в чи-
сле их дана пробирка с ма-
леньким отверстием в дне),
можно собрать прибор для
получения водорода, дейст-
вующий так же, как и аппа-
рат Киппа. Нарисуйте такой
прибор.

2.	Нарисуйте схему аппара-
та Киппа в таком поло-
жении, когда он не дейст-
вует. Что общего в устрой-
стве аппарата Киппа и га-
зометра?

3.	В пробирку с железными
опилками прилили соляной
кислоты НС1. Напишите

.............7.....	уравнение реакции, которая
произойдет в пробирке (уч-
в — в разобранном виде.	тите, что, кроме водорода,

получится вещество, форму-
ла которого FeCb).

4.	По рисунку 18 рассчитайте (округленно, в уме), сколько атомов

кислорода приходится на один атом водорода в земной природе.

§ 32. Физические свойства водорода

Водород — бесцветный газ, без вкуса и запаха, сжижающийся
лишь при чрезвычайно низких температурах. Это самый легкий
из газов: он в 14,5 р$за легче воздуха. Уравновесим на весах кол-
бу, подвешенную вверх дном

(рис. 36). Вытесним из нее воз-
дух водородом. Равновесие на-
рушается: чашка с подвешен-
ной колбой поднимается вверх.
Следовательно, водород легче
вытесненного им воздуха.

Мыльные пузыри, наполнен-
ные водородом, быЛро взлета-
ют вверх (рис. 37).

Водород очень мало раство-
рим в воде, и поэтому его мож-
но собирать в сосуд способом
вытеснения воды. Можно соби-
рать водород и методом вытес-
нения воздуха, только в этом
случае сосуд, наполняемый во-
дородом, нужно держать вверх
дном, так как водород легче
воздуха.
Рис. 37. Наполнение водородом Рис. 38. Переливание водорода
мыльных пузырей.	из сосуда в сосуд.

9 1. Чем отличается водород от кислорода по физическим свойствам?

2.	Как сперелить» водород из одного стакана в другой (рис. 38) спо-
собом вытеснения воздуха? Как доказать теперь, что в первом стакане
водорода нет, а во втором он есть?

3.	Какими способами можно собирать водород в сосуд? На каких свой-
ствах водорода основаны эти способы?

§ 33. Химические свойства водорода

Познакомимся теперь с химическими свойствами водорода.
Зажжем струю водорода, выходящую из газоотводной трубки
(после проверки на чистоту), и опустим трубку с горящим водо-
родом в сосуд с кислородом. Горение водорода в кислороде про-
должается (рис. 39). Стенки сосуда покрываются капельками
воды. Значит, при горении водорода в кислороде происходит ре-
акция соединения этих двух веществ и образуется вода. Подер-
жим теперь металлическую пластинку над пламенем водорода,
горящего в воздухе (рис. 40). Предмет быстро покрывается ро-
сой. Значит, при горении водорода в воздухе также образуется
вода. Реакция горения водорода выражается уравнением:

2Н2 + О2 = 2Н2О + Q

Сгорая, водород образует («рождает») воду. Отсюда и происхо-
дит его название — водород.

Реакция горения водорода сопровождается выделением боль-
шого количества теплоты. Пламя водорода — не что иное, как
раскаленный водяной пар. Поэтому оно почти невидимо, если
трубка, из которой выходит водород, железная. Если же трубка
Рис. 40. Образование воды
при горении водорода

Рис. 39

Горение водорода в кислороде.

стеклянная, то образуется платья желтого цвета. Эту окраску ему
придают испаряющиеся составные части стекла. Таким образом,
характерным химическим свойством водорода является его
горючесть.

Поджигать водород, как и всякий горючий газ, надо с боль-
шой осторожностью. Убедимся в этом на опыте. Толстостенный
цилиндр разделим на три равных объема и заполним (по способу
вытеснения воды) два объема водородом и один объем кислоро-
дом. Обернем полотенцем цилиндр и, вынув* его из воды, быстро
поднесем к отверстию зажженную лучинку. Раздается оглуши-
тельный взрыв. Взрыв произошел потому, что водород соединился
с кислородом, сгорел мгновенно. За счет выделившейся теплоты
расширились пары воды, образовавшиеся при реакции. Это
вызвало сотрясение воздуха.

Отсюда следует, что зажигать водород, выходящий из ап-
парата, молено лишь в том случае, когда имеется полная уверен-
ность, что выделяется чистый водород, а не смесь водорода с
воздухом. Чтобы иметь такую уверенность, водород сначала со-
бирают в пробирку, которую затем вверх дном подносят к пламе-
ни (рис. 41). Если водород чист, он спокойно загорается с харак-
терным звуком «п-пах». Если же водород содержит примесь
воздуха, он загорается со взрывом. Взрыв сопровождается рез-
ким свистящим звуком. В пробирке этот взрыв безопасен.
Но если взрыв произойдет внутри большого стеклянного при-
бора с небольшим отверстием, то прибор будет разорван
вдребезги и его осколки могут серьезно поранить окружаю-
щих. Итак, в смеси с кислородом или воздухом водород
взрывчат.

3 Неорганическая химия 7—8 класс

65
Рис. 41. Проба водорода на чистоту.

При горении, водорода и при
взрыве его смесей с кислородом
или с воздухом происходит одна
и та же реакция: соединение во-
дорода с кислородом. Но при
горении водорода она происхо-
дит постепенно, по мере смеши-
вания молекул водорода с мо-
лекулами кислорода, а при
взрыве — мгновенно, так как
молекулы обоих газов смеша-
ны уже заранее.

Соединяется ли водород с
другими неметаллами? . Заж-
жем водород, выходящий из
газоотводной трубки, и погру-
зим ее в цилиндр с газообраз-

ным простым веществом — хло-
ром (рис. 42). Водород горит в
нем тусклым голубоватым пламенем. При этом образуется удуш-
ливый газ — хлористый водород НС1:

Н2 + С12 - 2НС1 + Q

Раствор хлористого водорода в воде называется соляной кис-
лотой. Состав ее выражается той же формулой—НС1.

Водород взаимодействует также с серой. При медленном про-
пускании водорода в пробирку с кипящей серой (рис. 43) у отвер-

Рис. 42. Горение водорода в хлоре.

Рис, 43. Соединение водорода с серой.
стия газоотводной трубки ощущается запах тухлых яиц. Это за-
пах газообразного соединения серы с водородом — сероводоро-
да H2S.

Уравнение реакции:

Н2 + S = H2S

Таким образом, водород соединяется не только с кислородом, но
и с некоторыми другими неметаллами с образованием летучих
соединений.

Познакомимся еще с одним химическим свойством водорода.
Поместим в стеклянную трубку окись меди и будем пропускать
через трубку водород (рис. 44). Никакой реакции не происходит.
Нагреем теперь окись меди (водород надо проверить на чистоту).
Вдруг окись меди сама собой начинает раскаляться: это признак
того, что между нею и водородом началась химическая реакция,
сопровождающаяся выделением теплоты. В трубке появляются
капли воды, а черная окись меди превращается в красный поро-
шок металлической меди. Реакция выражается уравнением:

СиО + Н2 = Си + Н2О + Q

Водород отнял от окиси меди кислород, связавшись с ним в воду,
и восстановил медь.

Таким образом, водород не только соединяется со свободным
кислородом, но может отнимать кислород от окислов других эле-
ментов. Это еще одно важное химическое свойство водорода. Так
получается, например, металл вольфрам, из которого изготовля-
ются нити накала электролампочек.

Рис. 44. Восстановление водородом меди из окиси меди.
Вещества, которые отнимают кислород от других веществ, на-
зываются восстановителями. К числу восстановителей, как мы
убедились, относится водород.

Применение водорода связано с его легкостью и свойствами
восстановителя. Водородом наполняют аэростаты для исследова-
ния верхних слоев атмосферы. Водород используется для восста-
новления из окислов некоторых металлов, имеющих большое зна-
чение в современной технике.

1.	Опишите химические свойства водорода.

2.	Опишите реакцию восстановления водородом меди из окиси меди.
Какие вещества называются восстановителями?

3.	Напишите уравнение взаимодействия водорода со следующими окис-
лами: а) окислом вольфрама WO3, б) железной окалиной, в) окисью
ртути. Какое химическое свойство водорода в этих реакциях проявляет-
ся? К какому типу реакций они относятся?

4.	Дана медная пластинка. Как обратить ее химическим путем в поро-
шок металлической меди? Приведите уравнения реакции, которыми
нужно воспользоваться.

5.	Г. Кавендиш проделал такой опыт. Склянку с металлом и кислотой
ставил в сосуд с водой (рис. 45), выделяющийся водород поджигал и
накрывал широкогорлой колбой. Опишите и объясните последователь-
но явления, которые при этом наблюдались, если известно, что с азотом
в этих условиях водород не соединяется.

6.	Три банки наполнены газами. В одной из них находится воздух,
в другой — кислород, в третьей — водород. Как узнать, в какой банке
какой газ содержится?

7.	Как из деталей, изображенных на рисунке 46, собрать прибор для
доказательства того, что при сгорании водорода в кислороде расхо-
дуется кислород? Нарисовать прибор. Как поставить опыт?

8.	Опишите известные вам применейия водорода.

§ 34. Водород в природе. Кислоты

Благодаря тому что водород входит в состав такого всюду
встречающегося соединения, как вода, он относится к числу са-
мых распространенных элементов на земном шаре. Водород вхо-
дит также в состав сложных веществ, из которых образованы все
живые организмы. К числу химических соединений водорода от-
носятся кислоты. В природе встречается много кислот: лимонная
кислота в лимонах, яблочная кислота в яблоках, щавелевая кис-
лота в листьях щавеля. Муравьи защищаются от врагов, выбрыз-
гивая едкие капельки муравьиной кислоты. (Она же содержится
в пчелином яде и в жгучих волосках крапивы.)

При прокисании виноградного сока получается всем известная
уксусная кислота (уксус), а при прокисании молока — молочная
кислота. Та же самая молочная кислота получается при кваше-
нии капусты, при силосовании кормов для скота. Кроме этих кис-
лот, встречающихся в природе, известен целый ряд кислот, полу-
чаемых искусственно на химических заводах. К числу их относит-
ся серная и соляная кислоты.
Рис. 46. Детали прибора (в пробке
имеется отверстие для трубки).

Рис. 45.

Опыт Г. Кавендиша.

Серная кислота H2SO4 — бесцветная жидкость, вязкая, как
масло, не имеющая запаха, почти вдвое тяжелее воды. Серная
кислота поглощает влагу из воздуха и других газов. Это свойст-
во серной кислоты используется для сушения газов. Газы осуша-
ются пропусканием через серную кислоту.

При смешивании серной кислоты с водой выделяется много
теплоты. Если воду вливать в серную кислоту, то вода может, не
успев смешаться с кислотой, закипеть и выбросить брызги серной
кислоты на лицо и руки работающего. Чтобы этого не случилось,
при растворении серной кислоты нужно вливать ее тонкой струей
в воду и перемешивать; нельзя, наоборот, лить воду в серную кис-
лоту.

Серная кислота обугливает древесину, кожу, ткани. Если
в пробирку с серной кислотой опустить лучинку, то древесина
чернеет — происходит химическая реакция, при которой из
древесины выделяется углерод в виде угля. Отсюда понятно,
как опасно попадание брызг серной кислоты на кожу человека
и одежду.

Соляная кислота HCI — водный раствор хлористого водорода.
Она пахнет хлористым водородом, так как из нее выделяются мо-
лекулы хлористого водорода (если она не сильно разбавлена
водой). Попадая в воздух, молекулы хлористого водорода при-
тягивают водяные пары, и над соляной кислотой образуется
туман из мельчайших капелек соляной кислоты: кислота
«дымит».

Общие свойства кислот. Растворами серной и соляной кислот
мы воспользуемся для выяснения некоторых общих свойств
кислот.
Прильем к растворам обеих кислот по нескольку капелек рас-
твора фиолетовой краски лакмуса. Лакмус окрасится в крас-
ный цвет. Другая краска — метиловый оранжевый при действии
кислот меняет оранжевый цвет на розовый. Лакмус и метиловый
оранжевый являются индикаторами, или ‘указателями, на при-
сутствие в растворах кислот.

Положим в пробирки с растворами обеих кислот по кусочку
цинка, магния, железа и меди. Цинк, магний и железо выделяют
из обеих кислот водород (в этом мы убедимся поджиганием га-
за). Особенно быстро протекает реакция кислот с магнием, не-
сколько медленнее с цинком, еще медленнее с железом. В пробир-
ках, в которых находится медь, никаких изменений не наблюдает-
ся. Металлы неодинаково активно вытесняют водород из кислот,
а некоторые из них и вовсе его не вытесняют. В ряду элементов:

К, Са, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

металлы, стоящие до водорода, вытесняют его из кислот, при этом
каждый предыдущий металл вытесняет водород более активно,
чем каждый последующий. Металлы же, стоящие в этом ряду пос-
ле водорода, не вытесняют его из кислот.

Химической реакцией между цинком и раствором соляной кис-
лоты НС1 мы и воспользовались для получения водорода в сво-
бодном состоянии. При этом атомы цинка как двухвалентного ме-
талла замещали два атома водорода в молекулах соляной кисло-
ты с образованием хлористого цинка ZnCl2. Так как в молекуле
соляной кислоты НС1 содержится лишь один атом водорода, то в
реакцию с атомом цинка вступают две молекулы соляной кислоты
(см. уравнение на стр. 61),

Для получения водорода вместо соляной кислоты можно вос-
пользоваться другими кислотами, например серной кислотой.
Между серной кислотой и цинком происходит реакция, выражаю-
щаяся следующим уравнением:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н2 f

И в этом случае атом цинка замещает два атома водорода.

Таким образом, кислоты имеют общие свойства:

1)	Растворы кислот кислые на вкус: это вам известно на при-
мере природных кислот.

2)	Растворы кислот изменяют окраску индикаторов: лакмуса
на красную, а метилового оранжевого на розовую. Лакмус более
чувствителен к кислотам, чем наш язык, и позволяет обнаружи-
вать присутствие их в таких разбавленных растворах, когда кис-
лый вкус не ощущается.

3)	Почти все кислоты выделяют содержащийся в них водород
при действии на них некоторыми металлами.
О 1. Какое правило нужно соблюдать при растворении серной кислоты
1 в воде?

2.	Какие вам известны общие химические свойства кислот? Ответ пояс-
ните примерами.

3.	Произойдет ли реакция, если й пробирку со ртутью прилить раствор
серной кислоты? Почему?

4.	Как доказать опытным путем, что в состав соляной кислоты входит
водород?

 Возьмите из школы, с разрешения учителя, несколько кусочков лакму-
совой бумаги (бумага, пропитанная раствором лакмуса) и докажите
присутствие кислот в продуктах, в которых они, по вашему предполо-
жению, содержатся. Например, приложите лакмусовую бумажку
к срезу яблока, смочите ее каплей простокваши и т. д. С помощью лак-
мусовой бумажки вы можете установить, что молоко начало прокисать
раньше, чем это будет заметно на вкус.

§ 35. Состав кислот. Соли

Сходные свойства кислот обусловлены их сходным составом.

Сравним по таблице 3 состав разных кислот.

Таблица 3

Название кислоты	Формула	Кислотный остаток
Соляная кислота  Азотная кислота  Серная кислота  Фосфорная кислота	НС1  HNO3  H2SO4 н3ро4	I С1  NO3 п so4 III РО4

В состав молекул всех кислот входят атомы водорода. Кроме
атомов водорода, в молекулах кислот содержатся атомы или труп-
• пы атомов, называемые кислотными остатками. Кислоты — это
вещества, состоящие из атомов водорода, которые могут заме-
щаться металлами, и кислотных остатков.

Как же объяснить состав кислот с точки зрения валентности?
Валентность проявляют не только атомы, но и группы атомов, на-
пример кислотные остатки. Если кислотный остаток в молекуле
кислоты соединен с одним атомом водорода, то он одновалентен,
если с двумя — двухвалентен, с тремя — трехвалентен и т. д.
Валентность кислотных остатков обозначена в таблице 3 римски-
ми цифрами.
При замещении водорода в кислотах металлами кислотные ос-
татки переходят в неизменном виде в состав образующихся новых

S веществ. Эти вещества, образованные из атомов металла и кис-
лотных остатков, называются солями. Формулы солей составля-
ются, так же как формулы соединений, из двух элементов, если
нам известна валентность металла и валентность кислотного ос-
татка. Составим, например, формулу сернокислого алюминия,
зная, что алюминий трехвалентен.

1)’ Напишем химический знак алюминия и обозначение кислот-
ного остатка серной кислоты, проставим над ними валентность:

ш п
A1SO4

2)	Найдем наименьшее кратное чисел, выражающих валент-
ность алюминия и валентность кислотного остатка. Наименьшее
кратное этих чисел — 6.

3)	Найдем число атомов алюминия и число кислотных остат-
ков в молекуле соли. Для этого разделим найденное наименьшее
кратное (6) на валентность алюминия — 6:3 = 2. Значит, в моле-
куле соли содержится два атома алюминия. Разделим наимень-
шее кратное на валентность кислотного остатка серной кислоты—
6 :2 = 3. Значит, в молекуле соли содержится три кислотных ос-
татка. Искомая формула соли Al2(SO4)3.

Названия солей составляются из прилагательного, образован-
ного из названия кислоты (от серной кислоты — сернокислый
(-ая, гое), от азотной кислоты — азотнокислый (-ая, -ое) и т, д.),
и существительного — названия металла. Например, соль
A)2(SO4)3, судя по кислотному остатку SO4, происходит от серной
кислоты, поэтому называется сернокислый алюминий; соль
Cu(NO3)2 происходит от азотной кислоты, поэтому называется
азотнокислая медь, и т. д.

Названия солей, происходящих от кислот с одноатомным кис-
лотным остатком, например от соляной кислоты НС1, составляют-
ся из прилагательного, образованного из названия неметалла
(хлор — хлористый), и существительного — названия металла,
например: NaCl — хлористый натрий, А1С13— хлористый алю-
миний. г

Р Л. Составьте формулы следующих солей: хлористого кальция, азотно-
1 кислого калия, фосфорнокислого кальция, хлорного железа (железо
t трехвалентное), азотнокислого магния, сернокислого натрия, фосфорно’
кислого железа: а) двухвалентного, б) трехвалентного.

2.	Напишите названия следующих солей: КС1, Ba(NO3)21 CaSO4,
Na3PO4.

3.	Из следующего перечня веществ выпишите отдельно формулы:
а) окислов, б) кислот, в) солей: HNO3, KNO3, NO2, SO3, H2SO4, CuSO4,
K3PO4, H3PO Na2O, CaO FeCl2.
§ 36.	Действие кислот на окислы металлов.
Реакции обмена

Не всякую соль можно получить действием кислоты на соот-
ветствующий металл. Когда мы помещали в раствор серной кис-
лоты кусочки меди, никакой химической реакции не наблюдалось.
Медь не вытесняет из кислот водород. Как же получают соли та-
ких металлов, например CuCl2, CuSO4 и т. д.? Соли металлов, не
реагирующих с кислотами, получают с помощью химических ре-
акций других типов, например действием кислот на окислы метал-
лов. Рассмотрим взаимодействие кислоты с окислом металла на
примере реакции между окисью меди и раствором серной кислоты.

Окись меди СиО — известный вам черный порошок. Насыплем
ее в пробирку с водой. Она не растворяется в воде. В другую про-
бирку с окисью меди прильем раствор серной кислоты и нагреем.
Получится голубой раствор. Из него можно выделить вещество
состава CUSO4. Состав его таков же, как если бы медь непосред-
ственно заместила в серной кислоте водород: это вещество состо-
ит из атомов металла и кислотных остатков серной кислоты, т. е.
является солью,— это сернокислая медь. Реакция между окисью
меди и серной кислотой выражается уравнением:

СиО + H2SO4 - С uSO4 + н2о

Так мы познакомились еще с одним общим свойством кислот:
кислоты взаимодействуют с окислами металлов с образованием
соответствующей соли и воды. При этом, как и при взаимо-
действии кислот с металлами, кислотные остатки сохраняются, пе-
реходя в неизменном виде в состав получающейся соли. Молеку-
лы воды образуются из атомов кислорода, содержащихся в окис-
ле металла, и атомов водорода кислоты. Зная это, можно состав-
лять уравнения химических реакций действия любой кислоты на
любой окисел металла, если формула окисла и формула кислоты
известны. Коэффициенты нужно подбирать с расчетом, чтобы на
каждый атом кислорода в окисле приходилось два атома водоро-
да в кислоте. Так, в уравнении реакции между окисью меди и сер-
ной кислотой:

CuO + H2SO4 - CuSO4 + Н2О
коэффициенты подбирать не пришлось, потому что на один атом
кислорода, содержащийся в молекуле окисла, как раз приходится
два атома водорода в молекуле кислоты.

Составим уравнение реакции между окисью железа и азотной
кислотой:

Fe2O8 + HNO8->- соль 4- вода

В молекуле окиси железа БегОз содержится 3 атома кислоро-
да. Молекул кислоты должно участвовать в реакции столько, что-
бы в них содержалось вдвое больше, т. е. 6 атомов водорода, зна-
чит, 6 молекул. Из 3 атомов кислорода и 6 атомов водорода полу-
чится 3 молекулы воды. Уравнение реакции:

Fe2O8 + 6HNO3 = 2Fe(NO8)8 + ЗН2О

При реакции окислов металлов с кислотами два сложных ве-
щества — окисел и кислота — обмениваются своими составными
частями: окисел обменивает атомы кислорода на кислотные ос-
татки, а кислота — атомы водорода на атомы металла. Это новый
тип химических реакций, такие реакции называются реакциями
обмена.

Реакциями обмена называются реакции между двумя слож-
ными веществами, при которых они обмениваются своими состав-
ными частями.

1.	Составьте уравнения следующих реакций:

1)	ZnO + HNO3 ->	3) Na2O 4- H2SO4

2)	A12Q3 + HC1	4) MgO 4- HNO3

Назовите получающиеся соли.	t

2.	Какие четыре типа химических реакций вам теперь известны? К ка-
кому из них относятся: а) окисление простых веществ кислородом,
б) восстановление металлов из окислов водородом, в) вытеснение ме-
таллами водорода из кислот, г) реакции между кислотами и окислами
металлов? Приведите по одному примеру уравнений реакций каждого
типа.-.

3.	В разных химических реакциях вам встречалась окись меди. Изложи-
те все, что вам теперь известно об этом веществе, по плану: 1) получе-
ние, 2) к какому классу веществ относится, 3) физические свойства,
4) химические свойства. Приведите уравнения реакций, в которых окись
меди получается или в которых участвует, и укажите, к какому типу
относится каждая из них.

4.	Опишите свойства серной кислоты по следующему плану:

1)	Состав.

2)	Физические свойства.

3)	Химические свойства:

а) отношение к лакмусу, б) отношение к металлам, в) отношение к оки-
сла м металлов.

5.	Перечислите общие химические свойства кислот. Приведите уравнения
реакций.

6.	Даны вещества: магний, соляная кислота, окись магния, медь, окись
меди. Какие опыты вы могли бы проделать, пользуясь этими вещест-
вами? Напишите уравнения возможных реакций. Укажите условия их
течения. Напишите названия получающихся веществ.

7.	Из какого газа состоит атмосфера планеты, если: а) кислород в ней
горит, б) древесина и водород не горят, в) малахит в сосредоточенных
на нем зажигательным стеклом лучах превращается не в черный, а в
красный порошок, г) метеорологический зонд — шар, наполненный водо-
родом, не поднимается? Напишите уравнения упомянутых реакций.

8.	Принесите в школу кусочки разноцветной материи, цветы медуницы,
незабудки и др. Установите, какие из них окрашены красителями, отно-
сящимися к индикаторам. Объясните изменение окраски некоторых
цветков.
4
ВОДА
ОСНОВАНИЯ
РАСТВОРЫ

§ 37.	Вода в природе. Получение чистой воды и ее физические
свойства

Самое распространенное из соединений водорода в природе —
это его окисел — вода Н2О. В том или ином виде она находится
всюду. Вода заполняет впадины земной поверхности, образуя оке-
аны и моря. Громадными массами снега и льда она покрывает по-
лярные страны и вершины высоких гор. Ее невидимый пар всегда
присутствует в воздухе. Обращаясь в мельчайшие капельки, он
образует облака, из которых выпадают дожди, пропитывающие
водой почву и питающие ручьи и реки. Просачиваясь сквозь поч-
ву, вода растворяет ее растворимые составные части и увлекает
мельчайшие твердые частицы. Поэтому природная вода всегда со-
держит примеси различных других веществ.

В зависимости от того, для каких целей применяется вода, ее
очищают от этих веществ в большей или меньшей степени. Огром-
ное значение имеет очистка питьевой воды. Откуда берут воду
для питья? Какие примеси не должна содержать питьевая вода?

В колодцах, вырытых на довольно большую глубину, в воде
нет взвешенных примесей и почти отсутствуют микроорганизмы.
Такая вода содержит растворенные соли, полезные для человека.

В водопровод поступает вода из рек или водохранилищ. Реч-
ная вода содержит много вредных для человека примесей в виде
различных остатков жизнедеятельности животных и человека, а
также болезнетворные микроорганизмы, от которых ее очищают.
На городских водоочистительных станциях воду сначала пропус-
кают через решетки, которые задерживают крупные плавающие
предметы. Потом воду подвергают отстаиванию в бассейнах-от-
стойниках и фильтрованию через песочные фильтры, т. е. через
слой песка. Здесь задерживаются нерастворимые твердые части-
цы. Далее очищенная на фильтрах вода обрабатывается вещест-
вами (хлором) для уничтожения микроорганизмов (в настоящее
время хлор заменяют бактерицидными лампами, с помощью кото-
Рис. 47, Прибор для перегонки воды.

рых микроорганизмы убиваются ультрафиолетовыми лучами).
Когда в городах стали применять воду, очищенную на водоочис-
тительных станциях, заболевания жителей инфекционными болез-
нями резко сократились. В очищенной воде остаются растворен-
ные вещества, необходимые человеку, и их из питьевой воды не
отделяют.

В аптеках для приготовления лекарств и в химических лабора-
ториях применяется чистая вода, освобожденная и от растворен-
ных примесей.

Для отделения воды или другой жидкости от растворенных в
ней веществ применяется перегонка»

Перегонка заключается в том, что жидкость путем нагревания
обращается в пар, который- затем охлаждается и вновь образует
жидкость. Прибор, применяемый в лаборатории для перегонки
воды, изображен на рисунке 47. Он состоит из трех частей: колбы,
в которой налитый раствор нагревается до кипения, холодильни-
ка, где пары воды сгущаются опять в жидкую воду, и приемника,
куда эта вода стекает. Холодильник состоит из двух трубок,
вставленных одна в другую. По внутренней трубке вниз идут во-
дяные пары, а по внешней снизу вверх пропускается холодная во-
да. Она охлаждает внутреннюю трубку. Когда в колбе перегонно-
го аппарата кипятят воду, растворенные в ней твердые вещества
остаются в колбе, а в приемнике собирается чистая вода.|Вода,
полученная путем перегонки, называется дистиллированной водой.

Для получения больших количеств дистиллированной воды
служит перегонный куб, изображенный на рисунке 48. Он отли-
чается от лабораторного аппарата главным образом тем, что из-
готовлен не из стекла, а из металлов, а длинная трубка, в которой
\

сгущаются водяные пары, что-
бы аппарат занимал меньше
места, согнута в виде спирали,
называемой змеевиком.

Перегонка воды постоянно
происходит, и в природных ус-
ловиях под влиянием солнеч-
ного теплй. Так образуется
дождевая вода — наиболее
чистый вид природной воды.

Вода — бесцветная (в тол-
стом слое голубая), легко под-
вижная жидкость, без вкуса,
цвета и запаха, кипит при
100° С (при атмосферном дав-
лении), замерзает при 0°С,
плотность ее (при 4° С) приня-
та за единицу.

Рис. 48. Перегонный куб.

1.	Какие из природных вод обычно содержат меньше примесей: речные
или ключевые? Почему?

2.	Как очищается от примесей питьевая вода?

▲ 3. В каких случаях применяется перегонка? Нарисуйте перегонный аппа-
рат, назовите его части и расскажите, как он действует.

§ 38. Анализ и синтез воды

В том, что вода состоит из кислорода и водорода, мы убеди-
лись, получив ее путем соединения водорода с кислородом. Под-
твердим это путем разложения воды на водород и кислород.

Вода — прочное вещество. Она разлагается лишь при очень
высоких температурах, например при температуре электрической
искры. При пропускании электрической искры через дистиллиро-
ванную воду появляются пузырьки газа. Их можно собр'ать-по
методу вытеснения воды в пробирку. Когда газа в пробирке на-
копится достаточно, вынем ее из воды, закрыв отверстие под во-
дой пальцем, и поднесем к отверстию горящую лучинку. Газ
взорвется. Это смесь водорода с кислородом. Реакция разложе-
ния воды выражается уравнением:

2Н2О = 2Н2 + О2

Можно разложить воду и так, что водород и кислород собе-
рутся отдельно. Для этого опустим в воду две металлические
пластинки, присоединенные к источнику постоянного тока, и
включим ток. На обеих пластинках начнется выделение пузырь-
ков газа. Газы можно собрать в опрокинутые над той и другой
пластинками пробирки, как в опыте с искрой, или воспользовать-
ся прибором для разложения воды электрическим током, изобра-
/

Рис. 49. Приборы для электролиза Рис. 50. Эвдиометр: а — до взрыва,
воды.	б — после взрыва.

женным на рисунке 49. В одной из трубок прибора (или пробир-
ки) соберется вдвое больший объем газа, чем в другой. Поднеся
зажженную лучинку к отверстию трубки (или пробирки), в кото-
рой газа собралось больше, мы заметим, что газ загорелся. Это
водород. Поднеся вместо горящей лучинки тлеющую лучинку к
отверстию трубки (или пробирки), где газа собралось меньше,
мы увидим, что лучинка вспыхнет^ Это кислород.

Водород и кислород соединяются с образованием воды в тех
же объемных отношениях (2 : 1), в каких они выделяются при ее
разложении. Это можно подтвердить опытом в приборе, называе-
мом эвдиометром (рис. 50). Эвдиометр представляет собой тол-
стостенную трубку, плотно закрытую резиновой пробкой, в кото-
рую вставлены медные проволочки. С наружной стороны трубки
нанесены деления на равном расстоянии друг от друга. Эвдио-
мётр заполняют прокипяченной водой, опускают открытым кон-
цом в чашку с водой так, чтобы из него не выливалась вода, и
укрепляют в лапке штатива. В эвдиометр вводят столько кисло-
рода, чтобы он заполнил трубку до второго деления (два объе-
ма), а следующие два объема заполняют водородом. Свободные
концы медных проволочек эвдиометра соединяют проводами с
индукционной катушкой, а последнюю с источником электриче-
ского тока. При включении тока между медными проволочками
внутри трубки проскакивает электрическая искра, от которой
происходит взрыв смеси водорода с кислородом. Вода в эвдио-
метре поднимается ровно на три деления. Чтобы узнать, какой
газ остался в эвдиометре после взрыва, открытый конец трубки
закрывают пробкой, эвдиометр из лапки штатива освобождают
и перевертывают. Пробку вынимают и в открытый конец трубки
быстро вносят тлеющую лучинку, она вспыхивает. Следователь-
но, в эвдиометре после взрыва остался один объем кислорода.
Значит, во время взрыва израсходовались на образование воды
два объема водорода и один объем кислорода.

Реакция образования сложного вещества путем соединения
простых веществ называется синтезом. В эвдиометре нами был
произведен синтез воды.

Разложение вещества с целью выяснения его состава называ-
ется анализом.

Таким образом, состав воды нами был установлен анализом
и синтезом. Эти два метода определения состава веществ широ-
ко применяются в химии.

Знание того, что при разложении воды выделяется 2 объема
водорода и один объем кислорода и что при синтезе воды расхо-
дуются эти же газы в тех же объемных отношениях, позволяет
вычислить весовой состав воды. Допустим, что при разложении
воды выделился 1 л кислорода, тогда водорода образовалось 2 л.
Зная, что 1 л водорода весит 0,089 г, а 1 л кислорода 1,429 г, по-
лучаем весовые отношения выделившихся газов- 1,429:0,178 =
= 8 : 1, т. е. в воде на 1 весовую часть водорода приходится 8 ве-
совых частей кислорода. Этими данными мы уже пользовались
при выводе формулы воды (стр. 58).

Р 1. Какими двумя способами можно доказать, что вода состоит из водо^
1 рода и кислорода?

2.	Опишите опыт разложения воды электрическим током.

.	3. Опишите опыт синтеза воды в эвдиометре.

4.	В эвдиометре находилась смесь 12 мл водорода и 12 мл кислорода.
Какой газ и в каком количестве остался в эвдиометре после взрыва этой
смеси?

5.	В перекиси водорода на 1 весовую часть водорода приходится 16 ве-
совых частей кислорода. Зная атомные веса водорода и кислорода и мо-
лекулярный вес перекиси водорода (34), выведите химическую формулу
этого вещества.

6.	Можно ли опыт разложения окиси ртути назвать анализом этого ве-
щества? Почему?
§ 39. Химические свойства воды

Водород горюч, кислород поддерживает горение, а вода не го-
рюча и не только не поддерживает горения обычно горючих ве-
ществ, например древесины, а гасит огонь. Почему же, соединив-
шись с кислородом, водород утратил горючесть, а кислород —
способность поддерживать горение? Горение водорода — это ре-
акция соединения его с кислородом. В воде же содержится водо-
род, уже соединившийся с кислородом, т. е. сгоревший. Вода —
это сгоревший водород. Вот почему она не горюча. С какими же
веществами вступает в реакции вода?

Взаимодействие воды с металлами. Если в цилиндр с водой
положить стружки кальция, то от поверхности кальция начнут
отрываться пузырьки газа, как от поверхности цинка, помещен-
ного в раствор серной кислоты. При поднесении зажженной лу-
чинки к отверстию цилиндра мы будем наблюдать вспышки. Это
горит водород. Вода в цилиндре мутнеет. Появившиеся в цилинд-
ре белые взвешенные частицы — известь, или гидроокись каль-
ция, Са(ОН)2. Реакция выражается схемой:

Са + Н2О->Са(ОН)2 + Н2 ф

При этой реакции, протекающей при обыкновенной темпера-
туре, из молекулы воды (Н — ОН) вытесняется только один атом
водорода, а другой атом водорода, соединенный с атомом кис-
лорода в виде группы — ОН, переходит в состав гидроокиси
кальция. Так как атом кальция двухвалентный, то он вытесняет
из двух молекул воды два атома водорода, а оставшиеся две
группы соединяются с атомом кальция:

Са + 2НОН = Са(ОН)2 + Н2 ф + Q

Еще энергичнее протекает реакция натрия с водой. Опустим
кусочек натрия в стакан с водой. Натрий всплывает на ее поверх-
ность, плавится, превращаясь в блестящую каплю. Она быстро
перемещается по поверхности воды, издавая шипение и уменьша-
ясь в размерах. Выпарив раствор, мы обнаружим твердое белое
вещество — гидроокись натрия NaOH. Если для опыта восполь-
зоваться прибором, изображенным на рисунке 51, то, сняв после
окончания реакции пробирку, можно обнаружить в ней водород.
Следовательно, при взаимодействии натрия с водой получается
гидроокись натрия и водород:

2Na + 2НОН = 2NaOH + На | + Q

Натрий и кальций принадлежат к числу наиболее химически
активных металлов (см. ряд металлов, приведенный на стр. 70).
На примере рассмотренных реакций воды с металлами мы по-
знакомились с важным химическим свойством воды: она реаги-
рует с наиболее активными металлами, выделяя половину содер-
жащегося в ней водорода и образуя соединения состава Ме(ОН)я,
у

где Me обозначает металл, а х
численно равен его валентно-
сти.

Поставим теперь вопрос: не
может ли вода вступать в ре-
акции с окислами?

Взаимодействие воды с
окислами неметаллов. Налив в
банку немного воды, сожжем в
ней на ложечке красный фос-
фор, подождем, пока получив-
шийся фосфорный ангидрид
Р2О5 растворится, и прильем к
раствору несколько капель рас-
твора фиолетового лакмуса.
Лакмус окрасится в красный
цвет. Значит, в растворе содер-
жится кислота. Фосфорный ан-
гидрид соединяется с водой и
получается метафосфорная
кислота НРО3:

Рис. 51.

Взаимодействие натрия с водой.

Р2О5 + Н2О 2НРО3

Сожжем в банке с небольшим количеством воды серу и иссле-
дуем получившийся раствор раствором лакмуса. Он тоже окра-
сится в красный цвет. Сернистый газ SO2, получившийся при
сгорании серы, соединился с водой и получилась сернистая кис-
лота H2SO3:

SO2 + Н2О - H2SO3

Сера — элемент с переменной валентностью. Кроме известно-
го вам окисла SO2, в котором сера четырехвалентна, она образу-
ет другой окисел — SO3, в котором она шестивалентна. Гидратом
окисла серы является уже известная вам серная кислота:

so8 + h2o = h2so4

Азот образует окисел N2Os. Гидратом окисла азота является
известная вам азотная кислота HNO3:

N2O5 + Н2О - 2HNO3

Соединения окислов с водой называются гидратами окислов.
Гидраты окислов неметаллов являются кислотами.

Взаимодействие воды с окислами металлов. Рассмотрим те-
перь отношение к воде окислов металлов. Насыплем в стаканчи-
ки окиси меди СиО, окиси железа Fe2O3, окиси цинка ZnO и оки-
си кальция СаО и прильем в каждый немного воды. Окислы ме-
ди, железа и цинка в воде не растворяются и не соединяются с
нею. Иначе ведет себя окись кальция.
Рис. 52<

Получение гидроокиси кальция.

При обливании кусков оки-
си кальция водой наблюдается
такое сильное разогревание,
что часть воды превращается в
пар, а куски окиси кальция,
рассыпаясь, превращаются в
сухой рыхлый порошок — гид-
роокись кальция Са(ОН)2
(рис. 52):

СаО + Н2О - Са(ОН)2 + Q

Подобно окиси кальция, со-
единяются с водой окислы нат-
рия и калия:

Na2O + Н2О - 2NaOH + Q

К2О-f-НаО = 2 КОН + Q

При этих реакциях образуют-
ся гидроокись натрия NaOH и
гидроокись калия КОН.

Таким образом, одни окислы металлов не реагируют с водой
(их большинство), другие соединяются с нею, образуя гидраты

• окислов. Гидраты окислов металлов называют гидроокисями.

1.	Опишите химические свойства воды.

2.	Если пропускать водяные пары через раскаленную железную трубку,
то из нее выделяется водород, а на внутренних стенках трубки появля-
ется железная окалина (Fe3O4), Напишите уравнение этой реакции. Ка-
кого типа эта реакция?

3.	При хранении фосфорного ангидрида в открытой банке вес его уве-
личивается. При хранении же окиси меди в открытой банке вес ее не
изменяется. Как объяснить эти явления?

4.	Какими двумя известными вам способами может образоваться гид-
роокись кальция? Напишите уравнения реакций.

5.	При взаимодействии бария с водой и окиси бария с водой получа-
ется гидроокись бария. Напишите уравнения этих реакций. К какому
типу реакций относится каждая из них?

§ 40. Основания. Щелочи

Ознакомимся с гидроокисями ^некоторых металлов.

Гидроокись натрия NaOH — твердое белое вещество, притяги-
вающее к себе влагу и поэтому расплывающееся на воздухе; она
хорошо растворяется в воде. При растворении гидроокиси натрия
в воде выделяется теплота. Растворы гидроокиси натрия в воде
мылкие на ощупь и очень едкие: они разъедают кожу, ткани, бу-
магу и другие материалы. За это свойство гидроокись натрия по-
лучила название едкого натра. С гидроокисью натрия и ее рас-
твором надо обращаться осторожно, опасаясь, чтобы они не по-
пали на одежду, обувь, а тем более на руки и лицо. На теле от
едкого натра образуются долго не заживающие раны. Техниче-
ское название едкого натра «каустик».

Если к раствору едкого натра прилить раствор лакмуса, то
цвет лакмуса становится синим. Если вместо раствора лакмуса
добавить бесцветный спиртовой раствор фенолфталеина, то рас-
твор фенолфталеина становится малиновым. Оранжевый раствор
метилового оранжевого в растворе едкого натра принимает жел-
тый цвет.

Гидроокись калия КОН — тоже твердое белое вещество, хоро-
шо растворимое в воде. При растворении ее в воде выделяется
большое количество теплоты. Раствор гидроокиси калия, также
как и гидроокиси натрия, мылок на ощупь и очень едок. Поэтому
гидроокись калия иначе называют едким кали. Раствор едкого
кали изменяет цвет лакмуса из фиолетового в синий, бесцветный
раствор фенолфталеина — в малиновый, оранжевый раствор ме-
тилового оранжевого — в желтый. Таким образом, едкое кали
сходно по своим свойствам с едким натром.

Гидроокись кальция Са(ОН)2, или гашеная известь,— рых-
лый белый порошок, немного растворимый в воде. Раствор гид-
роокиси кальция называется известковой водой. Известковая во-
да изменяет цвет лакмуса из фиолетового в синий, бесцветный
раствор фенолфталеина — в малиновый, оранжевый раствор ме-
тилового оранжевого — в желтый.

Гашеная известь применяется для изготовления строительных
«растворов», используемых при кладке и штукатурке стен.

Гидроокись натрия, гидроокись калия и гидроокись кальция
относятся к классу оснований. Это растворимые в воде основания.

Растворимые в воде основания называются щелочами.

Лакмус, фенолфталеин и метиловый оранжевый являются ин-
дикаторами растворов щелочей и кислот. Окраска индикаторов
в растворах кислот и щелочей указана в таблице 4.

Кроме немногих растворимых в воде оснований, известно
большое число нерастворимых, например: Си(ОН)2— гидроокись

Индикаторы

Таблица 4

Название индикатора	Окраска индикатора в различных растворах		
	нейтральных	кислых	щелочных
Лакмус  Метиловый оранжевый  Фенолфталеин	Фиолетовая Оранжевая Бесцветная	Красная Розовая Бесцветная	Синяя Желтая Малиновая ♦
меди, Fe(OH)3 — гидроокись железа и др. По составу они сход-
ны с растворимыми основаниями, но не могут быть получены со-
единением окисла соответствующего металла с водой. При на-
гревании они разлагаются на окисел и воду:

Cu(OH)2 - СиО + Н2О

2Fe(OH)8 - Fe2O8 + ЗН2О

Таким образом, все основания можно разделить на две груп-
пы: растворимые (щелочи) и нерастворимые в воде. Основания
сходны по своему химическому составу: в состав молекулы каж-
дого основания входит атом металла, соединенный с одной или
несколькими группами ОН.

Группа ОН называется гидроксильной группой или просто
гидроксилом (от начальных слов латинских названий водорода
«гш?рогениум» и кислорода «оксигениум»). Ее можно рассма-
тривать как остаток от молекулы воды, если бы от нее отнять
один атом водорода': Н—ОН.

В молекуле воды гидроксильная группа связана с одним ато-
мом водорода, значит, гидроксильная группа одновалентна. Так
как гидроксильная группа одновалентна, атом металла связыва-
ет столько гидроксильных групп, какова его валентность: однова-
лентные атомы натрия и калия — одну гидроксильную группу,
двухвалентные атомы кальция и меди — две гидроксильные груп-
пы, трехвалентные атомы железа — три гидроксильные группы.
Зная это, легко составлять формулы гидроокисей металлов: к
химическому знаку металла нужно приписать столько гидрок-
сильных групп, какова валентность металла. Например, формула
п I

гидроокиси бария Ва(ОН)2. Таким образом, основания •*- это ве-
щества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или
нескольких гидроксильных групп.

1.	Опишите свойства: а) едкого натра, б) гидроокиси кальция.

2.	На какие две группы делятся основания? Приведите примеры тех и
других.

3.	Как изменяют растворы щелочей цвет: а) лакмуса, б) фенолфта-
леина, в) метилового оранжевого?

4.	Составьте химические формулы: а) гидроокиси алюминия, б) гидро-
окиси магния, в) гидроокиси хром^ (Сг трехвалентен).

5.	Из следующего перечня выпишите отдельно формулы: а) окислов,
б) оснований, в) кислот, г) солей:

СаО, H2SO4, Fe(OH)2, FeSO4, CaSO4, HC1, LiOH, MnO, CuCl2, Mn(OH)2,
SO2.

6.	Составьте формулы окислов, соответствующих основаниям: CuOH,
Fe(OH)3, Cr(OH)2, KOH, укажите их названия.

7.	Составьте формулы оснований, соответствующих окислам: CuO, FeO,
Li2O, BaO.	>
§41. Реакция нейтрализации

Мы изучили реакции взаимо-
действия кислот с металлами и
окислами металлов. При этих
реакциях образуется соль соот-
ветствующего металла. Основа-
ния также содержат металлы.
Можно предположить, что кис-
лоты будут взаимодействовать
с основаниями тоже с образо-
ванием солей. Прильем к раст-
вору гидроокиси натрия NaOH
раствор соляной кислоты НС1.
Раствор остается бесцветным и
прозрачным, но на ощупь мож-
но установить, что при этом
выделяется теплота. Выделение
теплоты показывает, что между

Рис. 53. Реакция нейтрализации.

щелочью и кислотой произошла химическая реакция.

Чтобы выяснить сущность этой реакции, проделаем такой
опыт. В раствор щелочи поместим бумажку, окрашенную фиоле-
товым лакмусом. Она, конечно, посинеет. Теперь из бюретки
(градуированная трубка, рис. 53) начнем приливать к раствору
щелочи малыми порциями раствор кислоты, пока окраска лак-
муса опять изменится из синей в фиолетовую. Если лакмус из
синего стал фиолетовым, то это означает, что в растворе не стало
щелочи. Не стало в растворен кислоты, так как в ее присутствии
лакмус должен был бы окраситься в красный цвет. Раствор сде-
лался нейтральным. Выпарив раствор, мы получили соль — хло-
ристый натрий NaCL

Образование хлористого натрия при взаимодействии гидро-
окиси натрия с соляной кислотой выражается уравнением:

NaOH + НС1 - NaCl + Н2О + Q

Сущность этой реакции заключается в том, что атомы натрия и
водорода обмениваются местами. В результате водородный атом
кислоты соединяется с гидроксильной группой щёлочи в молеку-
лу воды, а атом металла натрия соединяется с остатком кисло-
ты — С1, образуя молекулу соли. Эта реакция относится к зна-
комому нам типу реакций обмена.

Вступают ли в реакции с кислотами нерастворимые основа-
ния? Насыплем в стакан голубую гидроокись меди. Прибавим во-
ды. Гидроокись меди не растворится. Теперь прильем к ней рас-
твор азотной кислоты. Гидроокись меди растворится и получит-
ся прозрачный раствор азотнокислой меди голубого цвета.
Реакция выражается уравнением:

Cu(OH)2 + 2HNO3 - Cu(NO3)2 + 2Н2О
i
И ерастворимые в воде основания, как и щелочи, взаимодейст-
вуют с кислотами с образованием соли и воды.

Реакция между кислотой и основанием, в результате которой
образуется соль и вода, называется реакцией нейтрализации.

С помощью реакции нейтрализации определяют опытным
путем нерастворимые кислоты и основания. Гидраты окислов,
вступающие в реакцию нейтрализации со щелочами, относятся к
кислотам. Убедившись на опыте, что данный гидрат окисла нейтра-
лизуется щелочами, мы пишем его формулу, как формулу кисло-
ты, записывая химический знак водорода на первое место: HNO3,
H2SO4.

Кислоты друг с другом с образованием солей не взаимодей-
ствуют.

Гидраты окислов, вступающие в реакцию нейтрализации с
кислотами, относятся к основаниям. Убедившись на опыте, что
данный гидрат окисла нейтрализуется кислотами, мы пишем его
формулу в виде Ме(ОН)п, т, е. подчеркиваем присутствие в нем
гидроксильных групп.

Основания друг с другом с образованием солей не взаимо-
действуют,

ь 1. Какие реакции называются реакциями нейтрализации?

2.	Напишите уравнения реакций между: а) соляной кислотой и гидро-
окисью магния, б) азотной кислотой и гидроокисью железа, в) серной
Ж кислотой и едким кали, г) фосфорной кислотой и гидроокисью кальция.

3.	Чем отличаются по химическим свойствам основания от кислот?

4.	Напишите уравнение реакции нейтрализации раствора едкого натра
раствором серной кислоты и вычислите, в каких весовых отношениях
эти вещества вступают в реакцию.

5.	С какими из перечисленных ниже веществ будет вступать в реакцию
соляная кислота: цинк, окись железа, гидроокись бария, ртуть? Напи«
шите уравнения возможных реакций.

§ 42. Классификация веществ

Мы установили, что вещества по составу и химическим свой-
ствам делятся на несколько классов, представленных следующей
схемой:

Вещества

Простые	Сложные

I--------------------------Л	I

Металлы Неметаллы Окислы Основания Кислоты Соли

Сложные вещества разных классов отличаются своим со-
ставом:

СаО	Са(ОН)2	НС1	NaCl
SO3	Fe(OH)3	H2SO4	CaSO4
Окислы	Основания	Кислоты	Соли
Мы познакомились с основными типами химических реакций,
с помощью которых из веществ одного класса можно получить
вещества, относящиеся к другим классам: из простого вещества—
сложное и, наоборот, из окисла — кислоту, из кислоты — соль
и т. д. Эти реакции широко применяются в химической промыт-
ленности для получения одних веществ из других.

f 1. Опишите окислы, основания и кислоты по следующему плану:

1 1) определение и состав, 2) химические свойства.

2.	Какие вещества называются солями? Каков их состав?

А 3. Как осуществить следующие превращения:

a)	S SO2 H2SO3 -> K2SO3;

б)	Са -> СаО -> Са(ОН)2 -> Ca(NO3)2?

Напишите уравнения реакций и укажите: а) к какому типу реакций от-
носится каждая из них, б) под формулой каждого вещества — к какому
классу оно относится.

4. Чем сходны и чем отличаются по составу: а) кислота и соль, б) ос-
нование и соль?

§ 43. Вода как растворитель. Растворимость

Из курса природоведения и из повседневной жизни вам изве-
стно, что вода растворяет различные твердые, жидкие и газо-
образные вещества. На уроках химии вы пользовались раствора-
ми кислот и щелочей. Теперь, пользуясь знаниями о строении и
составе веществ, мы можем выяснить, в чем состоит процесс рас-
творения и что такое растворы.

Мы знаем, что молекулы веществ находятся в непрерывном
движении. Этим объясняется явление диффузии — распростране-
ние одних веществ в других. Положим в цилиндр с водой крис-
таллы медного купороса. Через некоторое время вокруг кристал-
лов вода окрасится в голубой цвет. Невидимые частицы медного
купороса под влиянием молекул воды оторвались от кристаллов
и диффундировали в воде. Диффузия происходит медленно, но в
конце концов получится однородный раствор.

Процесс растворения вещества можно ускорить, если взять
его не в виде крупных кристаллов, а в виде мелкого порошка.

При измельчении вещества увеличивается поверхность сопри-
косновения его с жидкостью, и оно растворяется быстрее. Можно
ускорить растворение вещества перемешиванием жидкости или ее
нагреванием.

Растворение можно ускорить, если поместить растворяемое
вещество на поверхности растворителя (рис. 54). Раствор тяже-
лее воды, поэтому, образовавшись около кристаллов, помещен-
ных в мешочке, он струйками падает вниз и растворение ускоря-
ется. Этот способ ускорения растворения применяется в завод-
Рис. 54.

Растворение медного купороса в воде.

Рис. 55.

Бак для растворения.

ской практике. Куски соли помещают на мешковину, укреплен-
ную на поверхности воды, налитой в бочку, или на решетке в
баках для растворения (рис. 55). Полученный раствор не отста-
ивается, остается все время однородным.

Вещества, не растворяющиеся в воде, например мел, глина,
при смешивании с ней остаются некоторое время во взвешенном
состоянии, образуя мутную жидкость, но с течением времени час-
тицы взвеси осаждаются на дно сосуда.

Из курса природоведения вам известно, что растворимость
большинства веществ не безгранична. Например, при 20° С в 100 г
воды может раствориться не больше 200 г сахара, 35,9 г поварен-
ной соли, 17,5 г медного купороса, 0,2 г гипса и т. д.

Раствор, в котором данное вещество при данной температуре
уже больше не растворяется, называется насыщенным, а рас-
твор, в котором еще может-раствориться добавочное количество
данного вещества,—ненасыщенным.

Число граммов вещества, образующих насыщенный раствор в
100 г растворителя при данной температуре, называется раство-
римостью этого вещества или коэффициентом растворимости.
Растворимость веществ весьма различна. У некоторых веществ
она настолько мала, что их считают практически нерастворимы-
ми. Так, например, растворимость в воде при 20° С сернокислого
бария BaSO4 0,00023 г, хлористого серебра AgCl 0,00015 г.

Изменяется ли растворимость веществ при изменении темпе-
ратуры? Получим насыщенные при обыкновенной температуре
растворы калийной селитры и поваренной соли, растворив их в
одинаковых объемах воды. Будем нагревать оба насыщенных рас-
твора и добавлять соли до тех
пор, пока они перестанут рас-
творяться. Мы получим насы-
щенные растворы при темпера-
туре, близкой к температуре ки-
пения. Заметим, что нам при-
шлось добавлять разное коли-
чество селитры и поваренной
соли для ’'образования насы-
щенных растворив при высокой
температуре/

Растворимость калийной се-
литры при нагревании увеличи-
вается больше, чем раствори-
мость поваренной соли.

Полученные насыщенные
растворы оставим охлаждать-
ся. Через некоторое время
начнется выделение кристал-
лов из раствора. Калийной се-
литры выделится значительно
больше, чем поваренной соли.

При понижении температу-

ры растворов растворимость рис 55 Кривые растворимости неко-
калийной селитры уменьшается	торых солей,

больше, чем растворимость по-
варенной соли.

Изменение растворимости некоторых солей с изменением
температуры наглядно изображено на графике (рис. 56). Рас-

творимость очень немногих веществ, например гипса и извести,

с повышением температуры уменьшается.

В воде растворяются некоторые жидкости, например ^пирт и
глицерин. Но бензин и растительное масло почти нерастворимы
в воде.

Растворяются в воде и газы, например кислород, азот, угле-
кислый газ. В том, что в воде растворяются газы воздуха, легко
убедиться, если налить в стакан холодной воды и поставить его
на стол в комнате. Через некоторое время на внутренних стенках
появятся пузырьки газов, которые, отрываясь от стенок, собира-
ются над водой.

Еще лучше это наблюдать при наливании в стакан газирован-
ной воды. Газированная вода — раствор углекислого газа в воде.
В бутылке с минеральной водой, например нарзаном, углекис-
лый газ растворен при повышенном давлении. При открывании
пробки давление в бутылке уменьшается и газ с силой выделяет-
ся, увлекая с собой воду в виде пены.

Растворимость газов возрастает при понижении температуры
и при повышении давления.
Р 1. Как объяснить растворение в воде сахара на основании молекулярной

1 теории?

2.	Какими способами можно ускорить растворение твердого вещества в
воде?

3.	Что такое растворимость, насыщенный раствор, ненасыщенный рас-
твор?

4.	Как изменяется растворимость твердых веществ с повышением тем-
пературы; растворимость газов с повышением температуры, с повыше-
нием давления?

5.	Почему в аквариум не следует наливать кипяченую воду?

6.	В 250 г раствора, насыщенного при 20° С. содержится 60 г калийной
селитры. Вычислите растворимость калийной селитры при 20° С.

7.	Сколько граммов поваренной соли содержит 1 кг насыщенного при
20° С раствора ее?

§ 44. Пересыщенные растворы

Можно ли приготовить такой раствор, в котором будет содер-
жаться растворенного вещества больше, чем в насыщенном?

Мы знаем, что при понижении температуры насыщенного ра-
створа вещество из него выделяется обычно в виде кристаллов.
По мере того как идет охлаждение, вещество все время выделя-
ется из раствора, и при каждой данной температуре в растворе
содержится то количество вещества, которое соответствует его
коэффициенту растворимости при этой температуре. Так проис-
ходит всегда, если раствор находится в соприкосновении с кри-
сталлами растворенного вещества. Но если насыщенный раствор

не соприкасается с кристалла-
ми растворенного вещества, то
при медленном его. охлаждении
можно наблюдать нарушение
этого правила: кристаллы не
• выделяются из раствора. Ра-
створы, содержащие растворен-
ного вещества больше, чем на-
сыщенный раствор при той же
температуре, называются пере-
сыщенными.

Для получения пересыщен-
ного раствора приготовим в
колбе при высокой температу-
ре насыщенный раствор серно-
кислого натрия Na2SO4. Осто-
рожно сольем его в другую кол-
бу и оставим медленно охлаж-
даться, закрыв отверстие кол-
бы ватой. После охлаждения
мы получим пересыщенный ра-

Рис. 57. Кристаллизация из пересьн
щенного раствора.
створ, который может сохраняться долгое время. Но если колбу
открыть и бросить в нее хотя бы небольшой кристаллик серно-
кислого натрия, то тотчас же начнется кристаллизация (рис. 57)
и вся масса жидкости заполнится кристаллами.

1.	Какой раствор называется пересыщенным?

 2. Как приготовить пересыщенный раствор соли?

§ 45.	Тепловые явления при растворении

При растворении серной кислоты и едкого натра в воде вы
уже наблюдали разогревание растворов. Всегда ли при раство-
рении происходит выделение теплоты? Растворение многих солей
происходит с заметным даже на ощупь охлаждением. Растворе-
ние в воде некоторых солей сопровождается особенно сильным
понижением температуры. Так, если растворять в воде аммиач-
ную селитру в тонкостенном стакане, поставленном на мокрую
дощечку, поглощается столько теплоты, что стакан примерзает
к дощечке. Чтобы объяснить наблюдавшееся явление сравним
растворение с испарением. При испарении, как и при растворе-
нии, происходит нарушение связи' между частицами испаряю-
щегося вещества. На это расходуется энергия, поэтому испаре-
ние всегда сопровождается охлаждением. То же самое происхо-
дит и при растворении.

Таким образом, в одних случаях при растворении мы наблю-
даем выделение теплоты, в других — поглощение. Это показывает,
что растворение не сводится только к распределению частиц одно-
го вещества между частицами (молекулами) другого, а сопровож-
дается химическим взаимодействием растворяемого вещества с
молекулами растворителя. Так, известны соединения, образующи-
еся при растворении серной кислоты в воде, состава НгЗС^-НгО,
H2SO4-2H2O. Такая запись показывает количественное соотно-
шение между растворенным веществом и присоединившимся
к нему растворителем.

При связывании частиц растворяющегося вещества с молеку-
лами растворителя выделяется энергия. Если ее выделяется
больше, чем затрачивается на разрыв связей между частицами
растворяющегося вещества, растворение сопровождается нагре-
ванием, если наоборот — охлаждением.

Присоединение молекул воды частицами растворенного веще-
ства называется гидратацией, а продукт гидратации — гидратом.

Р Почему при растворении калийной селитры наблюдается охлаждение,
1 а при растворении едкого кали — нагревание?
§ 46.	Кристаллогидраты

В наличии взаимодействия между частицами растворенного
вещества и молекулами растворителя убедимся на опыте. Серно-
кислая медь CuSO4— порошок белого цвета. Если прилить к не-
му в пробирку немного воды, наблюдается столь сильное разо-
гревание, что пробирка часто лопается. Облитый водой порошок
из белого становится голубым. При дальнейшем прибавлении
воды порошок растворяется и получается раствор голубого цве-
та. Если этот раствор осторожно выпарить досуха, то вместо
белого порошка получается в виде кристаллов другое вещест-
во— медный купорос. Химический анализ показывает, что в мед-
ном купоросе каждая молекула сернокислой меди связана с
пятью молекулами воды. Поэтому состав медного купороса изо-
бражается формулой CuSO4-5H2O, а превращение безводной
сернокислой меди в медный купорос выражается уравнением:

CuSO4 + 5Н2О == CuSO4 • 5Н2О + Q

При прокаливании медного купороса из него выделяется вода
и вновь получается сернокислая медь:

CuSO4 • 5Н2О = CuSO4 + 5Н2О — Q

Вода, входящая в состав кристаллов, называется кристалли-
зационной водой. Вещества, содержащие кристаллизационную
воду, называются кристаллогидратами. Другими примерами
кристаллогидратов являются: железный купорос FeSO4-7H2O,
гипс CaSO4-2H2O, сода Ка2СОз- 10Н2О.

Таким образом, и разогревание сернокислой меди при раство-
рении, и изменение окраски, и образование кристаллогидрата
указывают, что растворение сернокислой меди не сводится к ме-
ханическому распределению ее частиц между молекулами воды,
а сопровождается химическим взаимодействием. Взаимодействие
это заключается в присоединении молекул , воды частицами ра-
створенного вещества. Если молекулы воды связываются с ча-
стицами растворенного вещества прочно, вещество кристаллизу-
ется из раствора в виде кристаллогидрата, если слабо — в без-
водном виде. Этот взгляд на природу растворения и растворов
был обоснован Д. И. Менделеевы^.

1.	Можно ли назвать воду, пошедшую на образование гидроокиси каль-
ция, кристаллизационной? Почему?

2.	Как при помощи обезвоженного медного купороса (сернокислой меди)
обнаружить примесь воды в бензине?

3.	Вычислите процентное содержание кристаллизационной воды в мед-
ном купоросе и соде.

4.	Сколько граммов сернокислой меди можно получить из 1 кг медного
купороса?

5.	В чем больше меди: в 10 г сернокислой меди или в 10 г кристалло-
гидрата этой же соли? Ответ подтвердите расчетами.
§ 47.	Концентрация растворов

При использовании растворов очень важно знать, сколько ра-
створенного вещества содержится в данном -количестве раствора.
Количество растворенного вещества, содержащееся в определен-
ном количестве раствора, называется концентрацией раствора.
Например, имеются два раствора поваренной соли, весом по 100 г
каждый, в одном из них содержится 5 г растворенной соли, а в
другом — 20 г. Ясно, что концентрация второго раствора в четы-
ре раза больше первого.

Концентрация раствора часто выражается в процентах. Если
концентрация водного раствора серной кислоты равна 10%, то
это означает, что в 100 г (или в 100 кг) раствора содержится 10 г
(или 10 кг) серной кислоты и 90 г (или 90 кг) воды.

Процентная концентрация раствора показывает, сколько
граммов растворенного вещества содержится в 100 г раствора.

Растворимость тоже показывает концентрацию раствора, но
только насыщенного при данной температуре. Так, например,»
при 20° С растворимость поваренной соли 35,9. Это означает, что
в 100 г воды при 20° С может раствориться не больше 35,9 г по-
варенной соли, так как этот раствор будет насыщенным. Какова
же будет концентрация этого раствора в процентах? Вес насы-
щенного раствора поваренной соли при 20°С равен: 1004-35,9 =
= 135,9 (г). Следовательно, соли в нем будет 35,9: 135,9=0,263.
Концентрация раствора равна 26,3%. Таким образом, раствори-
мость поваренной соли при 20° С равна 35,9, а концентрация дан-
ного раствора, выраженная в процентах, 26,3. Поэтому не сле-
дует смешивать растворимость и процентную концентрацию:
растворимость вещества показывает, сколько его может раство-
риться в 100 г, воды, а процентная концентрация показывает,
сколько растворенного вещества содержится в 100 г раствора.

Как приготовить 250 г раствора поваренной соли 6-процент-
ной концентрации?

Сначала рассчитаем, сколько граммов поваренной соли и
сколько граммов воды потребуется для приготовления указан-*
ного раствора. Вычислим сначала количество соли: 250-0,06,=
= 15 (г). Следовательно, воды потребуется 250 г—15 г = 235 г,
Итак, для приготовления 250 г раствора поваренной соли 6-про-
центной концентрации нужно взять 15 г поваренной соли и 235 г
(235 мл) воды.

После этого отвешиваем на весах 15 г поваренной соли и по-
мещаем ее в колбу. Мензуркой отмеряем 235 мл дистиллирован-
ной воДы и выливаем в колбу с солью. Содержимое колбы пере-
мешиваем до полного растворения.

1.	Что называется концентрацией раствора?

2.	Что показывает процентная концентрация раствора?

3.	Сколько потребуется поваренной соли и воды для приготовления:
а) 120 г раствора 5-процентной концентрации, б) 120 /сг раствора 8-про-
центной концентрации, в) 25 г раствора 0,5-процентной концентрации?
4.	В 135 г воды растворили 15 г соли. Какова концентрация полученно-
го раствора в процентах?

5.	При выпаривании 50 г раствора калийной селитры получили 0,5 г
твердого осадка. Какой концентрации был раствор?

6.	Имеется 500 г раствора серной кислоты 10-процентной концентрации.
Какую концентрацию будет иметь этот раствор, если его разбавить 0,5 л
воды?

§ 48.	Значение растворов в природе, быту, в промышленном
производстве и сельском хозяйстве

Растворы имеют огромное значение в жизни природы. Из при-
родных водных растворов образовались громадные толщи мно-
гих горных пород. Растения берут из почвы необходимые для их
произрастания соли только в виде растворов. Поэтому своевре-
менное поступление воды в почву — необходимое условие высо-
кого урожая. Если же содержание растворенных в природных
водах солей слишком велико, такие воды не пригодны для оро-
шения. В сельском хозяйстве используют в виде растворов неко-
торые удобрения и средства борьбы с вредителями сельского
хозяйства.

Процессы усвоения пищи животными и людьми также осуще-
ствляются через превращение ее в органах пищеварения в сое-
динения, растворимые в воде, и переход этих соединений в вод-
ные растворы.

Изучая химию, мы часто пользуемся вместо чистых веществ
их водными растворами. Предварительное растворение веществ
в воде обеспечивает быстрое протекание химических реакций
между ними. Для этих целей громадные количества воды расхо-
дуются в химической промышленности и во многих нехимических
производствах.

Для получения чистых веществ часто прибегают к их раство-
рению, фильтрованию полученного раствора и последующей кри-
сталлизации.

Кроме воды, в качестве растворителей используют бензин,
спирт и другие жидкости. Так, жирные пятна с материи удаляют
(«выводят») бензином. Жир, будучи нерастворим в воде, хорошо
растворяется в бензине и легко удаляется с ткани в виде такого
раствора. Органические растворителе широко применяют для
выделения масел из семян растений.

В VII классе мы изучили два химических элемента — кисло-
род и водород, важнейшие химические соединения и ознакоми-
лись с основными классами химических соединений. При изуче-
нии классов веществ мы особое внимание уделили их общим
свойствам. Это облегчит нам в следующих классах изучение но-
вых химических элементов, так как химические элементы харак-
теризуются главным образом через состав и свойства их окислов
и гидратов окислов.
ЛАБОРАТОРНЫЕ
ОПЫТЫ

1. Свойства веществ

При изучении химии важно научиться правильно и достаточно полно опи-
сывать вещества.

Опишите свойства предложенного вам вещества.

1.	В каком агрегатном состоянии при обычных условиях находится веще-
ство и какого оно цвета?

2.	Ознакомьтесь с запахом вещества. При выяснении запаха нельзя нюхать
вещество прямо из горлышка сосуда, так как вдыхание газов и паров может вы-
звать сильное раздражение дыхательных путей. Для ознакомления с запахом
нужно вынуть пробку из горлышка сосуда и ладонью руки сделать движение от
отверстия сосуда к носу (рис. 58). В этом случае в нос будет попадать не струя
газа, а смесь его с воздухом, поэтому сильного раздражения не произойдет. Ес-
ли запах не ощущается, можно осторожно приблизить к себе склянку с вещест-
вом и тем же приемом направить к своему лицу пары, выходящие из сосуда.

3.	Определите твердость вещества, пользуясь выданной вам шкалой твер-
дости. Если этой шкалы не окажется, то воспользуйтесь ногтем и стеклом.
Твердость ногтя равна 2—2,5, а стекла 5.

Проведите ногтем по поверхности выданного вам вещества; если получится
царапина от ногтя, то твердость описываемого вещества меньше двух. Если
же царапины не будет, то проведите вещество по ногтю. В случае появления
царапины на ногте можно сказать, что твердость вещества больше 2.5. Такие
же испытания проделайте с помощью стекла или с образцами шкалы. Так
вы установите приблизительно твердость выданного вам вещества.

4.	Чтобы узнать, растворяется ли вещество в воде, нужно небольшое ко-
личество его положить в пробирку или стакан, прилить немного воды и пере-
мешать. Если твердые частички вещества исчезнут или количество их заметно
уменьшится, то вещество растворимо.

Нельзя перемешивать жидкость, закрывая отверстие пробирки пальцем и
сильно встряхивая ее, так как жидкость может вредно действовать на кожу,
кроме того, может произойти загрязнение самой жидкости. Для перемешивания
жидкости пробирку берут большим и указательным пальцами левой руки око-
ло отверстия и подпирают средним пальцем. Затем указательным пальцем пра-
вой руки ударяют косыми ударами по нижней части пробирки (рис. .59). Если
жидкость занимает больше половины объема пробирки, перемешивание про-
изводят при помощи стеклянной палочки, опуская и поднимая ее, или пробир-
ку закрывают пробкой, а потом несколько раз перевертывают.

5.	Опустите вещество в стакан или в пробирку с водой. Легче или тяжелее
оно воды? Более точные данные о плотности вещества найдите в справочнике.

6.	Данные о температуре плавления и температуре кипения вещества най-
дите в справочнике,

7.	О некоторых других свойствах — пластичности, электропроводности и
теплопроводности — можно сделать заключение на основании жизненных на-
блюдений. Если таких наблюдений у вас нет, то об этих свойствах в описании
не упоминайте.
Перемешивание жидкости в пробирке.

Ознакомление с запахом вещества.

8.	Вкус незнакомого вещества определять не следует во избежание отрав-
ления и раздражения слизистой оболочки полости рта. Если выдано вещество,
вкус которого вам известен, то об этом укажите в описании.

9.	Перечислите свойства выданного вам вещества по следующему плану:
физическое (агрегатное) состояние при обычных условиях, цвет, запах, вкус,
твердость, пластичность, электропроводность, теплопроводность, раствори-
мость в воде, плотность, температура плавления, температура кипения.

2.	Разделение смеси

Для выбора способа разделения смесей важно установить, какими свойст-
вами обладают вещества, составляющие смесь, какое из этих свойств наиболее
целесообразно положить в основу разделения смеси.

1,	Насыпьте на лист бумаги отдельными кучками ложечку порошка серы
и столько же порошка или опилок железа. Рассмотрите их цвет.

2.	Налейте в две пробирки до половины воды и в одну из них опустите не-
много серы, а в другую железа. Что наблюдаете? (Учтите, что сера плохо сма-
чивается водой, поэтому плавает на воде, хотя она в два раза тяжелее воды.)

3.	Поднесите магнит сначала к кучке порошка серы, а потом — железа.
Что наблюдаете?	\

4.	Тщательно смешайте стеклянной палочкой оба порошка на бумаге. Ка-
ков цвет полученной смеси? Изменилось ли это свойство у крупинок серы и
крупинок железа?

. 5. Щепотку приготовленной смеси положите в пробирку или в стакан с во-
дой. Что наблюдаете? Сравните свои наблюдения с теми наблюдениями, ко-
торые вы сделали по пункту 2.

6.	Оставшуюся на листе бумаги смесь накройте листочком бумаги и свер-
ху к ней поднесите магнит, а потом его поднимите. Что произошло с железом
и серой?

Сделайте вывод: 1) Сохраняются ли свойства серы и железа после их
смешивания? 2) Какое различие в свойствах серы и железа вы использовали
для разделения смеси этих веществ?
Рис. 60. Сгибание стеклянной трубки.

3.	Физические явления

Производя описанные ниже опыты, наблюдайте, какие изменения происхо-
дят с веществами,

1.	Возьмите за один конец стеклянную трубку; внесите ее в пламя газовой
горелки, держа горизонтально. Через некоторое время трубка согнется в том
месте, где стекло сильно накалилось. Если вы пользуетесь в качестве нагрева-
тельного прибора спиртовкой, то возьмите стеклянную трубку за ее концы
двумя руками и внесите среднюю часть, трубки в пламя (рис. 60). Когда стек-
ло сильно раскалится, попытайтесь трубку согнуть. Изменилось ли стекло?
Получилось ли новое вещество при нагревании стеклянной трубки?

2.	Положите кусочек парафина в тигель, возьмите его тигельными щипца-
ми или укрепите в металлической держалке для пробирок. Внесите тигель с
парафином в верхнюю часть пламени горелки. Что произойдет с кусочками
парафина при нагревании? После расплавления парафина поставьте тигель на
асбестированную сетку и погасите горелку. Когда тигель охладится, рассмот-
рите парафин. Получилось ли новое вещество?

Чем сходны наблюдавшиеся вами явления при проведении этих двух
опытов?

4.	Химические явления

1.	Накалите в пламени горелки Медную пластинку или медную проволо-
ку, держа ее держателем для пробирок. Через некоторое время выньте плас-
тинку из пламени и счистите с нее ножом или лучинкой образовавшийся чер-
ный налет на бумагу. Повторите нагревание и снова счистите получившийся
налет. Образовалось ли новое вещество при накаливании меди?

2.	В небольшой стаканчик положите осторожно, чтобы не разбить дно,
3—5 кусочков мрамора или мела величиной с горошину. Прилейте к мрамору
столько соляной кислоты, чтобы ею покрылись кусочки. Что наблюдаете? За-
жгите спичку и внесите ее в стаканчик. Что наблюдаете? Образовалось ли но-
вое вещество при обливании мрамора соляной кислотой? Какое это вещество?

Чем сходны наблюдавшиеся вами явления при проведении этих двух
опы го в?

4 Неорганическая химия 7—8 класс

97
5.	Сложные и простые вещества. Металлы и неметаллы

Ознакомьтесь с внешним видом выданных вам веществ.

1.	Прочитайте на этикетках банок названия веществ и попробуйте рас-
пределить их на две группы: простые и сложные. Поставьте банки с вещест-
вами этих двух групп в отдельные два ряда.

2.	Внимательно рассмотрите все простые вещества и распределите их на
две группы: металлы и неметаллы. Поставьте отдельно банки с металлами.
Каким свойством металлов вы воспользовались, чтобы отличить их от неме-
таллов?

6.	Разложение основной углекислой меди

1.	Рассмотрите порошок основной углекислой меди (малахита). Какого он
цвета?

2.	Положите немного порошка в пробирку (слой должен быть толщиной
1—1,5 см). Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой.

3.	Проверьте герметичность собранного прибора. Для этого конец газо-
отводной трубки опустите в стакан с водой на глубину не более 0,5 см, а
пробирку обхватите ладонью руки. Наблюдайте выделение пузырьков возду-
ха из газоотводной трубки в воду. Почему это происходит? Если пузырьки
газа не выделяются, пробка не плотно закрывает пробирку. Поэтому пробку
надо вставить в пробирку плотнее или взять другую пробку. После этого снова
проверить герметичность прибора.

4.	Слегка постукивая пальцем по пробирке, разровняйте порошок мала-
хита так, чтобы он тонким слоем доходил от донышка до середины пробирки.
Закрепите пробирку в штативе так, как показано на рисунке 16. Отверстие
пробирки должно быть немного ниже, чем донышко.

5.	Налейте в банку или стакан немного известковой воды (слой высотой
около 1 см). Поднимите штатив с укрепленным в нем прибором и подставьте
под газоотводную трубку банку с известковой водой так, чтобы конец трубки
был погружен в известковую воду.

6.	Прогрейте всю пробирку, а потом нагревайте ее в том месте, где лежит
порошок малахита, начиная от дна, и по мере течения реакции медленно пе-
реставляйте горелку в сторону отверстия пробирки. Внимательно наблюдайте
за изменением малахита и за тем, что происходит с известковой водой.

7.	Когда выделение пузырьков газа прекратится, выньте конец газоотвод-
ной трубки- из банки с известковой водой, поднимая штатив вертикально вверх.
Потушите горелку.

Как изменился цвет малахита при нагревании? Что вы заметили на стен-
ках пробирки около пробки? Что произошло с известковой водой? Какие новые
вещества образовались при нагревании малахита? Почему пробирка с малахи-
том была укреплена в наклонном положении?

7.	Взаимодействие железа с раствором хлорной меди

Вам известно, как перегруппировываются атомы в молекулах вещества во
время реакций разложения и соединения. Чтобы выяснить, не могут ли во вре-
мя химических реакций происходить перегруппировки атомов еще иначе, рас-
смотрим реакцию железа с раствором хлорной меди.

1.	В пробирку налейте около ’Д ее объема раствора хлорной меди. Обрати-
те внимание на цвет раствора.

2.	Чистый железный гвоздь опустите на ниточке в пробирку с раствором
хлорной меди. Через 1—2 мин выньте гвоздь и рассмотрите его. Какие изме-
нения произошли на поверхности гвоздя? В ту же пробирку с.раствором по-
местите немного железных опилок. Через некоторое время обратите внимание
на цвет раствора. Сравните его с цветом выданного вам раствора хлористого
железа. Что является признаком происшедшей реакции? Напишите уравнение
этой реакции, учитывая, что формула хлористого железа FeCl2, а хлорной
меди СиС12.
8.	Ознакомление с образцами окислов

1.	Внимательно рассмотрите выданные вам образцы окислов, обратив вни-
мание на физическое состояние, цвет и запах каждого вещества.

2,	Сделайте в своей тетради таблицу по указанной форме и заполните ее
сведениями о рассмотренных вами окислах.

№	Название окисла	Состав (химическая формула)	Физические свойства		
			физическое состояние	цвет	запах
					

9.	Получение водорода

1.	Положите в пробирку, держа ее наклонно, 4—5 кусочков цинка и при-
лейте к ним 2—3 мл раствора соляной кислоты. Наблюдайте за происходящи-
ми явлениями на поверхности цинка и в растворе кислоты. Из какого вещества
выделяется водород?

Через некоторое время, выждав, пока вытеснится из пробирки воздух, под-
несите пламя зажженной спички к отверстию пробирки. Что наблюдаете?

2.	Когда прекратится выделение пузырьков газа, вылейте несколько ка-
пель раствора из пробирки на стеклянную пластинку и выпарьте его, держа
пластинку над пламенем горелки (рис. 61). Что осталось на стекле после вы-
паривания воды?

Какие вещества образовались при реакции цинка с соляной кислотой?

10.	Взаимодействие водорода с окисью меди

1. Соберите прибор, как показано на рисунке 62, проверьте его герметич-
ность. Положите в пробирку 8—10 кусочков цинка и прилейте в нее 4—5 мг

раствора серной кислоты. Закройте
пробирку пробкой с газоотводной
трубкой.

Укрепите прибор в банке или в лапке
штатива. Проверьте чистоту выделяю-
щегося водорода и наденьте на конец
газоотводной трубки пробирку с дву-
мя кусочками окиси меди так, чтобы
конец газоотводной трубки был над
окисью меди.

2.	Пробирку с окисью меди на-
грейте пламенем горелки в том месте,
где лежит окись меди. Что наблюда-
ется на стенках пробирки и на
поверхности кусочков окиси меди?
После покраснения кусочков прекра-
тите нагревание, но пробирку с труб-
ки не снимайте до полного ее охлаж-
дения.

Какие вещества образовались при
нагревании окиси меди в атмосфере
водорода? Напишите уравнение реак-
ции. Какого типа эта реакция?

Какое химическое свойство водо-
рода вы узнали при проведении это-
го опыта?

Рис. 61. Выпаривание капель раствора
на стеклянной пластинке.
Рис. 62. Прибор для восстановления
меди из ее окиси водородом.

11.	Ознакомление со свой-
ствами соляной и серной
кислот

1.	Рассмотрите выданную вам со-
ляную кислоту. Выясните, имеет ли
она запах (вспомните правила озна-
комления с запахом).

Налейте в пробирку около 2 мл
воды и прилейте в нее около 1 мл со-
ляной кислоты. Наблюдайте, что про-
исходит. Растворилась ли соляная ки-
слота в воде? Изменилась ли темпера-
тура воды? Тяжелее или легче воды
соляная кислота?

Половину полученного в пробирке
раствора соляной кислоты отлейте в
другую пробирку. В одну из них при-
лейте капли три раствора лакмуса, в
другую столько же раствора метило-
вого оранжевого. Что наблюдаете?

2.	Рассмотрите выданную вам
серную кислоту. Выясните, имеет ли
она запах (осторожно!). Слегка на-
клоните сосуд с серной кислотой. Ка-
кова вязкость серной кислоты?

Выньте ее и держите над отвер-

Опустите в серную кислоту лучинку.

стием сосуда с серной кислотой, чтобы капли кислоты с лучинки не попали на
стол. Какие изменения лучинки произошли?

Налейте в пробирку около 2 мл воды и прилейте в нее (осторожно!) около
1 мл серной кислоты. Наблюдайте, что происходит? Тяжелее или легче воды
серная кислота? Растворилась ли серная кислота в воде? Изменилась ли тем-
пература воды?

Половину полученного раствора серной кислоты отлейте в другую про-
бирку. В одну из них прилейте 3 капли раствора лакмуса, в другую — столько
же метилового оранжевого. Что наблюдаете?

Чем сходны свойства серной кислоты и соляной кислоты и чем они отли-
чаются? Запомните, какой цвет принимают лакмус и метиловый оранжевый в

растворах кислот.

12.	Взаимодействие кислот с металлами

В две пробирки положите по два кусочка цинка и прилейте в одну про-
бирку около 1 мл раствора серной кислоты, в другую — столько же раствора
соляной кислоты. В другие две пробирки положите немного железных опилок
и прилейте те же кислоты. В следующие две пробирки положите немного мед-
ных стружек или кусочков проволоки и прилейте те же кислоты. Если в какой-
либо пробирке не происходит реакции, слегка подогрейте содержимое пробир-
ки в пламени горелки.

Наблюдайте, в каких пробирках происходит выделение газа. Определите,
какой это газ. Все ли металлы вытесняют водород из кислот?

13.	Взаимодействие кислот с окислами металлов

1.	В две пробирки насыпьте немного окиси железа и прилейте в одну
пробирку около 1 мл раствора серной кислоты, в другую — столько же раст-
вора соляной кислоты. Происходят ли изменения? Если реакции не происхо-
дят, слегка нагрейте содержимое пробирок. Что наблюдаете? В случае пол-
ного растворения окиси железа добавьте еще немного порошка окисла и снова
нагрейте.

Вылейте йесколько капель раствора из пробирки, в которую прилили ра-
створ серной кислоты, на стеклянную пластинку и выпарьте его, держа пла-
стинку над пламенем горелки. Что осталось на стекле после выпаривания
воды?

2.	Такой же опыт проделайте с теми же кислотами и окисью магния.
Что вы узнали об отношении кислот к окислам металлов?

14.	Ознакомление со свойствами гидроокисей натрия,

кальция и железа

1.	Рассмотрите выданные вам в пробирках гидроокиси натрия, кальция
и железа. Каково их физическое состояние и цвет?

2.	Прибавьте по 3—4 мл воды в каждую пробирку и осторожно взбалты-
вайте. Выделяется ли теплота? Полностью ли растворились все три вещества?
Мутные жидкости профильтруйте.

3.	Отфильтрованные'жидкости и раствор гидроокиси натрия разделите на
две части. К одной порции прибавьте 2—3 капли раствора лакмуса (или пере-
несите стеклянной палочкой каплю раствора на кусочек лакмусовой бумаж-
ки), к другой порции прибавьте столько же раствора фенолфталеина. Как
изменилась окраска индикаторов?

Результаты наблюдений запишите в таблицу.

Таблица 5

Свойства гидроокисей металлов

Название основания	Формула	Физичес- кое со- стояние	Цвет	Раство- римость в воде	Действие на  фенол-  лакмус	фталеин	
						

15.	Реакция нейтрализации

1.	В фарфоровую чашку налейте около 5 мл (‘Д пробирки) раствора ед-
кого натра. Прибавьте к раствору 1—2 капли раствора фенолфталеина. Как
изменился цвет раствора? С помощью пипетки прибавляйте раствор соляной
кислоты. После каждого приливания перемешивайте раствор стеклянной па-
лочкой. Вначале прибавляйте раствор кислоты по 1—2 мл, а потом по кап-
лям. Когда малиновая окраска раствора исчезнет от одной прибавленной кап-
ли кислоты, приливание ее прекратите.

2.	Часть полученного раствора (около половины) слейте в стакан, а остав-
шуюся часть выпарьте на горелке досуха. Во время выпаривания раствор пе-
ремешивайте стеклянной палочкой Рассмотрите полученную соль.

16.	Взаимодействие нерастворимых оснований с кислотами

В одну пробирку положите немного гидроокиси меди, в другую — гидро-
окиси железа. Рассмотрите их. В первую пробирку приливайте небольшими
порциями раствор серной кислоты, во вторую — соляной кислоты, до полного
растворения гидроокисей. Какого цвета полученные растворы? 2—3 капли по-
лученных растворов налейте на стеклянные пластинки и держите их над пла-
менем горелки до выпаривания. Что осталось на пластинках?
Рис. 63. Выделение кристаллизацион-
ной воды при нагревании медного
купороса.

ства солей до тех пор, пока они не

17.	Растворимость твердых ве-
ществ в воде. Изменение раст-
воримости при разных темпера-
турах

1.	В две пробирки насыпьте по
0,5 г азотнокислого калия и хлори-
стого натрия и прилейте к ним по
5 мл воды. Тщательно перемешайте.
Полностью ли вещества раствори-
лись? В те пробирки, в которых про-
изошло полное растворение, добавьте
малыми порциями еще вещества, по-
ка они не перестанут растворяться.
Растворы продолжайте перемешивать.
Сделайте вывод о растворимости
азотнокислого калия и хлористого на-
трия.

2.	Пробирки с насыщенными ра-
створами азотнокислого калия и хло-
ристого натрия поочередно нагрейте
до кипения, но не кипятите. В те про-
бирки, в которых при нагревании оса-
док соли растворится, добавляйте
небольшими порциями новые количе-
зестанут растворяться. Одинаково ли

изменилась растворимость солей с повышением температуры?

3.	Полученные насыщенные растворы азотнокислого калия и хлористого
натрия Ъри температуре, близкой к температуре кипения, оставьте медленно
охлаждаться и наблюдайте за ними. Что происходит в растворах? Какой со-
ли выделилось больше?

Сделайте вывод о зависимости растворимости твердых веществ от темпе-

ратуры.

18.	Обезвоживание медного купороса и гидратация
сернокислой меди

1.	Насыпьте в пробирку несколько кристаллов медного купороса; обрати-
те внимание на их цвет.

Укрепите пробирку с медным купоросом в лапке штатива так, как ука-
зано на рисунке 63, подставив под отверстие пробирки фарфоровую чашку.
Нагрейте пламенем горелки сначала всю пробирку, а потом ту ее часть, где
лежат кристаллы медного купороса. Что наблюдаете?

Когда полностью изменится цвет медного купорЬса, нагревание прекрати-
те. Что произошло с кристаллами медного купороса?

2.	После охлаждения пробирки с безводной сернокислой медью выньте ее
из штатива, держа в том же наклонном положении. Добавьте в пробирку не-
сколько капель воды и быстро поставьте ее дном на ладонь вашей руки. На-
блюдайте за изменением окраски сернокислой меди и изменением темпера-
туры.

Почему изменился цвет сернокислой меди? Чем отличаются по составу и
по свойствам медный купорос и сернокислая медь?
ПРАКТИЧЕСКИЕ
ЗАНЯТИЯ

Работа 1. ПРИЕМЫ ОБРАЩЕНИЯ СО СПИРТОВКОЙ (ГАЗОВОЙ
ГОРЕЛКОЙ) И ЛАБОРАТОРНЫМ ШТАТИВОМ

Обращение со спиртовой лампочкой

1.	Устройство спиртовой лампочки (спиртовки) Спиртовая лампочка со-
стоит из резервуара, в который налит спирт, фитиля, укрепленного в метал-
лической трубке с диском, и колпачка (рис. 64)

Снимите-колпачок с лампочки и поставьте его на стол. Приподнимите не-
много диск с трубкой и фитилем, не вынимая фитиля из резервуара. Нужно
следить, чтобы диск плотно прикрывал отверстие резервуара лампочки, чтобы
не мог вспыхнуть спирт в самом резервуаре.

2.	Подготовка спиртовой лампочки. Спиртовую лампочку заправляют в
следующем порядке: в резервуар через воронку наливают спирт (не больше
2/з объема спиртовки); в трубочку вставляют фитиль из хлопчатобумажных
нитей так, чтобы он входил не слишком плотно, но вместе с тем и не выпадал
из трубки. Конец фитиля обрезают ножницами. Перед зажиганием фитиль
смачивают спиртом, лампочку закрывают колпачком (за неимением фитиля из
хлопчатобумажных нитей его делают из ваты).

Вы на уроках будете всегда получать заправленную спиртовую лам-
почку.

Когда спиртовую лампочку не используют, она должна быть закрыта
колпачком, иначе спирт через фитиль быстро испаряется.

3.	Зажигание и тушение спиртовки. Спиртовую лампочку надо зажигать
от горящей спички или лучинки. Нельзя зажигать ее от другой горящей лам-
почки. Это может вызвать пожар. Никогда не следует дуть на горящую спир-
товку. Это также может привести к пожару.

Зажгите спиртовку. Потушите ее, накрыв колпачком.

Чтобы сделать пламя несколько больше, выдвиньте немного фитиль вверх;
для этого левой рукой держите диск, а прдвой потяните слегка фитиль. Вновь
'зажгите спиртовку.

4.	Нагревание на спиртовой лампочке. Рассмотрите пламя спиртовки
(рис. 65). Оно неоднородно: над фитилем внутри пламя темное, а по краям
и вверху яркое. Внесите быстро в темную часть пламени головку спички и
подержите ее некоторое время над самим фитилем. Спичка загорается не сра-
зу. Головку второй спички внесите в верхнюю часть пламени. Спичка заго-
рится быстро. В какую часть пламени следует вносить нагреваемый предмет?
Рис. 64. Спиртовка: а — колпачок,
б — трубка с диском, в — фитиль,
г — резервуар. Прямоугольником обо-
значена самая горячая часть пламени.

Рис. 65. Пламя спиртовки: а — тем-
ное, менее горячее, б — яркое, горя-
чее, в — менее яркое, самое горячее.

Нагрейте в пробирке (!/4 ее объема) воду, держа пробирку в верхней тре-
ти пламени, все время покачивая ее или производя круговые движения. При
нагревании нельзя прикасаться дном пробирки к фитилю. От соприкосновения
с относительно холодным и мокрым фитилем горячая пробирка может лоп-
нуть. Когда вода закипит, нагревание прекратите и потушите спиртовку.

На спиртовой лампочке можно нагревать только посуду из тонкого (хи-
мического) стекла.

5.	Зарисуйте спиртовую лампу и на рисунке укажите названия ее частей.

Обращение с газовой горелкой

1.	Устройство газовой горелки Теклю, Газовая горелка Теклю состоит из
подставки и трубки, ввинченной в подставку (рис. 66). Вывинтите трубку го-
релки из подставки. Рассмотрите подставку.

Подставка служит опорой для горелки. Кроме того, через нее вводится
газ. Для этой цели сбоку подставки имеется отводная трубка, на которую наде-
вают резиновый шланг, соединенный с газовым краном. С противоположной
стороны находится винт, с помощью которого регулируют поступление газа
в горелку. Если этот винт завернуть до отказа, то газ поступать не будет;
открывая винт, можно достигать большей или меньшей подачи газа.

Трубка горелки в нижней части имеет винтовую нарезку; это позволяет
ввинчивать ее в подставку. На эту же нижнюю часть трубки навинчено кольцо
Трубка горелки посередине расширена. Расширенная часть снизу закрыта
пластинкой с отверстиями, через которые воздух поступает в трубку горелки
и в широкой ее части смешивается с поступающим снизу газом. Расширен-
ную часть трубки горелки называют смесителем. Количество поступающего
в горелку воздуха регулируется кольцом.- Когда регулирующее кольцо плотно
закрывает отверстия смесителя, воздух в горелку не поступает. Отвинчивая
кольцо, открывают доступ воздуху.

2.	Подготовка горелки к зажиганию. Чтобы подготовить горелку к за-
жиганию, нужно выполнить следующие операции:

а)	надеть один конец резинового шланга на рожок газового крана, а дру-
гой конец — на отводную трубку подставки горелки;

б)	подвернуть винт, регулирующий подачу газа, на один-два оборота
от,исходного положения; количество оборотов винта зависит от давления
газа в газовой сети;

в)	поднять кольцо, регулирующее
подачу воздуха до отказа; если зажи-
гать горелку при открытом регулято-
ре воздуха, то газ может загореться
внутри горелки, или, как говорят,
произойдет проскок пламени; в таком
случае немедленно закрывают газо-
вый кран; после того как горелка ос-
тынет, закрывают регулятор подачи
воздуха и горелку зажигают вновь.

Проделайте все описанные опе-
рации, чтобы горелку подготовить к
зажиганию.

3.	Зажигание горелки. Для за-
жигания подготовленной горелки
нужно (сначала изучите указания, а
потом будете их выполнять):

а)	зажечь спичку;

б)	открыть газовый кран;

в)	поднести горящую спичку к
выходному отверстию горелки сбоку,
если горящую спичку поднести свер-
ху, то сильный ток смеси газа и воз-
духа может погасить пламя;

г)	открыть регулятор воздуха
так, чтобы пламя было не светящее;

д)	вращая винт, отрегулировать
подачу газа так, чтобы пламя было
нужной высоты.

Теперь зажгите горелку и сде-
лайте так, чтобы пламя было не све-
тящее и небольшой высоты (око-
ло 10 см).

Чтобы погасить газовую горелку,
нужно закрыть газовый кран.

Следите, чтобы газовые краны

Рис. 66. Газовые горелки Бунзена (/),
Теклю (2): а — трубка, б — смеситель,
в — кольцо, г — винт, д — отводная
трубка.
были всегда закрыты, когда газом не
пользуются.

4.	Нагревание на газовой горелке.
Нагрейте в пробирке (’/< ее объема)
воду, держа пробирку в верхней трети
пламени, все время покачивая ее или
производя круговые движения. Когда
вода закипит, нагревание прекратите
и потушите горелку.

5.	Зарисуйте горелку и на ри-
сунке укажите название ее частей.

Обращение с лабораторным
штативом

1.	Устройство штатива. Штатив
(рис. 67) служит для укрепления при-
боров при выполнении опытов. Он со-
стоит из чугунной подставки (а), в ко-
торую ввинчен стержень (б). Подстав-
ка придает штативу устойчивость.
Вывинтите стержень, если он поддается вывинчиванию. Снова ввинтите стер-
жень и всегда следите, чтобы он был хорошо ввинчен (до отказа).

На стержне с помощью зажимов (г) укрепляют лапку (д) и кольцо (в).
Зажим можно передвигать по стержню вверх и вниз, а также вращать
вокруг него. Для этого нужно ослабить тот винт, которым зажим укрепляет-
ся на стержне. Укрепите зажим на середине стержня. Передвиньте его вверх.
Опустите вниз. Снова передвиньте на середину стержня. С помощью другого
винта зажима укрепляют в нем кольцо или лапку. Укрепите в одном зажиме
кольцо, а в другом зажиме лапку.

Поскольку зажим можно передвигать по стержню вверх и вниз, а также
вращать вокруг него, то кольцо и лапку можно укрепить на разной высоте и
под разным углом к стержню.

2.	Пользование штативом. Укрепите в лапке штатива пробирку так, чтобы
она была в вертикальном положении отверстием вверх. Пробирка должна
быть зажата в лапке так, чтобы она не выпадала из лапки и вместе с тем,
чтобы ее можно было передвигать. Крепко зажатая пробирка может лопнуть.
Пробирку зажимают около отверстия, а не на середине, чтобы можно было на-
гревать ее поверхность по всей длине. Эту же пробирку, не вынимая из лапки,
укрепите в горизонтальном положении. Для этого нужно ослабить винт, кото-
рым укреплена лапка в зажиме, и повернуть лапку вместе с пробиркой на 90°.

Укрепите на шативе стакан, а потом фарфоровую чашку. Для укрепления
стакана на кольцо штатива кладут асбестированную сетку, а на нее ставят
стакан. Пламенем горелки нагревается асбест, а от него уже равномерно
нагревается все дно стакана.

Фарфоровую чашку помещают на кольцо штатива без сетки и нагревают
непосредственно пламенем. Иногда с- целью равномерного нагревания чашку
ставят на асбестированную сетку, помещенную на кольце штатива.
Работа 2, ОЧИСТКА ПОВА-
РЕННОЙ СОЛИ

При выполнении этой работы вы
ознакомитесь с одним из способов
очистки растворимых твердых веществ
от нерастворимых примесей и приоб-
ретете умение: приготовлять бумаж-
ный фильтр, фильтровать жидкость
и получать соль из раствора выпари-
ванием.

1. Растворение загрязненной соли.
В стакан налейте 20 мл дистиллиро-
ванной воды и растворяйте в ней за-
грязненную соль, насыпая ее в стакан
ложечкой небольшими порциями.
Чтобы ускорить растворение соли,
жидкость мешайте стеклянной палоч-
кой, тем ее концом, на который наде-
та резиновая трубочка. Когда соль, несмотря на перемешивание, перестанет
растворяться, прекратите добавление соли. Каков внешний вид полученного
раствора?

2	, Очистка мутного раствора соли фильтрованием. В лабораториях при
фильтровании водных растворов используют непроклеенную пористую бума-
гу. Из нее приготовляют фильтр.

Возьмите лист фильтровальной бумаги шириной раза в два больше диа-
метра стеклянной воронки, в которую будет вкладываться фильтр. Лист дол-
жен быть квадратным., Чтобы проверить, представляет ли собой взятый лист
квадрат, нужно одну сторону листа бумаги приложить к смежной стороне
этого же листа, излишек отогнуть, а потом по сгибу отрезать ножницами.
Квадратный лист бумаги сложить вчетверо. Затем край квадрата обрезать так,
чтобы получился бумажный сектор. Полученный сектор, состоящий из четырех
слоев бумаги, развернуть — образуется бумажный конус (рис. 68). Бумажный
конус (фильтр) вкладывают в стеклянную воронку так, чтобы он плотно при-
легал всей своей поверхностью к ее стенке (рис. 4). Правильное положение
фильтра в воронке зависит от соответствия величины угла фильтра (бумаж-
ного конуса) величине угла конуса воронки. Фильтр должен не доходить до
краев воронки примерно на 0,5 см. Если он выходит за края воронки, то его
нужно обрезать.

Вложенный в воронку фильтр смочите небольшим количеством воды. Во
время смачивания воронку держите над стаканом или банкой наклонно и
вращайте. Смачивание можно производить стеклянной палочкой, нанося ею
каплю воды на фильтр. Влажный фильтр прилипает к стенкам воронки и не
выталкивается из нее. Воронку с фильтром вставьте в горло колбы или в коль-
цо штатива. В последнем случае под нее подставьте стакан или про-
бирку; следите, чтобы оттянутый конец воронки касался внутренней стенки
стакана.

Рис. 68. Приготовление фильтра.
Мутный раствор соли наливайте на фильтр по стеклянной палочке, ниж-
ний конец которой направьте к стенке воронки, а не в середину ее (рис. 4).
Тогда струя жидкости будет ударяться в стенку воронки, к которой плотно
прилегает фильтр. Если струя жидкости будет направлена в вершину бумаж-
ного конуса, то фильтр может прорваться. Жидкости в воронку нужно нали-
вать столько, чтобы она не доходила до краев фильтра на 0,5 см. Если жид-
кость налить выше, то она будет протекать между фильтром и стенками во-
ронки, не очищаясь от примесей.

3	Выпаривание очищенного раствора соли. Полученный фильтрат вылей-
те в фарфоровую чашку и поставьте ее на кольцо штатива, Нагревайте чашку
с раствором пламенем горелки. Жидкость помешивайте стеклянной палочкой,
чтобы не было разбрызгивания. Когда в чашке появятся кристаллы соли, на-
гревание прекратите. Сравните полученную соль с той, которая вам была
выдана в начале работы.

4	. Составьте отчет о проделанной работе по следующему плану:

1)	название работы;

2)	название каждой части работы с кратким указанием того, что в резуль-
тате ее получилось, или рисунок применявшегося прибора с поясняющими
надписями;

3)	общий вывод.

Работа 3. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА КИСЛОРОДА

При выполнении этой работы вы закрепите свои знания о физических и
химических свойствах кислорода. Одновременно с этим вы приобретете уме-
ние собирать газ в сосуд вытеснением воздуха.

Получение и собирание кислорода

1.	Соберите прибор, как показано на рисунке 69. Проверьте герметичность
прибора.

В пробирку, насыпьте 7ч ее объема марганцовокислого калия. Закройте
пробирку пробкой с газоотводной трубкой, положив внутрь пробирки (около
пробки) рыхлый комочек ваты. Укрепите прибор в лапке штатива так, чтобы
дно пробирки было немного выше отверстия. Приготовьте банку с подобран-
ной к/ней пробкой.

Нагрейте пламенем горелки сначала всю пробирку, а потом только ту
часть ее, где находится марганцовокислый калий. Нагревание начинайте от
дна пробирки, а потом, по мере разложения марганцовокислого калия, пере-
двигайте горелку под ту часть пробирки, где марганцовокислый калий еще
не разложился.

К отверстию газоотводной трубки поднесите тлеющую лучинку, чтобы
определить, когда вытеснится из пробирки воздух и начнет выделяться кис-
лород.

2.	Когда обнаружите, что из трубочки выделяется кислород, опустите
конец газоотводной трубки в банку до дна. Проверяйте-тлеющей лучинкой,
когда банка заполнится кислородом.
Наполненную кислородом банку от-
ставьте (поднять штатив) и закройте
пробкой. После этого отставьте шта-
тив с прибором.

Горение угля в кислороде

3.	Положите в железную ложеч-
ку кусочек древесного угля и раска-
лите его в пламени горелки. Внесите
ложечку с тлеющим угольком в бан-
ку с кислородом. Что происходит с
углем? Когда горение прекратится,
влейте в эту банку немного извест-
ковой воды и взболтайте. Как измени-
лась вода? Почему?

4,	Составьте отчет о проделан-

ной работе по плану, приведенному ^ис* Прибор Для получения
- п	и собирания кислорода.

в конце работы 2. В записях по пунк-	r	г

ту 2 плана приведите уравнение реак-

ции. В выводе перечислите физические и химические свойства кислорода, ко-
торые вы обнаружили при проведении опытов.

Экспериментальная задача. (Выполняется теми учениками, которые рань-

ше срока закончат работу.)

Проверьте, выделяется ли кислород при нагревании: а) калийной селитры,
б) двуокиси марганца.

Работа 4. ПОЛУЧЕНИЕ МЕД НОГО КУПОРОСА ВЗАИМОДЕЙСТВИЕМ

ОКИСИ МЕДИ С СЕРНОЙ КИСЛОТОЙ

При проведении этой работы вы закрепите знания об условиях реакции
окисла металла с кислотой и приобретете умение получать соль и выделять
ее из раствора.

1.	Напишите уравнение реакции между окисью меди и серной кислотой.

2.	Налейте в химический стакан около 20 мл раствора серной кислоты.
Нагрейте раствор почти до кипения и прибавьте к нему немного окиси меди.
Помешайте содержимое стакана стеклянной палочкой. Когда окись меди рас-
творится, прибавьте следующую порцию её, снова перемешайте и подождите,
пока она растворится. Прибавление окиси меди повторяйте до тех пор, пока ее
растворение не прекратится. Раствор все время нагревайте, но не кипятите:
для этого временно отставляйте горелку. Так как, вследствие испарения воды,
объем раствора уменьшится, следует в конце опыта прибавить в стакан около
10 мл воды (’/2 пробирки) и снова нагреть раствор до кипения.

3.	Пока раствор нагревается, приготовьте фильтр. Отфильтруйте горячую
жидкость в фарфоровую чашку и упарьте до появления на ее поверхности
кристалликов соли. Прекратите нагревание, дайте раствору остыть. Наблюдай-
те дальнейшую кристаллизацию. Какого цвета кристаллы?

4.	Составьте отчет о работе по данному вам ранее плану.
Работа 5. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА СОЛИ ЗАДАННОЙ ПРО-
ЦЕНТНОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ

При выполнении этой работы вы ознакомитесь с приготовлением раство-
ров заданной процентной концентрации, а также закрепите умения: взвешивать
вещества на весах, измерять жидкость измерительным цилиндром и раство-
рять вещества.

1.	Вычислите, какое количество соли и воды потребуется для приготовле-
ния указанного учителем количества раствора заданной концентрации.

2.	Согласно произведенным вычислениям отвесьте на весах (вспомните
из курса физики правила взвешивания) требующееся количество соли и от-
мерьте измерительным цилиндром (вспомните правила измерения жидкостей)
нужное количество дистиллированной воды.

3.	Поместите отвешенную соль в колбу и в нее же прилейте отмеренную
воду. Перемешайте содержимое колбы до полного растворения соли.

4.	На листе бумаги напишите формулу соли и концентрацию приготовлен-
ного раствора; положите этот лист бумаги рядом с колбой.

5.	В отчете укажите произведенный вами расчет и кратко опишите ход ра-
боты и ее результат.

Атомные веса важнейших элементов (округленные)

Название элемента	Знак	Атомнв1й вес	Название элемента	Знак	Атомный вес
Азот	N	14	Медь	Си	64
Алюминий	А1	27	Мышьяк	As	75
Барий	Ва	137	Натрий	Na	23
Бор	В	11	Никель	Ni	59
Бром	Вг	•80-	Олово	Sn	119
Висмут	Bi	209	Платина	Pt	195
Водород	Н	I	Ртуть	Hg	201
Железо	Fe	56	Свинец	Pb	207
Золото	Au	197	Сера	s	32
Иод	I	127	Серебро	Ag	108
Кадмий	Cd	112	Стронций	Sr	88
Калий	К	39	Сурьма	Sb	122
Кальций	Ca	40	Углерод	c	12
Кислород	О	16	Фосфор	p	31
Кобальт	Co	59	Фтор	F	19
Кремний	Si	28	Хлор	Cl	35,5
Магний	Mg	24	Хром	Cr	52
Марганец	Mn	55	Цинк	Zn	65
5

ВАЖНЕЙШИЕ
КЛАССЫ

НЕОРГАНИЧЕСКИХ

СОЕДИНЕНИЙ

кла с с

§ 49.	Окислы, основания, кислоты и соли

В VII классе вы ознакомились с четырьмя классами неорга-
нических соединений: окислами, основаниями, кислотами и со-
лями; узнали состав веществ каждого класса и некоторые их
свойства.

Теперь необходимо расширить и систематизировать получен-
ные знания. Прежде всего вспомните, чем отличаются по составу
вещества каждого класса. С этой целью выполните приведенные
ниже упражнения.

О 1. Даны вещества, состав которых выражается формулами:

' 1) Са(ОН)2,/4а,О, Н.ЙО8, Cu(OH)2. FeCl3, CaSO4, Cr2O3, НС1;

A 2) K2O, H3PO4, Fe(OHh, CuCl2, Na2SO4, H2SO4, Ba(OH)2, PoO.

Из приведенного перечня выпишите отдельно формулы: а) окислов,
б) оснований, в) кислот, г) солей. Укажите название каждого вещества.
2. Составьте формулы и укажите названия окислов и гидроокисей сле-
дующих элементов: а) калия, цинка, алюминия, б) натрия, магния, же-
леза (HI) 1

3.	Какие вещества называют щелочами? Напишите формулы и назва-
ния трех щелочей.

4.	Напишите формулы и укажите названия солей, образованных алю-
минием и кислотами: соляной, азотной, серной, фосфорной.

5.	Сравните состав: а) кислот и солей, б) оснований и солей. Чем они
сходны и чем отличаются?

6.	Какие вещества называются окислами, кислотами, основаниями и
солями?

1 В скобках около названия элемента римской цифрой обозначают его
валентность в соединении.
окислы

§ 50.	Химические свойства окислов

Взаимодействие окислов с водой. При изучении химических
свойств воды вы узнали, что многие окислы неметаллов, вступая
в реакцию с водой, образуют кислоты, например:

SO8 -|- Н2О = H2SO4 -|“ Q

серная
кислота

Некоторые окислы металлов, взаимодействуя с водой, образу-
ют основания (щелочи), например:

СаО + Н2О - Са(ОН)2 + Q

гидроокись
кальция

Однако свойство окислов вступать в реакцию с водой не яв-
ляется общим для всех веществ этого класса. Многие окислы,
например двуокись кремния SiO2, окись углерода СО, окись азо-
та NO, окись меди СиО, окись железа Fe2O3 и др., не взаимодей-
ствуют с водой.

Взаимодействие окислов с кислотами. Вам известно, что неко-
торые окислы металлов вступают в реакцию с кислотами с обра-
зованием соли и воды, например:

CuO + H2SO4 - CuSO4 4- Н2О
сернокислая
медь

Взаимодействие окислов с основаниями. Некоторые окислы
(углекислый газ СО2, сернистый газ SO2, фосфорный ангидрид
Р2О5 и др.) не вступают в реакцию с кислотами с образованием
соли и воды. Выясним: не взаимодействуют ли они с основа-
ниями?

Сухую колбу наполним углекислым газом и насыплем в нее
едкий натр NaOH. Закроем колбу резиновой пробкой с вставлен-
ной в нее стеклянной трубкой и надетой на ее свободный конец
резиновой трубкой с зажимом (рис. 70). Прикоснувшись рукой к
колбе, мы ощутим разогревание стекла. На внутренних стенках
колбы появились капли воды. Все это — признаки химической ре-
акции. Если углекислый газ вступил в реакцию с едким натром,
то можно предполагать, что в колбе создалось разрежение. Что-
бы это проверить, после того когда колба охладится до комнат-
ной температуры, опустим конец резиновой трубки прибора в
кристаллизатор с водой и откроем зажим. Вода быстро устремит-
ся в колбу. Наше предположение о разрежении в колбе подтвер-
дилось — углекислый газ взаимодействует с едким натром. Од-
ним из продуктов реакции является вода. Каков состав образо-
вавшегося твердого вещества?

NaOH 4-СО2 - Н2О + ? + Q

Известно, что углекислому газу соответствует гидрат окис-
ла— угольная кислота Н2СО3. Образовавшееся в колбе твер-
дое вещество — соль угольной
кислоты — углекислый натрий
Na2CO3.

Для образования молекулы
углекислого натрия потребует-
ся две молекулы едкого натра:

2NaOH + СО2 =

- Na2CO8 + Н2О + Q

При взаимодействии угле-
кислого газа с едким натром
получилась соль углекислый
натрий Na2CO3 и вода.

Помимо углекислого газа,
есть еще многие окислы (SO2,
SO3, SiO2, Р2О5 и др.), которые
взаимодействуют со щелочами
с образованием соли и воды.

Рис. 70. Взаимодействие едкого натра
с двуокисью углерода.

1.	Напишите уравнения реакций соединения с водой следующих окис
лов: окиси кальция СаО, трехокиси серы SO3, окиси бария ВаО, фосфор-
ного ангидрида Р2О5, окиси натрия Na2O. Укажите названия продуктов
реакций.

2.	Напишите уравнения реакций взаимодействия: а) окиси кальция с
азотной кислотой, б) окиси железа с соляной кислотой, в) окиси маг-
ния с серной кислотой. Назовите образующиеся продукты реакции и ука-
жите условия протекания реакций.

3.	При пропускании воздуха через раствор гидроокиси бария произо-
шло помутнение раствора. Какой газ вызвал это помутнение? Какое ве-
щество находится в осадке? Напишите уравнение реакции.

4.	Даны окислы- Na2O, СО2, Р2Об, CuO, SOs, ВаО. Какие из них будут
реагировать: а) с водой, б) с соляной кислотой, в) с раствором едкого
кали? Напишите уравнения возможных реакций и укажите названия
вещест з.

5.	Получится ли разрежение, если в колбу с сернистым газом прилить
раствор едкого кали, затем колбу быстро закрыть пробкой и встряхнуть?

6.	Почему по берегам рек и на их дне кремниевой кислоты не образует-
ся, хотя там находится кварцевый песок, состоящий в основном из дву-
окиси кремния (SiO2)?

§ 51.	Классификация окислов

Рассмотренные нами химические свойства окислов могут быть
положены в основу их классификации.

Окислы, которые взаимодействуют с кислотами с образовани-
ем соли и воды, называются основными. Это название им дано
потому, что каждому основному окислу соответствует основание:
CuO—Си(ОН)2; MgO—Mg(OH)2; Fe2O3—Fe(OH)3.

Основные окислы образуются только металлами. Например:
окись магния — MgO, окись кальция — СаО, окись бария — ВаО.
Окислы, которые взаимодействуют с основаниями с образова-
нием соли и воды, называются кислотными. Это название им да-
но потому, что каждому кислотному окислу соответствует кис-
лота: СО2—Н2СО3; SO2—H2SO3; SiO2—H2SiO3; P2O5—H3PO4.

Кислотные окислы называются иначе ангидридами кислот,
например SO3 — серный ангидрид, Р2О3 — фосфорный ангидрид.
Слово «ангидрид» означает «безводный». Ангидриды могут быть
получены разложением кислот при нагревании, например:

нагр.

H2SO4 = SO8 + Н2О

С ерный

ангидрид

Кислотные окислы образуются неметаллами и некоторыми ме-
таллами, например SO2 — сернистый ангидрид, SO3 — серный ан-
гидрид, Р2О5 — фосфорный ангйдрид, СгО3 — хромовый ан-
гидрид.

Некоторые металлы образуют как основные, так и кислотные окислы. Та-
кими металлами являются, например, хром и марганец. Они обладают перемен-
ной валентностью. Окислы, в которых хром и марганец имеют низшую валент-
ность, равную двум, являются основными: СгО — закись хрома, МпО — закись
марганца. Им соответствуют основания Сг(ОН)2 — гидроокись хрома (II) и
Мп(ОН)2 — гидроокись марганца (II). Окислы, в которых хром и марганец
имеют высшую валентность, являются кислотными: СгОз — хромовый ангид-
рид, Мп2О7 — марганцевый ангидрид. Им соответствуют кислоты Н2СгО4 —
хромовая, НМпО4 — марганцевая.

?1. Сравните химические свойства основных и кислотных окислов. Для
этого перепишите таблицу и заполните ее. Напишите уравнения реакций.

Таблица 6

Свойства	Окислы	
	основные	кислотные
1.	Отношение к воде  2.	»	к кислотам  3.	»	к основаниям		

Чем отличаются основные окислы от кислотных по химическим свой-
ствам?

2.	Даны вещества, состав которых выражается формулами: Na2O, СО2,
CuO, SO3, Fe2O3, ВаО. С какими из перечисленных веществ могут реа-
гировать: а) соляная кислота, б) едкий натр? Напишите уравнения воз-
можных реакций.

3.	Выпишите сначала формулы основных окислов, а потом кислотных
окислов: N2O5, ВаО, Р2Об, СаО, SO3, NiO,

4.	Как опытным путем определить, является ли окисел основным или
кислотным, если он растворим в воде? Ответ поясните примерами. На-
пишите уравнения реакций.
5.	Как опытным путем определить, является ли окисел основным или
кислотным, если он нерастворим в воде? Ответ поясните примерами. На-
пишите уравнения реакций,

6.	Напишите формулы окислов, соответствующих следующим гидрооки-
сям: Сг(ОН)2, Сг(ОН)3, А1(ОН)з, Мп(ОН)2.

7.	Чем сходны и чем отличаются химические свойства окислов: а) СОа и
SiO2; б) СиО и SiO2; в) ВаО и СО2? Ответ подтвердите уравнениями
реакций.

8.	Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения:

КОН

КС1

б)	Ва ->

-Ва(ОН)2.

<Ba(NO3)2

в)	Р Р2Об НРО3;

г)

СО

Н2СО3

СаСО3

§ 52.	Названия окислов

Окислы, образованные элементами с постоянной валентно-
стью, например КгО, MgO, А12О3, называются окисями — окись
калия, окись магния, окись алюминия. Если элемент образует с
кислородом два окисла, то тот окисел, в котором валентность эле-
мента меньше, называется закисью, а тот окисел, в котором ва-
лентность элемента больше,— окисью; например: Си2О — закись
меди, СиО — окись меди.

Окислам иногда дают названия по числу атомов кислорода,
содержащихся в молекуле окисла. Если в окисле с одним атомом
элемента соединено два атома кислорода, то этот окисел называ-
ется двуокисью, например SO2 — двуокись серы, SiO2— двуокись
кремния. Если в окисле с одним атомом элемента соединено три
атома кислорода, то этот окисел называется трехокисью, напри-
мер SO3 — трехокись серы, СгО3 — трехокись хрома.

В настоящее время вводятся новые международные названия окислов —
«оксиды». Названия окислов по этой номенклатуре составляются из слова «ок-
сид» и названия элемента. Например: оксид натрия — Na2O, оксид кальция —
СаО, оксид бария — ВаО. К названию оксида, образованного элементом с пере-
менной валентностью, добавляется в скобках обозначение валентности римской
цифрой. Например: Fe2O3 — оксид железа (III), FeO — оксид железа (II),
SO2 — оксид серы (IV), SO3 — оксид серы (VI), Р2Об — оксид фосфора (V).

КИСЛОТЫ

До сих пор вам было известно пять кислот: соляная НО, сер-
ная H2SO4, азотная HNO3, метафосфорная НРО3, ортофосфорная
(фосфорная) Н3РО4. В дальнейшем вы ознакомитесь с кислота-
ми фтористоводородной, или плавиковой, HF, бромистоводород-
ной НВг, иодистоводородной HI, сероводородной H2S, сернистой
H2SO3, угольной Н2СО3, кремниевой H2SiO3. (Формулы послед-
них семи кислот приводятся не для запоминания.)
§ 53.	Классификация кислот

При сравнении состава кислот легко заметить, что в одних из
них содержится кислород (H2SO3, H2SO4, HNO3, Н3РО4, H2SiO3),
а в других? его нет (НС1, HBr, HI, H2S). Первые называются кис-
лородными, а вторые — бескислородными.

По числу атомов водорода, содержащихся в молекуле кисло-
ты и способных замещаться металлами, кислоты делят на одно-
основные (НС1, HNO3), двухосновные (H2SO4, Н2СО3, H2S,
H2SO3), трехосновные (Н3РО4).

* Даны формулы кислотных остатков с обозначением их валентности чер-
точками:

1)	Иь	Mj,so3, <SiO3, HjPO,;

2)	Br,	^SO4,	4kCO3 p	NO3;

3)	F,	^AsO4,	^C1O4;

4)	^IO„	4ЦХеОв

Напишите формулы соответствующих кислот,- распределив их по груп-
пам: а) кислородные кислоты; б) бескислородные кислоты; в) одноос-
новные, двухосновные, трехосновные кислоты.

§ 54.	Химические свойства кислот

Полученные вами сведения о кислотах позволяют достаточно
полно охарактеризовать их химические свойства.

Действие растворов кислот на индикаторы. Большинство кис-
лот хорошо растворяется в воде. Из известных вам кислот толь-
ко кремниевая кислота практически в воде нерастворима.

Растворы кислот изменяют цвет индикаторов: лакмуса — в
красный, метилового оранжевого — в красный. Это свойство кис-
лот используется для распознавания их среди других веществ.

Взаимодействие кислот с основаниями. Кислоты вступают в
реакции с основаниями с образованием соли и воды:

HCl+NaOH=NaCl+H2O

Хлористый
натрий

3H2SO4 + 2Fe(OH)8=Fe2(SO4)3 + 6Н2О

Сернокислое
.келезо
окисное 1

Эта реакция кислот с основаниями, как вам известно, назы-
вается реакцией нейтрализации.

1	Добавление к названию соли слова «окисное» означает, что металл в
этом соединении имеет высшую валентность.
Взаимодействие кислот с основными окислами. Кислоты всту-
пают в реакции с основными окислами с образованием солики
воды:

нагр.

2НС1 +CuO = СиС12 + Н2О

(	Хлорная

медь

нагр

H2SO4 + MgO = MgSO4 + Н2О

Сернокислый
магний

Реакция кислот с основными окислами используется в произ-
водстве некоторых солей, а также для очистки металлов от
окислов.

Взаимодействие кислот с металлами. Растворы некоторых кис-
лот (серной, соляной, фосфорной и др.) вступают в реакции с ме-
таллами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до во-
дорода, с образованием соли и водорода:

2НС1 + Zn - ZnCl2 + Н2 f

Хлористый
цинк

H2SO4 + Fe = FeSO4 + Н2 f

Сернокислое
железо
закисное 1

При реакциях азотной кислоты с металлами также образуют-
ся соли, но водород не выделяется.

Из известных вам химических свойств кислот не все свойства
являются общими для всех веществ этого класса. Кислоты, не-
растворимые в воде, не взаимодействуют с металлами и не дей-
ствуют на индикаторы.
•'

?1. Опишите химические свойства кислот. Пользуясь выданными реакти-
вами, проделайте соответствующие опыты.

2.	В чем состоит сущность реакции нейтрализации? Какие продукты
л образуются при этой реакции?

3.	Как практически нейтрализовать раствор серной кислоты раствором
едкого кали? Напишите уравнение реакции.

4.	Напишите уравнения реакций между: а) раствором серной кислоты и
гидроокисями: бария, алюминия, цинка, калия; б) раствором азотной
кислоты и гидроокисями: кальция, железа (II), свинца, натрия.

5.	Перепишите формулы кислот, укажите их названия и обозначьте над
формулами римскими цифрами валентность кислотных остатков:
a) HBr, H2S, H2SO3, Н3РО4, HNO3; б) HI, Н2СО3, H2SO4, H2SiO3, HF.

6.	Напишите формулы и укажите названия ангидридов следующих
кислот: H2SO3, H2SO4, H2SiO3, НРО3.

7.	Какие из веществ, формулы которых перечислены ниже, реагируют с

1 Добавление к названию соли слова «закисное» означает, что металл в
этом соединении имеет низшую валентность.
соляной кислотой: а) Си, СиО, Си(ОН)2, Fe- б) Zn, ZnO, Zn(OH)2, Ag?
Напишите уравнения возможных реакций и укажите условия их течения.
8. Ученику выданы склянки со следующими веществами; Fe2O3, Mg,

растворы NaOH, НС1 и фенолфталеина.

Какие реакции, характерные для кислот, можно проделать, пользуясь

выданными веществами? Напишите уравнения этих реакций.

ОСНОВАНИЯ

§ 55.	Названия оснований, их химические свойства

Названия оснований составляются из двух слов: «гидроокись»
(водная окись) и названия металла, входящего в состав основа-
ния, например КОН — гидроокись калия, Са(ОН)2 — гидроокись
кальция, Mg(OH)2 — гидроокись магния, Си(ОН)2 — гидроокись
меди (II), Fe(OH)3—гидроокись железа (III).

По международной номенклатуре основания называются гидроксидами, на-
пример NaOH — гидроксид натрия, Fe(OH)2 — гидроксид железа (II)
Fe(ОН)з — гидроксид железа (III).

Все основания делятся на две группы: растворимые в воде —
щелочи — и нерастворимые в воде.

Растворы щелочей мыльны на ощупь, разъедают кожу и ткани,
поэтому их называют едкими. Щелочами являются гидроокись ка-
лия, или едкое кали, КОН, гидроокись натрия, или едкий натр,
NaOH, гидроокись кальция Са(ОН)2, гидроокись бария Ва (ОН)2.

Какие химические свойства характерны для оснований?

Действие растворимых оснований на индикаторы. Растворы
оснований изменяют цвет индикаторов: лакмуса — в синий, ме-
тилового оранжевого — в желтый, фенолфталеина — в малино-
вый. Это свойство оснований используется для распознавания их
среди других веществ.

Взаимодействие оснований с кислотами. Все основания взаи-
модействуют с кислотами с образованием соли и воды

2НС1 + Са(ОН)2 - СаС12 + 2Н2О

Хлористый
кальций

2НС1 + Cu(OH)2 = СиС12 + 2Н2О

Хлорная
медь

Взаимодействие оснований с кислотными окислами. Раствори-
мые основания взаимодействуют с кислотными окислами с обра-
зованием соли и воды:

Са(ОН)2 + СО2 - СаСО3 | + Н2О

Углекислый
кальций

Некоторые кислотные окислы взаимодействуют также с не-
растворимыми основаниями.
?1. Опишите химические^ свойства оснований. Пользуясь выданными вам
реактивами, проделайте соответствующие опыты.

2.	Сравните химические свойства щелочей и нерастворимых оснований.
А Чем они сходны и чем отличаются?

3.	Напишите формулы гидроокисей: калия, бария, магния, железа (III) —
и соответствующих им окислов.

4.	Какие из веществ, формулы которых перечислены ниже, взаимодейст-
вуют с раствором едкого натра, а какие — с соляной кислотой: a) H2SO3,
CuO, H2S, Mg(OH)2, SO2, КОН; б) Н3РО4, MgO, Р2Об, Си(ОН)2, СО2,
Са(ОН)2?

Напишите уравнения возможных реакций.

5.	Почему при хранении едких щелочей (КОН, NaOH) в банках необ-
ходимо их тщательно закрывать, чтобы не попадал воздух? Какие из-
менения могут произойти со щелочью? Напишите уравнения реакций
6. Как осуществить следующие превращения: Са—*СаО—^CafOHJjj —
—^СаС12? Напишите уравнения реакций.

7.	Как опытным путем определить, в какой из двух пробирок находится
раствор кислоты, а в какой —. щелочи?

§ 56.	Амфотерные гидроокиси и окислы

Существуют ли такие гидроокиси, которые взаимодействуют
и с кислотами, и с основаниями?

Поместим в два стакана небольшое количество гидроокиси
цинка, нерастворимой, как мы знаем, в воде. Прильем в один из
них соляной кислоты, а в другой — раствор едкого натра. В том
и другом стакане образуются бесцветные растворы. Гидроокись
цинка реагирует как с соляной кислотой,/гак и с раствором едко-
го натра. Следовательно, гидроокись цинка обладает свойствами
и основания и кислоты, т. е. имеет двойственный характер,-поэто-
му ее формулу можно написать в двух формах:

Zn(OH)2 — гидроокись цинка — основание

H2ZnO2 — гидроокись цинка — кислота

При действии на гидроокись цинка соляной кислотой происхо-
дит знакомая вам реакция основания с кислотой:

Zn(OH)2 + 2НС1 - ZnCl2 + 2Н2О

Хлористый
цинк

При действии на гидроокись цинка раствора щелочи происхо-
дит знакомая вам реакция кислоты со щелочью:

H2ZnO2 + 2NaOH - Na2ZnO2 + 2Н2О

Цинковокис-
лый натрий
(или цинкат
натрия)

Гидроокиси, обладающие свойствами и основания и кислоты,
называются амфотерными (что означает с «двойственными свой-
ствами», сравните со словом «ажфибия»).
Аналогично гидроокиси цинка происходят реакции окиси цин-
ка с соляной кислотой и с раствором едкого натра:

ZnO + 2НС1 = ZnCl2 + Н2О

Хлористый
цинк

ZnO + 2NaOH = NaaZnOa + Н2О

Цинковокис-
лый натрий
(или цинкат
натрия)

Окись цинка можно отнести к особой группе окислов, обла-
дающих свойствами и основных, и кислотных окислов. Такие
окислы тоже получили название амфотерных.

Амфотерными окислами и гидроокисями называются такие
вещества, которые взаимодействуют как с кислотами, так и с ще-
лочами с образованием соли и воды. К амфотерным окислам от-
носятся окислы многих металлов: А12О3, Cr2O3, PbO, SnO и др.
К амфотерным гидроокисям относятся гидроокиси тех же метал-
лов: А1(ОН)3, Сг(ОН)3, Pb(OH)2, Sn(OH)2 и др.

Теперь можно более полно представить классификацию окис-
лов и гидратов окислов следующими схемами:

Окислы

III
основные амфотерные кислотные

Гидраты окислов
III
основания амфотерные кислоты
(кислородные)

~ 1. Какие окислы называются: а) кислотными, б) основными, в) амфотер-
I ными? Приведите по два примера окислов каждой группы.

2.	Какие вещества называются: а) кислотами, б) основаниями, в) ам-
А фотерными гидроокисями? Приведите по два примера веществ каж-
дой группы.

3.	Как опытным путем определить, что данное вещество является ам-
фотерной гидроокисью? Напишите уравнения реакций.

4.	Напишите формулы окислов и гидратов окислов.: серы (VI), магния,
кремния, натрия, алюминия, фосфора (V) — и укажите их характер
(основной, кислотный, амфотерный).

5.	В одной из трех пробирок находится кремниевая кислота, в другой-
гидроокись свинца, в третьей — гидроокись железа. Как опытным
путем определить, в какой пробирке находится каждое. из указанных
веществ? Напишите уравнения реакций.
соли	: , I /

§ 57.	Состав и названия солей

При изучении окислов, кислот, оснований и амфотерных гидро-
окисей вы постоянно встречались с реакциями, в результате кото-
рых образуются соли. Каждую соль можно рассматривать как
продукт замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов.

В химической литературе приняты две номенклатуры солей:
1) по названиям кислот (русская номенклатура); 2) по латинским
названиям кислотных остатков (международная номенклатура).

Образование названий солей по первой номенклатуре было
разъяснено в VII классе. Названия солей по второй номенклату-
ре образованы от латинских названий кислотных остатков. Так,
например, кислотный остаток соляной кислоты С1 называется
хлоридом, серной — SO4 сульфатом, азотной — NO3 нитратом,
фосфорной — РО4 фосфатом. В связи с этим и соли называются:
NaCl — хлорид натрия, Na2SO4 — сульфат натрия, NaNO3 — нит-
рат натрия, Na3PO4 — фосфат натрия (см. табл. 7).

К названиям солей металлов, имеющих переменную валент-
ность, добавляется число, обозначающее валентность металла, на-
пример FeCl3 — хлорид железа (III), FeCl2 — хлорид железа (II),
Fe2(SO4)3— сульфат железа (III), FeSO4 — сульфат железа (II).

Таблица 7

Номенклатура солей

Кислоты		Названия солей	
название	химическая формула	по названию кислоты	по названию кислот- ного остатка
Фтористоводород- ная (плавико- вая)  X лор ис товодо род- ная (соляная)  Бромисто водород- ная  Иодисто водород- ная  Серная Сернистая Сероводородная Азотная Фосфорная Угольная Кремниевая	HF  НС1  НВг  HI  H2SO4 H2SO3 H2S HNO3 H3PO4  H2CO3 H2SiO3	Фтористые  Хлористые  Бромистые  Йодистые  Сернокислые Сернистокислые Сернистые Азотнокислые Фосфорнокислые Углекислые  | Кремнекислые	Фториды  Хлориды  Бромиды  Иодиды  Сульфаты Сульфиты Сульфиды Нитраты Фосфаты Карбонаты Силикаты

В дальнейшем мы будем пользоваться главным образом меж-
дународной номенклатурой солей.
ТАЛЕ4Т

A 1. Перепишите формулы солей и укажите их названия по двум номенкла-
турам: а) КС1, K2SO4, KNO3, KI, К2СО3; б) K2S, К3РО4, KBr, K2SiO3.

2.	Напишите формулы следующих солей: а) сернокислого алюминия,
сульфита натрия, нитрата бария, хлорида железа (III), фосфата каль-
ция, иодида калия; б) бромида натрия, фосфорнокислого магния, азот-
нокислого кальция, силиката натрия, сульфата калия, хлористого бария.

§ 58.	Классификация солей

До сих пор мы рассматривали такие реакции, происходящие с
образованием солей, при которых все атомы водорода в молеку-
лах кислот замещались атомами металлов.

Какого же состава образуются соли в случае неполной ней-
трализаций двух- или трехосновных кислот щелочами? Рассмот-
рим это на примере реакции нейтрализации серной и фосфорной
кислот раствором едкого натра:

H2SO4 4- NaOH - NaHSO4 + Н2О

HSPO4 + NaOH - NaH2PO4 + HaO

H8PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O

Соли, которые образовались путем замещения в молекуле кис-
лоты всех атомов водорода атомами металлов, называются сред-
ними илк (^^К^К^МйЕЛапример: Na2SO4, Na3PO4, Na2CO3.

Соли, которые образовались в результате неполного замеще-
ния в молекуле кислоты атомов водорода атомами металлов, на-
зываются кислыми. Например: NaHSO4, NaH2PO4, NaHCO3.

В состав кислотного остатка кислой соли входят атомы во-
дорода, поэтому валентность кислотного остатка определяется
тем числом атомов водорода, которое замещено атомами метал-
ла. Например, Н2РО4 — кислотный остаток соли NaH2PO4 — од-
новалентен, так как он соединен с одним атомом натрия, замес-
тившим один атом водорода в фосфорной кислоте. Кислотный
остаток НРО4 соли Na2HPO4 двухвалентен, так как с ним соеди-
нены два атома натрия, заместившие два атома водорода в фос-
форной кислоте.

По русской номенклатуре кислые соли называют с добавле-
нием слова «кислый» к названию средней соли. По международ-
ной номенклатуре добавляют к названию средней соли приставки
«би» или «гидро». Например: NaHCO3 — кислый углекислый нат-
рий, или бикарбонат натрия, или гидрокарбонат натрия.

При неполной нейтрализации гидроокисей кислотами могут
образоваться соли, получившие название основных:

НС1 + Mg(OH)a = Mg(OH)Cl + Н2О

Основной хло-
рид магния

Соли, содержащие гидроксильные группы, называются основ-
ными.

,22
Jk 1. Напишите формулы и названия кислых солей, образованных калием
и кислотами: а) серной, б) угольной.

2.	Перепишите формулы солей, заключите в скобки кислотные остатки
и укажите над формулами римскими цифрами валентность кислотных
остатков: KHSO4, K2SO4, Са(НСО3)2, MgHPO4, Mg(H2PO4)2, Na2CO3.

3.	Даны соли: Pb(OH)NO3, NaHCO3, KH2PO4, K2CO3, Na3PO4. Выпиши-
те отдельно формулы солей: а) средних, б) кислых, в) основных. Ука-
жите название каждой соли.

4.	Известное вам соединение Си2СН2Об (малахит) является основной
солью. Напишите формулу этой соли так, чтобы видно было, что она ос-
новная; укажите ее название по двум номенклатурам.

§ 59. Генетическая связь между классами
неорганических соединений

Изучение окислов, оснований, кислот и солей показало, что
между соединениями существует связь: из веществ одного класса
можно получить вещества других классов. Можно выделить две
линии связи: одна идет от металлов, другая — от неметаллов.
Так, при окислении кальция можно получить окись кальция, а
при взаимодействии последней с водой — гидроокись кальция, ко-
торая при реакции с кислотой образует соль. Все эти превращен
ния можно представить схемой:

Са СаО Са(ОН)2 СаС12

При окислении серы можно получить сернистый ангидрид
(двуокись серы), а при взаимодействии последнего с водой —
сернистую кислоту, которая при реакции со щелочью образует
соль. Эти превращения можно представить схемой:

S SO2 H2SO8 Na2SO8

Такая связь, основанная на получении веществ одного клас-
са из веществ другого класса, называется генетической («гене-
зис»— слово греческое, обозначает «происхождение»). Генетиче-
скую связь между важнейшими классами неорганических соеди-
нений можно представить в общем виде следующей схемой:

Металл
I
Основной окисел
I
Основание

Неметалл

I

Кислотный окисел

I

Кислота

Соль
▲ 1» Приведите примеры к схеме, представляющей генетическую связь
неорганических соединений в общем виде. Напишите уравнения реакций.
2. Зная состав некоторых щелочей, кислот и амфотерных гидроокисей,
назовите несколько: а) типичных металлов, б) типичных неметаллов,
в) «амфотерных» элементов.

3.	Ниже приведены названия классов веществ. Перепишите их в тет-
радь и соедините линиями названия тех классов веществ, которые спо-
собны вступать между собой в реакции. Напишите уравнения реакций,
соответствующих каждой линии связи в составленной вами схеме:

металл
основной окисел
основание

кислота
кислотный окисел

неметалл

4.	Как осуществить следующие превращения:

а)	барий—>окись бария—^гидроокись бария—нитрат бария;

б)	фосфор—^фосфорный	ангидрид—>-фосфорная кислота—^фосфат

кальция*

в)	гидроокись меди (II)—^окись меди—► хлорид меди (II);

г)	гидроокись железа (III)—>окись железа—^сульфат железа (III)?
Напишите уравнения соответствующих реакций и укажите названия
получившихся веществ.

5.	Даны вещества: окись кальция, гидроокись кальция, соляная кислота,
двуокись серы, окись цинка, гидроокись алюминия, едкий натр, гидро-
окись магния. Какие из этих веществ будут взаимодействовать между
собой? Напишите уравнения реакций и укажите условия их осущест-
вления.

6.	С веществами каких классов взаимодействуют: а) основания, б) кис-
лоты, в) амфотерные гидроокиси? Напишите соответствующие уравнения
реакций.

7.	С веществами каких классов взаимодействуют: а) основные окислы,
б) кислотные окислы, в) амфотерные окислы? Напишите соответствую-
щие уравнения реакций.
6

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН

И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ

СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ

ЭЛЕМЕНТОВ
Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА
СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

§ 60. Первые попытки классификации
химических элементов

Каждая наука начинается с накопления фактов. Чем больше
накапливается фактов, тем более необходимой становится их
классификация. При изучении сложных веществ вы не впервые
встретились с этим общим приемом всех наук. Было бы трудно
разобраться в необычайном богатстве растительного и животно-
го населения земного шара, если бы наука не прибегла и здесь к
объединению родственных видов животных и растений в естест-
венные семейства. Первые попытки классификации оказываются
обычно несовершенными. Так, в зоологии классифицировали сна-
чала животных по внешнему виду и месту их обитания — в воде
или на суше. По этим признакам, например, киты, вопреки их
анатомическому строению, объединялись с рыбами.

Зоология изучает виды животных, химия — виды атомов, или
химические элементы. Мир химических элементов также много-
образен. Их сейчас известно 104. По каким же признакам они
классифицируются?

Первая классификация химических элементов заключалась
тоже в разделении их по наиболее бросающимся в глаза внеш-
ним признакам на металлы и неметаллы. Вспомним общие ха-
рактерные признаки тех и других. \

Металлы в свободном виде обладают характерным металли-
ческим блеском, хорошо проводят электрический ток и теплоту.
Неметаллы плохо проводят электрический ток и теплоту и, как
правило, не имеют металлического блеска. Металлы и неметал-
лы различаются и по химическим свойствам: гидраты окислов ти-
пичных металлов — основания, а‘неметаллов — кислоты; метал-
лы не образуют летучих соединений с водородом, а неметаллы
образуют их. Однако резкой разницы между металлами и не-
металлами не существует. В свободном виде некоторые неметал-
лы внешне похожи на металлы и довольно хорошо проводят
электрический ток. Таков, например, кремний, из которого изго-
товляются «солнечные батареи» для космических кораблей. Пе-
реходными от металлов к неметаллам являются также элемен-
ты, гидроокиси которых проявляют свойства и основания и кис-
лоты. Таким образом, классификация элементов на металлы и
неметаллы является несовершенной (как первая классификация
видов животных).

Среди химических элементов, как среди видов животных и
растений, обнаруживаются семейства, объединяющие особенно
сходные друг с другом элементы. Одно такое семейство элемен-
тов вам уже знакомо. Это инертные газы. В отличие от всех ос-
тальных неметаллов, инертные газы не образуют соединений с
водородом и металлами, т. е. проявляют по отношению к этим
элементам валентность, равную нулю. Молекулы инертных газов
одноатомны.

Теперь вам предстоит познакомиться еще с двумя естествен-
ными семействами элементов: в одном из них наиболее ярко про-
являются химические свойства металлов, в другом — неметаллов*

Лк 1. Опишите свойства: а) типичных металлов, б) типичных неметаллов,
2. Приведите факты, доказывающие отсутствие резкой границы между
элементами-металлами и элементами-неметаллами.

3. Опишите физические и химические свойства инертных газов.

§ 61. Щелочные металлы

При изучении воды нам встретился металл, совершенно непо-
хожий на металлы, с которыми мы встречаемся в повседневной
жизни: натрий (химический знак Na, атомный вес 23). Натрий
легкий, легче воды, легкоплавкий, мягкий и пластичный, как
пластилин: из него можно, обминая между пальцами, лепить фи-
гурки (нельзя только прикасаться к нему мокрыми пальцами).
Как и все металлы, натрий обладает металлическим блеском и
хорошо проводит теплоту и электрический ток. Таковы физиче-
ские свойства натрия.

Вам уже известно одно из химических свойств натрия — энер-
гичное взаимодействие с водой. Он замещает в воде водород, об-
разуя гидроокись натрия:'

2Na + 2Н2О = Н2 f + 2NaOH + Q

При нагревании на воздухе натрий плавится, воспламеняется
и сгорает, образуя (в числе других продуктов) окись натрия
NagO. Окись натрия относится к основным окислам. Соединяясь
с водой, она образует гидроокись NaOH. Гидроокись натрия рас-
творима в воде, т. е. является щелочью.
Во всех своих соединениях натрий одновалентен.

Натрий не единственный металл, проявляющий такие физиче-
ские и химические свойства. Существует еще 5 элементов-метал-
лов, очень на него похожих: литий Li, калий К, рубидий Rb, цезий
Cs и франций Fr. Все они тоже имеют малую плотность, пластич-
ны, легкоплавки, горючи и энергично реагируют с водой, выделяя
из нее водород. Как и натрий, эти металлы одновалентны, Поэто-
му их соединения имеют сходный состав, например:

окислы Li2O, Na2O, К2О, Rb2O, Cs2O, Fr2O;

гидроокиси LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH

Эти соединения сходны и по свойствам. Гидроокиси перечис-
ленных металлов, как и гидроокись натрия, являются щелочами.
Поэтому рассматриваемые 6 металлов объединены в естествен-
ное семейство, получившее название по характерному свойству
гидроокисей — щелочные металлы. Из всех металлов щелочные
металлы — самые химически активные, а их гидроокиси прояв-
ляют свойства оснований в наиболее сильной степени.

Наряду со сходствами щелочные металлы проявляют и разли-
чия: у них разная плотность, разные температуры плавления и
кипения, неодинаковая химическая активность. Разместим ще-
лочные металлы в порядке возрастания атомных весов и сравним
их физические (табл. 8) и химические (табл. 9) свойства. И те и
другие с возрастанием атомного веса изменяются закономерно.

С увеличением атомного веса температура плавления и кипе-
ния у щелочных Металлов "понижается, а плотность в общём воз^
.растает. Химическая активность щелочных металлов по Уэтношё-
нию к кислороду и воде с увеличением атомного веса возрастает.
Литий, натрий и калий загораются на воздухе лишь при нагрева-
нии, а металлы с наибольшими атомными весами — рубидий и
цезий — даже без нагревания. С водой литий реагирует медлен-
но, натрий — значительно быстрее, а калий настолько быстро и с
таким большим выделением теплоты, что выделяющийся водород

Таблица 8

Физические свойства щелочных металлов

Название и символ элемента	Атомный вес	Температура плавления (в °C)	Температура кипения (в °C)	Плотность (в -М \ СМ3 ).
Литий, Li	6,9	186	1336	0,53
Натрий, Na	23,0	98	880	0,97
Калий, К	39,1	63	760	0,85
Рубидий, Rb	85,5	38	700	1,5
Цезий, Cs	132,9	28	670	1,9
Химические свойства щелочных металлов

Название и символ элемента	Атомный вес		Условия горения	Окисляе- мость на воздухе		Формулы гидроокисей и изменение их свойств	
Литий, Li Натрий, Na  Калий,.К  Рубидий, Rb  Цезий, Cs	6,9 ' 23,0 39,1  85,5 1 132,9 J		Загораются при нагревании  Загораются при комнатной тем- пературе	Возрастает		Растворимость возрастает	Li ОН NaOH кон  RbOH  , CsOH

загорается. Еще энергичнее реагируют с водой щелочные метал-
лы с наибольшими атомными весами — рубидий и особенно
цезий.

Растворимость в воде гидроокисей цезия и рубидия наиболь-
шая, а гидроокиси лития — наименьшая.

Так же закономерно с возрастанием атомного веса изменя-
ются прочие химические свойства щелочных металлов.

И 1. На основании каких общих свойств щелочные металлы объединены
* в одно естественное семейство химических элементов?

2.	Как изменяются с возрастанием атомного веса щелочных металлов:
. а) их физические свойства в свободном состоянии, б) их химические
* свойства, в) растворимость их гидроокисей?

3.	Каковы свойства искусственно полученного элемента франция (атом-
ный вес 223), также принадлежащего к щелочным металлам? Твердый
или жидкий должен быть этот металл при обычной температуре? Будет
ли он тонуть или всплывать на воде? Как на него будет действовать
кислород, вода (напишите уравнение реакции с водой)? Какова фор-
мула и свойства его гидроокиси? Напишите формулу сульфата франция.

§ 62. Галогены

Вы познакомились с щелочными металлами. Щелочные ме^
таллы — это химические элементы с наиболее резко выраженны-
ми металлическггми^свойствами. Теперь Познакомимся с элемен-
тами, у которых особенно резко выражены свойства неметаллов,
К числу таких элементов относится хлор (химический знак С1,
атомный вес 35,5). Из соединений хлора вам уже известны соля-
ная кислота НС1 и хлорид натрия NaCl.

Молекула хлора состоит из двух атомов, следовательно, фор-
мула свободного хлора Ск Хлор (от греческого слова «хлорос»—
зеленый) — тяжелый газ зеленоватого цвета с резким запахом.
Изучим прежде всего хими-
ческие свойства хлора, прояв-
ляющиеся в его реакциях с ме-
таллами, на примере реакции
соединения хлора с натрием.
Предварительно расплавлен-
ный натрий в хлоре загорается,
образуя белый дым, состоящий
из мельчайших кристалликов
хлорида натрия (рис. 71):

2Na + С12 .= 2NaCl + Q

Хлор соединяется почти со
всеми металлами.

Он реагирует также с водо-
родом. При .этом получается
бесцветный газ — хлористый
водород:

Н2 + C12 = 2HC1 + Q

Раствор хлористого водорода в воде обладает кислотными свой-
ствами и называется, как вам известно, соляной кислотой. '

В соединениях с водородом и с металлами хлор всегда одно-
валентен.

Как натрий представляет целое семейство химических элемен-
тов — щелочные металлы, так хлор — представитель семейства
сходных друг с другом элементов, называемых галогенами.
К числу галогенов, кроме хлора, относятся фтор F, бром Вг, иод I
и астат At. Общее химическое свойство галогенов — их химиче-
ская активность по отношению к металлам и водороду: они сое-
диняются с водородом и металлами и в соединениях с ними всег-
да одновалентны. Поэтому соединения галогенов с одним и тем
же элементом имеют сходный состав, например:

HF НС1 HBr HI

NaF NaCl NaBr Nai
A1F3 A1C13 А1Вг3 AH3

Соединения эти сходны и по свойствам. Соединения галогенов
с водородом летучи и представляют собой кйслоты, а соединения
галогенов с металлами — соли. Отсюда и произошло название
«галогены», означающее (в переводе с латинского) «рождающие
соли».

Наряду со сходством галогены проявляют и различия: разное
агрегатное состояние при обычных условиях, разную окраску, не-
одинаковую химическую активность. С возрастанием атомного
веса свойства галогенов изменяются закономерно (табл. 10).

В свободном виде фтор и хлор — газы зеленоватого и желто-
зеленого цвета, бром — темно-бурая летучая жидкость, иод —

5 Неорганическая химия 7—8 класс

129
Физические свойства галогенов

Название и символ элемента	Атом- ный вес	Состояние при обычных условиях	Цвет	Темпера- тура ки- пения (в °C)	Плотность (в '7*г)
Фтор, F	19,0	Газ	Светло-зеленый	< —188	1,1 (в жидком виде)
Хлор, С1	35,5	Газ	Желто-зеленый	—34	1,57 (в жидком виде)
Бром, Вг	79,9	Жидкость	Красно-бурый	58	3,14
Иод, I	126,9	Кристаллы	Темно-серый	185	4,94

твердое вещество темно-серого цвета, при нагревании легко об-
ращающееся в пар интенсивно фиолетового цвета. С возраста-
нием атомного веса точки кипения и плавления у галогенов
возрастают, а окраска как бы сгущается.

Сравним теперь химическую активность галогенов по отно-
шению к одному и тому же металлу. Если в пробирку с жидким
бромом бросить кусочек алюминия, вскоре начнется бурная реак-
ция соединения его с бромом:

2А1 3Br2 = 2А1Рг8 —Q '

Реакция сопровождается выделением такого большого количест-
ва теплоты, что алюминий расплавляется, раскаляется добела, и
раскаленная капелька металла «бегает» по поверхности брома,
как натрий на воде, пока не прореагирует полностью. Продукт
реакции — бромид алюминия — получается в виде мельчайших
твердых частичек, образующих дым.

Если растертый в порошок иод смешать с порошком алюми-
ния, реакция соединения иода с алюминием начнется лишь после
того, как мы опустим в смесь капельку воды в качестве катали-
затора:

2А1 + 312 = 2АП3 + Q

Соединяясь с иодом, алюминий раскаляется лишь докрасна —
реакция сопровождается появлением красного пламени. Продукт
реакции — иодид алюминия — получается в виде дыма. Реакция
соединения алюминия с иодом (ат. вес 127), как мы видим, про-
текает менее энергично, чем соединение его с бромом (ат. вес 80).

Химическая активность галогенов по отношению к металлам
и водороду с возрастанием атомного веса падает. Самый актив-
ный из галогенов поэтому фтор. Он самый активный не только
среди галогенов, но и среди всех неметаллов.
?1. Перечислите физические свойства хлора. Чем отличается по физичес-
кйы свойствам хлор от всех ранее изученных вами газов?

2. Перечислите химические свойства хлора. Приведите уравнения ха-
д рактерных для него реакций.

А 3. Напишите уравнения реакций получения хлорида цинка четырьмя
известными вам способами.

4.	Как изменяются с возрастанием атомного веса физические свойства
галогенов в свободном состоянии?

5.	Перечислите общие химические свойства галогенов.

6.	Как изменяются с возрастанием атомного веса химические свойства
- галогенов?

7.	Опишите реакции соединения алюминия: а) с бромом, б) с иодом.

8.	Опишите физические и химические свойства соединений галогенов с
водородом.

* Заготовьте Н карточек по образцу, изображенному на рисунке 72. Под
знаком каждого элемента напишите его атомный вес, ниже — валент-
ность элемента в его высшем окисле, еще ниже — валентность в летучем
водородном соединении (если оно существует). По нижнему краю кар-
точки проведите черту: синюю, если элемент — металл; красно-синюю,
если гидроокись металла амфотерна; красную, если элемент — неметалл.
Кроме того, пометьте каким-либо особым знаком карточки щелочных
металлов, другим знаком — карточки галогенов и третьим — карточки

Таблица 41

Элемент	Знак	Атомный вес(округ- ленный)	Валентность		Примечание
			по О (высшая)	по Н	
Азот	• N	14	5	3	Неметалл
Алюминий	А1	27	3	—	«Амфотерный»1 ме-
Аргон	Аг	40	0	?	талл ?
Водород	Н	?	?	—	?
Бериллий	Be	9	2	—	«Амфотерный» металл
Бор	В	11	3	— ‘	Неметалл
Гелий	Не	4	0	?	?
Кислород	О	?	—	?	?
Кремний	Si	28	4	4	Неметалл
Литий	Li	7	?	—	?
Магний	Mg	24	2	— _	?
Натрий	Na	23	?	—	?
Неон	Ne .	20	0	?	
Сера	S	32	6	2	
Углерод	c	?	4	4	Неметалл
Фосфор	p	31	5	3	Неметалл
Фтор	F	19	—	?	?
* Хлор	V r (A ь1ми назы	35		?	?
Z.	J Л  1 Амфотерн!		[вают не са*	ли металлы.	а их of	сислы и гидроокиси.
 инертных газов. При заполнении карточек пользуйтесь справочной табли-
цей 11. Вместо знаков вопроса проставьте необходимые сведения. Для
следующих уроков на бериллий заготовьте вторую карточку, в которую
впишите со знаком вопроса атомный вес 13,5 (?) и валентность 3(?).

§ 63. Периодический закон Д. И. Менделеева

Теперь вы подготовлены к тому, чтобы ознакомиться с вели-
чайшим после атомно-молекулярного учения открытием химии —
с периодическим законом Д. И. Менделеева. За основу сравне-
ния элементов Д. И. Менделеев принял их атомные веса как
«коренное», постоянное (в отличие, например, от валёнтности)
свойство их атомов и поставил задачу: найти общий закон, связы-
вающий химические свойства элементов с их атомными весами.
Вспомним, что атомные веса нам позволили уже установить
закономерное изменение свойств элементов в каждом отдельно
взятом естественном семействе элементов. Для этого пришлось
расположить элементы в порядке возрастания их атомных весов.
Следуя Д. И. Менделееву, используем тот же прием: расположим
все химические элементы в порядке возрастания атомных весов,
начиная с элемента с наименьшим атомным весом — водорода.
Перенумеруем элементы в том порядке, в котором они размести-
лись. Номер, который получит каждый элемент, назовем порядко-
вым номером этого элемента. Воу начало ряда (табл. 12).

Химические элементы, принадлежащие к одному и тому же
естественному семейству, следуют в этом ряду не друг за другом,
а через какое-то число других элементов. Разобьем полученный
ряд на участки, начинающиеся щелочными металлами, и рас-
смотрим первый из них — начинающийся литием (№ 3) и конча-
ющийся неоном (№ 10). Проследим, как изменяются в этрм

Название элемента	к: о Ои § о	Гелий	Литий	S  S Ои  из	Ои о СП
Порядковый номер	1	2	3	4	5
Химический знак	Н	Не	Li	Be	В
Атомный вес (округлен.)	1	4	7	9	11
Формула окисла	н2о	—	Li2O	ВеО	в2о3
Валентность по кислороду	1	0	1	2	3
Формула летучего водородного сое-					
динения					
Валентность по водороду	—	—	—	—	—
Рис. 72. Образцы карточек.

участке свойства химических
элементов с возрастанием их
атомного веса.

Проследим сначала за из-
менением валентности. Начи-
ная с лития -валентность эле-
ментов в их высших окислах
возрастает от 1 (у лития) до
5 (у азота), а валентность в
летучих водородных соедине-
ниях падает от 4 (у углерода)
до 0 у неона, поскольку он, как
инертный газ, соединения с во-
дородом не образует.

Как разместились в рассма-
триваемом участке металлы и
неметаллы? Ряд начинается
щелочным металлом, т. е. пред-
ставителем элементов с наибо-
лее резко выраженными метал-
лическими свойствами. Они ослабляются у бериллия — его гид-
роокись амфотерна — и сменяются неметаллическими у бора.
Следующие пять элементов тоже неметаллы. Неметаллические
свойства у них постепенно усиливаются, достигая наивысшей сте-
пени у фтора, как представителя семейства галогенов. Но на фто-
ре усиление неметаллических свойств обрывается. Последнее
место в ряду занимает неон — представитель инертных газов.

Переходим к элементам, следующим за неоном. Одиннадца-
тый элемент натрий, как и литий,— щелочной металл, его валент-
ность равна 1. При переходе от натрия к магнию, затем к алюми-
нию и так далее, вплоть до хлора, валентность элементов в их

Таблица 12

					»х							
		ГП					X					
in о		О О.			»х	•s	X X	»x X				
о. а>		О е;	о.	X	X Си	X X	s n	X s	•§«	X	Qu	X o,
	О	о	о	о	Е*	u	ж	a>	о	CX	О	u.
	СО	х			СО	co	«=:		о ,	o>	4	ex
	<		е	X	X	£	<	X	e	О	X	
6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
С	N	О	F	Ne	Na	Mg	Al	Si	P	s	Cl	Ar
12	14	16	19	20	23	24	27	28	31	32	35	40
со2	n2o6	—	—	—	Na2O	MgO	A12O3	SiO2	P2O6	so3	C12O7	—
4	5	—	—	0	1	2	3	4	5	6	7	0
СН4	NH3	н20	HF	—				SiH4	PH3	H2s	HC1	
4	3	2	1	0	—	—	— r	4	3	2	1	0
высших кислородных соединениях возрастает каждый раз на еди-
ницу и, таким образом, увеличивается от 1 (у натрия) до 7 (у хло-
ра), а валентность в летучих водородных соединениях падает
от 4 (у кремния) до 1 (у хлора). За хлором следует аргон. Это
опять-таки инертный газ, его валентность по водороду равна 0.

Металлические свойства, наиболее ярко проявляющиеся у на-
трия, ослабевают у магния, еще более у алюминия (его гидро-
окись амфотерна) и переходят в неметаллические свойства у
кремния. У последующих элементов — фосфора и серы — неме-
таллические свойства усиливаются и достигают у хлора, как
представителя группы галогенов, наиболее яркого проявления.

Итак, у химических элементов от лития до неона и от натрия
до аргона обнаруживается одинаковое изменение свойств с воз-
растанием атомного веса, а именно:

1)	ослабляются металлические свойства,

2)	усиливаются неметаллические свойства,

3)	возрастает высшая валентность по кислороду,

4)	убывает валентность по водороду.

Таким образом, с возрастанием атомного веса химические
свойства элементов изменяются периодически. Это значит, что
через определенное число элементов свойства у последующих
элементов в основном повторяются. Эта зависимость получила
название периодического закона Д. И. Менделеева.

Он сформулировал этот закон так: свойства простых веществ, а также
формы и свойства соединений химических элементов находятся в периодичес-
кой зависимости от величины атомных весов элементов.

Периодическое изменение свойств элементов от лития до ар-
гона проявляется особенно наглядно, если оба ряда элементов,
начинающиеся литием и натрием, расположить один под другим:

		Li	Be	В	С	N	0	F	Ne
Порядковый	номер	3	4	5	6	x 7	8	9	10
		Na	Mg	Al	Si	P ’	S	Cl	Ar
Порядковый	номер	11	12	13	14	15	16	17	18

Оба ряда начинаются щелочным металлом, а кончаются
инертным газом. Сходные по свойствам элементы, например ще-
лочные металлы Li и Na, галогены F и С1, инертные газы Ne и
Аг, оказываются расположенными друг под другом.

Ряды элементов, расположенных в порядке возрастания их
порядковых номеров, начинающиеся щелочным металлом и за-
канчивающиеся инертным газом, называются периодами. При
расположении периодов друг под другом получается периодиче-
ская таблица химических элементов, представляющая собой на-
глядное изображение периодического закона.
§ 64. Порядковый номер элемента — заряд ядра его атома

Продолжим рассмотрение периодической таблицы. Следую-
щий за аргоном по порядковому номеру элемент должен начи-
нать новый период и, значит, являться щелочным металлом. Этот
элемент — калий. Однако, вопреки ожиданию, атомный вес калия
оказывается не больше, а несколько меньше, чем атомный вес
аргона. Если и в этом случае расположить элементы в порядке
возрастания атомных весов, то пришлось бы поменять местами
калий с аргоном. Но периодический закон тогда нарушился бы:
и калий и аргон не попали бы в те колонки, в которых находятся
родственные им элементы. Щелочной металл калий попал бы в
колонку инертных газов, а инертный газ аргон — в колонку ще-
лочных металлов. Поэтому за аргоном сохраняется найденное ему
нами место в периодической таблице и порядковый номер 18, а
калию, несмотря на его меньший атомный вес, присваивается оче-
редной порядковый номер 19, с которым он попадает в колонку
щелочных металлов.

Из таких перестановок (их оказалось три) следует, что свой-
ства химических элементов зависят не столько от атомного веса,
сколько от другого свойства атомов, выражаемого порядковым
номером элемента. Какое же свойство элементов отражается в их
порядковых номерах?

Периодический закон Д. И. Менделеева открыл физикам путь
к выяснению строения атомов элементов. Как вам известно, ато-
мы состоят из положительно заряженного ядра и вращающихся
вокруг него электронов. Атом электронейтрален, так как положи-
тельный заряд ядра уравновешивается отрицательным зарядом
электронной оболочки атома, т. е. содержащимися в нем электро-
нами.

Заряд атомного ядра каждого химического элемента оказался
численно равным порядковому номеру этого элемента (если ве-
личину заряда электрона принять за 1). Отсюда и количество
электронов, образующих электронную оболочку атома, равно по-
рядковому номеру элемента. Атом первого по порядку элемен-
та— водорода — состоит из ядра с зарядом +1 и одного элект-
рона, атом второго элемента — гелия — из ядра с зарядом 4-2 и
двух электронов и т. д. Заряды атомных ядер тех элементов, ко-
торые, подобно калию и аргону, заняли в таблице Менделеева
места, не отвечающие их атомным весам, также оказались чис-
ленно равными присвоенным им порядковым номерам. Таким об-
разом, порядковый номер химического элемента — это заряд
ядра его атома.

Периодический закон Д. И. Менделеева в настоящее время
формулируется так: свойства химических элементов находятся в
периодической зависимости от заряда их атомных ядер.

Как правило, атомные веса элементов возрастают с возраста-
нием заряда ядра их атома. Поэтому периодический закон был
открыт Д. И. Менделеевым на основе атомных весов элементов—
единственной известной в то время постоянной численной харак-
теристике их атомов.

1.	Сформулируйте периодический закон.

2.	Что такое период? Как изменяются свойства элементов в периодах с
возрастанием порядкового номера?

3.	Каков физический смысл порядкового номера элемента?

§ 65. Строение электронных оболочек атомов

Теперь нам предстоит понять, почему с возрастанием заряда
атомного ядра свойства химических элементов изменяются пери-
одически, а не как-либо иначе. Для этого недостаточно знать
состав атомов. Сравним, например, натрий (№ 11) с неоном
(№ 10). В химических свойствах между ними нет ничего общего.
Неон — инертный газ, а натрий —один из наиболее химически
активных металлов. Между тем разница в составе их атомов за-
ключается лишь в том, что заряд ядра атома натрия на единицу
больше и на один электрон больше содержится в его электронной
оболочке. (Чтобы понять, каким образом небольшие различия в
составе атомов могут повлечь за собой такую резкую разницу в
их свойствах, познакомимся со строением электронных оболочек
атомов.

Как вам известно, ядро находится в центре атома каждого
элемента, а электроны, образующие электронную оболочку, раз-
мещаются вокруг ядра слоями: одни —ближе к ядру, другие —
дальше от ядра. Ближние электроны сильнее притягиваются яд-
ром, дальние — слабее. На рисунке I приведены условные схемы
строения атомов первых 18 химических элементов. По этим схе-
мам видно, сколько электронных слоев у атома каждого элемен-
та (слои изображены дужками) и сколько электронов содержит-
ся в каждом слое (числа их вписаны в дужки).

Атом водорода (порядковый номер 1) имеет наиболее простое
строение: вокруг его ядра с зарядом 4-1 вращается один элект-
рон. Ядро атома гелия (порядковый номер 2) имеет заряд 4-2, и
вокруг него вращаются два электрона. Оба электрона в атоме
гелия размещены на одинаковом расстоянии от ядра и притяги-
ваются к нему с одинаковой силой. Вспомним,'что гелий — инерт-
ный газ. Водород и гелий образуют первый период; в отличие от
следующих периодов, в нем содержится только 2 элемента и он
не начинается, как все последующие периоды, щелочным ме-
таллом.

Следующий — второй — период начинается щелочным метал-
лом литием. В атоме лития (порядковый номер 3) та же группи-
ровка из двух электронов, близких к ядру, как и в атоме гелия, а
сверх того третий электрон. Этот электрон расположен дальше от
ядра и поэтому притягивается к ядру слабее, чем первые два.
Таким образом, атом лития имеет два электронных слоя: внут-
ренний— из двух электронов и внешний —из одного электрона.
При переходе от лития к бериллию (порядковый номер 4), от
бериллия к бору (порядковый номер 5) и т. д. каждый раз уве-
личивается на единицу заряд ядра, а внешний слой пополняется
еще одним электроном, пока в нем не накапливается 8 электро-
нов. Это достигается у неона (порядковый номер 10) — инертного
газа, которым кончается второй период.

Следующий за неоном элемент — щелочной металл натрий
(порядковый номер 11) имеет такие же два слоя из двух и вось-
ми электронов, как атом неона, но сверх того одиннадцатый
электрон, еще более удаленный от ядра. В атоме натрия, таким
образом, появляется третий электронный слой, а в периодической
таблице с натрия начинается третий период. У элементов этого
периода так же последовательно растут заряды атомных ядер,
а третий — внешний — электронный слой пополняется электро-
нами, пока и в нем не накапливается, как во втором слое, восемь
электронов. Это опять-таки достигается у элемента, завершающе-
го период, и таким элементом снова оказывается инертный газ,
а именно аргон.

Подведем итоги. При последовательном нарастании заряда
атомных ядер у элементов рассмотренных нами периодов сохра-
няется строение электронной оболочки атома предшествующего
элемента, но к ней добавляется еще один электрон. Этот элект-
рон либо присоединяется к внешнему слою, либо начинает новый
слой. Первый, самый близкий к ядру слой вмещает 2 электрона,
и его вместимость исчерпывается у гелия — инертного газа, за-
вершающего первый период. Второй и третий слои вмещают по
8 электронов у неона и аргона — инертных газов, завершающих
второй и третий периоды.

С накоплением электронов во внешнем слое связано плавное
изменение свойств элементов в периодах; с появлением нового
электронного слоя — резкое, скачкообразное изменение свойств:
появляется новый электронный слой — начинается новый период.

Теперь мы поймем, почему свойства химических элементов из-
меняются периодически. Возвратимся к рисунку I и обратим
внимание на внешний электронный слой атомов: число электро-
нов в нем с возрастанием заряда ядра периодически повторяется.
Во внешнем слое атома натрия их столько же, сколько во внеш-
нем слое атома лития, а именно один электрон. Во внешнем слое
атома магния столько же, сколько во внешнем слое атома берил-
лия, а именно два электрона, и т. д. Атомы элементов, относящих-
ся к одному и тому же семейству, имеют таким образом одинако-
вое число электронов во внешнем слое, например щелочные ме-
таллы— один электрон, галогены — 7 электронов.

Свойства химических элементов изменяются с возрастанием
порядкового номера периодически потому, что периодически из-
меняется число электронов во внешнем слое атома.
△. 1. Объясните периодический закон с точки зрения теории строения атомов.
2. Не обращаясь к рисунку I, составьте электронную схему строения
атомов: а) углерода (порядковый номер 6), б) фосфора (порядковый
номер 15), в) аргона (порядковый номер 18)

§ 66.	Малые и большие периоды § **

Мы рассмотрели строение электронных оболочек атомов эле-
ментов трех первых периодов. Они вмещают в себя: первый — 2
элемента, второй и третий — по 8 элементов. Эти периоды назы-
ваются малыми периодами. Добавочные электроны в них при пе-
реходе от одного элемента к другому либо присоединяются к
внешнему слою атома, либо начинают новый электронный слой.

Рассмотрим теперь по рисунку II строение электронных обо-
лочек атомов элементов, составляющих следующий, четвертый
период. Он также начинается щелочным металлом калием
(№ 19), в атоме которого появляется новый электронный слой,
представленный одним электроном. У кальция (№ 20) к нему
присоединяется второй электрон. С накоплением электронов во
внешнем слое атома металлические свойства у элементов должны
исчезать. Между тем на восьмом месте, вместо'ожидаемого инерт-
ного газа (как и в предшествующих периодах), в IV периоде мы
находим такой всем известный металл, как железо. Металлами
являются и все предшествующие ему элементы и все, непосредст-
венно следующие за ним. Оказывается, начиная со скандия
(№ 21), возобновляется накопление электронов в третьем слое.
ОноГ продолжается, пока число электронов в этом слое не возрас-
тет с 8 до 18. Лишь после этого возобновляется накопление элек-
тронов в последнем слое, пока число их в, нем не достигнет 8 у
инертного газа криптона, завершающего четвертый период.

Пока идет накопление электронов в предпоследнем слое, во
внешнем слое, как правило, остаются 2 электрона. Благодаря
возобновлению накопления электронов в предпоследнем слое
число элементов в четвертом периоде возрастает до 18. Периоды,
содержащие более 8 элементов, называются большими периода-
ми. Большие периоды, как и малые, начинаются щелочным ме-
таллом с одним электроном во внешнем слое атома и тоже кон-
чаются инертным газом с 8 электронами во внешнем слое атома.
Но в малых периодах такой переход происходит через 6, а в боль-
ших — через большее число элементов. Поэтому в больших пери-
одах металлические свойства элементов убывают с возрастанием
порядкового номера медленнее, чем в малых периодах,

§ 67. Периодическая система химических элементов

Д. И. Менделеева

Из периодического закона вытекает естественная классифика-
ция химических элементов — периодическая система химических
элементов. Наглядно она изображается периодической таблицей
химических элементов. Рассмотрим эту таблицу (рис. III). Рядом
со знаком каждого элемента в ней приведен его порядковый но-
мер, снизу атомный вес. В периодической таблице химические
элементы распределены по периодам, рядам, группам и подгруп-
пам. Периоды пронумерованы римскими цифрами в порядке их
следования друг за другом.

Периоды содержат неодинаковое число химических элементов.
I период состоит из двух элементов — водорода и гелия, II и III
периоды включают по 8 элементов, IV и V периоды — по 18 эле-
ментов, а VI период — 32 элемента, VII период в настоя'щее
время включает 18 элементов. Он не закончен, и поиски других
относящихся к этому периоду элементов продолжаются.

Каждый большой период разбит на два ряда, в которых выс-
шая валентность элементов по кислороду, как и в малых перио-
дах, возрастает от 1 до 7. Но эти ряды отделены друг от друга
не инертным газом, как малые периоды, а связаны тремя эле-
ментами — металлами, сходными между собой, но не имеющими
себе подобных в малых периодах. Такие тройки элементов в боль-
ших периодах выделены, а все остальные элементы размещены
под элементами малых периодов. При таком расположении каж-
дый элемент большого, периода попадает в один вертикальный
столбец с теми элементами малых периодов, которые проявляют
такую же высшую валентность. Так, например, V период, начи-
нающийся рубидием и кончающийся ксеноном, разбит на два
ряда. Верхний ряд кончается тремя металлами — рутением, ро-
дием и палладием, а нижний ряд начинается серебром. В обоих
рядах высшая валентность элементов по кислороду, как и в ма-
лых периодах, возрастает от 1 (у рубидия и серебра) до 8 (у ру-
тения и ксенона).

Каждый мдлый период представляет собой один ряд. Каждый
же большой период распадается на два ряда: верхний ряд имеет
четный номер (четный ряд), а нижний — нечетный номер (нечет-
ный ряд). Четные ряды содержат только металлы, и лишь в кон-
це нечетных рядов, т. е. в конце периода, появляются неметаллы.
В V периоде неметаллами являются теллур Те, иод I и ксенон Хе.
Обратите внимание на рамки, в которые заключена часть элемен-
тов больших периодов. Это элементы, у которых происходит «до-
стройка» электронами предпоследнего электронного слоя.

§ 68.	Группы н подгруппы

Мы рассмотрели, как изменяются свойства химических эле-
ментов в периодах. Теперь рассмотрим, как изменяются их свой-
ства в вертикальных столбцах периодической таблицы.

Элементы, объединенные в одном и том же вертикальном
столбце периодической таблицы, составляют группу элементов.
Периодическая система включает в себя восемь групп элементов,
пронумерованных вверху римскими цифрами. Восьмая группа
состоит из элементов, связывающих четные и нечетные ряды
больших периодов, и инертных газов. Каков номер группы, тако-
ва и высшая валентность элементов этой группы в соединениях с
кислородом. Лишь немногие элементы отступают от этого пра-
вила. Так, элемент I группы медь может проявлять и валентность
2, а элемент VII группы фтор не образует соединений, в которых
он был бы семивалентнымг Из элементов VIII группы лишь не-
многие (например, осмий и ксенон) проявляют в высших окислах
валентность 8.

Водород объединяется в одну группу со щелочными металла-
ми, так как его валентность по кислороду равна 1.

В VI периоде между двухвалентным металлом барием Ва
(№ 56) и четырехвалентным металлом гафнием Hf (№ 72), кроме
одного трехвалентного элемента лантана La (№ 57), вклинива-
ются еще четырнадцать особенно сходных с ним металлов. Они
образуют особое семейство лантанидов. Так как лантаниды сход-
ны по строению атома с лантаном и обычно трехвалентны, то им
вместе с лантаном отведена в периодической таблице только одна
клетка между барием и гафнием, а перечень их в порядке возра-
стания заряда атомных ядер дается отдельно под таблицей.
Так же отдельно приведены элементы, следующие за актинием
Ас (актиниды). Особо тесное сходство между лантанидами и ак-
тинидами объясняется тем, что в их атомах электроны накапли-
ваются в третьем снаружи слое, а в двух внешних слоях число
электронов остается одинаковым.

Каждая группа разбита на две подгруппы: одну подгруппу со-
ставляют элементы, химические знаки которых смещены в зани-
маемой ими клетке влево, а другую — элементы, химические зна-
ки которых смещены вправо. Так, VII группа включает в себя
подгруппу галогенов и подгруппу марганца (Мп, Тс,, Re). Под-
группы, в которые входят элементы и малых и больших периодов,
называют главными, а подгруппы, составленные только из эле-
ментов больших периодов,— побочными. Так, подгруппа галоге-
нов— главная, а подгруппа марганца — побочная подгруппа VII
группы.

В какие же подгруппы — главные или побочные — попали из-
вестные вам неметаллы: галогены, кислород, сера, азот, углерод,
инертные газы? Все они вошли в главные подгруппы, относящие-
ся к группам IV, V, VI, VII и VIII. Неметаллы входят в состав
только главных подгрупп, относящихся к группам с наибольши-
ми номерами. Побочные подгруппы состоят только из металлов.

Внизу под каждой группой подписаны общая формула'высших
окислов элементов и общая формула их летучих водородных сое-
динений. Общая формула высших окислов относится ко всем
элементам данной группы независимо от принадлежности к глав-
ной или побочной подгруппе. Летучие же водородные соединения
образуют только неметаллы. Но неметаллы содержатся лишь в
главных подгруппах. Поэтому общие формулы летучих водород-
ных соединений подписаны под знаками элементов главных под-
групп.

Сравнивая между собой любую пару элементов одной и той
же группы большого периода, из которых один входит в четный,
а другой —в нечетный ряд, например хром Сг (№ 24) и селен
Se (№ 34), можно заметить, что вышестоящий элемент (четного
ряда), как расположенный ближе к началу периода, проявляет
более резко выраженные металлические свойства, чем нижесто-
ящий элемент (нечетного ряда), расположенный ближе к концу
периода. Оба элемента — хром и селен — находятся в VI группе,
в одной группе с серой; их высшая валентность в кислородных
соединениях такая же, как у серы (6). Но селен в свободном виде
похож на серу, т. е. это типичный неметалл, а свободный хром —
металл; об этом свидетельствует внешний вид хромированных
(т. е. покрытых тонким слоем хрома) изделий (например, вело-
сипедных деталей, корпуса ручных часов).

Хром не образует соединений с водородом, а селен образует
летучее соединение с водородом H2Se, очень похожее на серово-
дород H2S. Поэтому селен вошел вместе с серой в главную под-
группу VI группы (подгруппу кислорода), а хром — в побочную
подгруппу (подгруппу хрома).

В каждой главной подгруппе с возрастанием порядкового но-
мера элементов металлические свойства усиливаются, а неметал-
лические ослабляются. Так, у щелочных металлов металлические
свойства усиливаются с возрастанием порядкового номера, а у
галогенов неметаллические свойства — ослабляются.

Р 1. Что такое: а) период, б) группа, в) подгруппа в периодической си-
1 стеме?

2.	Какая закономерность проявляется в том, что в главной подгруппе
А Ш группы бор является неметаллом, а алюминий — металлом?

3.	Какие признаки служат основой для объединения элементов: а) в
группу, б) в подгруппу?

4.	Напишите формулы гидроокисей магния, цинка и кальция. Какая из
них должна проявлять свойства основания в наиболее сильной, а ка-
кая — в наиболее слабой степени? Ответ поясните.

5*. Молекулярный вес высшего окисла химического элемента равен при-
близительно 44. Каков атомный вес этого элемента? Мотивируя ответ,
опирайтесь на периодический закон. Назовите элемент и охарактери-
зуйте его местоположение в периодической таблице. Докажите, что ре-
шение единственное Ч

 1. Постройте из приготовленных вами ранее карточек второй период,'
заменив карточку с правильным атомным весом бериллия карточкой с
его неправильным весом (13,5) и неправильной валентностью (3). Вы-
явите нарушения периодического закона, которые возникнут при такой
перестановке.

1	На задачи, обозначенные звездочками, ответы помещены в конце книги.
2	. Выбросив наугад любую из заготовленных вами карточек, попробуй-
те из остальных построить второй и третий периоды, поместив их друг
под другом, как поступали ранее. Выявите все нарушения периодическо-
го закона, которые обнаружатся при такой расстановке. Как можно уз-
нать, между какими элементами расположен пропущенный элемент, не
прибегая к написанным на карточках порядковым номерам?

§ 69. Характеристика элемента по его положению
в периодической таблице

Периодическая таблица доставляет много сведений о любом
химическом элементе. Рассмотрим это на примере кальция
(№ 20). Он находится в IV, большом периоде, в главной подгруп-
пе II группы, в четном ряду. Так как четные ряды больших пери-
одов состоят только из металлов, кальций должен быть метал-
лом. Это элемент второй группы, значит, формула его окисла
СаО, а летучего водородного соединения кальций не образует. По
свойствам кальций должен быть сходен с вышестоящим элемен-
том — магнием, но обладать более резко выраженными металли-
ческими свойствами. А что можно заключить о строений атома
кальция?

Порядковый номер его 20, следовательно, ядро атома кальция
имеет заряд +20, а электронная оболочка состоит из 20 электро-
нов. У атомов столько электронных слоев, каков номер периода,
в котором находится элемент. Следовательно, в атоме кальция 4
электронных слоя (IV период). Во внешнем электронном слое
атома элементов главных подгрупп содержится столько электро-
нов, каков номер группы. (Это не относится к элементам побоч-
ных подгрупп, выделенным в таблице рамками, так как у них за-
полняется электронами предпоследний слой.) Кальций находится
в главной подгруппе II группы, следовательно, во внешнем слое
его атома содержится 2 электрона.

Далее мы будем различать атомы с завершенным и незавер-
шенным внешним электронным слоем. Если внешний слой содер-
жит наибольшее число электронов, какое может вместить, он на-
зывается завершенным. Завершен внешний слой лишь в атомах
инертных газов: в атоме гелия он вмещает 2 электрона, в атомах
всех остальных инертных газов по 8 электронов. Если во внешнем
слое содержится меньше электронов, чем он может вместить, та-
кой слой называется незавершенным. В атоме кальция внешний
слой не завершен.

1	1. Атомы каких элементов имеют завершенный внешний электронный

1 слой? Сколько электронов в нем содержится?

2.	Сколько электронов недостает до завершения внешнего электронного
слоя атому водорода, атому кислорода, атому серы, атому азота?

3.	Найдите число электронных слоев и число электронов во внешнем
слое атомов элементов с порядковыми номерами: а) 55, б) 53, в) 84,
г) 88, д) 33, е) 36. Назовите каждый химический элемент.
Для того чтобы подтвердить произведенное Д. И. Менделеевым исправ-
ление атомного веса одного металла, был определен молекулярный вес
его хлорида, он оказался равным приблизительно 80. Металл -не однова-
лентен. Каков атомный вес металла? Что это за металл? Ответ проверьте
по периодической таблице.

§ 71.	Жизнь и деятельность Д. И. Менделеева

Дмитрий Иванович Менделеев родился зимой 1834 г. в семье
директора Тобольской гимназии. По окончании гимназии он по-
ступил в Петербургский педагогический институт. Здесь зароди-
лась страсть Д. И. Менделеева к химии, были выполнены им
первые научные работы и определился жизненный путь. Окон-
чив институт с золотой медалью, Д. И. Менделеев два года учи-
тельствовал, а затем вел курс химии в Петербургском универси-
тете.

Важным событием была командировка за границу. Здесь мо-
подой ученый присутствовал на историческом Всемирном съезде
химиков в Карлсруе. Дальтон выдвинул идею атомного веса, но
его метод определения атомных весов оказался ошибочным. Это
породило все более непримиримые разногласия между химиками,
вплоть до отрицания существования атомов. Для разрешения
разногласий и был созван съезд в Карлсруе. Противники атомис-
тического учения потерпели на нем сокрушительное поражение:
бесспорные способы определения атомных весов элементов были
найдены и утверждены.

Вскоре Д. И. Менделеев защитил диссертацию «Рассуждение
о соединении спирта с водой». Начиная с этой научной работы,
Д. И. Менделеев развивает химическую теорию растворов, объ-
ясняющую растворение образованием непрочных соединений рас-
творенного вещества с растворителем.

Но всемирную славу Д. И. Менделееву принесло открытие в
1869 г. периодического закона. Первые шаги на пути к этому
открытию были сделаны им еще в студенческих работах. Утверж-
дение на съезде в Карлсруе истинных атомных весов элементов
доставило необходимый материал, хотя к этому времени атомные
веса многих элементов оставались еще не исправленными.

Теория и практика неразрывно сочетались во всех трудах
Д. И. Менделеева, каких бы вопросов он ни касался. А научные
интересы его были необычайно широки. Он оставил глубокий
след в технике точных измерений, в теории воздухоплавания, в
физике и в химической технологии. Много сил отдал Д. И. Мен-
делеев борьбе за всестороннее и разумное использование природ-
ных богатств России, пропаганде рационального размещения за-
водов на территории страны, а также педагогической деятельно-
сти, которую он называл своей второй службой Родине. Как
ученый, Д. И. Менделеев видел конечную цель науки в научном
поедвидении и практическом использовании ее достижений, ко-

6 Неорганическая химия 7—8 класс

145
Дмитрий Иванович Менделеев (1834—1907).
нечную же цель своего служения науке — в посильном содейст-
вии процветанию Родины, ее экономической и политической неза-
висимости.

Как страстный патриот, Д. И. Менделеев имел немало врагов
среди ученых-чиновников, прислужников царизма. Это стало од-
ной из причин отклонения кандидатуры его, всемирно признан-
ного ученого, почетного члена почти всех академий мира, при вы-
борах в Петербургскую Академию наук.

Во время студенческих волнений в 90-х годах прошлого сто-
летия Д. И. Менделеев пытался заступиться за студентов перед
царским министром просвещения, за что получил грубую отпо-
ведь от него и был вынужден покинуть университет.

В 1907 г. Д. И. Менделеева не стало. Огромная толпа прово-
дила его в последний путь. Впереди несли периодическую табли-
цу элементов.

Советские люди высоко ценят труды гениального сына рус-
ского народа Д. И. Менделеева. Имя его присвоено ряду высших
учебных заведений и научно-исследовательских институтов, а
также Всесоюзному научному обществу химиков. Научные и тех-
нические идеи Д. И. Менделеева получают развитие и практиче-
ское осуществление в многочисленных трудах советских и зару-
бежных ученых.

§ 72.	Движение электронов в атомах

Дальнейшее после утверждения периодического закона на-
копление сведений об атомах составляет заслугу физиков. Опи-
раясь на периодический закон,
они установили электронное
строение атомов элементов и
этим открыли путь к объясне-
нию их химических свойств. Но,
прежде чем перейти к данному
вопросу, нам предстоит позна-
комиться с движением электро-
нов в атомах.

Электроны в атомах не мо-
гут быть неподвижны, так как
иначе они упали бы на ядра и
слились с ними, как упали бы
на Солнце планеты, если бы
они не двигались вокруг него.
Похоже ли движение электро-
на вокруг ядра на движение
планеты вокруг Солнца?

Движение планет вокруг
Солнца характеризуется криво-

Рис. 73. Сравнение формы облака
р-электрона (а) с формой гантели (б).
Рис. 74. Распределение электронов во внешнем слое атома неона. Число
электронов, образующих каждое облако, обозначено двумя знаками «—
внутри пунктиром обозначен внутренний слой.

линейной линией — их орбитой. Совсем иначе движутся электро-
ны в атомах. Путь, описываемый каждым из них, сливается в
расплывчатое облако. Заряд электрона как бы размазывается,
расплывается по всему объему этого облака, подобно тому как
при фотографировании с большой выдержкой футбольного матча
изображение каждого футболиста расплывается, размазывается
по всему пространству футбольного поля.

. Облако каждого электрона имеет свою форму и свой размер.
Облака, образованные движением электронов в атоме, частично
налагаются друг на друга (как орбиты комет в солнечной систе-
ме налагаются, пересекаются с орбитами планет), а если форма
и размер облаков, образуемых двумя электронами, одинаковы,
оба облака могут полностью сливаться друг с другом, образуя
общее, двухэлектронное облако. Но в каждом атоме существует
не более двух электронов, облака которых одинаковы по форме,
величине и расположению в пространстве. Полностью сливаться
друг с другом электронные облака могут лишь попарно.

Облака одних электронов имеют форму шара, других —
форму, напоминающую гантель (рис. 73): такие электроны как
бы находятся попеременно то по одну сторону от ядра, то по дру-
гую. Так, единственный электрон в атоме водорода образует во-
круг ядра облако шаровидной формы, в атоме гелия два элек-
трона образуют общее, двухэлектронное облако такой же фор-
мы. Такое же двухэлектронное облако содержится в виде вну-
треннего слоя в атомах всех последующих элементов. Внешний
же слой атомов элементов II периода представлен сначала у ли-
тия (№ 3) и бериллия (№ 4) тоже шарообразными, а начиная
с бора (№ 5) также и гантелеобразными облаками.
Рассмотрим строение атома инертного газа, завершающего II
период, — неона, у которого внешний слой завершен (рис. 74,а).
Он состоит из четырех электронных облаков — одного сфериче-
ского и трех гантелеобразных облаков. Оси этих трех гантелеоб-
разных облаков перпендикулярны друг другу, как оси октаэдра
(рис. 74, б). Облака, образованные электронами внешнего слоя,
имеют значительно больший размер, чем облака электронов внут-
реннего слоя (он изображен пунктиром). Это и означает, что
внешние электроны движутся в большем удалении от ядра, чем
электроны внутреннего слоя.

Электроны, облака которых имеют сферическую форму, назы-
ваются s-электронами (обратим внимание, что « — первая буква
слова «сферический»), а гантёлеобразные облака — р-электрона-
ми (заметим, что р — первая буква слова «перпендикулярный»).
Назовем электроны, облака которых попарно слились, спаренны-
ми. В атоме неона все электроны спаренные.

Так же как построен внешний слой атома неона, построен он
и в атомах последующих инертных газов.

В атомах неметаллов, предшествующих инертным газам,
внешний слой построен подобным же образом, но в них недостает
одного р-электрона у галогенов, двух р-электронов у элементов
подгруппы кислорода, трех р-электронов у элементов подгруппы
азота, четырех р-электронов у элементов подгруппы углерода.
Поэтому в атомах галогенов одно из облаков, образованных
р-электронами, одноэлектронное (один электрон непарный), у
элементов подгруппы кислорода два из облаков, образованных
р-электронами, одноэлектронные (два электрона непарные), у
элементов подгруппы азота все три гантелеобразных облака од-
ноэлектронные (три электрона непарные).

1.	Изобразите по образцу рисунка 74 строение атома: а) бора, б) уг-
лерода.

2.	Определите число:* а) s-электронов и р-электронов в атомах углерода,
кислорода; б) s-электронов и р-электронов во внешнем слое атомов бо-
ра, азота; в) спаренных и неспаренных электронов в атомах углерода,
кислорода, фтора.

§ 73. Ионная связь

Планеты солнечной системы удерживаются на своих орбитах
силой всемирного тяготения. В капле воды молекулы притянуты
друг.к другу межмолекулярными силами. Нам предстоит решить
вопрос, какими силами удерживаются в молекулах атомы, как
возникают химические связи между ними. Для этого нужно по-
нять, почему инертные газы, в отличие от всех остальных элемен-
тов, почти не образуют химических соединений. Нам известно,
чем отличаются атомы инертных газов от атомов остальных эле-
ментов: завершенностью внешнего электронного слоя. Очевидно,
Таблица 14

Элемент	Заряд ядра	Распределение электронов по слоям			Химические свойства
		I	II	III	
Фтор, F  Неон, Ne  Натрий, Na	9  10  11	2  2  2	7  8  8	1	Галоген, соединяется почти со всеми элементами, самый ак- тивный из неметаллов  Инертный газ, химических со- единений не образует  Щелочной металл, энергично соединяется только с неме- таллами

в этом и нужно искать причину их химической инертности, а при-
чину способности атомов всех остальных элементов соединяться
друг 9 другом — в незавершенности внешнего электронного слоя
их атомов. Согласно электронной теории валентности завершен-
ные внешние слои, свойственные атомам инертных газов (из 2
электронов у гелия и из 8 электронов у остальных инертных га-
зов) , представляют собой особенно устойчивые, особенно прочные
группировки электронов. Это и придает химическую инертность
атомам инертных газов.

Сопоставим строение атомов и химические свойства элемен-
тов, которыми кончается один, например второй, период и начи-
нается следующий (третий) период (табл. 14).

Два резких скачка в химических свойствах элементов; с воз-
растанием порядкового номера связаны, очевидно, первый (от F к
.Ne) —с завершением внешнего электронного слоя атома, второй
(от Ne к Na) —с появлением нового электронного слоя. При за-
вершении слоя утрачивается химическая активность, при появле-
нии нового слоя она возвращается, но изменяется ее характер:
фтор наиболее энергично соединяется с металлами, а натрий —
с неметаллами.

В атомах типичных неметаллов (галогены, неметаллы главной
подгруппы VI группы) внешний электронный слой не завершен,
но близок к завершению: атомам галогенов недостает для его за-
вершения лишь одного электрона, атомам элементов подгруппы
кислорода — двух электронов. Поэтому атомы названных элемен-
тов способны захватывать электроны от других атомов до завер-
шения внешнего слоя.

На рисунке 75 представлены электронные схемы атомов хлора
и ближайшего к нему инертного газа — аргона. Атому хлора недо-
стает для завершения внешнего слоя одного электрона. Предпо-
ложим, что недостающий электрон захвачен извне. Во что обра-
тился бы атом хлора? Его электронная оболочка получила бы та-
кое же строение, как и электронная оболочка атома аргона. Но
атом хлора не превратился в атом аргона, так как заряд ядра
остался равным + 17, а у аргона он равен +18. До захвата эле-
ктрона атом хлора был не заряжен, так как 17 единиц положи-
тельного заряда, заключенного в его ядре, уравновешивались 17
* электронами. Присоединяя к себе добавочный электрон, атом
хлора превращается в отрицательно заряженную частичку — в
ион хлора.

У типичных металлов внешний электронный слой атома наибо-
лее далек от завершения: у щелочных металлов в нем содержится
лишь один электрон, у металлов II группы — два и т. д. Внешние
электроны металлов легко отделяются от атомов. При этом у

Рис. 76. Образование молекулы хлорида натрия из атомов.
атомов металлов возникает положительный заряд, так как заряд
ядра перестает уравновешиваться остающимися электронами.
Так электронейтральный атом калия (рис. 75) при утрате внеш-
него электрона превращается в положительно заряженную час-
тичку — ион калия.

Ионы — это заряженные частички, в которые превращаются
атомы в результате отдачи или присоединения электронов. Сколь-
ко электронов присоединил или утратил атом, таков и будет за-
ряд получившегося отрицательного или положительного иона.
Заряд иона обозначается над его химическим знаком сверху спра-
ва: Na+, С1~, Mg2+, О2~, А13+.

Откуда же берутся электроны, когда атом элемента, например
хлора, превращается в отрицательно заряженный ион С1~, и куда
деваются электроны, когда атом элемента, например натрия,
превращается в положительно заряженный ион Na+?

Рассмотрим известную нам реакцию горения натрия в хлоре.
Сущность ее, заключается в том, что атомы хлора перетягивают
к себе от атомов натрия их внешние электроны, включая их в
свой незавершенный внешний слой (рис. 76). Присоединяя элект-
рон, атом хлора превращается в однозарядный отрицательный
ион хлора С1~, а атом натрия, теряя электрон,— в однозарядный
положительный ион Na+. Как известно из физики, противополож-
но заряженные тела притягиваются. Поэтому ионы Na+ и С1“
притягиваются друг к другу и образуют молекулу Na+Cl~

Если внешние электроны атомов натрия и хлора обозначить
соответствующим числом точек, приставленных к химическому
знаку атома, то уравнение реакции записывается так:

Na-+-Cl:->Na+J :С1: '

Если же электрон обозначить буквой е, то реакцию соедине-
ния натрия с хлором можно выразить уравнением:

Na + Cl-Na+Cl“

При горении магния в кислороде образуются ионы Mg2+, не-
сущие по 2 единицы положительного заряда, и отрицательно
двухзарядные ионы кислорода О2~. Ионы притягиваются друг к
другу и образуют молекулу окиси магния:

Mg+ O = Mg2+O2-

Подобно рассмотренным, все реакции соединения металлов с ти-
пичными неметаллами обусловливаются перемещением электро-
нов из внешнего слоя атомов металлов во внешний слой атомов
неметаллов.
Химическая связь между ионами называется ионной. Ионная
связь обусловливается притяжением друг к другу ионов, как раз-
ноименно заряженных тел. Ионная связь возникает при соедине-
нии химических элементов, наиболее отличных друг от друга по
своей химической природе, а именно металлов с типичными неме-
таллами.

Об элементе, атомы или ионы которого отдают электроны, ус-
ловились говорить, что он окисляется, и называть его восстано-
вителем, а об элементе, атомы или ионы которого захватывают
электроны, что он восстанавливается, и называть его окислите-
лем. Так в реакциях соединения металлов с кислородом в качест-
ве окислителя выступает кислород, а в реакциях соединения ме-
таллов с галогенами — галогены. Металлы во всех этих реакциях
отдают электроны, следовательно, окисляются.

В реакции же разложения окиси ртути:

2Hg2+O2~ = 2Hg + О2

электроны возвращаются от ионов кислорода к ионам ртути.
Ртуть, принимая электроны, восстанавливается, а кислород, от-
давая их, окисляется.

1.	Что такое ионная связь?

2.	Сравните строение ионов Mg2+, F“, О2-*, N3~ со строением атома
неона.

3.	Во что обратился бы атом аргона, если бы из его ядра был удален
один протон, а электронная оболочка осталась бы без изменений?

4.	Составьте электронные схемы соединений: а) лития с кислородом,
б) кальция с хлором.

§ 74.	Ионные кристаллические решетки

Вещества, образованные из ионов, называются ионными сое-
динениями.

Из числа изученных нами веществ к ионным соединениям от-
носятся окислы металлов и соединения металлов с галогенами.

В качестве примера образования ионных соединений мы рас-
смотрели образование молекул хлористого натрия. Но такие мо-
лекулы могут существовать только при очень высоких температу-
рах, а именно в парах поваренной соли. Белый дым, наблюдаю-
щийся при горении натрия в хлоре, — это не молекулы хлористо-
го натрия, а образовавшиеся из них кристаллики. Кристаллы же
поваренной соли, как и всех других ионных соединений, слагают-
ся не из молекул, а непосредственно из ионов, размещенных, как
показано на рисунке 77.

Расположены ионы так, что вокруг каждого иона натрия
группируются ионы хлора, а вокруг каждого иона хлора — ионы
натрия, т. е. примерно как располагаются черные и белые клет-
ки на шахматной доске. Такое расположение ионы примут бла-
Рис. 77. Кристаллическая решетка хлористого натрия. Белые шары — ионы
хлора, черные — ионы натрия, Справа показано размещение центров ионов»

годаря действующим между ними силам притяжения и отталки-
вания. Ионы, разноименно заряженные (Na+ и С1~), притягивают
друг друга и поэтому стре^тся сблизиться друг с другом вплот-
ную, ионы же, заряженные одноименно (Na+ и Na+ или С1~ и
С1~), взаимно отталкиваются и стремятся поэтому, насколько воз-
можно, удалиться друг от друга. То и другое достигается при

размещении ионов в шахматном порядке.

Правильным расположением ионов объясняется правильная
форма кристаллов ионных со-
единений — кубы в случае хло-

ристого натрия (рис. 78), а Рис. 78. Кристаллы хлорида натрия.

сильным взаимным притяжени-
ем сближенных друг с другом
разноименных ионов — проч-
ность кристаллов. Все ионные
соединения имеют сравнитель-
но высокую твердость, туго-
плавки и нелетучи.

?Если смёшать шарики черного
и белого цвета, они разместят-
ся беспорядочно, как попало:
здесь черный шарик рядом с
черным, там черный рядом с
белым, белый рядом с белым.
Почему такое беспорядочное
размещение невозможно для
ионов?
§ 75.	Металлические и неметаллические свойства элементов

На примере реакций соединения металлов с типичными неме-
таллами мы убедились, что общие химические свойства металлов
обусловливаются легкостью отрыва внешних электронов от их
атомов, а свойства неметаллов — легкостью присоединения элек-
тронов к их атомам до завершения внешнего электронного слоя.
Этим же объясняется различие некоторых физических свойств
металлов и неметаллов в свободном состоянии. У металлов внеш-
ние электроны настолько слабо связаны, что могут отрываться
от атомов и свободно блуждать между ними. Эти свободно
блуждающие электроны сообщают металлам электропровод-
ность и другие их общие физические свойства. В типичных не-
металлах все электроны прочно связаны с ядрами атомов, сво-
бодные электроны отсутствуют. Теперь мы можем понять измене-
ние свойств элементов с возрастанием порядкового номера эле-
мента в периодах и в главных подгруппах.

Как изменяются свойства элементов в периодах? В каждом
периоде с возрастанием заряда ядра атома притяжение внешних
электронов к ядру увеличивается, отщепление их от атома все
более затрудняется, а захват электронов всёПболёе облегчается.
Поэтому в каждом периоде с возрастанием порядкового номера
элемента металлические свойства сначала ослабляются, а затем
сменяются неметаллическими?"

Как изменяются свойства элементов в главных подгруппах?
В главных подгруппах, например Li, Na, К, Rb, Cs или F, Cl,
Br} L с возрастанием порядкового номера элемента увеличивает-
ся число электронных слоев, а вследствие этого возрастает ради-
ус ^атомов? Внешние‘электроны все ббЛёё удаляются от атомного
ядра, и притяжение их к~ядру ослабляется. Поэтому, чем больше
порядковый номер элемента, тем легче отщепляет его атом внеш-
ние электроны: металлические свойства элементов в главных
подгруппах с возрастанием порядкового номера усиливаются.
ЭтсГмыГйПнаблюдали в подгруппе щелочных металлов. Чем сла-
бее удерживает атом собственные электроны, тем труднее при-
соединяет их к себе~добавочные электроны: неметаллические
свойства элементов в главных подгруппах с возрастанием поряд-
кового номера~~ослабляютсял Это мы и наблюдалиПвИГодгруппе
галогенов~"

L Как связаны со строением атома: а) химическая инертность инерт-
Г ных газов, б) химическая активность остальных элементов, в) химичес-
кие свойства металлов, г) химические свойства неметаллов?

2.	Почему металлические свойства элементов ослабляются, а неметал-
лические усиливаются в периодах с возрастанием порядкового номера,
а в главных подгруппах — с уменьшением порядкового номера?

3.	Почему ослабление металлических свойств у химических элементов
влечет за собой усиление их неметаллических свойств?

4.	Почему кристаллы ионных соединений, в отличие от металлов, не
проводят электрического тока?
Рис. 79. Образование молекулы водорода из атомов водорода.

§ 76.	Ковалентная связь

Связываться друг с другом могут не только разные, но и оди-
наковые атомы, образуя молекулы простых веществ, например
Н2, О2, С12. Чтобы понять причины связывания друг с другом
одинаковых атомов, рассмотрим сначала, как образуются моле-
кулы водорода. (Вспомним, что атом водорода состоит из ядра
с зарядом +1 и одного электрона.) Два атома водорода встре-
чаются друг с другом. Ядро каждого из них притягивает к себе
электронное облако другого атома. Облака обоих атомов слива-
ются (рис. 79), и между ядрами образуется сгущение отрица-
тельного заряда. Это сгущение, притягивая к себе ядра, уравно-
вешивает их взаимное отталкивание. Оба электрона, каждый из
которых ранее принадлежал одному атому, становятся теперь
общими для обоих атомов.

Будем обозначать электроны внешнего слоя атома соответст-
вующим числом точек, как показано ниже:

н.	•с-	•о-	:F-
Атом	Атом	Атом	Атом'
водорода	углерода	кислорода	фтора

Тогда образование молекулы водорода из атомов можно изобра-
зить так:

Н- 4- -Н-+Н:Н

Два электрона — один от одного, а другой от другого атома
водорода — объединились в электронную пару, которую мы обо-
значили двумя точками, поставленными между знаками атомов.
Связь атомов посредством электронных пар называется кова-
лентной связью. При образовании ковалентных связей электро-
ны, таким образом, не переходят от одного атома к другому,
ионов не получается, а образуются одна или несколько общих
электронных пар, которые и объединяют атомы в молекулу.

При связывании друг с другом одинаковых атомов, как и при
образовании ионов, незавершенные слои превращаются в завер-
шенные, но иным путем. Покажем это на примере молекулы хло-
ра. Во внешнем слое атома хлора содержится 7 электронов.
До завершенного, 8-электронного слоя недостает одного электро-
на. При соединении в молекулу двух атомов хлора два электро-
на— один от одного, а другой от второго атома — становятся
общими обоим атомам, т. е. образуется ковалентная связь:

:СЬ + -С1: —:С1:С1:

За счет образования ковалентной связи каждый атом получил
завершенный, устойчивый внешний слой из 8 электронов, как
при образовании ионной связи. Но из этих 8 электронов только
6 целиком принадлежат рассматриваемому (тому или другому)
атому, остальные 2 у него общие со вторым атомом. В молекуле
кислорода Ог оба его атома имеют две общие электронные
пары ОЮ, в молекуле азота: :N »N:—три общие электронные
пары. В образовании каждой электронной пары участвует по
одному электрону от каждого атома.

Ковалентной связью могут связываться не только одинако-
вые, но и разные атомы. Так образуются, например, галогеново-
дороды и вода. На рисунке 80, а изображен внешний электрон-

Рис. 80. Образование молекулы хлористого водорода из атомов.
Рис. 81. Образование молекулы воды из атомов.

ный слой атома хлора. Из 7 образующих его электронов 6 уже
в самом атоме объединены попарно в двухэлектронные облака,
а седьмой электрон является непарным, как и электрон в атоме
водорода. При сближении атома хлора с атомом водорода обла-
ка неспаренных электронов того и другого атомов перекрывают-
ся и сливаются (рис. 80,6), образуя между ядрами атомов такое
же сгущение отрицательного заряда, как и при образовании мо-
лекулы водорода Н2.

Во внешнем слое атома кислорода содержится 2 неспаренных
электрона (рис. 81, а). При образовании молекулы воды
(рис. 81,6) облако каждого из них сливается с облаком водо-
родного атома и между атомами образуется такое же сгущение
отрицательного заряда, как в молекуле НС1. Изобразим реакции
образования хлористого водорода НС1 и воды Н2О упрощенно,
обозначая внешние электроны точками. Так,'.при взаимодействии
хлора с водородом:

Н- + -С1: -> Н:С1:

атому хлора недостает для завершения внешнего слоя одного
электрона, он его и получает, соединяясь с одним атомом водо-
рода. При взаимодействии водорода с кислородом:

Н--+ -д.+ -Н-^Н:д:Н

атому кислорода недостает для завершения внешнего слоя двух
электронов, он их и получает, соединяясь с двумя атомами водо-
рода.

Если каждую электронную пару, связывающую два атома,
изображать не парой точек, а черточкой, то электронная форму-
ла обращается в структурную формулу.
Примеры:

электронные формулы

Н

Н:С1:	Н:О:Н H:N:H Н:С:Н

Н	Н

структурные формулы

Н

Н—С1	Н—О—Н	Н—N—Н Н— С—Н

н н

Электронные и структурные формулы наглядно показывают,
в какой последовательности соединены атомы в данной молеку-
ле. Так, структурная формула воды показывает, что в молекуле
воды водородные атомы связаны через атом кислорода, но не
связаны друг с другом непосредственно.

Р 1. В чем заключается разница при образовании завершенного внешне-
 го слоя атома: а) в ионных соединениях, б) в атомных соединениях
(с ковалентными связями)?

± 2. Изобразите электронные и структурные формулы молекул: Н2, F2, О2,
HF, N2, H2S.

3. В каком случае при образовании соединения образуется ионная
связь, в каком — ковалентная связь?

§ 77. Атомные и молекулярные решетки

Можно ли по внешним признакам вещества заключить о ха-
рактере химических связей в нем?

Из веществ, с которыми мы
встречаемся повседневно, начи-
ная с утреннего завтрака, соль
относится к ионным соедине-
ниям, а сахар и вода — к кова-
лентным соединениям. Не су-
ществует внешних признаков,
по которым вещество с кова-
лентными связями можно было
бы легко отличить от вещест-
ва с ионными связями: сахар
легко спутать с поваренной
солью. С другой стороны, ве-
щества с ковалентными связя-
ми могут быть совершенно не
похожими друг на друга, на-
пример сахар не похож на во-
ду. К веществам с ковалентны-
ми связями относятся простые
вещества, а среди них мы об-

Рис. 82. Расположение горошин
на блюдечкё после встряхивания.
Рис. 83.	Рис. 84. Кристаллическая решетка алмаза.

Кристаллическая решетка иода. Кружками обозначены центры атомов уг-
лерода, черточками—ковалентные связи.

наруживаем и алмаз — самое тугоплавкое и твердое из природ-
ных веществ, и водород — газ, сжижающийся и затвердевающий
при таких низких температурах, при которых почти прекращает-
ся движение молекул.

Чтобы понять причины такого разнообразия свойств веществ
с ковалентными связями, следует познакомиться со строением их
кристаллов. Этому поможет простой опыт. Бросим горсть горо-
шин на блюдечко со слегка вогнутым дном и встряхнем блю-
дечко. Горошины тотчас расположатся, как показано на рисун-
ке 82, правильными рядами в виде фигуры с очертаниями шести-
угольника. При затвердевании веществ образующие их частицы
тоже размещаются не беспорядочно, а в виде кристаллической
решетки (как мы видели на примере поваренной соли).

Правильное расположение частиц в кристаллах получило
название «кристаллическая решетка», потому что оно напоминает
расположение узлов в обыкновенной решетке.

В зависимости от природы частиц, образующих кристалличе-
скую решетку, различают три вида последних: 1) ионные решет-
ки, состоящие из ионов, 2) молекулярные решетки, состоящие
из молекул, 3) атомные решетки, состоящие из атомов. С ионны-
ми решетками вы уже знакомы на примере поваренной соли.
К веществам с молекулярной решеткой относится иод. В его
кристаллической решетке (рис. 83) мы отчетливо различаем мо-
лекулы из попарно связанных атомов. Примером вещества с
атомной решеткой является алмаз (рис. 84). В его кристалличе-
ской решетке, как и в решетке поваренной соли, мы не обнаружи-
ваем молекулу алмаз состоит непосредственно из атомов углеро-
да, каждый из которых связан ковалентными связями с четырь-

IG0
\

\ мя соседними атомами, размещающимися вокруг него в верши-

\ нах правильной трехгранной пирамиды — тетраэдра. В виде

ч \ структурной формулы строение алмаза может быть поэтому пе-
редано так:

*	' I I I I I I I I I

\	— С-С—С—С— С— С—С— С—С—

\	I I I I I I I I I

\	—С—С—С—С—С—С—С—С—С—

Раздробить кристалл алмаза на части нельзя, не разрывая
химических связей между атомами: он представляет собой как
бы гигантскую молекулу.

Возвращаемся к опыту с горошинами. Причина упорядочен-
ного расположения их на блюдечке — сила тяжести, побуждаю-
щая горошины тесниться к центру блюдечка и размещаться на
его поверхности наиболее компактно.

При образовании кристаллических решеток роль силы тяго-
тения играет сила взаимного притяжения между ионами в слу-
чае ионных решеток, между атомами в случае атомных решеток,
между молекулами в случае молекулярных решеток. Чем боль-
ше силы притяжения, тем прочнее кристаллическая решетка ве-
щества, поэтому тем труднее вещество плавится и переходит в
газообразное состояние.

Молекулы притягиваются друг к другу во много раз слабее,
чем ионы и атомы, связанные ковалентными связями. Поэтому
нужно ожидать, что вещества с молекулярной решеткой будут
отличаться от веществ с атомной и ионной решеткой легкоплав-
костью и летучестью. Действительно, все вещества, представляю-
щие собой при обычных условиях газы и жидкости, в заморо-
женном состоянии (например, вода в виде обыкновенного льда,
двуокись углерода в виде «сухого льда») имеют молекулярную
кристаллическую решетку.

Среди веществ с молекулярной решеткой, впрочем, встреча-
ются и твердые при обычных условиях вещества, как например
сахар, иод, камфара. Но они либо легкоплавки (сахар), либо
летучи (иод, камфара). Самые же твердые и тугоплавкие веще-
ства, в которых нуждается новая техника, обнаруживаются
среди веществ с атомной решеткой.

1.	Каковы физические свойства веществ: а) с молекулярной, б) с атом-
ной решеткой?

2.	По каким признакам можно отнести к веществам с молекулярной
кристаллической решеткой: а) нафталин, б) стеарин?
Рис. 85. Переход неполярной связи
через полярную в ионную.

Рис. 86. Модель молекулы перекиси
водорода. Крупные кружки — атомы
кислорода, более мелкие — водорода.

§ 78. Полярные и неполярные связи

В молекулах, состоящих из одинаковых атомов, электронная
пара в равной степени принадлежит обоим атомам. Такая раз-
новидность ковалентной связи называется неполярной. Если же
электронная пара связывает два разных атома, она всегда ока-
зывается оттянутой от одного из них к другому. Такая разно-
видность ковалентной связи называется полярной или поляри-
зованной.

Полярная связь между атомами существует, например, в мо-
лекулах HF, НС1, Н2О. В молекулах галогеноводородов и воды
электронные пары смещены от атомов водорода к атомам гало-
гена и кислорода.

Смещение электронных пар от одного атома к другому ино-
гда изображают, смещая две точки, изображающие электронную
пару, ближе к знаку атома, к которому пара смещена, например:

Н :О: Н, Н :С1: или стрелками Н->0 «- Н, Н С1

Полярная связь представляет собой переход от неполярной
к ионной связи. При образовании полярной связи электроны
лишь смещаются, а при образовании ионной связи полностью
перемещаются от одних атомов к другим (рис. 85). Ионная связь
возникает при соединении атомов элементов, наиболее разли-
чающихся по химической природе, а именно металлов с типич-
ными неметаллами, а ковалентная связь — при соединении оди-
наковых атомов (неполярная связь) или атомов разных неме-
таллов (полярная связь).
□	1. Какие существуют два вида ковалентной связи?

2. В каких веществах существует только неполярная ковалентная связь?
полярная ковалентная связь?

А 3*. Изобразите, руководствуясь рисунком 86, электронную и структур-
ную формулы молекулы перекиси водорода, проверьте, сколько электро-
нов содержится во внешнем слое каждого атома кислорода, сколько
химических связей в этой молекуле, определите вид каждой химической
связи,

§ 79. Валентность элементов в свете электронной теории

Что же представляет собою валентность в свете учения о хи-
мической связи?

Связи возникают путем спаривания электронов. В простых и
сложных веществах валентность атома выражает число электро*
нов, затраченных им на спаривание с электронами присоединен-
ных к нему атомов. Валентность элементов, проявляющаяся в
ионных соединениях, называется электровалентностью. Электро-
валентность— это заряд ионов данного элемента в данном соеди-
нении. Например, в соединениях Na+Cl~, Mg2+O2- натрий прояв-
ляет положительную электровалентность +1, магний +2, хлор
имеет отрицательную^валентность —1, кислород —2. В соедине-
ниях с полярными связями положительную валентность прояв-
ляет тот элемент, от которого оттянуты электроны, а отрица-
тельную— тот, к которому электроны смещены. Так, в галогено-
водородах и воде водород имеет положительную валентность,
равную 4-1, галогены — отрицательную валентность —1, кисло-
род— отрицательную валентность —2, как это видно из формул:

H+F~, Н+СГ, Н2+О2’

Так обозначаемая валентность называется иначе окислитель-
ным числом. В случае полярных соединений оно указывает число
электронов, лишь смещенных от данного атома к атомам, свя-
занным с ним, или наоборот, а в ионных соединениях — число
полностью перемещенных электронов. В простых веществах окис-
лительное число образующих их атомов, очевидно, равно нулю,
так как смещение электронов отсутствует.

Обсудим теперь вопрос: почему валентность неметаллов (кро-
ме элементов IV группы) в их соединениях с водородом и кис-
лородом неодинакова, например сера в своем водородном соеди-
нении H2S двухвалентна, а в высшем окисле SO3 шестивалентна?
Сера — в VI группе, внешний слой ее атома содержит 6 электро-
нов. Соединяясь с водородом, атом серы оттягивает к себе от
атомов водорода столько электронов, сколько ему не хватает
для завершения внешнего слоя, т. е. 2 электрона, и становится
отрицательно двухвалентным (H2+S2~). Соединяясь же с кисло-
родом, атом серы, наоборот, представляет свои 6 внешних элек-
тронов атомам кислорода на завершение их внешнего слоя — по
2 электрона каждому — и становится положительно шестива-
лентным (S6+O32-).

Таким образом, в своих водородных соединениях неметаллы
проявляют отрицательную, а в соединениях с кислородом — по-
ложительную валентность. Сколько электронов недостает во-
внешнем слое атома до 8, такую он будет проявлять отрицатель-
ную валентность. Сколько электронов во внешнем слое атома,
такую он будет проявлять высшую положительную валентность.
Но атомы многих элементов не обязательно отдают на образо-
вание связей все внешние электроны, и тогда они проявляют ту
или другую низшую положительную валентность. Так, сера, кро-
ме высшего окисла S6+O32-, образует окисел S4+O22~, в котором
она положительно четырехвалентна, т. е. ее атом отдал на обра-
зование связей с атомами кислорода лишь 4 внешних электро-
на из 6.

7 1. Что такое электровалентность?

2. Проставьте знак и величину валентности в формулах следующих
соединений: a) C1F3; б) SF6, в) I3N, г) NO2, д) SiO2; е) ХеО4; ж) IF7,
зная, что в этих формулах элемент, к которому смещены электроны, сто-
ит на втором месте. Отметьте элементы, проявившие высшую положи-
тельную валентность,

«

§ 80. Электроотрицательность

Нам предстоит теперь решить вопрос, в каких случаях эле-
мент будет проявлять отрицательную, а в каких — положитель-
ную валентность.

Свойство атомов химического элемента оттягивать к себе
электроны от других атомов для завершения внешнего слоя на-
зывается электроотрицательностью. Чем сильнее проявляется у
элемента это свойство, тем более он электроотрицателен. Отсут-
ствует электроотрицательность лишь у инертных газов, так как
внешний слой в их атомах в завершении не нуждается: он уже
завершен.

Электроотрицательность у элементов возрастает в периодах
слева направо, а в главных подгруппах — снизу вверх. Поэтому
самым электроотрицательным из химических элементов является
фтор. Он занимает верхний правый угол периодической таблицы,
не считая инертных газов (рис. 87), значит, по отношению
к любому другому элементу расположен либо выше, либо правее,
либо одновременно и выше и правее. Поэтому при соединении
фтора со всеми другими элементами (включая инертные газы
с большими порядковыми номерами) атомы фтора оттягивают
к себе электроны от их атомов и, включая в свой внешний слой
по одному электрону, получают завершенный слой.

Во всех своих соединениях фтор проявляет одно и то же зна-
чение валентности: он отрицательно одновалентен.
Рис. 87. Расположение неметаллов в периодической системе (а), электроотри-
цательность неметаллов (б). Чем дальше знак элемента смещен вправо, тем
больше его электроотрицательность.

Рядом с фтором, но левее расположен кислород. Поэтому
и кислород в соединениях (исключая соединения его с фтором)
проявляет тоже только отрицательную валентность.

Атомы металлов, наоборот, могут лишь отдавать электроны,
т. е. проявлять только положительную валентность.

Атомы неметаллов, кроме фтора, могут проявлять и положи-
тельную и отрицательную валентность.

При соединении неметалла с неметаллом менее электроотри-
цательный из них проявляет положительную, а более электро-
отрицательный— отрицательную валентность. Так, при соедине-
нии двух неметаллов, принадлежащих к одному и тому же
периоду периодической системы, электроны смещаются от лево-
го к правому, например в молекуле С4+О22“ электроны смещены
от атома С к атомам О, а в молекуле O2+F2“ — от атома О к ато-
мам F. При соединении двух неметаллов, принадлежащих к од-
ной и той же группе периодической системы, электроны смеща-
ются от нижнего к верхнему, например в молекулах S6+O32~
электроны смещены от атома серы к атомам кислорода, а в мо-
лекулах С13+Рз~ — от атомов хлора к атомам фтора.

Руководствуясь этими правилами электронного смещения,
можно составлять формулы соединений/ Покажем это на приме-
ре: составим формулу высшего окисла азота. Решаем сначала
вопрос о направлении электронного смещения (от атомов азота
к атомам кислорода или наоборот). В периодической.системе
оба элемента находятся в одном и том же периоде. Азот распо-
ложен левее кислорода, следовательно, он менее электроотрица-
телен. Электроны будут смещаться от атомов азота к атомам
кислорода, азот будет проявлять положительную, а кислород —
отрицательную валентность, т. е. оттягивать электроны от ато-
мов азота. Кислород — в VI группе, во внешнем слое его атома
6 электронов,-до завершения слоя не хватает 2 электронов. Зна-
чит, кислород в искомом соединении должен проявлять валент-
ность —2. Азот — в V группе, во внешнем слое его атома 5 элек-
тронов. Отдавая все пять электронов на образование химических
связей, атом азота будет проявлять валентность 4-5. Следова-
тельно, формула высшего окисла азота

1*. Выведите формулы следующих соединений: а) карбида алюминия
 (соединение алюминия с углеродом), б) нитрида углерода (соединение
углерода с азотом), в) нитрида кремния (соединение кремния с азотом),
А г) фторида иода (соединение иода с фтором), д) кислорода с хлором
(руководствуясь рисунком 87), если известно, что в названных соеди-
нениях электроположительный элемент проявляет высшее значение
положительной валентности.

2*. Выведите формулу нелетучего соединения кальция с водородом
(гидрида кальция), высшего окисла ксенона.

3, Структурная формула серной кислоты:

О

I

Н—О—S-О—н

А

Определить, руководствуясь периодической системой, величину и знак
(4- или —) валентности каждого элемента.

§ 81. Валентность и периодический закон

Теперь нам остается, возвратившись к периодической табли-
це, объяснить изменение высшей валентности элементов по кис-
лороду и их валентности по водороду с возрастанием порядко-
вого номера в периодах.

Почему высшая валентность элементов в их окислах числен-
но равна номеру группы, в которую входит элемент? Кислород
в окислах, как мы выяснили, всегда проявляет отрицательную
валентность —2. Значит элементы, соединяющиеся с ним, высту-
пают с положительной валентностью. Они отдают на образова-
ние химических связей с атомами кислорода либо часть, либо
все валентные электроны (в высших окислах). А валентных
электронов в атомах элементов главных подгрупп содержится
столько, каков номер группы: у элементов I группы один элек-
трон, у элементов II группы 2 электрона и т. д. Элементы побоч-
ных подгрупп с достраивающимся предпоследним слоем тоже
проявляют в высших окислах валентность, равную номеру груп-
пы, хотя во внешнем слое их атомов содержится, как правило,
только два электрона, потому что у них в качестве валентных
электронов могут выступать и добавочные (сверх 8) электроны'
предпоследнего слоя, например у марганца (№ 25):

I И Ш ZK

Валентные
. электроны

Почему в водородных соединениях неметаллов их валент-
ность уменьшается с 4 у неметаллов IV группы до нуля у инерт-
ных газов? Во внешнем слое атомов неметаллов столько элек-
тронов, каков номер группы: у элементов IV группы — 4 электро-
на, V группы — 5 электронов и т. д. Присоединяя каждый атом
водорода, атом неметалла дополняет свой внешний слой одним
добавочным электроном. Поэтому для образования завершенно-
го (восьмиэлектронного) слоя он должен присоединить столько
атомов водорода, сколько электронов ему недостает до заверше-
ния внешнего слоя: элементы IV группы — 4 атома водорода,
элементы V группы — 3 атома водорода и т. д.

Соединяются с водородом и металлы главных подгрупп I, II
и III групп. Но в этих соединениях электроны перемещены от
атомов металла к атомам водорода, дополняющим свой внеш-
ний (единственный) слой посредством захвата одного электрона
до 2 электронов и проявляющим поэтому валентность —1. Такие
соединения называются гидридами. По строению кристалличе-
ской решетки и по свойствам гидриды металлов сходны с их
хлоридами, бромидами и т. д. В отличие от соединений неметал-
лов с водородом, гидриды металлов нелетучи. Из сказанного
ясно, что валентность элементов по водороду в гидридах по ве-
личине и по знаку (плюс) одинакова с их валентностью по кис-
лороду.

? 1. Как объясняется различие численных значений валентности неметал-
 лов по водороду и высшей валентности их по кислороду? У каких эле-
ментов обе валентности одинаковы по величине и по знаку?

Л 2. Руководствуясь шкалой электроотрицательности, составьте формулы
водородных соединений всех элементов III периода, указав над знаком
каждого элемента численное значение и знак валентности элемента.
(В формулах электроположительный элемент ставьте на первое место
за исключением NH3.)

3.	Структурная формула азотной кислоты:

/О
Н—О—N<
Сообразуясь с положением кислорода, азота и водорода в периодичес-
кой таблице и шкалой электроотрицательности, определите численное
значение и знак валентности каждого элемента. Подсчитайте число
электронов во внешнем слое каждого атома данного соединения.

§ 82.	Состав атомных ядер

Мы рассматривали ядро как составную часть атома. Возни-
кает вопрос: представляет ли ядро атома нечто уже неделимое
или оно в свою очередь делимо и слагается из еще меньших ча-
стиц?

Химические элементы с наибольшими порядковыми номера-
ми радиоактивны, они разрушаются, излучая а-частицы или
Р-частицы. По сравнению с р-частицами (электронами) а-части-
цы массивны и имеют положительный заряд. Очевидно, они мо-
гут выбрасываться лишь из ядер атомов. Значит, ядра атомов
в свою очередь имеют сложный состав. Из чего же состоят они?
Благодаря громадной скорости движения а-частицы способны
разрушать атомные ядра, в которые они ударяются. При подоб-
ных бомбардировках химических элементов а-частицами было
обнаружено выбрасывание из ядер атомов новых частиц: прото-
нов и нейтронов.

Протоны — это частицы с зарядом +1 и с массой, равной
массе водородного атома, т. е. 1. Протоны представляют собой,
таким образом, ядра атомов водорода. Нейтроны — это частицы
тоже с массой 1, но лишенные заряда. Ядра всех атомов состо-
ят из протонов и нейтронов. Заряд ядра определяется числом
содержащихся в нем протонов, так как нейтроны заряда не име-
ют. Поэтому в ядре столько протонов, каков заряд ядра, т. е.
каков порядковый номер данного элемента. Масса атома опреде-
ляется общим числом составляющих ядро частиц — и протонов,
и нейтронов. Те и другие имеют почти одинаковую массу, равную
приблизительно 1. Отсюда число нейтронов, содержащихся в
ядре атома, должно быть равно разности между округленной до
целого числа массой атома и порядковым номером элемента.
Например, масса атома калия равна 39, а порядковый номер
калия 19. Значит, общее число протонов и нейтронов, составляю-
щих ядро атома калия, равно 39. Протонов же в ядре содержит-
ся 19, значит, нейтронов 39—19 = 20. Ядро атома калия слагается
из 19 протонов и 20 нейтроновг

1.	Охарактеризуйте частицы, из которых слагаются атомные ядра.

2.	Рассчитайте число протонов и число нейтронов, входящих в состав
ядра атомов: а) фтора, б) радия. При расчете округляйте атомный вес
до целого числа.


§ 83.	Изотопы

Мы узнали, что атомы делимы и не вечны. Остается рассмот-
реть вопрос: действительно ли атомы одного и того же элемента
одинаковы между собой во всех отношениях, в частности дейст-
вительно ли они имеют одну и ту же массу?

Так как общая масса электронов, входящих в состав атома,
незначительна по сравнению с массой его ядра, атомные веса
элементов должны быть кратными по отношению к массе прото-
на или нейтрона, т. е. кратными единице. Иначе говоря, атом-
ные веса всех элементов должны выражаться целыми числами
(точнее, близкими к целым числам). На некоторых элементах
этот вывод оправдывается. Но существует много элементов,
атомные веса которых выражаются дробными числами. Напри-
мер, атомный вес хлора 35,45. В действительности в природе нет
ни одного атома хлора, который имел бы такую массу. Элемент
хлор представляет собой смесь двух видов атомов: одни атомы
хлора имеют атомный вес 35, а другие — 37. Найденный химиче-
скими способами атомный вес хлора 35,45 — это лишь средний
вес его атомов. Более легких атомов в хлоре содержится больше,
чем более тяжелых; поэтому средний вес атомов хлора 35,45
ближе к атомному весу легкой разновидности атомов хлора.

Подобно хлору, большинство химических элементов представ-
ляют собой смеси атомов, отличающихся по атомному весу, но
имеющих один и тот же заряд ядра. Разновидности атомов од-
ного и того же элемента, имеющие один и тот же заряд ядра,
но разную массу, называются изотопами (от слов «изос» — оди-
наковый, «топос» — место).

Под химическим знаком хлора С1 подразумевают природную
смесь обоих изотопов хлора. Когда же приходится4 говорить
о каждом изотопе в отдельности, к знаку хлора приписывают
численное значение массы атома изотопа, о котором идет речь
35С1,37С1.

Подобно хлору, большинство химических элементов представ-
ляет смеси изотопов. Ядра изотопов каждого элемента содержат
одно и то же число протонов, но различное число нейтронов. Так,
ядра изотопов 35С1 и 37С1 содержат по 17 протонов (порядковый
номер хлора 17) и различное число нейтронов; ядра 35С1 содер-
жат 18 нейтронов, а ядра 37С1 — 20 нейтронов.

Атомный вес элемента тем меньше, чем больше в состав эле-
мента входит легких изотопов его. Если в состав элемента с
меньшим порядковым номером входят преимущественно атомы
тяжелых его изотопов, а в состав следующего за ним элемента —
атомы более легких его изотопов, то окажется, что средний вес
атомов элемента с большим порядковым номером будет не боль-
ше, а меньше среднего веса атомов элемента с меньшим поряд-
ковым номером. Это, например, наблюдается у аргона Аг и ка*
лия К.
Чрезвычайное сходство химических свойств изотопов одного
и того же элемента, несмотря на разную массу их атомов, под-
тверждает уж сделанный ранее вывод: свойства химических эле-
ментов зависят не столько от атомного веса, сколько от заряда
атомного ядра.

Сведения об изотопах позволяют дать точное определение
понятия «химический элемент». Химический элемент — это вид
атомов с одинаковым зарядом ядра. Изотоп — это вид атомов
с одинаковым зарядом ядер и одинаковой массой.

§ 84.	Понятие о превращении химических элементов

Из определения понятия «химический элемент» вытекает, что
элемент сохраняется, пока сохраняется заряд ядер его атомов.
Химический элемент превращается в новый элемент, если изме-
няется заряд ядер его атомов.

Атомы не вечны. Элементы с наивысшими порядковыми но-
мерами самопроизвольно разрушаются в процессе радиоактив-
ного распада, превращаясь в другие элементы. Выбрасываемые
ими частицы в свою очередь могут вызывать превращение од-
них химических элементов в другие.

Для превращения одних элементов в другие в настоящее вре-
мяиспользуют не только потоки быстродвижущихся частиц,
самопроизвольно выбрасываемых радиоактивными элементами.
Подобные же потоки частиц, способных разрушать ядра атомов
и присоединяться к ним, получают и искусственно в особых уста-
новках. С их помощью удалось осуществить сотни ядерных
превращений и создать также разновидности атомов, которые в
природе не обнаружены. Так были получены изотопы уже из-
вестных элементов: фосфора, кислорода и др. От существующих
в природе изотопов этих элементов новые, искусственно полу-
ченные изотопы отличаются не только атомным весом, но и
сильной радиоактивностью. Поэтому они и не сохранились в
природе.

Искусственно получены и производятся также новые хими-
ческие элементы, не найденные в природе, в частности химиче-
ские элементы с порядковыми номерами, превышающими по-
рядковый номер последнего элемента прежней периодической
таблицы Д. И. Менделеева— урана (№ 92). Так, элемент
№ 101 — менделеевий (Md) —был получен из другого, тоже ис-
кусственно полученного элемента с порядковым номером 99 —
эйнштейния (Es) — посредством бомбардировки эйнштейния яд-
рами атомов гелия, разогнанными до огромных скоростей, чтобы
преодолеть взаимное отталкивание ядер. При этом ядра гелия
с зарядом 4-2, встречаясь с ядрами элемента № 99, сливались с
ними и получались новые ядра с зарядом (24-99) = 101. Притяги-
вая электроны, они становились атомами нового элемента:
99Es+2He = 101Md

(Заряды ядер обозначаются под знаком химического элемента
слева.)

Периодическая система химических элементов неизменно
служила руководством как при поисках в природе еще не от-
крытых элементов, так и в создании новых химических элемен-
тов. Поэтому элемент с порядковым номером 101 и был назван
открывшими его американскими учеными менделеевием «в честь
великого русского химика Дмитрия Менделеева, впервые ис-
пользовавшего периодическую систему для предсказания свойств
еще не открытых элементов».

Все искусственно созданные элементы оказались радиоак-
тивными. Поэтому они вместе с искусственно полученными изо-*
топами давно известных элементов получили практическое при-
менение в технике и медицине в качестве дешевых заменителей
природных радиоактивных элементов.

Так, радиоактивный изотоп кобальта применяется в «кобаль-
товой пушке» при лечении злокачественных опухолей, а искус-
ственный элемент плутоний Ри (№ 94) —для производства атом-
чной энергии.

Один из способов получения не найденных в природе видов
атомов состоит в помещении веществ в атомные реакторы, в ко-
торых непрерывно освобождаются нейтроны. Ядра природных
нерадиоактивных изотопов, захватывая нейтрон, увеличивают
свою массу на 1, и получается радиоактивный изотоп того же са-
мого элемента, например:

УРе+’п = “Fe

(нейтрон обозначается латинской буквой и).

Радиоактивные изотопы обладают теми же химическими
свойствами, вступают в те же реакции, как и нерадиоактивные.
Но они легко открываются в образующихся соединениях с помо-
щью приборов, обнаруживающих радиоактивность. Придавае-
мая ими радиоактивность становится как бы «меткой», по которой
они обнаруживаются. Поэтому такие атомы получили название
«меченые атомы».

Меченые атомы применяются при изучении механизма хими-
ческих реакций. Так, растение питают короткое время углекис-
I лым газом с ничтожной примесью радиоактивной двуокиси угле-
рода СО2, затем извлекают из растения через разные сроки
образующиеся в нем органические соединения. Устанавливая,
какие из них становятся радиоактивными (т. е. включают в свой
состав радиоактивный углерод) раньше, какие позже, заключа-
ют, через какие промежуточные соединения и в какой последо-
вательности переходит в растении углерод, прежде чем он вой-
дет в состав крахмала.
Широкое применение меченые атомы получили в медицине.
Так, при переломах рук и ног в кровь пострадавшего вводится
ничтожное количество соли радиоактивного натрия. Приближая
затем прибор для обнаружения радиоактивности к различным
участкам тела, обнаруживают участки, в которых радиоактив-
ность не появляется. Значит, в этих участках движения крови
нет. На основании этого врачи решают вопрос об операции.

Подобным же образом, дав больному с нездоровой щитовид-
ной железой выпить воду с ничтожным количеством радиоак-
тивного иода и приближая затем прибор к щитовидной железе,
устанавливают скорость накопления в ней иода — по появлению
радиоактивности.

На основании этого делают заключение, в чем состоит рас-
стройство деятельности железы и как ее лечить. Одним из воз-
можных лекарств является тот же радиоактивный иод.

Меченые атомы применяются в технике и в сельском хозяй-
стве. С помощью их обнаруживают трещины в деталях машин,
дефекты в сварочных швах, течь в трубопроводах, в пищевой
промышленности с их помощью стерилизуют консервы, в сель-
ском хозяйстве — посевной материал.

/у

1.	Что такое: а) изотопы, б) химический элемент с точки зрения строения
атома?

2.	Какая особенность изотопов подчеркивается их названием «изо-
топы»?

3.	Аргон состоит из трех изотопов 36Аг, 38Аг, 40Аг; калий — тоже из трех .
изотопов 39К, 40К, 41 К. Калий на 93% состоит из своего самого легкого,
а аргон — на 99% из своего самого тяжелого изотопа. Какой элемент,
калий или аргон, имеет больший атомный вес? Ответ сверьте с периоди-
ческой таблицей,

4.	При радиоактивном распаде атома радия из его ядра выбрасывается
частица с массой 4 и зарядом +2 (одновременно из электронной обо-
лочки удаляются 2 электрона). Во что превращается при этом атом
радия? Во что превращается, притянув электроны, выброшенная части-
ца? Опишите свойства элементов, в которые превращается радий. Изоб-
разите превращение уравнением по образцам, приведенным в тексте.

5.	Эйнштейний получается при бомбардировке урана ядрами атомов
азота. Изобразите это превращение уравнением по образцу приведенно-
го в тексте уравнения получения менделеевия.
7

РАСЧЕТЫ

ПО ХИМИЧЕСКИМ
ФОРМУЛАМ
И УРАВНЕНИЯМ

Далее нам предстоит изучение химических элементов на ос-
нове периодического закона и теории строения атомов. Химиче-
ские свойства элементов проявляются в их химических реакциях,
выражаемых химическими уравнениями. Химические реакции
наМ придется характеризовать не только с качественной стороны
(какие вещества участвуют в них и какие образуются), но и с
количественной стороны (какие количества веществ затрачива-
ются и получаются, какое количество энергии затрачивается или
выделяется при рассматриваемой реакции). К рассмотрению
этих вопросов мы и приступаем.

§ 85. Грамм-атом

Овладев химическим языком, вы узнали, как много сведений
о веществе дает его химическая формула, а о химической реак-
ции ее уравнение.

Прежде чем знакомиться с расчетами по химическим урав-
нениям, нужно обсудить вопрос: в каких единицах выражаются
количества веществ? Мерой количества вещества является его
масса; а наиболее удобным прибором для измерения массы—
рычажные весы.

Сейчас почти во всех странах за основную единицу массы
.принят грамм. Но пользоваться во всех случаях одной и той же
единицей массы оказалось неудобно. Поэтому на практике ис-
пользуются разные единицы массы: в аптеках обычно грамм,
в продовольственных магазинах — килограмм, в химических
производствах — тонна. В химии наряду с граммом применяют
тоже свои меры массы: грамм-атом и грамм-молекулу. Эти меры
позволяют оценивать не только массу вещества, но и число мо-
лекул или атомов, составляющих эту массу.

Предположим, что нужно отмерить столько водорода и кис-
лорода, чтобы в отмеренных количествах содержалось одинако-
вое число атомов того и другого элемента. Если отвесить по од-
ному грамму водорода и кислорода, этого не получится. Ведь
каждый атом кислорода в 16 раз тяжелее атома водорода. По-
этому в 1 г кислорода будет содержаться в 16 раз меньше атомов,
чем в 1 г водорода. Очевидно, что только в 16 а кислорода будет
содержаться столько же атомов кислорода, сколько атомов во-
дорода содержится в 1 г водорода. Рассуждая так по отноше-
нию к каждому элементу, приходим к выводу, что число атомов,
которое находится в 1 г водорода, содержится в таком числе
граммов любого химического элемента, каков атомный вес
элемента.

Количество граммов химического элемента, численно равное
атомному весу этого элемента, называется грамм-атомом (со-
кращенно: г-атом). Таким образом, чтобы узнать, какое количе-
ство химического элемента составляет его грамм-атом, нужно
выписать атомный вес элемента и приписать к нему слово «грам-
мов» (сокращенно г, смотри таблицу 15).

Таблица 15

Элемент	Атомный вес (в у. е.)	Грамм-атом
н	1	1 г	/  16 г	'
О	16	
с	12	12 г

В грамм-атоме любого элемента содержится, таким образом,
одинаковое число атомов. Физиками найдено, что это число равно
6 - 1023 атомов (т. е. двадцатичетырехзначному числу, первая
цифра которого 6). Это число неизмеримо больше, чем число
волос на головах всех вместе взятых людей, населяющих зем-
ной шар, больше числа стаканов воды, заключенной во всех
океанах, морях и реках. Вычисление этого числа представляет
такой же подвиг в науке, как точный расчет наибольшей из ско-
ростей, наблюдаемых в природе,— скорости света. Итак, за-
помним:

1 г-атом — 6-1023 атомов

Нельзя смешивать понятия «грамм-атом» и «атом». Атомы
настолько малы, что и миллион атомов элемента даже с самым
большим атомным весом невозможно взвесить на весах. Но на
них можно взвесить не только 1 г-атом, но даже стотысячную
долю его. Грамм-атом — такая же условная единица, как кило-
грамм или тонна (рис. 88).
1.	Железный гвоздь весит 5,7 г.
Выразите массу его в грамм-
атомах.

2.	1 м звонковой медной прово-
локи весит 6,354 г. Какой дли-
ны кусок проволоки нужно от-
резать, чтобы отделить 1 г-атом
меди?

3.	Сколько содержится? а) грам-
мов, б) атомов в ’/з г-атома
углерода, серы?

4.	Сколько грамм-атомов со-
держится в 1 см3 каждого ще-
лочного металла (табл. 8)? Как
отсюда изменяются радиусы
их атомов с возрастанием по-
рядкового номера?

§ 86. Грамм-молекула *

Рис. 88. Объемы грамм-атомов алю-
миния (а) и ртути (б) в натуральную
Предположим, что нужно	величину.

отвесить такое количество во-
ды, чтобы в нем содержалось
столько же молекул воды, сколько атомов водорода содержится
в 1 г водорода. Молекулярный вес воды (2+16) 18, а атомный
вес водорода равен 1. Молекула воды в 18 раз тяжелее атома
водорода. Следовательно, в 18 г воды столько же молекул воды,
сколько атомов водорода содержится в 1 г водорода. 18 г воды
составляют грамм-молекулу, или моль, воды.

Количество граммов вещества, численно равное его молеку-
лярному весу, называется грамм-молекулой или молем этого
вещества (обозначается моль). Чтобы узнать, какое количество
граммов вещества составляет его грамм-молекула (табл. 16),
нужно подсчитать молекулярный вес и приписать к нему слово
«граммов» (г).

В 18 г воды, в 44 г углекислого газа, одним словом, в 1 моле
любого вещества содержится одинаковое число молекул, а имен-
но столько же, сколько атомов содержится в 1 г-атоме, т. е.
6- 1023.

Таблица 16

Вещество	Молекулярный вес (в у. е.)	Г рамы-молекула
н2о	18	18 г
О2	32	32 г
со2	44	44 г
H2SO4	98	98 г
Рис. 89. Объемы грамм-молекул разных веществ

_________/А’

1 люль=6-1023 молекул

Итак

На рисунке 89 показано, какой объем занимают грамм-моле-
кулы некоторых твердых и жидких веществ.

Грамм-молекула — это химическая мера вещества, как грамм-
атом — химическая мера элемента.

Если вес вещества дан в граммах, а требуется его выразить в
грамм-молекулах, нужно, очевидно, массу вещества (в граммах)
разделить на вес его грамм-молекулы (в граммах), например:

196г H2SO. = — - = 2 моля H2SO.

4	98	4

Если, наоборот, масса вещества дана в грамм-молекулах, а
требуется выразить ее в граммах, следует массу его грамм-моле-
кулы в граммах помножить на число грамм-молекул, например:
2,5 моля H2SO4 — 98 г-2,5 — 245 г 1 2 3 4 5 * * * *

1. Сколько содержится граммов, молекул в 1/2 моля:- кислорода, угле-
кислого газа, воды, сернистого газа?

2. Что должно обозначать выражение «килограмм-молекула»?

3. Как отмерить грамм-молекулу воды с помощью мензурки или мер
ного цилиндра?

4. Рассчитайте, сколько стоит в магазине: а) грамм-молекула поварен-
ной соли (NaCl), б) грамм-молекула сахара (С12Н22О11).

5. Во всех океанах земного шара содержится 11 • 1019 ведер воды. Пред-

положим, мы высыпали где-либо в море 1 кг сахару, дали время саха-

ру равномерно распределиться и зачерпнули где-либо ведро воды.

Сколько молекул сахара оказалось бы в ведре воды? Формула сахара

С12Н22ОП.
 Выпейте стакан воды (200 г), считая глотки. Сколько молей воды
(в среднем) составляет глоток воды?

§ 87. Вычисления по формулам и уравнениям

Научимся, пользуясь понятиями «грамм-атом» и «грамм-мо-
лекула», производить вычисления по химическим формулам и
уравнениям. Запомним, что под знаком химического элемента
(в зависимости от условия решаемой задачи) можно понимать
не только атом элемента (как мы понимали до сих пор), но и его
грамм-атом, а под формулой вещества не только молекулу, но и
грамм-молекулу.

Так, знак Н можно понимать и как обозначение одного атома
водорода с атомным весом 1, и как обозначение 1 г-атома, т. е.
1 г водорода; формулу Н2О можно понимать и как обозначение
одной молекулы воды, и как обозначение 1 моля, т. е. 18 г воды.

Пример 1. Сколько граммов железа содержится в 40 г окиси
железа Fe2O3?

По формуле находим молекулярный вес окиси железа:

56-2+ 16-3 = 160

Значит, 1 моль окиси железа составляет 160 г. В нём содер-
жится 2 г-атома, т. е. (56-2) 112 г железа. Составляем пропорцию:

160 г	112 г по

---- = ------; х = 28 г

40 г	х г w

(Ответ. 28 г железа.)

Пример 2. Сколько грамм-молекул водорода требуется для
восстановления железа из 10 молей окиси железа Fe2O3?

Пишем уравнение реакции:

Fe2O3 + ЗН2 = 2Fe + ЗН2О

1 моль 3 моля
10 молей х молей

Из уравнения видно, что на каждый моль окиси железа затра-
чивается 3 моля водорода. Значит, на 10 молей окиси железа за-
тратится 30 молей водорода.

Пример 3. Сколько граммов окиси железа Fe2O3 потребуется
для получения из нее посредством восстановления водородом
33,6 г железа?

Задачу можно решать в следующем порядке.

1.	Пишем уравнение реакции:

Fe2O3 + ЗН2 = 2Fe + ЗН2О

2.	Надписываем над формулой железа заданное в условии
задачи число граммов (33,6 г), а над формулой окиси железа

7 Неорганическая химия 7—8 класс

177
ставим х г. (Это полезно делать для того, чтобы не возвращаться
при решении задачи вновь и вновь к ее условию, все время ви-
деть: что дано, что ищется, в каких единицах — весовых или
объемных — то и другое выражено.)

х г	33,6 г

Fe2O3 4- ЗН2 = 2Fe + ЗН2О

3.	Под формулами названных веществ проставляем числа мо-
лей: 1 моль Ре2О3, 2 г-атома Fe.

4.	Переводим моли в граммы:

1 моль Fe2O3 составляет (56-2+16-3) 160 г

2 г-атома Fe составляют (56-2) 112 г

Запись теперь выглядит так:
х г	33,6 г

Fe2O8 + 3H2 = 2Fe+3H2O
1 моль	2 г-атома

160 г	112 г

Составляем пропорцию:-
х г : 33,6 г — 160 г : 112 г

Решаем ее и получаем:

160-33,6	,,о/.

' = —п^=48й

(Ответ. Окиси железа потребуется 48 г.)

Пример 4. Какое количество водорода затратится на восста-
новление 46 г окиси железа Fe2O3?

Поступаем аналогичным образом и получаем запись:

46 г х г

Fe2O8 + ЗН2 = 2Fe+3H2O

1 моль 3 моля

'	160 г 6г

Составляем пропорцию:

х г : 46 г — 6 г : 160 г

Решаем ее и получаем:

(Ответ. Водорода затратится 1,72 г.)
§ 88. Молярный объем

Для отмеривания веществ пользуются не только весами.
Жидкости Проще и удобнее отмеривать по объему. Поэтому жид-
кие продукты, например бензин, отпускаются не в весовых ме-
рах (килограммах), а в объемных мерах (литрах). Особые труд-
ности представляет взвешивание газов. Поэтому и газы измеряют
не весовыми, а объемными мерами — литрами или кубометрами.
Но из физики известно, что объем данного количества газа —
величина непостоянная. Он увеличивается при нагревании газа
или понижении давления (газ расширяется) и уменьшается при
понижении температуры и повышении давления (газ сжимается).
* Поэтому далее мы будем пользоваться объемами газов, измерен-
ными при одних и тех же, а именно так называемых нормальных
условиях (сокращенно: н. у.): при температуре 0°С и нормаль-
ном атмосферном давлении (760 мм рт. ст.).

В то время как грамм-молекулы жидких и твердых веществ
занимают разные объемы, объем грамм-молекул всех газов при
одних и тех же условиях приблизительно один и тот же. При
нормальных условиях объем грамм-молекулы всех газов состав-
ляет приблизительно 22,4 л. Объем грамм-молекулы газа при
нормальных условиях называется молярным объемом этого газа.
На рисунке 89 наряду с объемами грамм-молекул нескольких
жидкостей и твердых веществ представлен молярный объем га-
зов в виде куба соответствующей вместимости. Запомним для
газов

1	моль 22,4 л (при н. у.)

Знак « обозначает «приблизительно равен», так как в действи-
тельности у каждого газа свой молярный объем: у одних газов
он немного больше, у других — немного меньше приведенной
величины.

. j 1. Рассчитайте грамм-молекулярный объем: а) углекислого газа (вес 1 л
при н. у. 1,965 г), б) сернистого газа (вес 1 л при н. у. 2,86 г), в) аммиа-
ка (вес 1 л при н. у. 0,76 г).

2.	Рассчитайте массу 1 л (при н.у.): а) метана СН4, б) азота.

§ 89.	Закон Авогадро

Грамм-молекулы газов при одинаковых условиях занимают
приблизительно одинаковый объем и содержат, как моль всяко-
го вещества, одинаковое число молекул. Отсюда может быть
сделан более общий вывод: в равных объемах различных газов
при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится
одинаковое число молекул.

Этот закод, впервые был высказан итальянским ученым Аво-
гадро, именем которого он и назван.
На вещества в твердом и жидком состоянии закон Авогадро
не распространяется потому, что их грамм-молекулы, хотя и со-
держат одинаковое число молекул, занимают разные объемы.

Почему же только газы подчиняются закону Авогадро? В га-
зах при малых давлениях расстояния между молекулами очень
велики по сравнению с размерами самих молекул. Собственный
объем, занимаемый молекулами, поэтому сравнительно очень
мал. Общий объем газа определяется главным образом расстоя-
ниями между молекулами, а они при одинаковом давлении и
одинаковой температуре у всех газов примерно одинаковы.
В твердых и жидких же веществах молекулы сближены почти
до соприкосновения. Объем твердых и жидких веществ зависит
главным образом от размеров самих молекул. Из закона Авогад-
ро вытекает ряд важных следствий.

§ 90.	Расчет относительной плотности газов

Если взять при одинаковых условиях по 1 л разных газов, то
в них будет содержаться одинаковое число молекул. Но веса
взятых газов будут различны, так как молекулы одного газа име-
ют один, а другого — другой молекулярный вес. Очевидно, что
один газ будет тяжелее другого во столько раз, во сколько раз
каждая его молекула тяжелее молекулы другого газа. Плотности
газов, измеренные при одинаковых условиях, относятся как их
молекулярные веса

Di = Mi
‘	Z)2	^2

Пример 1. Во сколько раз кислород тяжелее водорода?

Отношение молекулярных весов этих'газов равно 32:2=16.
Следовательно, кислород в 16 раз тяжелее водорода.

Пример 2. Найти молекулярный вес газа, плотность которого
по кислороду равна 2.

Если газ тяжелее кислорода в 2 раза, то это значит, что каж-
дая молекула его тяжелее молекулы кислорода в 2 раза. Моле-
кулярный вес кислорода (О2) равен 32, следовательно, молеку-
лярный вес газа 32-2 = 64.

Часто на практике нужно знать, во сколько раз данный газ
легче или тяжелее воздуха, т. е. какова относительная плотность
газа по воздуху. Воздух — смесь газов, поэтому нельзя говорить
о массе молекулы воздуха. Но можно говорить о среднем моле-
кулярном весе воздуха. Его нетрудно рассчитать по молекуляр-
ным весам и процентному содержанию газов, образующих воз-
дух. Средний молекулярный вес воздуха равен 29. Чтобы найти
плотность газа по воздуху, нужно, следовательно, разделить мо-
лекулярный вес этого газа на 29. Так, молекулярный вес угле-
кислого газа равен 124-16-2 = 44, значит, его плотность по воз-
духу 44 : 29= 1,52.
n 1. Сформулируйте закон Авогадро.

1	2. Сколько грамм-молекул содержится в 1 jh3 любого газа (и смеси га-

зов) при н. у.?

3 Состав воздуха: 78% азота, 21 % • кислорода, 1% аргона (проценты
А объемные). Исходя из решения задачи 2, заполните таблицу 17, рассчи-
тав: а) число молей, б) вес в граммах каждого газа, содержащегося в
1. м3 воздуха, в) вес 1 .и3 воздуха (при-н. у.).

Таблица 17

Г аз	Форму- ла	Молеку- лярный вес	Масса мо- ля (в г)	Содержание в 1 м3 воздуха		
				в объемных процентах	число молей	масса в г
Азот				78	?	
Кислород			?	21	?	
Аргон				1		
Итого	—	—	—	100	Э	

4.	Исходя из решения задач 2 и 3, рассчитайте средний молекулярный
вес воздуха.

5.	Рассчитайте молекулярный вес и выведите химическую формулу азо-
та, зная, что его плотность по водороду равна 14.

6.	Найдите плотность по водороду и по воздуху: а) сернистого газа,
б) водяного пара.

§ 91.	Вычисления по химическим уравнениям
с применением молярного объема

Пример. Какой объем водорода (при н. у.) затратится на вос-
становление железа из 46 г окиси железа Fe2O3?

Сравним условие этой задачи с условием последней задачи
из § 87. Задание одно и то же: рассчитать количество водорода,
необходимое для восстановления железа из одного и того же ко-
личества окиси железа. Но в примере 4 (§ 87) количество водо-
рода рассчитывалось в весовых мерах — в граммах, а в данном
примере ответ нужно дать в объемных мерах — в литрах. Вос-
пользуемся тем, что водород — газ, и применим молярный объ-
ем. 3 моля водорода составляют 22,4-3 = 67,2 л. Запись решения
принимает следующий вид:

46 г х л

Fe2O3 + ЗН2 i 2Fe + ЗН2О

1 моль 3 моля

160 г 67,2 Л
Отсюда:

(Ответ. На восстановление железа затратится 19,32 л водорода.)

А Сколько окиси железа израсходовалось, а железа и воды Тполучилось,
если на восстановление железа затратился: а) 1 кг водорода, б) 1 м3 во-
дорода, измеренного при нормальных условиях?

§ 92.	Практическое применение химических расчетов

На химических заводах реакции производятся не в пробир-
ках, а в огромных реакторах и получаются не граммы, а десятки,
сотни тонн веществ, необходимых в народном хозяйстве. Для
того чтобы получить запланированное количество каждого из
них, нужно запасти необходимое количество исходных веществ—•
сырья. Расчет необходимых запасов сырья производится с помо-
щью уравнения той химической реакции, которая используется
для получения данного продукта на данном заводе.

Исходные вещества загружают в реактор. В каких количест-
вах? Расчет их производится исходя из того же уравнения хими-
ческой реакции. При проведении ее в реакторах исходные веще-
ства вступают в реакцию не полностью. Неизбежно теряется и
часть продукта при выделении его из получающейся смеси. Про-
дукта получается меньше, чем должно было бы получиться по
расчету, произведенному по уравнению реакции. Если продукта
получается намного меньше, чем должно получиться по расчету,
производство нуждается в рационализации, т- е. в совершенство-
вании.

Потери производства оцениваются по выходу продукта. Вы-
водом продукта называется количество получившегося продук-
та, выраженное в процентах от теоретически ожидаемого коли-
чества. Например, если согласно расчету должно было из
затраченных исходных веществ получиться 100 т продукта, а по-
лучилось только 92 т, выход продукта составил 92%' от теорети-
чески ожидаемого количества.

А На известково-обжигательном заводе из известняка СаСО3 производит-
ся негашеная известь СаО. Уравнение реакции:

СаСО3 = СаО + СО2 f

Из каждого килограмма известняка (примеси вычтены) завод выдает
0,435 кг извести. Рассчитать: а) выход извести, б) какое количество
двуокиси углерода мог бы выдавать завод на каждую тонну известняка,
если бы не было потерь, выразив это количество: а) в килограммах
б) в кубических метрах при нормальных условиях.
§ 93.	Тепловой эффект химической реакции

Химические реакции сопровождаются выделением или погло-
щением энергии. Если энергия при реакции поглощается, нужно
позаботиться об источнике энергии для нее, если выделяется —
о разумном использовании этой энергии при производстве дан-
ного продукта на химическом заводе. Нередко химические ре-
акции используются на практике не ради получающихся веществ,
а ради выделяющейся энергии. Так, при сжигании топлива в
разных печах, в камерах сгорания космических ракет продукты
реакции просто выбрасываются в воздух или в космическое про-
странство, а используется выделяющаяся при реакции энергия.
Научимся рассчитывать количества выделяющейся или погло-
щающейся энергии при химических реакциях по их уравнениям,
как научились рассчитывать количества участвующих в реакции
и образующихся веществ.

Количество выделяющейся или поглощающейся при химиче-
ской реакции энергии называется тепловым эффектом реакции.
Из курса физики вам известно, что количество теплоты выража-
ется в калориях или в джоулях и может быть измерено с помо-
щью калориметра. Как вписывается тепловой эффект реакции
в химическое уравнение, рассмотрим на конкретном примере.
Если сжечь в калориметре 1 г угля и измерить, сколько при этом
выделится теплоты, то окажется, что ее выделилось 8 ккал. На
1 г-атом углерода, т. е. на 12 г угля, это составит 8* 12 = 96 ккал.
Припишем эту величину в качестве слагаемого к правой части
уравнения реакции сгорания угля:

С + О2 ~ СО21 + 96 ккал

Уравнение читается так: при данной реакции на каждый грамм-
атом угля расходуется одна грамм-молекула кислорода, получа-
ется одна грамм-молекула углекислого газа и при этом выде-
ляется 96 ккал энергии.

Знак плюс перед величиной теплового эффекта обозначает,
что теплота выделяется, т. е. реакция экзотермическая. Если ре-
акция эндотермическая, тепловой эффект вводится в левую часть
уравнения или переносится в правую часть его с отрицательным
знаком. Так, уравнение реакции превращения кислорода в озон:

30$ + 69 ккал — 2О8
или

ЗО2 = 2О8 — 69 ккал

означает, что из каждых 3 молей кислброда образуется 2 моля
озона и при этом поглощается 69 ккал энергии.

Химические уравнения, в которых указывается тепловой эф-
фект реакции, называются термохимическими уравнениями. Рас-
смотрим, какие расчеты можно производить на основании термо-
химических уравнений.
Пример 1. Составьте термохимическое уравнение реакции
превращения озона в кислород. \

Это реакция, обратная реакции превращения кислорода в
озон. Поэтому меняем местами левую и правую части приведен-
ного выше уравнения:

2О8 — 69 ккал — ЗО2

Переносим теперь значение теплового эффекта в правую часть
нового уравнения, меняя знак на обратный (минус на плюс),
и получаем ответ:

2О8 = ЗО2 + 69 ккал

Пример 2. Какое количество теплоты выделится при сгорании
1 кг угля?

Пишем термохимическое уравнение реакции:

1000 г	х ккал

С + О2 = СО2 -ф 96 ккал

12 г

Надписываем над знаком С данное задачи (Гкг=1000 г), над
тепловым эффектом х ккал (искомое), под знаком С массу
грамм-атома углерода в граммах, т. е. 12 г, и составляем про-
порцию:

х ккал : 96 ккал= 1000 г : 12 г, откуда х = 8000 ккал

Пример 3. Термохимическое уравнение реакции горения ме-
тана СН4:

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + 213 ккал

Какой объем кислорода (измеренный при нормальных усло-
виях) затратился на сгорание метана, если при этом выделилось
1000 ккал?

Надписываем в уравнении реакции над тепловым эффектом
данное задачи (1000 ккал), над формулой кислорода х л (иско-
мое), а внизу 22,4 л -2=44,8 л, т. е. объем двух грамм-молекул
кислорода при нормальных условиях, и получаем нужную про-
порцию:

х л	1000 ккал

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + 213 ккал

44,8 л

х л : 44,8 л — 1000 ккал : 213 ккал, откуда х = 210 л
1.	Термохимическое уравнение реакции получения окиси ртути:

2Hg 4- О2 = 2HgO + 40 ккал

Написать термохимическое уравнение реакции разложения окиси ртути.

2.	Какой объем метана (при н. у.) надо сжечь для получения 2000 ккал
теплоты?

3.	Сколько теплоты выделилось при сгорании метана, если кислорода
израсходовалось 16 г?

4.	Какой объем кислорода (при н. у.) израсходовался на сгорание угля,
если при этом выделилось 480 ккал?

5.	Дополним уравнение реакции получения негашеной извести тепловым
эффектом:

СаСО3 — СаО -f- СО2 — 43 ккал

Необходимая для протекания- реакции энергия в известково-обжига-
тельной печи доставляется сгоранием в ней угля. Какое наименьшее ко-
личество его должно расходоваться на получение каждой тонны негаше-
ной извести?

6.	По термохимическому уравнению

S -f- О2 = SO2 -f- 71 ккал

рассчитайте, сколько теплоты выделяется: а) при сгорании 1 кг серы,
б) при получении 1 кг сернистого газа, в) при получении 1 л сернистого
газа (при н, у.) при данной реакции.

7.	По термохимическим уравнениям

2Cu + О2 = 2 СиО -К бб.ккал

3Fe 4- 2О2 = Fe3O4 + 267 ккал

рассчитайте, сколько теплоты выделяется: а) при окислений 1 кг каж-
дого металла, б) при образовании 1 кг окисла каждого металла.

8.	По термохимическим уравнениям

Н2 + С12 =	2НС1	-И	44	ккал

Н2 + Вг2 =	2НВг	-h	17	ккал

Н2 -F 12 =	2HI	—	12	ккал

рассчитайте, сколько теплоты выделяется или поглощается: а) если в
реакцию вступил 1 л водорода (при н. у.), б) если в результате реак-
ций получился 1 л галогеноводорода (при н. у.).

9.	По термохимическим уравнениям

2Na	-F	F2	=	2NaF	-f-	272	ккал

2Na	~F	Cl2	=	2NaCl	+	196	ккал

2Na	-F	Br2	=	2NaBr	+	172	ккал

2Na	+	12	=	2NaI	-f-	136	ккал

рассчитайте, какое количество теплоты выделится в каждом случае:
а) если в реакцию вступит 1 г галогена, б) 1 г натрия, в) 1 см3 натрия.
Указание: для решения последнего вопроса обратитесь к таблице8
(стр. 127),

Повторите § 62, связывая свойства галогенов со строением их атома: и
положением в периодической системе.
ГАЛОГЕНЫ
г

§ 94.	Общая характеристика галогенов

Начиная систематическое изучение неметаллов, вспомним,
чем они характеризуются. В периодической системе элементов
неметаллы располагаются в конце периодов (рис. 87). Внешний
электронный слой в их атомах, исключая инертные газы, не за-
вершен, но близок к завершению. Поэтому атомы неметаллов
должны присоединять электроны при соединении с элементами,
атомы которых, наоборот, легко отдают электроны, а такими
элементами являются металлы и водород. Поэтому для неметал-
лов наиболее характерны реакции соединения с металлами и
водородом.

В соединениях с типичными металлами неметаллы содержат-
ся в виде отрицательно заряженных ионов. Такие соединения
имеют ионную кристаллическую решетку и поэтому представля-
ют собой твердые тугоплавкие вещества.

В водородных соединениях неметаллы связаны с водородом
полярной ковалентной связью, кристаллическая решетка этих
соединений молекулярная, поэтому они при обычных условиях
представляют собой либо газы (как галогеноводороды), либо ле-
тучие жидкости (кдк вода).

Наиболее резко свойства неметаллов проявляются у галоге-
нов. В периодической системе элементов галогены составляют
главную подгруппу VII. группы. Внешний слой их атомов содер-
жит 7 электронов. До завершения недостает одного электрона,
поэтому в соединениях с водородом и металлами галогены все-
гда проявляют валентность —1. Как самый электроотрицатель-
ный из химических элементов, фтор во всех своих соединениях
(а не только в соединениях с водородом и металлами) проявляет
одно и то же значение валентности —1. Остальные галогены мо-
гут проявлять и положительную валентность вплоть до + 7, в ча-
стности в своих кислородных соединениях. .
Чем отличаются соединения галогенов с водородом от соединений с
типичными металлами: а) по виду химической связи, б) по строению
кристаллической решетки, в) по физическим свойствам?

§ 95.	Хлор

Химический знак — CI Атомный вес — 35,3 Заряд ядра — 17

Недостачу одного электрона во внешнем слое атома до его
завершения атомы хлора могут восполнить, сближаясь так, что
два электрона — по одному от каждого атома — становятся у них
сбщйми. За счет электрона другого атома каждый из них до-
полняет свой внешний слой до 8 электронов:

Электронная формула свободного хлора: :С1:С1:, а струк-
турная CI—О. Кристаллы твердого хлора • слагаются из таких
двухатомных молекул, удерживаемых силами межмолекулярного
притяжения настолько слабо, что могут существовать лишь при
низких температурах. При обычных же условиях хлор находится
в газообразном состоянии. Хлор — желто-зеленый газ с резким
запахом. Молекулярный вес его равен 35,5-2 = 71, а значит, плот-
ность по, воздуху 71 : 29 = 2,45; хлор почти в 2У2 раза тяжелее
воздуха. Хлор довольно хорошо растворим в воде. Водный ра
створ хлора называется хлорной водой. Она сохраняет окраску
и запах хлора.

Вдыхание большого количества хлора вызывает удушье и
может привести к смертельному исходу. Поэтому нюхать его
нужно осторожно.

Для хлора, как галогена, характерны реакции соединения
с водородом и металлами, в которых он выступает в качестве
окислителя, как например в известной вам реакции горения
натрия в 'хлоре/ 4

Г~ 2е~~I

2Na + С12 = 2Na+ Cl-

Так же реагируют с хлором другие металлы. При всыпании в
банку с хлором железного порошка, предварительно нагретого
в металлической ложечке, частички железа раскаляются на лету
и соединяются с хлором, наполняя банку бурым дымом, состоя-
щим из мельчайших частиц продукта реакции — хлорида желе-
за (III) FeCl3:

2Fe + ЗС12 = 2Fe3+Cl3“
Такой же «огненный дождь» наблюдается при всыпании в бан-
ку с хлором, даже без предварительного нагревания, порошко-
образной сурьмы (рис. 90). Банка наполняется при этом белым
дымом хлорида сурьмы (III) SbCl3:

I-

2Sb + ЗС12 = 2Sb3+Cl3~

Медь, взятая в виде пучка тонкой проволоки и предваритель-
но нагретая, при опускании в хлор раскаляется и сгорает
(рис. 91), наполняя колбу бурым дымом, образованным частич-
ками хлорида меди (II) СиС12:

_2с_

Си + С12 = Си2+С12-

В качестве окислителя хлор выступает и в известной вам
реакции соединения с водородом, которую вы наблюдали в виде
горения водорода в хлоре:

Н2 +С12 = 2Н+С1"

Эта реакция может протекать и иначе. Если смешать хлор с
водородом в толстостенном цилиндре, прикрыть отверстие ци-
линдра куском картона и зажечь вблизи цилиндра магний, то
произойдет оглушительный взрыв. Яркий свет вызовет взрыв сме-
си, как электрическая искра вызывает взрыв смеси водорода с
кислородом.

Реакция начинается с расщепления молекул хлора на атомы
за счет энергии света или нагревания (С12 = 2С1); атомы хлора
затем, встречаясь с молекулой водорода, связываются с одним

Рис. 90. Горение сурьмы в хлоре.
атомом водорода в молекулу
хлористого водорода, освобож-
дая второй атом водорода
(С1 + Н2 = НС1-ТН); атомы во-
дорода реагируют таким же об-
разом с молекулами хлора
(Н + С12 = НС1 + С1) и т. д. Та-
кие реакции называются цеп-
ными. К цепным реакциям от-
носятся все реакции горения.

Химическая активность хло-
ра как окислителя проявляется
не только в реакциях соедине-
ния его с электроположитель-
ными элементами, но и в реак-
циях замещения хлором элект-

Рис. 92. Вытеснение кислорода хло-
ром из воды.

роотрицательных элементов,
например в реакции с водой.
Выставим на свет колбу, на-
полненную доверху хлорной

водой и опрокинутую горлышком вниз в чашку с хлорной водой
(рис. 92). Через некоторое время на стенках колбы появляются
пузырьки газа. Это кислород. Он постепенно накапливается в
верхней части колбы. Раствор утрачивает зеленоватую окраску,
перестает пахнуть хлором и становится кислым: синий лакмус в
нем краснеет. Хлор вытесняет из воды кислород и соединяется с
водородом, образуя хлористый водород:

2С12+2Н^О2- = 4Н+С1- + 021

Атомы хлора отнимают электроны от атомов кислорода.

Большая часть органических красящих веществ при взаимо-
действии с хлором разрушается, превращаясь в бесцветные со-
единения. Окрашенная фиолетовыми чернилами или раствором
лакмуса бумага при погружении в хлор быстро обесцвечивается,
«белится». Однако беление происходит лишь в присутствии воды
или ее паров. Вода служит при этом катализатором. В сухом хло-
ре сухая окрашенная ткань не отбеливается (рис. 93). Присутст-
вие водяных паров в хлоре повышает его активность и по отно-
шению к другим веществам. Так, сухой хлор при обычных тем-
пературах не действует на железо, но реагирует с ним в присут-
ствии водяных паров.

Вы убедились, что хлор относится к числу чрезвычайно хими-
чески активных элементов неметаллов. На свету он способен вы-
теснять кислород даже из такого прочного его соединения, как
вода. Особенно активно он соединяется с металлами и водородом.

В своих соединениях с металлами и водородом хлор отрица-
тельно одновалентен.
1. Перечислите физические свойства хлора. Чем отличается он по внеш-
г ним признакам от всех газов, с которыми вы встречались раньше?

2. Какой газ и во сколько раз тяжелее: хлор или углекислый газ?

3. В стандартных баллонах вмещается пб 30 кг жидкого хлора. Какой
объем займет этот хлор при нормальных условиях?

4. Перечислите химические свойства хлора. Приведите уравнения ре-
акций.

5. Почему раствор лакмуса, прилитый в только что приготовленную
хлорную воду, обесцвечивается, а, после того как вода долго стояла
на свету, лакмус в ней краснеет?

6. Почему хлор необходимо тщательно высушивать, прежде чем напол-
нять им стальные баллоны?

§ 96. Применение хлора и нахождение его в природе

Хлор применяют для обеззараживания питьевой воды. Воду
перед пуском в водопроводную сеть хлорируют, т. е. растворяют
в ней незначительное количество хлора. При этом почти все бак-
терии, содержащиеся в воде, погибают.

Хлор используют для отбеливания тканей и бумаги, для
промышленного получения веществ, применяемых также для
отбеливания. До открытия хлора этот процесс производился под
действием солнца и воздуха. Процесс отбеливания длился многие
месяцы и требовал больших площадей для расстилания холста
на открытом воздухе. Сейчас отбеливают ткани за несколько ча-
сов, вымачивая их в белильном растворе.
Хлорирование органических веществ

Рис, 94. Применение хлора (схема).
В природе хлор в свободном состоянии не встречается, так
как он химически очень активный элемент. Наиболее распростра-
ненное природное соединение его — хлористый натрий. Он содер-
жится в морской воде, а добывается у нас из соляных озер и за-
лежей, образовавшихся на месте древних высохших озер.

Хлористый натрий служит исходным материалом для про-
мышленного получения свободного хлора и его соединений, не
встречающихся в природе (рис. 94).

?1	. Перечислите известные вам применения свободного хлора и его сое-
динений, связав каждое применение со свойствами хлора и его соеди-
нений.

2.	Предположим, что в атмосферу выделился свободный хлор. В резуль-
тате каких химических реакций атмосфера от него освободится?

3.	Какое соединение хлора: а) наиболее распространено в природе,
б) можно найти в каждом доме?

§ 97. Хлористый водород

Одним из важнейших искусственно получаемых соединений
хлора является его соединение с водородом — хлористый водо-
род НС1. Это бесцветный удушливый газ, немного тяжелее
воздуха.

Цилиндр, наполненный хлористым водородом и прикрытый
стеклянной пластинкой, опрокинем вверх дном в воду и уберем
под водой пластинку. Вода быстро поднимается и заполняет ци-
линдр (рис. 95,6). Это про-

Рис. 95. Растворение хлористого во-
дорода в воде: а — в начале опыта,
б — через некоторое время после на-
чала опыта.

исходит потому, что хлори-
стый водород растворяется
и в образующееся разрежен-
ное пространство вода вго-
няется давлением атмосфер-
ного воздуха. В цилиндре
теперь находится соляная
кислота. В этом можно убе-
диться при помощи лакмуса.

Хлористый водород отно-
сится к числу наиболее раст-
воримых в воде газообраз-
ных веществ: в 1 объеме во-
ды может раствориться до
500 объемов хлористого во-
дорода (при комнатной тем-
пературе).

В химической лаборато-
рии хлористый водород- по-
лучают нагреванием хлорис-
того натрия с концентриро-
Рис. 97. Опыт, иллюстрирующий
большую растворимость хлористого
водорода.

Рис. 96. Получение хлористого водо-
рода в лаборатории.

ванной серной кислотой (рис. 96):

2NaCl + H2SO4 - Na2SO4 + 2НС1 |
(конц.)

Так как хлористый водород тяжелее воздуха, его можно соб-
рать, опустив газоотводную трубку в сухой сосуд. Хлористый во-
дород заполняет сосуд, вытесняя из него воздух. О том, что сосуд
заполнился хлористым водородом доверху, узнаем по появлению
над горлышком сосуда тумана (рис. 96). Этот туман представ-
ляет собой мельчайшие капельки соляной кислоты, они образова-
лись из хлористого водорода и содержащихся в воздухе водяных
паров.

В промышленности хлористый водород частично получают
синтезом, т. е.. прямым соединением хлора с водородом.
1.	Перечислите физические свойства хлористого водорода.

2.	Как получают хлористый водород в лаборатории? Нарисуйте прибор.
Напишите уравнение реакции.

3.	Склянку наполнили хлористым водородом, закрыли пробку со встав-
ленной в нее трубкой и, перевернув склянку вверх дном, погрузили
трубку в сосуд с фиолетовым раствором лакмуса (рис. 97). Затем в
склянку по трубке ввели несколько капель воды. Опишите явления, ко-
торые произойдут.

4*. Какова будет концентрация (число граммов в 1 л раствора) соляной
кислоты, полученной в результате описанного в предыдущем вопросе
опыта, если опыт был произведен при нормальных условиях?

§ 98.	Объемные отношения газов при химических реакциях

На примере реакции соединения водорода с хлором научимся
рассчитывать объемы реагирующих газов. Уравнение этой реак-
ции

Н2 + С12 - 2НС1
показывает, что каждая молекула водорода реагирует с од-
ной молекулой хлора и при этом образуются две молекулы
хлористого водорода. Сколько бы молекул хлора ни израсходо-
валось при рассматриваемой реакциц, столько же израсходуется
молекул водорода, а молекул хлористого водорода получится
вдвое больше, чем израсходовалось молекул хлора или водорода.
Согласно закону Авогадрс, одинаковые количества молекул раз-
ных газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.
Значит, объем хлора, вступившего во взаимодействие, таков же,
как и водорода, а объем хлористого водорода получится вдвое
больший.

Таким образом, если в химической реакции участвуют или по-
лучаются газообразные вещества, то по уравнению реакции
можно установить их объемные отношения. Они выражаются ко-
эффициентами перед формулами. Так, уравнение реакции сгора-
ния газа метана

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О

показывает, что на 1 объем (например, 1 л) метана идет 2 объема
(2 л) кислорода и получается 1 объем (1 л) углекислого газа.
Объем получившейся воды мы не можем определить таким спо-
собом, так как вода не газ и на нее закон Авогадро не распрост-
раняется.

На основании сказанного для реакций между газами можно
производить некоторые расчеты по уравнениям реакций, не при-
бегая к вычислению молекулярных весов и молярному объему.

Пример. Какой объем кислорода расходуется при сгорании
10 м3 водорода? Уравнение реакции:

2Н2 + О2=2Н2О
На 2 объема (например, на 2 м3) водорода расходуется I объ-
ем (1 At3) кислорода.

Составляем пропорцию:

10 чз __ 2 л*з

хм3 1 м3

Из нее находим, что х = 5. При сгорании 10 At3 водорода расхо-
дуется 5 At3 кислорода.

1.	Рассчитайте, какой объем кислорода израсходуется и какой объем
углекислого газа получится при сгорании 50 л окиси углерода СО.

2.	Смешали 2 л хлора с 3 л водорода и смесь взорвали. Каков будет
объем получившегося хлористого водорода? Какой из двух газов ока-
жется неизрасходованным полностью? Сколько его останется?

3*. При сгорании 1 л газа циана расходуется 2 л кислорода, а получа-
ется 1 л азота и 2 л углекислого газа. Найдите формулу циана.

§ 99.	Соляная кислота

Водный раствор хлористого водорода называют соляной кис-
лотой. Насыщая воду хлористым водородом, можно приготовить
раствор соляной кислоты, содержащий до 40% НО. Концентри-
рованная соляная кислота имеет резкий запах и «дымит» на
воздухе.

Все металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений
левее водорода, все основные окислы и основания реагируют с
соляной кислотой, образуя соли соляной кислоты — хлориды,
например:

Zn + 2НС1 = ZnCl2 + Н2 f

ZnO + 2НС1 = ZnCl2 + H2O

Zn(OH)2 + 2HC1 == ZnCl2 + 2H2O

Почти все хлориды растворимы в воде. К числу нескольких
практически нерастворимых хлоридов относится хлорид серебра.
Он выпадает в виде творожистого (похожего на свернувшееся
молоко) белого осадка при приливании раствора азотнокислого
серебра к соляной кислоте или раствору любой ее соли:

НС1 + AgNO3 = AgGl | +HNO3

NaCl + AgNO3 - AgCl | +NaNO3

При приливании к осадку раствора азотной кислоты осадок не
исчезает: хлорид серебра нерастворим ни в воде, ни в кислотах,
в отличие от других сходных с ним по внешнему виду солей се-
ребра. Если при приливании раствора азотнокислого серебра к
какому-либо раствору выпадает белый осадок и этот осадок не
растворяется после прибавления раствора азотной кислоты, то
можно утверждать, что в исследуемом растворе содержится со-
ляная кислота или какая-либо ее соль. Азотнокислое серебро
служит реактивом на соляную кислоту и ее соли.

На свету хлорид серебра постепенно чернеет, так как разла-
гается на хлор и металлическое серебро, выделяющееся в виде
тончайшего черного порошка.

м 1. Перечислите свойства соляной кислоты.

 2. Почему концентрированная соляная кислота на воздухе «дымит»?

3.	Какими опытами можно доказать, что в состав соляной кислоты вхо-
дят: а) водород, б) хлор? Напишите уравнения реакций.

4.	Как определить, в какой из трех пробирок находятся растворы:
а) хлорида калия, б) хлора, в) азотнокислого серебра?

5*. Какая соль на свету начинает пахнуть хлором и изменяет окраску,
а при смачивании хлорной водой вновь белеет? Напишите уравнения
реакций и разберите их с точки зрения электронной теории.

§ 100.	Применение соляной кислоты в народном хозяйстве

Соляная кислота имеет широкое применение в народном
хозяйстве, и вы часто будете встречаться с ней при изучении
химии.

Большие количества соляной кислоты расходуют на травле-
ние стали. В быту широко применяют никелированные, цинко-
ванные, луженые (покрытые оловом), хромированные изделия.
Для покрытия стальных изделий и листового железа слоем за-
щитного металла с поверхности нужно сначала удалить пленку
окислов железа, иначе металл к ней не пристанет. Удаление окис-
лов достигается травлением изделия соляной или серной кисло-
той. Недостаток травления заключается в том, что кислота всту-
пает в реакцию не только с окислом, но и с металлом. Чтобы
этого избежать, к кислоте добавляют небольшое количество ин-
гибитора. Ингибиторы — это вещества, которые замедляют неже-
лательную реакцию. Ингибированную соляную кислоту можно
хранить в стальной таре и перевозить в стальных цистернах.

Раствор соляной кислоты можно купить и в аптеке. Врачи
прописывают разбавленный раствор ее больным при понижен-
ной кислотности желудочного сока.

р 1. Перечислите известные вам применения соляной кислоты.

» 2. Хлорид железа (III) на практике получают действием хлора на же-
лезо или соляной кислоты на окись железа. Напишите уравнения реак-
ций.

3.	Какие две реакции происходят при травлении железного изделия со-
ляной кислотой? Напишите уравнения их.
§ 101.	Краткие сведения о кислородных соединениях хлора

Кроме соляной кислоты, хлор образует кислородные кисло-
ты, например хлорноватистую кислоту НС1О и хлорную кисло-
ту НС1О4. В хлорной кислоте, наиболее богатой кислородом,
хлор проявляет наивысшую валентность, равную семи. Этой
кислоте соответствует хлорный ангидрид CI2O7.

Хлорноватистая кислота и ее соли относятся к сильным оки-
слителям. Хлорноватистокислый кальций Са(С1О)2 входит в
состав хлорной извести.

Хлорная известь — это рыхлый порошок с запахом хлора. Ее
раствор, как и раствор хлора, обесцвечивает красящие вещест-
ва. Поэтому хлорную известь применяют вместо свободного
хлора для беления тканей и бумажной массы. Хлорная известь,
как и хлор, убивает микроорганизмы. Поэтому ее используют
для обеззараживания сточных вод, ею засыпают выгребные ямы.

р 1. Какой состав и какие свойства имеет хлорная известь?

2. Где применяют хлорную известь?

§ 102.	Фтор, бром и иод

В подгруппу галогенов, кроме хлора, входят фтор, бром и
иод (табл, на стр. 130). Молекулы их тоже двухатомные, а кри-
сталлическая решетка молекулярная. Межмолекулярные силы,
удерживающие молекулы в решетке, с возрастанием порядко-
вого номера галогенов увеличиваются, и летучесть галогенов
уменьшается: при обычных условиях фтор, как и хлор, — газ,
бром — летучая бурая жидкость, а иод — серое твердое веще-
ство. Даже при слабом нагревании иод, не плавясь, превращает-
ся в пары фиолетового цвета. Отсюда и произошло название
«иод», что значит в переводе с греческого «фиолетовый». На хо-
лодных стенках сосуда, в котором нагревается иод, его пары
вновь оседают в виде кристаллов. Переход веществ при нагре-
вании из твердого состояния в газообразное и обратно, минуя
жидкое, называют возгонкой. Бром и иод мало растворимы в
воде, но хорошо растворимы в органических растворителях,
Жидкость, называемая иодом в домашнем обиходе, — это на
самом деле раствор свободного иода в спирте. Водные раство-
ры брома (бромная вода) и иода (иодная вода) имеют одина-
ковую бурую окраску. Но молекулы иода легко распознаются с
помощью крахмала, с которым они соединяются, образуя про-
дукт черно-синего цвета (в медицине он применяется под назва-
нием синего иода). Свободный иод дает черно-синее окрашивание
из всех известных нам веществ только с крахмалом, поэтому
крахмал служит реактивом на свободный иод, т. е. на молеку-
лы иода (а иод—реактивом на крахмал).
Фтор среди всех неметаллов самый химически активный.
Он реагирует почти со всеми простыми и сложными вещества-
ми, включая высшие инертные газы. Даже вода горит в нем
жарким пламенем. Реакция заключается в замещении в воде
кислорода фтором:

2Н2+О2- + 2F? = 4H+F- + О®

Это доказывает, что фтор более активный неметалл, чем кислород.

В порядке возрастания порядковых номеров за фтором
(№ 9) следует хлор (№ 17), за хлором — бром (№ 35), за бро-
мом — иод (№ 53). Высокая химическая активность — общее
химическое свойство галогенов. Но из двух галогенов один дол-
жен быть более, другой менее активным. Неодинаковая актив-
ность галогенов нагляднее всего проявляется в реакциях вытес-
нения одного галогена другим.

Прильем к раствору бромистого натрия хлорную воду. Рас-
твор тотчас окрасится в бурый цвет, свойственный молекулам
брома. Хлор заместил в бромистом натрии бром, и бром выде-
лился в свободном виде:

2NaBr + С12 - 2NaCl + Вга

Прильем хлорную воду к раствору йодистого калия. Раствор
тоже тотчас окрасится в бурый цвет. В том, что эта окраска
принадлежит молекулам иода, легко убедиться, добавив раствор
крахмала: окраска из бурой изменяется в черно-синюю.
Хлор заместил в иодистом калии иод, и иод выделился в сво-
бодном виде:

2KI + С12 = 2КС1 + 12

Прильем бромную воду к раствору йодистого калия. Раствор
окрасится в бурый цвет. Но эта окраска может принадле-
жать молекулам как брома, так и иода. Добавим раствор крах-
мала, он окрасится в черно-синий цвет. Значит, в растворе по-
явились молекулы иода (ведь ни иодистый калий, ни бром с
крахмалом окрашивания не дают). Бром заместил в иодистом
калии иод, и иод выделился в свободном виде:

2KI + Вг2 = 2КВг + 12

.? *

Такие опыты показывают, что:

фтор (№ 9) вытесняет из соединений с водородом и метал-
лами все остальные галогены;

хлор (№ 17) вытесняет только бром и иод<

бром (№ 35) вытесняет только иод;

иод (№ 53) не вытесняет ни одного из двух галогенов

Сопоставим порядок замещения галогенов друг другом с их
положением в периодической системе элементов. Галоген с
меньшим порядковым номером вытесняет любой галоген
с большим порядковым номером, но не наоборот.

Разберем какую-либо из описанных реакций замещения,
например иода хлором в иодиде калия, с точки зрения электрон-
ной теории. В исходных веществах иод содержится в виде отри-
цательно заряженных ионов (в иодиде калия), а хлор — в ви-
де электронейтральных атомов (в молекулах хлора), а в про-
дуктах реакции наоборот: хлор в виде отрицательно заряжен-
ных ионов, а иод — в виде атомов:

Г-1 2*"—

2К+1- + С1°2 = 2К+С1- + 1°

Реакция заключается в перемещении электронов от ионов иода
к атомам хлора. Ионы иода теряют электроны, т. е. окисляются,
превращаясь в электронейтральные атомы, соединяющиеся по-
парно в молекулы свободного иода. Атомы хлора приобретают
электроны, т. е. восстанавливаются, обращаясь в отрицательно
заряженные ионы хлора.

Реакции вытеснения галогенов друг другом подтверждают
известное нам правило: электроотрицательность элементов, т. е.
склонность их атомов к захвату электронов, в главных подгруп-
пах периодической системы возрастает с уменьшением поряд-
кового номера.

1.	Как изменяется активность галогенов как окислителей с возрастанием
порядкового номера, в чем это проявляется?

2.	Какие из галогенов реагируют: а) с хлоридом калия, б) с бромидом
кальция, в) с иодидом натрия? Напишите уравнения реакций. Что в
каждой из них окисляется и что восстанавливается?

3.	При помощи каких реакций можно различить растворы: а) хлорида
натрия, б) бромида натрия, в) иодида калия?

1. Налейте в пробирку несколько капель иода (иодной настойки) и не-
много подогрейте. Зарисуйте с помощью акварельных красок цвет па-
ров выделившегося из настойки иода, наблюдайте возгонку кристаллов
иода.

2. Прибавьте к нескольким каплям иодной настойки немного воды и
' полученным раствором определите присутствие крахмала в разных про-
дуктах питания. Для этого нанесите каплю раствора на срезы картофе-
лины и моркови, на муку, кусок белого или черного хлеба, горошину,
освобожденную от оболочки, зеленый лист, сорванный на дневном свету,
и пр. Результаты исследования запишите.
9

ПОДГРУППА
КИСЛОРОДА

Галогены образуют главную подгруппу VII группы. Очевид-
но, что более всего должны приближаться к галогенам по хи-
мическим свойствам неметаллы, образующие главную подгруп-
пу VI группы. Эта подгруппа неметаллов возглавляется кисло-
родом.

Атомы элементов подгруппы кислорода содержат во внеш-
нем слое 6 электронов: 2 спаренных s-электрона и 4 р-электрона,
из них 2 спаренных и 2 неспаренных. Оси электронных облаков
р-электронов взаимно перпендикулярны, поэтому и образуемые
ими ковалентные связи располагаются под углом « 100° (рис.
98, б). До завершения слоя недостает двух электронов. Такие
атомы должны соединяться с металлами и водородом, проявляя
валентность —2. Их соединения с типичными металлами дол-
жны иметь ионную кристаллическую решетку и представлять
собой твердые тугоплавкие вещества, а соединения с водородом,
типа Н2Э, подобно галогеноводородам, должны иметь решетку
молекулярную и представлять собой вещества летучие.

Так как кислород, возглавляя подгруппу, является самым
электроотрицательным из рассматриваемых неметаллов, в со-
единениях с ним остальные неметаллы должны проявлять элек-
троположительную валентность вплоть до 4-6, образуя окис-
лы состава ЭО3.

Самый распространенный и практически важный из неметал-
лов подгруппы кислорода после самого кислорода — сера,

§ 103.	Сера

Химический знак — S Атомный вес — 32 Заряд ядра — 16

Физические свойства. В природе свободная сера встречает-
ся в виде прозрачных кристаллов золотисто-желтого цвета.
В виде порошка она продается в аптеках и магазинах химиче-
ских товаров.-
Сера — твердое вещество желтого цвета. Она легко измель-
чается в порошок (в продаже такой порошок называется моло-
той серой). Свободная сера проявляет все признаки неметалла.
Кристаллическая решетка серы молекулярная и слагается из
восьмизвенных кольцеобразных молекул S8 (рис. 98, а). Поэтому
сера легкоплавка: она плавится при температуре, лишь немного
превышающей точку кипения воды. При дальнейшем нагревании
сера загустевает, превращаясь в другую аллотропную модифи-
кацию, называемую пластической серой.

Пластическая сера состоит из цепочкообразных молекул
очень большой длины (рис. 98, б), беспорядочно перепутанных.
Поэтому по свойствам она похожа на резину: при растяжении
сильно растягивается, а при отпускании сокращается. Растяги-
вание происходит за счет распрямления ее нитевидных молекул
в направлении растягивающей силы, а сокращение—-за счет об-
ратного скручивания их, подобно спутанным в клубок пружин-
кам при растягивании и отпускании клубка.

При сильном нагревании сера переходит в пар бурого цвета.

Сера нерастворима в воде и даже не смачивается ею. Если
бросить в воду щепотку молотой серы, частички серы не пото-
нут, а останутся плавать на поверхности, образуя на ней жел-
тую плёнку. Такое всплывание мелких частиц вещества, не сма-
чивающегося водой, называется флотацией (тот же корень
имеет слово «флот»).	'

Подобно свободной сере, не смачиваются водой многие природные соеди-
нения серы с металлами. Примеси же, образующие в таких рудах «пустую по-
роду», смачиваются водой. Поэтому флотация широко применяется в метал-
лургии как метод обогащения руд, т. е. отделения нужного минерала от пустой
породы.

Рис. 98. Строение молекулы кристаллической серы (а) и пластической серы (б).
Рис. 99. Горение меди в парах серы.

Рис. 100. Синтез сероводорода.

Химические свойства. Поскольку сера — неметалл, изучим
сначала реакции ее с металлами. Нам уже известно, что смесь
порошков серы и железа после нагревания в одном месте сама
собой раскаляется, вследствие происходящей экзотермической
реакции, и получается сернистое железо:

г~2еи

Fe + S - Fe2+S2"

Смесь порошков серы и алюминия или цинка при поджига-
нии реагирует мгновенно с ослепительной вспышкой. Образуют-
ся в виде белых порошков сернистый алюминий или сернистый
цинк:

2А1 + 3S - A13+S2-

Г~2е—'I

Zn + S = Zn2+S2~

При этом часть продукта реакции в виде мельчайших частичек
выбрасывается в воздух, образуя белое облачко.

Пучок из медных проволок сгорает в парах серы (рис. 99), об-
разуя черный сульфид меди (I) (рис. 99):

2Cu + S = Cu+S2-

С некоторыми металлами сера взаимодействует даже при
обычной температуре. Так, при растирании в ступке жидкой
ртути с порошком серы получается сернистая ртуть HgS.
Соединения серы с металлами называются сернистыми ме-
таллами или сульфидами.

Сера взаимодействует также с водородом. При пропускании
водорода в пробирку с кипящей жидкой серой (рис. 100) у от-
верстия газоотводной трубки ощущается запах тухлых яиц. Это
запах газообразного соединения серы с водородом —сероводо-
рода. Уравнение реакции:

I 2* I

S + Н2 = H+S2-

Сера, как и кислород, в соединениях с водородом и метал-
лами отрицательно двухвалентна. Поэтому по составу серово-
дород сходен с водой, а сульфиды — с окислами металлов:

Н2+О2-	Na+O2-	Zn2+O2~ Al32+O2-

H+S2“	Na+S2-	Zn2+S2~	Al3+S2-

• Перейдем теперь к рассмотрению реакции соединения серы с
кислородом. По отношению к кислороду сера выступает как элек-
троположительный элемент. Ее связи с кислородом полярны,
сера проявляет в них положительную, а кислород — отрицатель-
ную валентность. В образовании этих связей могут принимать
участие 4 из 6 валентных электронов атома серы или все 6.
В первом случае образуется окисел SO2 —- двуокись серы, во
втором — SO3 — трехокись серы.

Сера легко соединяется с кислородом, сгорая на воздухе го-
лубым, а в кислороде ярко-синим пламенем. При этом возникает
характерный резкий запах сернистого газа:

S + О2 = s4+o22-

Как и все бесцветные газы, сернистый газ невидим. Но при
сгорании серы он всегда получается слегка мутным от присут-
ствия в нем мельчайших частичек трехокиси серы, в которую
превращается небольшая часть сгорающей серы.

?1. Перечислите: а) физические, б) химические свойства серы.

2. Какими тремя способами можно отделить самородную серу от приме-
си пустой породы, например песка?

А з. Напишите уравнен кций серы: а) с натрием, б) с магнием. На-
зовите продукты реакций.
§ 104. Применение серы. Сера в природе

В сельском хозяйстве молотую серу применяют в борьбе с
вредителями растений: ею опыливают листья хлопчатника и ви-
ноградной лозы.

Посредством нагревания каучука с серой получают резину,
из которой изготовляют покрышки, калоши, резиновые трубки
и шланги.

Как горючее вещество сера (или сульфиды) входит в состав
спичечных головок, в чем легко убедиться по запаху сернистого
газа, появляющемуся в момент воспламенения спички.

Свободная сера входит в состав черного, или охотничьего,
пороха.

Больше всего серы расходуется на получение серной кислоты.

Подобно кислороду, сера
встречается в природе и в ви-
де простого вещества и в виде
соединений. В СССР залежи
свободной серы имеются в За-
падной Украине, Поволжье и
Средней Азии.

Гораздо богаче недра Зем-
ли соединениями серы. К ним
относятся соединения серы с
разными металлами: желез-
ный колчедан, или пирит, FeS2,
цинковая обманка ZnS и др.
Сера встречается в природе
также в виде солей серной ки-
слоты, главным образом гипса
CaSO4-2H2O и - Na2SO4 —
сульфата натрия. В виде вклю-
чений пирита сера обычно со-
держится в каменных углях.
Сера принадлежит к числу эле-
ментов, без которых невоз-
можна жизнь, так как она
входит в состав белков. По-
требность растений в соедине-
ниях серы обычно обеспечи-
вается запасом этих соедине-
ний в почве.

р 1. Перечислите практические
 применения серы,

2. В каких формах встречается
сера в природе?

Рис. 101. Горение сероводорода с об-
разованием воды.
§ 105. Сероводород

Как все неметаллы, сера образует летучее соединение с во-
дородом — сероводород H2S. Электронная формула сероводо-
рода Н :S: Н, структурная формула Н—S—Н. Как и в окислах
серы, связь серы с водородом осуществляется за счет связующих
электронных пар, т. е. является ковалентной. Но в окислах се-
ры эти пары смещены от атомов серы к атомам кислорода, а в
сероводороде — от атомов водорода к атому серы, т. е. сера про-
являет отрицательную валентность — 2.

Физические свойства. Сероводород — бесцветный газ с за-
пахом тухлых яиц. Вернее было бы сказать, что, наоборот, тух-
лые яйца пахнут сероводородом, так как он всегда образуется
при гниении белков и является причиной неприятного запаха.

Запах сероводорода — это как бы сигнал об .опасности. Се-
роводород ядовит. Он разрушает гемоглобин крови, извлекая
из него железо и образуя сернистое железо. Поэтому длитель-
ное вдыхание даже малых количеств сероводорода приводит к
постепенному угрожающему жизни отравлению.

Химические свойства. Сероводород горюч. Он горит на воз-
духе голубым пламенем. При этом ощущается запах сернистого
газа, а на укрепленной над пламенем колбе оседают капельки
воды (рис. 101):

2H2S + ЗО2 - 2Н2О + 2SO2

Если холодный предмет внести непосредственно в пламя го-
рящего сероводорода, то вследствие охлаждения пламени про-
исходит неполное сгорание сероводорода и на предмете осаж-
дается сера в виде желтого пятна:

2H/S2" + Ог = 2Н/О2~ + 2S° I

Эта реакция показывает, что кислород может вытеснять серу
из сероводорода, т. е. что кислород активнее серы.

Сероводород растворим в воде, и его раствор — сероводород-
ная вода — окрашивает лакмус в красный цвет. Водный раствор
сероводорода — кислота. Соли сероводородной кислоты назы-
ваются сернистыми металлами или сульфидами. К числу их от-
носится известное вам сернистое железо FeS.

При приливании к раствору сероводорода или какого-либо
сульфида раствора какой-нибудь соли свинца выпадает черный
осадок сульфида свинца:

H2S + Pb (NO3)2 - PbS I + 2HNO3

Na2S + Pb(NO3)2 - PbS I + 2NaNO3

Соль свинца является ре/ эм на сероводородную кислоту
и ее растворимые соли. Для обнаружения сероводорода можно
применить бумажку, пропитанную раствором соли свинца. По-
чернение бумажки доказывает присутствие в воздухе или в ра-
створе сероводорода или растворенной его соли.

В лаборатории сероводород получают обычно действием
разбавленной соляной кислоты на сульфид железа:

FeS + 2НС1 = H2S | + FeCl2

Хлористое железо остается в растворе, а сероводород улетучи-
вается. В природе сероводород образуется всюду, где происходит
гниение органических остатков. Он содержится в воде некоторых
источников на Кавказе и в других местах. Эти природные воды
применяются для лечебных целей в виде сероводородных ванн.

1.	Опишите: а) физические, б) химические свойства сероводорода.

2.	Даны сера, железо и соляная кислота. Как получить сероводород?

3.	В чугунах сера содержится в виде сернистого железа. Как обнару*
жить ее при помощи бумажки, пропитанной раствором соли свинца?

4.	Сероводородная вода на воздухе мутится и перестает окрашивать
лакмус в красный цвет. Составьте уравнение реакции, учитывая неоди-
наковую электроотрицательность кислорода и серы.

5,	Почему кровь при пропускании через нее сероводорода чернеет?

§ 106. Двуокись и трехокись серы

Сера образует два окисла: двуокись серы, или сернистый
газ SO2, со структурной формулой O = S = O, и трехокись серы
SO3, или серный ангидрид, со структурной формулой O = S — О.

II

О

Двуокись серы SO2 — бесцветный газ с характерным резким
запахом. Он обесцвечивает многие органические краски, обра-
зуя с ними бесцветные соединения. Так, у красной розы, опу-
щенной в сернистый газ, окраска пропадает, она становится бе-
лой. Раствор фуксина (красная краска) и фиолетовые чернила
при пропускании через них сернистого газа также обесцвечи-
ваются. Водный раствор сернистого газа окрашивает синий лак- %
мус в красный цвет, так как в растворе образуется сернистая
кислота:

SO2+ Н2О - H2SO3

Раствор сернистой кислоты пахнет сернистым газом и в откры-
том сосуде «выдыхается»: сернистый газ из него улетучивается.
Возникает вопрос: куда же девается сернистая кислота?

Сернистая кислота H2SO3 — вещество непрочное. Выделить
ее нельзя, она существует только в растворе. Но и находясь в
растворе, сернистая кислота частично разлагается на воду и
двуокись серы:

H2SO3 = Н2О 4“ SO2 f
При удалении из раствора двуокиси серы разложение сер-
нистой кислоты идет дальше и дальше, пока в растворе не ос-
танется ничего, кроме чистой воды.

Сернистый газ убивает микроорганизмы. Поэтому он приме-
няется для окуривания овощехранилищ, плодов и фруктов, что-
бы предотвратить загнивание. Таким путем часть урожая плодов
и фруктов, которую консервный завод не может немедленно пре-
вратить в варенье, джемы, сохраняется. Этим обеспечивается
бесперебойная работа завода круглый год.

Сернистый газ применяется для беления соломы, шелка и
шерсти. Сернистый газ превращается на поверхности влажного
волокна в сернистую кислоту, она и обесцвечивает окрашенные
примеси.

В химической промышленности сернистый газ является про-
межуточным продуктом при производстве серной кислоты.

Трехокись серы, или серный ангидрид, SO3 — летучая жид^
кость. На воздухе-она «дымит». «Дым» или, точнее, туман,—
это мельчайшие капельки серной кислоты, образующиеся при
соединении паров трехокиси серы с присутствующими в воздухе
водяными парами:

SO3 + Н2О = H2SO4

Растворяясь в воде, серный ангидрид также образует серную
кислоту.

Серный ангидрид получается окислением сернистого газа
в присутствии катализатора:

254+ОГ + О2 = 2S6+O1-

I.	Перечислите: а) физические, б) химические свойства сернистого газа.
2. Горючий газ, получаемый при коксовании угля, содержит сероводо-
род. Почему этот газ без очистки от сероводорода нельзя применять как
топливо в газовых плитах?

3. Опишите свойства серного ангидрида.

§ 107.	Серная кислота

Молекулярная формула серной кислоты H2SO4, а структур-
ная формула ее

Из структурной формулы видно, что валентность серы в сер-
ной кислоте такая же, как в серном ангидриде, т. е. равна шести.

Физические свойства. Серная кислота — бесцветная жид-
кость, тяжелая (почти вдвое тяжелее воды) и вязкая, как расти-
тельное масло. При обычных температурах она нелетуча и по-
этому не имеет запаха. При растворении серной кислоты в во-
де происходит очень сильное
разогревание за счет образо-
вания прочных гидратов сер-
ной кислоты. Если вливать во-
ду в серную кислоту, то часть
воды, не успев смешаться с
кислотой, сразу нагревается
до кипения. Это вызывает раз-
брызгивание кислоты (рис.
102) и может причинить ожоги.

Если открытый стакан с
концентрированной серной кис-
лотой уравновесить на весах,
то вскоре чашка со стаканом
опустится. Это произойдет по-
тому, что концентрированная
серная кислота поглощает из
воздуха водяные пары. Поэто-
му ее применяют для высуши-
вания веществ. В лаборатории
для высушивания твердых и
жидких веществ пользуются
эксикаторами. Эксикатор —со-
суд с хорошо притертой крыш-
кой (рис. 103, а). В него нали-
вают концентрированную сер-
ную кислоту, а над ней поме-
щают в чашке или тигле вы-
сушиваемое вещество. Влага
из него постепенно испаряется

и'поглощается серной кислотой.
Рис. 102. Взаимодействие серной кис- Газы осушают, пропуская их
лоты с водой.	через промывные склянки с

концентрированной серной кис-
лотой (рис. 103, б).

При попадании на кожу концентрированная серная кислота
вызывает сильные ожоги. Поэтому нужно быть крайне осторож-
ным при работе с ней. Попавшую на кожу или ткань серную
кислоту необходимо тотчас же смыть большим количеством
воды, а затем раствором питьевой соды и вновь водой.

? 1. Перечислите физические свойства серной кислоты.

2.	Как применяется серная кислота для сушения: а) жидких и твер-
дых, б) газообразных веществ?

3.	Зимой иногда между рамами окон ставят стаканчики с концентриро-
ванной серной кислотой. Зачем? Почему в стаканчики нельзя наливать
кислоту доверху?
§ 108. Химические свойства серной кислоты

Будучи двухосновной, серная кислота при взаимодействии с
основаниями образует как средние, так и кислые соли в зависи-
мости от количественного соотношения реагирующих веществ:

H2SO4 + NaOH = NaHSO4+H2O

H2SO4 + 2NaOH - Na2SO4 + 2H2O

Как видно из уравнений, кислая соль получается, когда с
каждой грамм-молекулой кислоты в реакцию вступает 1 моль
едкого натра, а средняя, когда в реакцию вступают 2 моля едко-
го натра. }

Средние соли серной кислоты называются сульфатами, а
кислые — бисульфатами (или гидросульфатами); Na2SO4 —
сернокислый натрий, или сульфат натрия, NaHSO4 — кислый
сернокислый натрий, или бисульфат (гидросульфат) натрия.

Серная кислота реагирует также с основными окислами,
образуя сульфат и воду, например:

CuO + H2SO4 - CuSO4 + Н2О

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами
с выделением водорода и образованием соли. Так она взаимо-
действует лишь с теми металлами, которые расположены в элек-
трохимическом ряду напряжений до водорода. Например:

Fe + H2SO4 = FeSO4 + Н2 f

На металлы, расположенные в электрохимическом ряду на-
пряжений после водорода (медь, ртуть, серебро, золото), раз-
бавленная серная кислота не действует.

8 Неорганическая химия 7—8 класс	209
Рассмотренные реакции являются общими у серной кислоты
с другими кислотами. Но наряду с этим серная кислота обладает
также свойствами, отличающими ее от других кислот. Концен-
трированная серная кислота при нагревании действует почти на
все металлы, независимо от положения металла в электрохими-
ческом ряду напряжений. При этом также образуется соль, одна-
ко водород не выделяется, а получаются другие продукты, напри-
мер сернистый газ. Так, при нагревании концентрированной сер-
ной кислоты с медью сначала серная кислота окисляет медь до
окиси меди, а сама восстанавливается при этом до сернистой кис-
лоты, которая тотчас же разлагается на сернистый газ и воду:

xSO2 f

Си + H2SO4 - СиО + H2SO8<	1

чн2о

Образовавшаяся окись меди реагирует с избытком серной кисло-
ты, образуя, соль и воду:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + Н2О	2

Таким образом, в этой реакции окись меди является промежу-
точным веществом. Сложив уравнения 1 и 2, вы получаете итого-
вое уравнение реакции, в которое не входят формулы промежу-
точных продуктов, а только исходных и конечных веществ:

Си + 2H2SO4 = CuSO4 + 2Н2О + SO2 f

Подобным же образом серная кислота действует на многие
другие металлы. Но концентрированная серная кислота, в отли^
чие от разбавленной, при обыч-
ной температуре не действует
Рис. 104. Обугливание серной кислотой на железо. Поэтому концентри-

сахара.

рованную серную кислоту мож-
но сохранять и перевозить в
стальной таре. Таким образом,
концентрированная и разбав-
ленная серная кислоты ведут
себя по отношению к металлам
так, как если бы это были два
разных вещества.

Кусок дерева, опущенный в
концентрированную серную
кислоту, чернеет: оно обуглива-
ется. Обугливание происходит
также при действии концентри-
рованной серной кислоты на
сахар и некоторые другие орга-
нические вещества, состоящие
из углерода, водорода и кисло-
рода. Это происходит потому, что серная кислота отщепляет от
таких веществ водород и кислород в виде воды, а углерод осво-
бождается в виде угля. Так, если истолченный сахар смешать с
концентрированной серной кислотой в стакане в кашицеобраз-
ную массу, через некоторое время масса чернеет и разогревается,
и вскоре из стакана начинает выползать пористая угольная
масса (рис. 104):

С12Н22ОИ + H2SO4 С + гидраты H2SO4

Сахар (конц.)

Обугливание органических веществ концентрированной сер-
ной кислотой происходит за счет образования прочных гидратов
серной кислоты.

Как нелетучая и стойкая, концентрированная серная кислота
может вытеснять другие летучие кислоты при нагревании с их со-
лями. Так, при нагревании поваренной соли с концентрирован-
ной серной кислотой образуется и улетучивается хлористый водо-
род и остается сульфат натрия:

NaCl + H2SO4 = НС1 | + NaHSO4

2NaCl + H2SO4 = 2HC1 f + Na2SO4

?1. Перечислите химические свойства серной кислоты. Приведите уравне-
ния реакций, отметив, в каком случае серная кислота выступает: а) как
окислитель, б) как водоотнимающее вещество, в) как нелетучая кислота.

д 2*. Раствор серной кислоты разделили на три равные порции. Первую
порцию нейтрализовали едким натром. Какая соль образовалась? Напи-
шите уравнение реакции. Вторую и третью порции вновь смешали и при-
лили к раствору точно такое же количество раствора щелочи, как и в
первом случае. Какая соль образовалась? Напишите уравнение реакции.
Назовите продукты реакции.

3.	Напишите уравнения’ реакций взаимодействия: а) алюминия с раз-
бавленной серной кислотой, б) серебра с концентрированной серной кис-
лотой при нагревании.

4.	При каком условии серная кислота может храниться и перевозиться
в стальной таре? Почему стальные бочки из-под серной кислоты могут
возвратиться от потребителя обратно на сернокислотный завод, разъ-
еденные внутри?

§	109. Качественная реакция на серную кислоту и сульфаты

Соли серной кислоты растворимы в воде, за исключением сер-
нокислого бария BaSO4 (а также SrSO4, RaSO4, PbSO4). Если
прилить к раствору серной кислоты или какой-либо ее соли ра-
створ хлористого ВаСЬ, то выпадает белый осадок сульфата ба-
рия:

H2SO4 + ВаС12 = BaSO41 + 2НС1

Na2SO4 + ВаС12 = BaSO41 + 2NaCl
Сульфат бария BaSO4 нерастворим ни в воде, ни в кислотах.
Этим он отличается от других нерастворимых в воде солей ба-
рия, как например BaSO3, которые растворяются в кислотах с
образованием растворимых соединений.

Растворимые соли бария являются реактивом на серную кис-
лоту и ее растворимые соли.

Если при приливании раствора соли бария к какому-либо
раствору выпадает белый осадок и этот осадок не растворяется
после добавки раствора азотной кислоты, то можно утверждать,
что в исследуемом растворе содержится серная кислота или ка-
кая-либо ее соль.

1*. В качестве ядохимиката в борьбе с насекомыми — вредителями сель-
ского хозяйства применяют растворимую в воде соль. При приливании
к ее раствору: а) раствора азотнокислого серебра получается осадок, не-
растворимый ни в воде, ни в кислотах, б) раствора сернокислого нат-
рия получается осадок, нерастворимый ни в воде, ни в кислотах. Что
это за соль? Напишите уравнения реакций.

§110	. Народнохозяйственное значение серной кислоты

Серная кислота относится к числу основных продуктов хими-
ческой промышленности — она используется для получения мно-

гочисленных других химических

Рис. 105. Применение серной кислоты.
Диаграмма дает представление об
относительных количествах серной
кислоты, расходуемых в указанных
отраслях промышленности.

продуктов, а также в металло-
обрабатывающей, нефтеперера-
батывающей и других отраслях
промышленности (рис. 105).
Производится ее больше, чем
какого-либо другого химиче-
ского продукта.

Почему серная кислота иг-
рает такую большую роль?

Очевидно, что ее широкое
применение объясняется ее
свойствами (со многими из ко-
торых вы познакомились) и
тем, что она значительно де-
шевле других кислот.

Чтобы выяснить, благодаря
каким же свойствам серная
кислота заняла такое место в
промышленности, рассмотрим
несколько производств, кото-
рые потребляют особенно мно-
го серной кислоты.

Обдумайте, какие химиче-
ские реакции идут в указанных
далее производствах при участии серной кислоты, составьте
уравнения реакций и назовите свойства серной кислоты, исполь-
зуемые в каждом отдельном случае:

1.	Очень много серной кислоты расходуется на заводах ми-
неральных удобрений, больше всего для получения фосфорных
удобрений из природного фосфата кальция. При действии серной
кислоты на фосфат кальция Са3(РО4)2 образуется фосфорная
кислота.

2.	Серная кислота применяется для получения других кислот,
например фтористоводородной из фтористого кальция.

3.	В металлообрабатывающей промышленности она служит
для очистки поверхности металлов от окислов перед никелирова-
нием и подобными ему процессами.

4.	Часто на производстве необходимо газовую смесь перед
дальнейшей переработкой освободить от водяного пара. Напри-
мер, при сжигании серы (на заводах серной кислоты) воздух
предварительно осушают. Во многих случаях применяют для
этой цели концентрированную серную кислоту.

§ 111.	Подгруппа кислорода

В главной подгруппе VI группы имеются еще два элемента,
сходных с кислородом и особенно с серой: селен и теллур. Они
также образуют с водородом газообразные соединения — селени-
стый водород H2Se и теллуристый водород Н2Те. Эти соединения,
подобно сероводороду, обладают неприятным запахом и ядови-
ты. Растворы в воде селенистого и теллуристого водорода, как
и раствор сероводорода, являются кислотами.

Известны также селенистая H2SeO3 и селеновая H2SeO4, тел-
луристая Н2ТеО3 кислоты, сходные по составу с сернистой H2SO3
и серной H2SO4 кислотами.

Селен и теллур, как и сера, проявляют в своих соединениях
валентность —2, +4, +6.

В подгруппе кислорода, так же как и в подгруппе галогенов,
с возрастанием величины порядковых номеров происходит ос-
лабление неметаллических свойств. Сера в свободном состоянии
совсем не проводит электрического тока, селен проводит ток пло-
хо, а теллур уже довольно хорошо проводит электрический ток
и шмеет металлический блеск.

В чем заключается сходство и различие в свойствах: а) кислорода
и серы, б) серы, селена и теллура, в) элементов подгруппы кислорода,
с одной стороны, и галогенов — с другой?
10

СКОРОСТЬ
ХИМИЧЕСКИХ

РЕАКЦИЙ,
ХИМИЧЕСКОЕ
РАВНОВЕСИЕ

§ 112.	Скорость химических реакций

Наблюдая химические реакции, вы, конечно, заметили, что
требуется различное время, чтобы та или иная реакция завер-
шилась. Так, при комнатной температуре и атмосферном давле-
нии реакции нейтрализации кислот щелочами протекают прак-
тически мгновенно, а для появления на поверхности стального
листа ржавчины (продукта взаимодействия железа с кислородом
и водяными парами) необходимо много суток. Таким образом,
идущие при одних и тех же условиях реакции могут резко отли-
чаться по скорости. Следовательно, скорость химических реакций
зависит от природы реагирующих веществ, т. е. от их химическо-
го состава и строения.

Как количественно характеризовать скорость химической ре-
акции?

Вспомним, как в механике определяется скорость движущего-
ся тела. Скорость механического движения измеряется длиной
пути, которую тело проходит за единицу времени:

5	/

v = — м/сек,

где v — скорость движения, S—путь, пройденный телом,
t — время, в'течение которого этот путь пройден.

Заметим, что если тело движется равномерно, то v — ско-
рость в любой момент в течение данного промежутка времени,
т. е. истинная скорость движения. Но если тело движется нерав-
номерно, то полученное по уравнению значение характеризует
собой среднюю скорость движения.

Понятие о скорости химической реакции аналогично понятию
о скорости движущегося тела.

Если в течение промежутка времени t концентрация одного
из реагирующих веществ уменьшилась от моль/л до осмоль!л,
то скорость реакции v в течение этого промежутка времени была:
v = Cl~^C2 моль/л • сек или v= моль/л • сек, где = —с2.

Таким образом, скорость реакции вычисляется путем деления
разности концентраций одного из реагирующих веществ на про--
межуток времени, в течение которого произошло это изменение
концентрации.

Пусть, например, начальная концентрация одного из веществ
равнялась 0,024 моль/л, а концентрация его спустя 10 сек от на-
чала реакции уменьшилась до 0,022 моль/л. Тогда средняя ско-
рость реакции в течение этого промежутка времени была:

v= —------iQ—----= 0,0002 (моль/л-сек)

В большинстве случаев скорость химической реакции по мере ее
течения изменяется. Тогда полученное по приведенному выше
уравнению значение характеризует собою среднюю скорость
реакции.

Л 1. Приведите из числа изученных вами реакций примеры очень быстрых
и относительно медленных реакций.

2. Вычислите среднюю скорость реакции А+В=2С, если концентрация
вещества А через 10 сек от начала реакций равна 0,022 моль/л, а через
20 сек от начала реакции — 0,0215 моль/л. Как изменилась за это время
концентрация вещества В?

§ 113. Зависимость скорости реакции от условий ее протекания

При горении веществ, например серы, в воздухе и в чистом
кислороде идет одна и та же реакция. Природа реагирующих
веществ и продуктов, реакции в обоих случаях одна и та же. Но
в чистом кислороде реакция идет гораздо быстрее, чем в воздухе.

Почему скорость реакции резко увеличивается при замене
воздуха чистым кислородом?

Рассмотрим реакцию между водородом и парами иода:

Н2 + 12 = 2Н1

Опытным путем найдено, что ее скорость прямо пропорцио-
нальна произведению концентраций реагирующих веществ:

V = k [н2] [12],

где v — скорость реакции, k — кбэффициент пропорциональности,
называемый константой скорости реакции, [Н2], [Ь]— концентра-
ции водорода и иода в данный момент.

Как объяснить эту зависимость теоретически? Чтобы произо-
шла реакция, необходимо, чтобы молекулы водорода и иода
столкнулись. Расчеты же показывают, что число столкновений
в единицу времени в сосуде данного объема прямо пропорцио-
нально произведению концентрации молекул. Если реакция про-
исходит в результате попарных столкновений молекул, то ско-
рость ее пропорциональна произведению концентраций данных
веществ:	_____________

а = * [А] [В]

где [А], [В] — концентрации реагирующих веществ в данный мо-
мент, k — константа скорости. Эта общая закономерность учения
о скоростях химических реакций применима и к взаимодействи-
ям между другими частицами — атомами или ионами.

Один из способов повышения концентрации был уже приве-
ден. Ведь замена воздуха кислородом означает увеличение кон-
центрации кислорода примерно в 5 раз. Вот почему так быстро
идут реакции в чистом кислороде.

Концентрации газообразных веществ могут быть увеличены
и другим способом — сжатием их. Поэтому многие реакции, в ко-
торых участвуют газы, проводят под повышенным давлением.

Перейдем теперь к рассмотрению скорости реакций, в кото-
рых участвуют вещества в твердом состоянии. Мы неоднократно
встречались с такими реакциями: взаимодействием двух твердых
веществ (сера и железо), твердого и газообразного веществ (го-
рение твердых веществ в кислороде, хлоре), жидкого и твердого
веществ (цинк и серная кислота). Для того чтобы эти реакции
шли быстрее, мы предварительно измельчали твердые вещества.
Почему же скорость реакции увеличивается при измельчении
веществ?

Представим себе, например, ход реакции между газом и твер-
дым веществом. Молекулы газа сталкиваются с поверхностью
твердого вещества. Чем больше таких i столкновений в единицу
времени, тем скорее идет реакция. Ясно, что число столкновений
растет как при повышении концентрации участвующего в реак-
ции газа, так и при увеличении поверхности твердого тела. Ско-
рость реакции прямо пропорциональна величине поверхности
реагирующих веществ. Эта закономерность имеет большое зна-
чение для лабораторной практики. Очень велико ее значение и
для химического производства.

Мы неоднократно встречались еще с одним из способов уве-
личения скорости — если реакция не шла при комнатной темпе-
ратуре, мы нагревали реагирующие вещества. Проследим зави-
симость скорости реакции от температуры на примере взаимо-
действия водорода с кислородом. При комнатной температуре
смесь этих двух газов может храниться годами. Образования
воды не наблюдается, скорость реакции равна нулю. При 400°С
реакция идет, но очень медленно — она заканчивается примерно
через 80 суток, при 500° С — через 2 часа, а при 600° С смесь га-
зов взрывается.

Скорость реакций в большинстве случаев увеличивается
в 2—4 раза при повышении температуры на каждые 10°С.
Чем же объясняется такое сильное влияние температуры на
скорость реакций?

Мы знаем, что молекулы газов находятся в непрерывном
движении и число столкновений молекул в секунду чрезвычайно
велико. Если бы каждое столкновение приводило к реакции, то
все реакции совершались бы мгновенно. В действительности же,
как показывают расчеты, число «удачных» столкновений состав-
ляет лишь малую долю от их общего числа. В реакцию вступают
только «активные» молекулы, те, которые в момент столкновения
обладает энергией, не меньшей некоторой определенной для дан-
ной реакции величины, называемой энергией активации данной
реакции. Доля таких молекул в общей их массе, как правило, не-
велика, но при повышении температуры резко возрастает.

?1. На примере каких изученных вами реакций можно проследить раз-
личие в скорости их течения в воздухе и в чистом кислороде?

2.	Сравните три случая течения реакции между газообразными реще-
д ствами А + В = 2С, скорость которой! выражается уравнением:

v = Л [А] [В]

В первом случае концентрация каждого газа была в начале реакции
0,01 моля/л. Во втором случае концентрация вещества А была
0,04 моля!л, а вещества В по-прежнему 0,01 моля/л. В третьем случае
начальные концентрации каждого из вещества равнялись 0,04 моля/л.
Во сколько раз число столкновений молекул в единицу времени и ско-
рость реакции во втором и третьем случаях больше, чем в первом слу-
чае?

3.	Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении темпе-
ратуры от 200 до 300° С, если при повышении температуры на 10° ско-
рость реакции увеличивается в 2 раза?

§ 114.	Катализ

В VII классе, изучая способы получения кислорода, вы узна-
ли, что скорость разложения бертолетовой соли резко увеличи-
вается, если к ней добавлено немного двуокиси марганца. Дву-
окись марганца при этом не расходовалась: она являлась ката-
лизатором. Реакции, скорость которых можно изменять,
применяя катализаторы, называются каталитическими.

Познакомимся с некоторыми общими закономерностями ка-
тализа, проводя опыт окисления двуокиси серы кислородом:

2SO2 + O2 = 2SO3

Будем пропускать через пустую стеклянную трубку смесь дву-
окиси серы и воздуха сначала при обычной температуре, а затем
при нагревании. Реакции не наблюдается.

Повторим опыт, предварительно поместив в трубку кусочки
окиси железа (рис. 106). Реакция при обычной температуре так-
Рис. 106. Окисление сернистого ангидрида в присутствии катализатора.

же не идет. Но при температуре около 500° С она начинается и
при еще более высокой температуре протекает довольно быстро.
В приемной пробирке появляется серный ангидрид. При этом
окись железа не меняется. Следовательно, данная реакция ката-
литическая, катализатор — окись железа. Он проявляет свою ак-
тивность при температуре 500° С и выше.

Платина в мелкораздробленйом состоянии, пятиокись ванадия
и некоторые другие вещества также ускоряют данную реакцию.

Мы пропускали через трубку с катализатором смесь чистой
двуокиси серы и воздуха. Если, однако, к этой смеси добавить
незначительное количество окиси мышьяка, то скорость окисле-
ния уменьшится, а в дальнейшем реакция совсем прекратится.
Такое явление называется отравлением катализатора, а
вещество, примесь которого резко снижает скорость каталитичес-
кой реакции, называется каталитическим ядом. Явление отравле-
ния катализаторов является общим для каталитических реакций.

1| Как зависит скорость каталитической реакции от концентрации реаги-
 рующих веществ, температуры и размеров частиц твердого катализа-
тора? Ответы необходимо обосновать.

§ 115.	Химическое равновесие

Мы знаем, что некоторые химические реакции могут идти в
двух взаимно противоположных направлениях. Примерами таких
реакций могут служить образование и разложение воды, серни-
стой кислоты, окиси ртути и др.
Рассмотрим с этой точки зрения реакцию окисления двуокиси
серы:

2SO2 + О2 X 2SO3 + Q

Если пропускать серный ангидрид над тем же катализатором,
который применялся для окисления двуокиси серы, и поддержи-
вать при этом ту же температуру, то обнаружится, что серный ан-
гидрид разлагается на двуокись серы и кислород, т. е. протекает
реакция:

•	' 2SO3 = 2SO2 + О2 — Q

Одну из этих реакций, например окисление двуокиси серы, можно
назвать прямой реакцией, а другую — обратной.

Нет надобности, писать два отдельных уравнения для этих ре-
акций. Можно объединить оба уравнения в одно, заменив знак
равенства на две направленные в противоположные стороны
стрелки:

2SO2 + О2 2SO3

Химические реакции, которые протекают при одних и тех же
условиях в противоположных направлениях, называются обра-
тимыми.

Более детальное исследование окисления двуокиси серы и раз-
ложения серного ангидрида показало, что скорости как прямой,
так и обратной реакции в соответствии с общей закономерно-
стью увеличиваются при повышении температуры. Однако обна-
руживается следующее явление: при 400° С окисляется макси-
мально 99,2% двуокиси серы, при 500°С — 93,5%, при 600°С —
73,0%, при 1000°С — только 5%. Сколь бы долго ни проводилась
реакция при данной температуре, в газовой смеси остается не-
прореагировавшая двуокись серы. Обратная реакция также не
доходит до конца. В смеси остается неразложившийся серный ан-
гидрид, и притом как раз столько, сколько его образуется при
тех же условиях из двуокиси серы и кислорода,

Возникает вопрос: почему обратимые реакции не доходят до
конца, а, достигнув определенного предела, как бы прекращают-
ся? Для того чтобы получить ответ на этот вопрос, проследим,
как в ходе окисления двуокиси серы (при постоянных температу-
ре и давлении) изменяется скорость прямой и обратной реакций.

Концентрации двуокиси серы и кислорода в газовой смеси
постепенно уменьшаются, соответственно падает скорость
окисления, скорость прямой реакции аПр. Наоборот, концентра-
ция серного ангидрида в образующейся газовой смеси постепен-
но увеличивается и, следовательно, скорость обратной реакции
уОбр растет. Через некоторое время, очевидно, скорости прямой и
обратной реакций становятся равными:

^пр ~ ^обр
Как прямая, так и обратная реакция продолжает идти, но
состав смеси веществ, вследствие равенства скоростей этих реак-
ций, остается постоянным. Состояние реагирующей смеси, когда
столько же молекул каждого вещества образуется, сколько рас-
ходуется, называется химическим равновесием. Состав смеси,
находящейся в состоянии химического равновесия, называется
равновесным.

Приведенные выше данные о максимальной степени окисле-
ния двуокиси серы характеризуют равновесный состав смеси при
разных температурах. С повышением температуры содержание
серного ангидрида в такой смеси уменьшается. Почему?

При повышении температуры скорости прямой и обратной
реакций растут неодинаково: скорость обратной реакции разло-
жения серного ангидрида растет быстрее, чем скорость прямой
реакции. Заметим, что прямая реакция экзотермическая, а об-
ратная — эндотермическая.

В данном случае проявляется общая закономерность, характе-
ризующая зависимость равновесия от температуры: при повыше-
нии температуры равновесие экзотермической реакции смещает-
ся в сторону исходных веществ, а равновесие эндотермической
реакции смещается в сторону продуктов реакции.

Влияет ли катализатор на состояние равновесия? Ответ на
этот вопрос можно получить опытным путем, проводя реакцию
на разных катализаторах. Оказывается, например, что какой бы
катализатор ни применялся для окисления двуокиси серы, макси-
мально окисляется при одних и тех же прочих условиях одинако-
вая доля двуокиси серы. Это общая закономерность. Катализатор
ускоряет как прямую, так и обратную реакцию, но не смещает
равновесия.

?1. В какую сторону смещаются при повышении температуры равно-
весия:

2На + Оа 2НаО + Q

А	СаСО, & СаО + СОа — Q

SOa -f- НаО HaSO3 -{ Q

90 + НаО СОа + на + Q?

2.	Напишите уравнения реакций, отвечающих каждой стрелке в приво-
димой схеме, оговорите особенности и условия каждой из них:

______5	______6______

|	1	2	4 4 3	4	|

ZnS s -> so, -> sos 11,504

8U7

HsSO8
11

ПРОИЗВОДСТВО

СЕРНОЙ
кислоты

§ 116.	Сырье

Производства, использующие серную кислоту (рис. 105),
быстро растут. Соответственно увеличивается количество необхо-
димой им кислоты. Способы получения серной кислоты непрерыв-
но совершенствуются. Знакомясь с ними, можно проследить тес-
ную связь науки и производства, особенно в течение последних
десятилетий.

Известно, что сера относится к числу довольно широко рас-
пространенных на земном щаре элементов. В нашей стране и за
рубежом открыты богатые месторождения самородной серы, же,-
лезного колчедана FeS2 и сульфата кальция CaSO4. Все эти виды
ископаемого сырья используются для производства серной кисло-
ты. Но этими видами сырья промышленность не ограничивается.

Во многих производствах образуются отходы, которые могут
быть использованы для переработки в серную кислоту. Так, при
получении меди из сульфидных руд их предварительно обогаща-
ют— разделяют на концентрат с относительно высоким содержа-
нием меди и отход, содержащий железный колчедан. Экономи-
чески целесообразно использовать этот отход для получения сер-
ной кислоты взамен колчедана, специально добываемого из недр.

Сырьем для производства серной кислоты служит также и
другой отход заводов цветной металлургии — сернистый газ,
получающийся при обжиге сульфидных руд (первая стадия про-
изводства многих цветных металлов).

Во всех видах ископаемого топлива содержатся соединения
серы. При коксовании каменных углей получается наряду с кок-
сом коксовый газ, содержащий сероводород. Он содержится так-
же в некоторых природных газах. Все эти газы используются как
топливо или как химическое сырье, причем предварительно
очищаются от сероводорода, а из сероводорода получают серную
кислоту.
В СССР имеются все рассмотренные виды сырья для произ-
водства серной кислоты. Цеха серной кислоты расположены в
различных районах страны и используют тот или иной вид сырья
в соответствии с местными условиями.

Можно, однако, заметить общую тенденцию в развитии серно-
кислотного производства, а именно: все более приобретают зна-
чение отходящие газы металлургических заводов и сероводород.
Комплексное использование природных ресурсов — задача, кото-
рая стоит перед советской химической промышленностью и ко-
торую она успешно решает.

?1, Сформулируйте определение понятий «химическое сырье», «химиче-
ский продукт»,

2.	Составьте уравнения реакций, приводящих к получению серной кис-
лоты из: а) серы, б) железного колчедана (при обжиге колчедана обра-
зуется окись железа и двуокись серы), в) сероводорода, г) отходящих
газов медеплавильных заводов.

3.	В 1959 г. 60% серной кислоты в СССР было получено из железного
колчедана, 15%—из газов металлургических заводов, 14% — из эле-
ментарной серый 3%—из сероводорода. В 1965 г. соответствующие
числа были: 41, 31, 18 и 10. Что можно сказать на основе этих данных
о том, где строились сернокислотные цеха?

4.	На примере завода, перерабатывающего сульфидные медные руды,
покажите, что понимается под комплексной переработкой сырья.

§ 117.	Получение сернистого газа

Рассмотрим, как проводится на современных заводах первая
стадия производства серной кислоты — получение сернистого га-
за из железного колчедана — отхода медеплавильных заводов:

4FeS2 + 11О2 = 2Fe2O3 + 8SO2 f

Соберем прибор для проведения этой реакции (рис. 107). Он
состоит из трубки, в которую помещают кусочки колчедана, газо-
метра, из которого поступает необходимый для сжигания колче-
дана воздух или кислород, и из сосуда с водой.

Образующийся при горении сернистый газ частично раство-
ряется в воде, на что указывает изменение окраски индикатора,
добавленного к воде.

Опыт показывает, что при комнатной температуре реакция
не идет. Скорость ее становится заметной при температуре около
400° С и растет при повышении температуры.

После того как реакция началась, нет надобности подогревать
колчедан — необходимая температура поддерживается за счет
теплоты реакции. Это экзотермическая реакция, подобная горе’
нию твердого топлива. Скорость реакции увеличивается при про-
пускании через трубку вместо воздуха чистого кислорода. Ско-
рость реакции растет с уменьшением размера частиц колчедана.
Какие же условия следует создавать в заводских установках
| для того, чтобы полнее использовать содержащуюся в колчедане
серу и проводить реакцию возможно более быстро? С увеличени-
ем скорости реакции увеличивается количество колчедана,
обжигаемого в течение суток в данной установке, т. е. увеличи-
вается ее производительность. Температура должна быть воз-
можно более высокой. Однако при выборе температуры прихо-
дится учитывать, что выше 800° С частицы твердого материала
начинают спекаться. Значит, оптимальная температура в данном
случае 800° С. За счет теплоты реакции температура может под-
няться значительно выше указанной. Возникает необходимость
отводить избыточную теплоту, используя ее, например, для по-
лучения водяного пара.

Полезное использование теплоты химических реакций — та-
кой же важный принцип организации химического производст-
ва, как и применение отходов для получения полезных продуктов.

Колчедан должен быть измельчен, однако при кусочках мень-
ше примерно 6 мм образуется такой плотный слой, через который
трудно пробиться току газа. Сравнительно недавно найден такой
метод, который позволяет проводить реакции между газами и
тонко измельченными твердыми материалами. Познакомимся с
идеей, положенной в основу этого метода. Проведем опыт в при-
боре, изображенном на рисунке 108. В трубке на решетке с очень
маленькими отверстиями поместим слой мелких частиц песка.
Будем пропускать через трубку воздух. При очень большой ско-
рости песчинки уносятся током воздуха. Оказалось, однако, что
существует некоторая промежуточная скорость, при которой час-
тицы твердого материала данных размеров еще не увлекаются

Рис. 107. Обжиг железного колчедана.
Рис. 108. Состояние слоя твердого
материала при различных скоростях
проходящего через него газа: а —
слой с неподвижным^ частицами,
б — «кипящий слой».

в сколько-нибудь значительном
количестве газовым потоком, но
слой растет по высоте, увеличи-
вается в объеме, разрыхляется
(рис. 108, б). Такой слой назы-
вают кипящим, так как он
характеризуется некоторыми
свойствами, присущими жид-
кости. Частички более или ме-
нее свободно перемещаются в
слое.

В «кипящем» слое можно
проводить реакцию с очень ма-
лыми частицами (например, в
десятые доли миллиметра),при
этом каждая из них всей своей
поверхностью соприкасается с
газом. Вследствие увеличения
поверхности соприкосновения
реагентов скорость реакции
очень сильно растет по сравне-
нию со скоростью в неподвиж-
ном слое. Вместо 5—6 часов
требуется лишь несколько секунд для завершения реакции. По-
этому обжиг колчедана на современных заводах проводится в пе-
чах в «кипящем» слое. Это мощные установки, в которых в тече-
ние суток обжигается несколько сот тонн колчедана (рис. IV).
Аппараты полностью механизированы. В печь непрерывно по-
дается ленточным транспортером через бункер колчедан, снизу
непрерывно вдувается через множество трубок воздух, образу-
ющийся огарок непрерывно отводится из печи через боковое
отверстие. Частично огарок уносится печным газом, из которого
отделяется в очистных устройствах.

Установки оборудованы автоматически действующими конт-
рольно-измерительными приборами и автоматами, поддержива-
ющими заданный технологический режим.

1.	Почему нельзя допускать спекания частиц при обжиге колчедана в
«кипящем» слое?

2.	Объясните на основании данных о скорости реакции, почему прихо-х
дится мириться с потерей некоторого количества серы с огарком.

3.	Какие общие принципы химического производства использованы при
сооружении установок для обжига колчедана?

4.	Перечислите все способы увеличения скорости взаимодействия газо-
образных веществ с веществами в твердом состоянии.

5.	Заводская установка для обжига колчедана работает непрерывно.
Лабораторная установка, в которой проводился описанный выше опыт,
периодического действия. В чем, по вашему мнению, преимущества ап-
паратов непрерывного действия перед аппаратами периодического дей-
ствия?
§ 118.	Окисление двуокиси серы

Содержащуюся в печном газе двуокись серы .необходимо
окислить в трехокись серы:

2SO2 + О2 2SO3 + Q

Это вторая стадия производства серной кислоты. Мы знаем,
что эта реакция экзотермическая, обратимая, каталитическая.
Равновесие смещается в сторону образования серного ангидрида
при понижении температуры. Скорость же реакции растет при
повышении температуры.

Возникает вопрос: какой катализатор лучше удовлетворяет
заводским требованиям? Очевидно, он должен быть достаточно
активным, не очень чувствительным к ядам, от которых чрез-
вычайно трудно освободиться полностью, и недорогим. Из всех
известных катализаторов этим трем требованиям удовлетворяет
ванадиевый катализатор (пятиокись ванадия V2O5).

Высокий выход серного ангидрида может быть получен по ус-
ловиям равновесия при температуре не выше 450° С, но скорость
реакции при этой температуре мала. На ванадиевом катализаторе
нельзя допускать подъма ее выше 600° С (при более высоких
температурах в катализаторе происходят изменения, понижа-
ющие его активность). Поэтому газовую смесь подогревают до
температуры начала реакции, дают температуре подняться за
счет теплоты реакции примерно до 600° С и затем постепенно
понижают температуру до 450° С.

Так как эта реакция каталитическая, очень большое значение
имеет очистка газовой смеси, подводимой к катализатору, от пы-
ли и ядовитых примесей. Газ должен быть освобожден и от вла-
ги, с которой серный ангидрид образует серную кислоту, что
крайне нежелательно.

На схеме (рис, IV) показано, как осуществляется очистка га-
за на заводе (схема упрощенная). Тазовая смесь проходит че-
рез аппарат, который называют циклоном. Он состоит из двух
цилиндров, вставленных один в другой. Газ поступает в наруж-
ный цилиндр сбоку и движется вокруг трубы сверху вниз. Части-
цы пыли под действием центробежной силы, которая развивается
при движении газа по спирали, отбрасываются к стейке наруж-
ного цилиндра и падают в нижнюю коническую часть, откуда
удаляются. Наиболее мелкие пылинки остаются в газе, поэтому
из циклона он поступает в электрофильтры. В этих аппаратах газ
проходит между двумя электродами.

Под действием сильного электрического поля молекулы газо-
образных веществ ионизируются. Пылинки, сталкиваясь с иона-
ми, в свою очередь приобретают заряд, притягиваются к одному
из электродов, разряжаются и оседают. Периодически пыль уда-
ляют с электродов.
Очистка газа от водяных паров происходит в сушильной баш-
не, в которой навстречу поступающему снизу газу, т. е. противо-
током, течет концентрированная серная кислота. Для создания
большей поверхности соприкосновения газа и жидкости башня
заполнена насадкой — керамическими кольцами.

Очищенная газовая смесь поступает в аппарат для окисления
двуокиси серы (рис. IV). Такие аппараты называют контакт-
ными, так как в них газы приходят в соприкосновение — «кон-
такт» с твердым катализатором.

Газовая смесь имеет температуру, близкую к обычной. Зна-
чит, ее нужно нагреть до температуры начала реакции. Газ, по-
кидающий контактный аппарат, имеет температуру около 450° С.
Не использовать ли этот горячий газ для подогрева поступающе-
го холодного? Так и поступают, устанавливают перед контакт-
ным аппаратом трубчатый теплообменник. В нем по трубам про-
ходит горячий газ, а в межтрубном пространстве в противопо-
ложном направлении •— подогреваемый газ.

Принцип теплообмена относится к важнейшим принципам
химического производства.

В контактном аппарате катализатор засыпают на несколько
решетчатых полок, между которыми также расположены тепло-
обменники. Газ проходит через эти теплообменники, дополни-
тельно нагревается до температуры начала реакции и поступает
в первый слой катализатора. Здесь температура его поднимается
до максимально допустимой. При дальнейшем движении газа он
охлаждается в теплообменниках.

В контактном аппарате газ проходит через неподвижный слой
катализатора. Частицы катализатора довольно велики, примерно
8 мм в поперечнике. Нельзя ли усовершенствовать процесс, при-
менив «кипящий» слой катализатора? Используя более мелкие
зерна катализатора, мы значительно увеличим его поверх-
ность— скорость реакции и производительность аппарата увели-
чатся. Такие аппараты начинают применять в сернокислотном
производстве.

2 1. В каких случаях окисление двуокиси серы является не второй, а пер-
вой стадией сернокислотного производства?

2.	Почему обжиг колчедана целесообразно вести при некоторой посто-
янной температуре, например 800° С, а окисление двуокиси серы — при
меняющейся температуре?

3.	Почему необходимо тщательно очищать от пыли газовую смёсь, на-
правляемую в аппарат с частицами твердого катализатора, даже если
пыль не содержит ядовитых веществ?

4.	Почему необходима осушка газа?

5< Зная свойства концентрированной серной кислоты и закономерности
химической кинетики, дайте обоснование устройства сушильной башни.
6. В чем заключается принцип теплообмена? Как теплообмен исполь-
зуется в производстве трехокиси серы?
I

§ 119.	Получение серной кислоты

Из газовой смеси необходимо извлечь серный ангидрид и пре-
вратить его в серную кислоту, т. е. провести реакцию:

, SO3 -)-• Н2О = H2SO4 -|- Q

Это третья стадия процесса. Реакция эта при не очень высоких
температурах (до 250—300° С) практически необратима, скорость
ее велика, и поэтому, казалось бы, не должно возникать каких-
либо трудностей при ее проведении на заводах. Однако это не так.
Осложнения возникают из-за того, что серный ангидрид очень
быстро реагирует с водяным паром. При этом образуются мель-
чайшие капельки серной кислоты, взвешенные в газе, — серно-
кислотный туман. Выделить же туманообразную кислоту из газа
очень трудно. Она «проскакивает» через все поглотительные ап-
параты, попадает в атмосферу и затем медленно оседает в виде
«сернокислотного дождя» на людях, растениях, постройках. Нуж-
но, очевидно, избежать соприкосновения серного ангидрида с па-
рами воды. Но ведь вода при любых температурах испаряется.
Значит, воду нельзя применять для поглощения серного ангид-
рида.’

Водяной пар содержится и над водными растворами серной
кислоты, но над 98,3-процентным раствором серной кислоты
(т. е. раствором, в котором содержится всего 1,7% воды) водя-’
ной пар практически отсутствует.

Сопоставляя данный процесс с рассмотренным раньше про-
цессом извлечения водяного пара из газовой смеси, можно прий-
ти к выводу, что в данном случае целесообразно применять ап-
параты той же конструкции — башни с насадкой и противоточ-
ным движением газа и жидкости. Проходя через башню,
98,3-процентный -раствор кислоты становится еще более кон-
центрированным, так как содержащаяся в нем вода реагирует с
серным ангидридом. Реакция идет с выделением значительного
количества теплоты. Поэтому вытекающую из башни кислоту ох-
лаждают в водяных холодильниках.

Полученная кислота подается частично после разбавления до
98,3-процентного раствора снова на орошение башни, частично
же на склад (рис. IV).

1.	Чем определяется выбор оптимальной температуры: а) для обжига
колчедана, б) для окисления двуокиси серы, в) для поглощения серного
А ангидрида?

2.	Почему поглотительные башни заполняют насадкой? Что она собой
представляет?

3.	Как используется теплота химических реакций? Приведите примеры,
используя и материал предыдущих параграфов.

4.	Приведите примеры использования отходов производства.

5.	Почему трехокись серы нельзя поглощать водой?
§ 120.	Охрана человека и природы

В сернокислотном производстве перерабатываются и получа-
ются такие вещества, как сероводород, двуокись? серы, серный
ангидрид, серная кислота. Присутствие этих веществ в воздухе
вредно отражается на здоровье людей, губительно действует на
растения, разрушает постройки. Сероводород образует с возду-
хом взрывоопасные смеси. Вредна пыль, образующаяся при из-
мельчении сырья. Некоторые процессы проводятся при высоких
температурах. Следует ли из этого, что работники цеха неизбеж-
но подвергаются действию вредных веществ? Так это и было
несколько десятков лет назад. Тогда сернокислотные цехи, как и
большинство других химических производств, наносили большой
ущерб здоровью рабочих, гибла растительность, разрушались
строения.

Современная техника позволяет избежать загрязнения ат-
мосферы вредными веществами. Для этого необходимы гермети-
зация аппаратуры, своевременный ремонт, поддержание уста-
новленного технологического режима, оборудование цехов венти-
ляцией и аппаратами для улавливания из отходящих газов
вредных веществ. В сернокислотных цехах применяются также
меры индивидуальной защиты. Например, при отборе проб
кислоты надеваются защитные очки и резиновые перчатки, при
аварии используются противогазы.

Охране человека и природы в Советском Союзе уделяется
очень большое внимание, так как производство, в нашей стране
ведется с целью удовлетворения потребностей людей, а не для
извлечения прибыли, как в капиталистических странах.

?1. «Прочтите> технологическую схему производства сернокислотного
цеха, изображенную на рисунке IV. Проследите движение потоков пе-
рерабатываемых материалов и потоков теплоты, разберите устройство
всех аппаратов и охарактеризуйте условия, поддерживаемые в каждом
* из них.

2.	Назовите известные вам применения серной кислоты, связав их с eq
свойствами.

3.	О росте производства серной кислоты в нашей стране говорят следу-
ющие данные: в 1830 г. получено 1600 т, в 1913—165 тыс. т, в 1958—
4804 тыс. т кислоты, в 1967 — 9737 тыс. т. По производству серной кис-
лоты наша страна занимала в 1913 г. тринадцатое место в мире, сей-
час — второе. Какой отсюда можно сделать вывод о развитии народ-
ного хозяйства в СССР за годы после Великой Октябрьской социалисти-
ческой революции?
ЛАБОРАТОРНЫЕ
ОПЫТЫ

г

1.	Взаимодействие гидроокиси цинка с растворами кислот
и щелочей

В пробирку с гидроокисью цинка прилейте немного соляной кислоты, в
другую пробирку с гидроокисью цинка прилейте раствор едкого натра. Содер-
жимое пробирок перемешайте. Что наблюдаете? Можно ли отнести гидроокись
цинка к кислотам или к основаниям?

2.	Действие раствора иода на крахмал

Опыт 1. Налейте в пробирку разбавленной иодной воды (74 пробирки) и
прилейте несколько капель раствора крахмала. Что наблюдаете?

Опыт 2. В пробирку с раствором иодида калия (7< пробирки) прилейте
немного раствора крахмала. Что наблюдаете?

Почему в первом случае вы наблюдали изменение окраски крахмала, а во
втором — нет?

3.	Вытеснение галогенов друг другом из их соединений

Чтобы выяснить, какой галоген может быть вытеснен другим галогеном
из соединений, нужно провести следующие испытания:

1)	хлором подействовать на соединения брома и иода;

2)	бромом — на соединения хлора и иода;

3)	иодом — на соединения хлора и брома.

Опыт 1. Налейте в одну пробирку раствор бромида калия, в другую —
иодида калия. В обе пробирки прилейте немного хлорной воды. Что наблюдае-
те? Вытесняются ли хлором бром и иод из их соединений?

Опыт 2. Налейте в пробирку раствор хлорида калия, в другую — иодида
калия. В обе пробирки прилейте бромной воды. Во вторую пробирку добавьте
одну-две капли раствора крахмала. Что наблюдаете? Вытесняются ли бромом
хлор и иод из их соединений?

Опыт 3. Налейте в пробирку раствор хлорида калия, в другую — бромида
калия. В обе пробирки прилейте иодной воды. Что наблюдаете? Вытесняются
ли иодом хлор и бром из их соединений?
Результаты исследования запишите в таблицу

Название галогена	Растворы		
	КС1	КВг	KI
Хлор Бром Иод			

В соответствующих графах таблицы напишите уравнения происшедших
реакций. Отсутствие реакции обозначьте чертой.

4.	Рассмотрение образцов серы и ее соединений

Внимательно рассмотрите выданные вам образцы серы и ее природных
соединений, обратив внимание на физическое состояние каждого образца при
обычных условиях, их цвет и запах.

Сделайте в своей тетради таблицу и заполните ее сведениями о рассмот-
ренных вами образцах,

№ п/п	Название вещества	Состав (хими- ческая фор- мула)	Физические свойства		
			физическое состояние	цвет	запах
					
ПРАКТИЧЕСКИЕ
ЗАНЯТИЯ

Работа 1. РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ
«ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ»

. На этом занятии вы будете применять знания, полученные при изучении
классификации и химических свойств окислов, оснований, кислот и солей, к
объяснению проделанных вами опытов.

Задача 1. Положите в одну пробирку кусочек цинка, а в другую — кусо-
чек меди. В обе пробирки прилейте по 1 мл раствора серной кислоты. Что
наблюдаете? Объясните ваши наблюдения и напишите уравнения реакций.
Сделайте вывод об отношении кислот к металлам.

Задача 2. В пробирку с небольшим количеством окиси железа прилейте
1 мл соляной кислоты и осторожно нагрейте. (Следите, чтобы не выбросило
из пробирки соляную кислоту.) Что наблюдаете? Напишите уравнение реак-
ции. Сделайте вывод об отношении окислов к кислотам.

Задача 3. В пробирку с 1 мл раствора едкого натра добавьте каплю рас-
твора фенолфталеина. Что наблюдаете? В эту же пробирку прилейте 1 мл
соляной кислоты. Какое изменение происходит в пробирке? Напишите уравне-
ние реакции. Сделайте вывод об отношении оснований к кислотам.

Задача 4. Определите, в каких* пробирках, выданных вам, содержатся
раствор хлорида натрия, раствор кислоты и раствор щелочи.

Задача 5. Опытным путем подтвердите, что гидроокись алюминия обла-
дает амфотерными свойствами.

Задача 6. Опытным путем подтвердите, что окись меди относится к ос-
новным окислам.

Задача 7. Исходя из окиси магния, получите сульфат магния.

Задача 8. Исходя из гидроокиси кальция, получите нитрат кальция.

Задача 9. Исходя из окиси меди, получите хлорид меди.

Работа 2. ПОЛУЧЕНИЕ СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ И ОПЫТЫ С НЕЙ

Соляная кислота — это раствор хлористого водорода в воде. Хлористый
водород можно получить взаимодействием хлорида (например, NaCl) с серной
кислотой. Напишите уравнение реакции.

Опыт 1. Получение хлористого водорода и соляной кислоты. Соберите
прибор, как показано на рисунке 109. Чк колбу насыпьте около ’/4 пробирки
поваренной соли и прилейте столько серной кислоты (2: 1), чтобы она смочила
всю соль. Тотчас же закройте колбу пробкой с газоотводной трубкой. Конец
трубки опустите в пробирку, наполненную на 74 водой. Конец газоотводной
трубки не должен доходить до воды на 0,5 см.

Нагревайте колбу с поваренной солью и серной кислотой на асбестирован-
ной сетке. Наблюдайте растворение хлористого водорода в пробирке с водой;
при внимательном рассмотрении можно видеть, как от поверхности воды опус-
каются вниз струйки тяжелой жидкости. Объясните это явление.

Пропускайте хлористый водород в воду до тех пор, пока не прекратится
реакция в колбе. Если раствор хлористого водорода сильно нагреется, то мож-
но заменить пробирку с образовавшейся соляной кислотой другой пробиркой
с холодной водой.

Пробирку с полученной соляной кислотой поставьте в штатив. Эту кисло-
ту вы используете для следующей работы.

Опыт 2. Свойства соляной кислоты. Полученную вами кислоту разлейте
поровну в 3 пробирки.

В первую пробирку положите кусочек цинка и наблюдайте за тем, что
происходит. Напишите уравнение реакции.

Во вторую пробирку присыпьте небольшое количество окиси магния и пе-
ремешайте. Что .наблюдаете? Напишите уравнение реакции.

В третью пробирку добавьте 1—2 капли раствора лакмуса и прилейте по
каплям раствор едкого натра до полной нейтрализации кислоты. Напишите
уравнение реакции.

В выводе охарактеризуйте химические свойства соляной кислоты.

Опыт 3. Распознавание соляной кислоты и ее солей.

1.	В пробирку с раствором соляной кислоты прилейте несколько капель
раствора нитрата серебра. Напишите уравнение реакции. Опишите внешний
вид осадка хлорида серебра (что он напоминает?). К осадку хлорида серебра
прилейте 1 мл азотной кислоты. Растворяется ли хлорид серебра в азотной
кислоте?

2.	Повторите предыдущий опыт, но вместо соляной кислоты возьмите рас-
твор хлорида натрия. Проверьте, растворяется ли выпавший осадок в азотной
кислоте.

3.	Налейте в пробирку раствор карбоната натрия и прилейте несколько
капель раствора нитрата серебра. К осадку карбоната серебра прилейте азот-
ную кислоту. Растворился ли осадок карбоната серебра?

Сделайте вывод: как можно обнаружить соляную кислоту и ее соли?

Работа 3. РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ
«ГАЛОГЕНЫ»

Задача 1. Докажите опытным путем, что в состав соляной кислоты вхо-
дят водород и хлор.

Задача 2. Определите, не содержит ли данный образец нитрата натрия
примеси хлорида.

Задача 3. Определите, является ли выданная вам бумажка иодкрахмаль-
ной бумажкой (т. е. пропитанной крахмальным клейстером и раствором йоди-
стого калия).

Задача 4, Докажите опытным путем, что выданное вам вещество — иодид.

Задача 5. Докажите опытным путем, что выданное вам вещество —•
бромид.

Задача 6. Проделайте реакции, характерные: а) для соляной кислоты,
б) для хлорида натрия.

Задача 7. Определите, в какой из выданных вам четырех пробирок с
твердыми веществами находятся хлорид натрия, .бройид натрия, иКдид нат-
рия, карбонат натрия.

Задача 8. В-пробирку, наполненную до половины бромной водой, при-
бавьте цинковую пыль, размешайте стеклянной палочкой и слегка нагрейте.
Дайте жидкости отстояться. Если получится бесцветная жидкость, то налейте
ее в две пробирки. (Если жидкость не обесцветится, а цинк израсходуется,
прибавьте еще цинка, размешайте смесь и вновь нагрейте.)

В одну пробирку налейте хлорную воду, а в другую — раствор нитрата
серебра. Проследите за всеми изменениями. Объясните их.

Задача 9. Определите, в какой из выданных вам пробирок с растворами
содержится соляная кислота, едкий натр, нитрат серебра.

Работа 4. РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ
«ПОДГРУППА КИСЛОРОДА»	.

Задача 1. Проделайте реакции, подтверждающие качественный состав сер-
ной кислоты.

Задача 2. В две пробирки положите по 2—3 кусочка цинка. В одну из этих
пробирок прилейте около 1 мл разбавленной серной кислоты, а в другую —
концентрированной серной кислоты (осторожно!). Что наблюдаете? Пробирку,
в которой реакция не наблюдается, слегка нагрейте (осторожно!). Что наблю-
даете?

Какой вывод можно сделать о взаимодействии цинка с разбавленной и
концентрированной серной кислотой? Напишите уравнения реакций.

Задача 3. Внесите в пламя горелки кусочек пирита (FeS2), держа его
щипцами. Какие вещества получаются при обжиге пирита? Как вы их обнару-
жили?

Задача 4. В пробирки с растворами сульфида натрия прилейте в одну
хлорной воды, а в другую — бромной воды. Что наблюдаете? Объясните на-
блюдения.

Задача 5. Определите, в какой из выданных вам пробирок с растворами
находится соляная кислота, в какой — серная кислота, в какой — едкий натр.

Задача 6. Определите, содержит ли поваренная соль примесь сульфатов.

Задача 7. Определите с помощью характерных реакций, является ли вы-
данная вам соль сульфатом, иодидом или хлоридом.

Задача 8. Исходя из окиси меди, получите раствор сернокислой меди и
выделите из него кристаллический медный купорос.

Задача 9. Вам выданы три пробирки с сульфатом, сульфитом и сульфи-
дом. Определите с помощью только одного реактива, в какой пробирке нахо-
дится каждое из указанных веществ.

Работа 5. КОЛИЧЕСТВЕННОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ КРИСТАЛЛИЗАЦИ-

ОННОЙ ВОДЫ В МЕДНОМ КУПОРОСЕ

1.	В пламени горелки в течение 2 мин высушите чистый фарфоровый ти-
гель.

2.	Когда тигель охладится, взвесьте его на аптекарских весах и запиши-
те вес.

3.	Отвесьте в тигле 2—2,5 г мелко истертого медного купороса.

4.	Поместив тигель в проволочном треугольнике на кольце штатива, про-
калите медный купорос в течение 8—10 мин.

5.	Когда тигель вместе с безводным сульфатом меди охладится, взвесь-
те его и запишите вес.

6.	Вновь прокалите сульфат меди в течение 4—5 мин.

7.	Когда тигель охладится, вновь взвесьте его вместе с сульфатом меди.
Если получится тот же вес, что и в первом случае, прокаливание закончите.
В противном случае произведите прокаливание еще раз.

8.	Вычислите: а) процентное содержание кристаллизационной воды в
медном купоросе; б) количество молекул кристаллизационной воды, приходя-
щееся на одну молекулу сульфата меди.
ОТВЕТЫ НА ВОПРОСЫ, ОБОЗНАЧЕННЫЕ ЗВЕЗДОЧКАМИ

Стр. 141, 5. В молекулу данного окисла не может входить более 2 атомов кис-
лорода; если входит один атом, то атомный вес элемента около 28, а высшая
валентность 2, т. е. это элемент II группы. Атомный вес кремния — 28, но он в
IV группе. Следовательно, искомый элемент — углерод.

Стр. 162, 3. Три связи: одна ковалентная неполярная, две ковалентные поляр-
ные (между О и Н).

Стр. 166, 1, в. Si^Nf , так как азот правее и выше кремния.

Стр. 166, 2. Xee+oJ . так как у атома ксенона внешний слой завершен и сме-
щение электронов может произойти только от ксенона к кислороду»

Стр. 194, 4. Предположим, объем колбы х литров. В нее вместится х: 22,4 мо-
ля НС1, что составляет (35,5+1) х : 22,4 (г) НС1, В результате опыта это же
количество содержится в том же объеме х в виде соляной кислоты. Значит,
в 1 л получившейся соляной кислоты содержится 36,5:22,4=1,64 (г) НС1.

Стр. 195, 3. Напишем уравнение: x + 2O2 = N2 + 2CO2, откуда х=СгНг.

Стр. 196, 5. Хлорид серебра.

Стр. 211, 2. Сульфат, бисульфат.	г

Стр. 212, 1. Хлорид бария.	I
ОГЛАВЛЕНИЕ

7 КЛАСС

1.	Первоначальные химические понятия

Предмет химии .................................................... 3

§	I.	Вещества . . ................................... 4

§	2.	Чистые вещества и смеси......................... 5

§	3.	Разделение смесей................................... 7

§ 4.	Физические явления .>..............................•	. И

§	5.	Химические явления .................................12

§	6.	Признаки и условия течения химических	реакций .....	14

§	7.	Химические реакции вокруг нас	16

§ 8.	Атомы .....................................  .	. . .	17

§	9.	Атомный вес.........................................20

§	Ю.	Химические элементы ................................21

§	И.	Смеси и химические соединения . ....................23

§	12.	Постоянство состава веществ . *.....................24

§	13.	Атомно-молекулярное учение в химии .................26

§	14.	Знаки химических элементов........................  27

§	15.	Химические формулы. Молекулярный вес................28

§	16.	Закон сохранения массы веществ . .	»................31

§ 17.	Химические уравнения...........< *.......................32

§	18.	Весовые отношения веществ при химических реакциях , . . 34

§	19.	Типы химических реакций . . . . .	^.................35

2.	Кислород» Окислы. Горение

§ 20.	Кислород . ....................*.........................38

§ 21.	Свойства кислорода ......................................39

§ 22.	Окисление. Окислы........................................42

§ 23.	Применение кислорода .................,..................43

§ 24.	Получение кислорода......................................47

§ 25.	Озон. Аллотропия . ......................................49

§ 26.	Состав воздуха...........................................51

§ 27.	Горение и медленное окисление «........................  53

§ 28.	Применение воздуха.......................................55

§ 29	Валентность ...................«..........................57

§ 30.	Составление формул по валентности........................59
•• Во	дород. Ииолоты. Оолм

§ 31.	Получение водорода.................................

§ 32.	Физические свойства водорода ......................

§ 33.	Химические свойства водорода.......................

§ 34.	Водород в природе. Кислоты.........................

\ §	35. Состав кислот. Соли.............................

§ 36.	Действие кислот на окислы металлов. Реакции обмена . .

4.	Воде. Ооиооанмл. Растворы

§ 37.	Вода в природе. Получение чистой воды и ее физические свой-
ства ......................................................

§ 38.	Анализ и синтез воды.............................. . .

§ 39.	Химические свойства воды.............................

§ 40.	Основания. Щелочи ...................................

§ 41.	Реакция нейтрализации................................

§ 42.	Классификация веществ................................

§ 43.	Вода как растворитель. Растворимость...................

§ 44	• Пересыщенные растворы .............................

§ 45.	Тепловые явления при растворении.....................

§ 46.	Кристаллогидраты ....................................

§ 47.	Концентрация растворов ..............................

§ 48.	Значение растворов в природе, быту, в промышленном произ-
водстве и сельском хозяйстве ..............................

Лабораторные опыты ...........................................

Практические занятия..........................................

Таблица. Атомные веса важнейших элементов (округленные) . . .

61

63

64

68

71

73

75

77

80

82

85

86

87

90

91

92

93

94

95

103

ПО

8 КЛАСС

S.	Важнейшие классы неорганических соединений

§ 49.	Окислы, основ.ания, кислоты и соли..................

Окислы

Z § 50. Химические свойства окислов.........................

Sb* / § 51. Классификация окислов...............................

X v § 52. Названия окислов......................................

Кислоты	е.	х

§ 53.	Классификация кислот . . 4 • £> $ /у...............

§ 54.	Химические свойства кислот А . . . ................

/^Основания

'	\ § 55. Названия оснований, их химические свойства...........

Ill

112

ИЗ

115

116

У § 56. Амфотерные гидроокиси

Соли

и окислы

57.	Состав и названия солей..................................

58.	Классификация солей.....................

59.	Генетическая связь между классами неорганических соединений

118

119

121

122

123
6.	Периодический занон и периодическая система
химических элементов Д. И. Менделеева. Строение
вещества

§ 60.	-Первые попытки классификации химических элементов

§ 61.	Щелочные металлы ...............................

§ 62.	Галогены ..................................  .	.

§ 63.	Периодический закон Д. И. Менделеева............

§ 64.

§ 65.

А 68.

§ 69.

§

§

70.

71.

72.

Порядковый номер элемента — заряд ядра его атома ....
Строение электронных оболочек атомов . . ..................

Малые и большие периоды........................, ... .

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
Группы и подгруппы ........................................

Характеристика элемента по его положению в периодической
таблице ........................'..........................

Значение периодического закона	.........

Жизнь и деятельность Д. И. Менделеева * . ................

Движение электронов в атомах....................... . ♦ •

\^§ 73. Ионная связь

§
§
§

§
§

§
§
§
§
§

74.

75.

76.

77.

78.

9.
80
81.
82.

Ионные кристаллические решетки.......................

Металлические и неметаллические свойства элементов
Ковалентная связь ................ ...................

Атомные и молекулярные решетки.......................

Полярные и неполярные связи *........................

Валентность элементов в свете электронной теории . .

Электроотрицательность...............................

Валентность и периодический закон................  «

Состав атомных ядер .................................

83.	Изотопы ...><•«............................

84.	Понятие о превращении химических элементов .

125

126

128

132

135

136

138

139

142

143

145

147

149

153

155

156

159

162

163

164

166

168

169

170

7.	Рэсчеты по хяшичвсиим формулам и уравнениям

§ 85.	Грамм-атом .........................................

§ 86.	Грамм-молекула......................................

§ 87.	Вычисления по формулам и уравнениям.................

§ 88.	Молярный объем .....................................

§ 89.	Закон Авогадро.............. .......................

§ 90.	Расчет относительной плотности газов................

§ 91.	Вычисления по химическим уравнениям с применением моляр-
ного объема...............................................

§ 92.	Практическое применение химических расчетов.........

§ 93.	Тепловой эффект химической реакции..................

8.	Галогены

§ 94.	Общая характеристика галогенов....................•

§ 95.	Хлор .....................-.........................

§ 96.	Применение хлора и нахождение его в природе........

173

175

177

179

180

181

182

183

186

187
§	97.	Хлористый водород......................................................................  192

§	98.	Объемные отношения газов при химических реакциях	.	.	.	194

§	99.	Соляная кислота.....................................................................195

§	100.	Применение соляной кислоты в народном хозяйстве ....	196

§	101.	Краткие сведения о кислородных соединениях хлора	.	.	.	197

§ 102.	Фтор, бром и иод . .	..............................

9а Подгруппа кислорода

§ 103.	Сера..................................................... 200

§ 104.	Применение серы. Сера	в природе..........................204

§ 105.	Сероводород...............................................205

§ 106.	Двуокись и трехокись	серы...............................206

... . ^Т07.	Серная кислота .......................................... 207

§ 108.	Химические свойства серной	кислоты......................  209

Х/§ 109. Качественная реакция на серную кислоту и сульфаты ... 211

§ ПО. Народнохозяйственное значение серной кислоты..............212

§ Н Г7 Подгрупп а кислорода.....................................213

10.	Скорость химических реакций. Химическое
равновесие

112.	Скорость химических	реакций.  214

113.	Зависимость скорости	реакции от условий ее протекания . . 215

JJ4. Катализ..........................................................217

115.	Химическое равновесие............................................218

11.	Производство серной кислоты

§ 116.	Сырье ..........................................221

§ 117.	Получение	сернистого газа.......................222

§ 118.	Окисление	двуокиси серы.........................225

§ 119.	Получение	серной кислоты .....................  227

§ 120.	Охрана человека и природы.......................228

Лабораторные опыты ........................................229

Практические занятия ......................................231

Ответы на вопросы, обозначенные звездочками................235
Юрии Владимирович Ходаков ’
Давид Аркадьевич Эпштейн
Павел Александрович Глориозов

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Учебник для 7—8 классов

редактор Т. В. Вертоградова

Художественный редактор Н. А. Володина
Технический редактор Е. К. Полукарова
Корректоры И. И. Котельникова,
А. А. Рукосуева

Подписано к печати с матриц 7/VII 1971 г.
60X90716. Печ. л. 15,0 + вкл. 0,25. Уч.-изд.
л. 15,74 + вкл. 0,30. -Тираж 7 700 тыс.
(600 001—1 300 000) экз.

Издательство «Просвещение» Комитета по
печати при Совете Министров РСФСР.
Москва, 3-й проезд Марьиной рощи, 41.

Отпечатано с матриц Ярославского йоли-
графкомбината на Калининском полиграф-
комбинате детской литературы РосгЬавпо-
лиграфпрома Комитета по печати при Со-
вете Министров РСФСР. Калинин, проспект
50-летия Октября, 46. Зак. 183.

Цена без переплета 26 коп., переплет 8 коп.
34коп.

4>v