Физические и химические явления 9 страница

Одной из форм энергии является так называемая энергия покоя, которая связана с массой соотношением Эйнштейна

Е0 = m0·с2,

где с – скорость света в вакууме (с = 3·108 м/с). Это соотношение показывает, что масса может переходить в энергию и наоборот. Именно это и происходит во всех ядерных реакциях, и поэтому закон сохранения массы в ядерных процессах нарушается. Однако, закон сохранения энергии остается справедливым и в этом случае, если учитывать энергию покоя.

В химических реакциях изменение массы, вызванное выделением или поглощением энергии, очень мало. Типичный тепловой эффект химической реакции по порядку величины равен 100 кДж/моль. Посчитаем, как при этом изменяется масса:

Δm = ΔЕ/с2  = 105/(3·108)2  ≈ 10−12  кг/моль = 10−9  г/моль.

Ясно, что такое малое изменение массы невозможно зарегистрировать экспериментально, поэтому можно утверждать, что в химических реакциях закон сохранения массы выполняется практически точно.

52. Магний, Magnesium, Mg (12)

В 1695 г. один из химиков, стремясь получить «философский камень», выпаривал воду, вытекавшую из недр земли близ города Эпсом (Англия). Он получил соль, обладающую... горьким вкусом и слабительным действием. Спустя пять лет было обнаружено, что соль Эпсома, взаимодействуя с «постоянной щелочью» (так почти до конца XVIII в. называли соду и поташ), образует рыхлый белый легкий порошок. За внешнее сходство с другим таким же легким и рыхлым порошком, который получался при прокаливании каменистой горной породы, находящейся близ греческого города Магнезии (в Восточной Фессалии), полученный порошок стали называть белой магнезией.

Есть основания полагать, что название могло произойти и от двух других городов древней Греции с теми же самыми «именами». Один из них – Магнезия в Лидии у подножья горы Сипеле. Другая Магнезия – в Ионии, известная как подарок персидского царя Артаксеркса афинскому государственному деятелю Фемистоклу. В окрестностях этих городов тоже встречалась порода, дававшая при обжиге белый порошок, получивший название магнезии.

В 1808 г. после того, как Дэви выделил металл, способный образовывать белую магнезию, этому металлу было присвоено «имя» магний.

Магний широко распространен в природе в виде разнообразных соединений, образующих минералы: магнезит, доломит, силикаты – оливин, авгит, асбест, тальк, морская пенка и др.

Магнезит образует мощные скопления, из доломита состоят целые горные хребты. Не меньшие количества соединений магния находятся в воде морей и океанов, где в пересчете на чистый магний его содержится не менее 60 000 000 000 000 000 т. Являясь биоэлементом, магний входит в состав живого вещества. Если в животных организмах количество магния не превышает сотых долей процента, то в растениях его уже значительно больше. Магний – необходимая составная часть красящего вещества растений – хлорофилла, играющего важную роль в процессах усвоения углекислоты.

Хлорофилл – одно из замечательных веществ в природе. Он поглощает солнечные лучи, за счет энергии которых в листе осуществляются сложные

химические превращения. В результате этих превращений из углекислого газа (продукта дыхания человека, животных и растений, отброса фабрик и заводов) и воды в зеленых частях растений создаются сложные органические вещества (сахар, крахмал и др.). Эти вещества необходимы для питания человека и животных. Данное превращение есть единственный на нашей планете естественный процесс образования органических веществ. Вот что писал по этому поводу великий русский ученый К.А. Тимирязев: «Все органические вещества, как бы они ни были разнообразны, где бы они ни встречались – в растении ли, в животном или человеке, прошли через лист... вне листа... в природе не существует лаборатории, где бы выделывалось органическое вещество. Без усвоения растениями углерода на земле не было бы жизни в том виде, в каком она есть сейчас». В этом заключается мировая, или, как говорил К.А. Тимирязев, космическая, роль растений.

Процесс образования, или синтез органических веществ в листьях, называется фотосинтезом (от греческого слова «фотос» – свет). Фотосинтез сопровождается выделением из листьев кислорода и поглощением солнечных лучей, энергия которых закрепляется в виде скрытой энергии органических веществ в растении. Таким образом, с помощью хлорофилла растения осуществляют санитарную роль на Земле: очищают ее от углекислоты, жизнь в которой невозможна для животных и людей, и аккумулируют солнечное тепло. Просто схватить и спрятать луч Солнца невозможно, но с помощью растения, с помощью его зеленой ветки, зеленого листа можно не только извлечь углерод из воздуха, но и вместе с ним положить в запас и поглощенный хлорофиллом луч Солнца. В состав хлорофилла входит до 2% магния. Без магния нет хлорофилла, а без него не могла бы быть на Земле и жизнь. Такова роль магния.

Что же представляет собой магний? Магний – металл, серебристо-белого цвета, очень легкий (плотность 1,7), устойчивый на воздухе, так как быстро покрывается тонким слоем окиси, защищающим металл от дальнейшего окисления. Если магний поместить в пламя спички, он загорается и сгорает ярким пламенем с образованием густого белого дыма (окиси магния). При этом выделяется большое количество ультрафиолетовых лучей и тепла. Теплом, выделяющимся при сгорании одного грамма магния, можно нагреть 100 г (полстакана) ледяной воды до 50°С.

 

Рисунок 101. Металлический магний в слитках

Рисунок 102. Фотограф с магниевой вспышкой

Рисунок 103. Лекарственный препарат с магнием

 

 

§17. Химические уравнения

Схема химической реакции

Для характеристики определенной химической реакции, необходимо уметь составить запись, которая будет отображать условия протекания химической реакции, показывать какие вещества вступили в реакцию, а какие образовались. Для этого используют схемы химических реакций.

Рассмотрим в качестве примера реакцию взаимодействия угля и кислорода.

Схема данной реакции записывается следующим образом:

С	+	О 2	®	СО 2.
уголь	взаимодействует	с кислородом	с образованием	углекислого газа

Углерод и кислород – в данной реакции реагенты, а полученный углекислый газ – продукт реакции. Знак «®» обозначает протекание реакции. Часто над стрелкой пишут условия, при которых происходит реакция.

t°

Например, знак «→» обозначает, что реакция протекает при нагревании. Знак

Р                                                                        hn

→

«→» обозначает давление, а знак «→» – что реакция протекает под действием света. Также над стрелкой могут указывать дополнительные вещества, участвующие в реакции. Например, «О2».

Если в результате химической реакции образуется газообразное вещество, то в схеме реакции, после формулы этого вещества записывают знак «­». Если при протекании реакции образуется осадок, его обозначают знаком «¯».

Например, при нагревании порошка мела (его химическая формула CaCO3), образуются два вещества: негашеная известь СаО и углекислый газ. Схема реакции записывается так:

t°

СaCO 3 → CaO + CO 2 ­.

В тех случаях, когда и реагенты и продукты реакции, например, являются газами, знак «­» не ставят. Так, природный газ, в основном состоит из метана CH4, при его нагревании до 1500°С он превращается в два других газа: водород Н2 и ацетилен С2Н2. Схема реакции записывается так:

t°

CH 4 → C 2H 2 + H 2.

Важно не только уметь составлять схемы химических реакций, но и понимать, что они обозначают. Рассмотрим, еще одну схему реакции:

эл.ток

H 2O →                  Н 2 ­  + О 2 ­.

Данная схема означает, что под действием электрического тока, вода разлагается на два простых газообразных вещества: водород и кислород.

Схема химической реакции является подтверждением закона сохранения массы, и показывает, что химические элементы во время химической реакции не исчезают, а только перегруппировываются в новые химические соединения.

Химические уравнения

Согласно закону сохранения массы исходная масса продуктов всегда равна массе полученных реагентов. Количество атомов элементов до и после реакции всегда одинаковое, атомы только перегруппировываются и образуют новые вещества.

Вернемся к схемам реакций, записанным ранее:

t°

СaCO 3 → CaO + CO 2 ­  С + О 2 ®  СО 2.

В данных схемах реакций знак «®» можно заменить на знак «=», так как видно, что количество атомов до и после реакций одинаковое. Записи будут иметь следующий вид:

СaCO 3 = CaO + CO 2 ­  С + О 2 = СО 2.

Именно такие записи называют химическими уравнениями, то есть записи схем реакций, в которых количество атомов до и после реакции одинаковое.

Если мы рассмотрим другие, приведенные ранее схемы уравнений, можно заметить, что на первый взгляд, закон сохранения массы в них не выполняется:

t°

CH 4 → C 2H 2 + H 2.

Видно, что в левой части схемы, атом углерода один, а в правой – их два. Атомов водорода поровну и в левой и правой частях их по четыре. Превратим данную схему в уравнение. Для этого необходимо уравнять количество атомов углерода. Уравнивают

химические реакции при помощи коэффициентов, которые записывают перед формулами веществ.

Очевидно, чтобы количество атомов углерода стало одинаковым слева и справа, в левую часть схемы, перед формулой метана необходимо поставить коэффициент 2:

t°

2CH 4 → C 2H 2 + H 2.

Видно, что атомов углерода слева и справа теперь поровну, по два. Но теперь расходится количество атомов водорода. В левой части уравнения их 2∙4 = 8. В правой части уравнения атомов водорода 4 (два из них в молекуле ацетилена, и еще два – в молекуле водорода). Если поставить коэффициент перед ацетиленом, нарушится равность атомов углерода. Поставим перед молекулой водорода коэффициент 3:

2CH 4 = C 2H 2 + 3H 2.

Теперь количество атомов углерода и водорода в обеих частях одинаковое.

Закон сохранения массы выполняется!

Рассмотрим другой пример. Схему реакции Na + H 2O ®  NaOH + H 2, необходимо превратить в уравнение.

В данной схеме различным является количество атомов водорода. В левой части два, а в правой – три атома. Поставим коэффициент 2 перед NaOH:

Na + H 2O ®  2NaOH + H 2.

Тогда атомов водорода в правой части станет четыре, следовательно, коэффициент 2 необходимо добавить и перед формулой воды:

Na + 2H 2O ®  2NaOH + H 2.

Уравняем и количество атомов натрия:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.

Теперь количество всех атомов до и после реакции одинаковое.

Таким образом, можно сделать вывод: чтобы превратить схему химической реакции в химическое уравнение, необходимо уравнять количество всех атомов, входящих в состав реагентов и продуктов реакции при помощи коэффициентов. Коэффициенты ставятся перед формулами веществ.

 

Подведем итоги

Вопросы, упражнения и задачи

В чем разница между схемой реакции и химическим уравнением?

Расставьте коэффициенты в следующих химических реакциях:

1.	Сa + O2 ® CaO	11.	Mg + HCl ® MgCl2 + H2
2.	Mg + N2 ® Mg3N2	12.	Al + HBr ® AlBr3 + H2
3.	Al + Cl2 ® AlCl3	13.	Li + H2O ® LiOH + H2
4.	N2 + H2 ® NH3	14.	NH3 + O2 ® N2 + H2O
5.	H2 + Br2 ® HBr	15.	Al + Fe2O3 ® Fe + Al2O3
6.	C + O2 ® CO	16.	Al(OH)3 ® Al2O3 + H2O
7.	SO2 + O2 ® SO3	17.	Cu(NO3)2 ® CuO + NO2 + O2
8.	NaNO3 ® NaNO2 + O2	18.	C2H4 + O2 ® CO2 + H2O
9.	Al2О3 + HI ® AlI3 + H2О	19.	CO + O2 ® CO2
10.	NH3 + O2 ® NO + H2O	20.	P + O2 ® P2O5

Вместо точек запишите формулы простых веществ, которые вступили в реакцию, расставьте коэффициенты:

1.	… + … ® NaCl	6.	… + … ® Li2S
2.	… + … ® Al2S3	7.	… + … ® HI
3.	… + … ® BaO	8.	… + … ® PH3
4.	… + … ® Li3N	9.	… + … ® Al4C3
5.	… + … ® P2O3	10.	… + … ® Na2O2

Исправьте ошибки в следующих уравнениях реакций:

 

1.	2Ca + H2SO4 = CaSO4 + H2	6.	HgO = Hg + O2
2.	FeCl2 + 3Cl3 = FeCl3	7.	2LiCl + AgNO3 = AgCl + 2LiNO3
3.	Na + S = Na2S	8.	CuSO4 = CuO + SO2
4.	SO3 = 2SO2 + O2	9.	5Sb + 2Cl2 = 5SbCl5
5.	2Cr + 6HCl = 2CrCl3 + 2H2	10.	PbO + 2Al = Al2O3 + Pb

Прокомментируйте, при каких условиях, и чем будет сопровождаться протекание следующих реакций. Превратите схемы реакций в уравнения:

1.	BaCl2 + Na2SO4 ® BaSO4¯ + NaCl	2.	CaCO3 + HNO3 ® Ca(NO3)2 + CO2­ + H2O
3.	t° Mg + H2O → Mg(OH)2 + H2­	5.	эл.ток KCl → K + Cl2­
4.	hn AgI → Ag + I2	6.	P NO2 → N2O4

Поставьте недостающие коэффициенты и замените стрелки знаками равенства:

1.	?Н2O ® 2Н2­ + O2­	11.	?Na + Р ® Na3P
2.	?Li + Сl2 ® 2LiCl	12.	2Cu + O2 ® ?СuО
3.	?K + S ® K2S	13.	?Аl +?Вr2 ® 2АlВr3
4.	2Ag2O ® ?Ag + O2­	14.	?Н2 + O2 ® ?Н2O
5.	?Аl +?Сl2 ® 2АlСl3	15.	?Mg + N2 ® Mg3N2
6.	Н2 + Сl2 ® ?НСl	16.	?Са +?Р ® Са3Р2
7.	K2O + Н2O ® ?KОН	17.	Р2O5 +?Н2O ® ?Н3РO4
8.	2Fe(OH)3 ® Fe2O3 +?Н2O	18.	?NO + O2 ® 2NO2
9.	2СО + O2 ® ?СO2	19.	?Fe3O4 + 8Аl ® 9Fe +?Аl2O3
10.	?H2O2 ® ?H2O + O2	20.	?NaNO3 ® ?NaNO2 + O2

Напишите уравнения реакций

1.	Сu + О2 ® СuО	11.	Ba(NO3)2 + СО2 + Н2О ® ВаСО3¯ + HNO3
2.	SO2 + O2 ® SO3	12.	Fe2(SO4)3 + K3PO4 ® FePO4¯ + K2SO4
3.	Na + Н2О ® NaOH + Н2­	13.	H2SO4 + KOH ® K2SO4 + H2O
4.	NaOH + CO2 ® NaHCO3	14.	Ni(NO3)2 + K2S ® NiS¯ + KNO3
5.	NaHCO3 ® Na2CO3 + CO2­ + Н2О	15.	FeCl2 + Сl2 ® FeCl3
6.	Na2CO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + СО2­ + Н2О	16.	KBr + Cl2 ® KCl + Br2
7.	Na2SO4 + ВаСl2 ® NaCl + BaSO4¯	17.	Са3(РО4)2 + SiO2 ® CaSiO3 + Р2О5
8.	KОН + H2S ® K2S + Н2О	18.	СrСl3 + NaOH ® Cr(OH)3 + NaCl
9.	CuO + HCl ® CuCl2 + H2O	19.	СО + Fe2O3 ® Fe3O4 + СО2
10.	Na2CO3 + НСl ® NaCl + СО2­ + Н2О	20.	Si + NaOH + H2O ® Na2SiO3 + Н2

Составьте формулы продуктов реакций и напишите соответствующие химические уравнения:

a)	Na + Сl2 ® Na...ClІ...	б)	В + F2 ® B...F...
	Са + Сl2 ® Са...СlІ...		С + F2 ® СIV...F...
	Fe + Сl2 ® FeIII...ClI...		Р + F2 ® PV...F...
в)	Li + O2 ® Li...О...	г)	Mg + Р ® Mg...РIII
	Аl + O2 ® Аl...O...		Si + N2 ® SiIV...NIII...
	Р + О2 ® РV...О...		Mg + N2 ® Mg...NIII...
д)	t° FeII...O... + O2 → FeIII...O...	е)	t° СrVI...О... → CrIII...O... + O2­
	t° FeII...Cl... + Cl2 → FeIII...Cl...		t° СlVII...О... → Сl2­ + O2­

 

 

«измеряю»), т.е. массовых или объёмных соотношений реагирующих веществ, стало одним из ключевых в химии.

54. Фосфор, Phosphorus, Р (15)

Фосфор – неметалл, может существовать в нескольких формах, или, как говорят, в нескольких модификациях.

Белый фосфор – твердое кристаллическое вещество, причем в химически чистом виде кристаллы белого фосфора совершенно бесцветны, прозрачны и очень хорошо преломляют свет. На свету они быстро желтеют и утрачивают прозрачность. Поэтому в обычных условиях фосфор внешне очень похож на воск, но тяжелее его (плотность белого фосфора 1,84). На холоду фосфор хрупок, но при комнатной температуре сравнительно мягок и легко режется ножом. При 44°С белый фосфор плавится, а при 280,5°С кипит. Белый фосфор, окисляясь кислородом воздуха, светится в темноте и легко воспламеняется при слабом нагревании, например от трения.

Температура воспламенения совершенно сухого и чистого фосфора близка к температуре человеческого тела. Поэтому его хранят только под водой. Белый фосфор используется в качестве зажигательного материала в артиллерийских снарядах, авиационных бомбах, гранатах, пулях.

Фосфор – один из сильнейших ядов. Одна десятая доля грамма фосфора уже смертельная для человека. С другой стороны, фосфор – составная часть животного организма, без него животные и человек существовать не могут. Недостаток фосфора в организме вызывает задержку роста, слабость, прогрессивное исхудание и смерть. Прибавление же к пище растущих животных незначительных количеств фосфора (0,00015 г в день) ведет к улучшению аппетита, увеличению веса, числа красных кровяных шариков (эритроцитов), росту и уплотнению костей. Основная масса фосфора в организмах животных и человека содержится в костях. Соединения фосфора входят также в состав мозга, нервов, крови. Общее количество фосфора в организме человека достигает 500 г. Этим количеством свободного фосфора могут смертельно отравиться 5000 человек, и это же количество фосфора необходимо для нормального существования одного человека.

В поисках эликсира молодости и попытках получения золота алхимик XVII столетия Хенниг Бранд из Гамбурга пытался изготовить «философский камень» из мочи. Для этой цели он выпарил большое количество ее и полученный после упаривания сиропообразный остаток подверг сильному прокаливанию в смеси с песком и древесным углем без доступа воздуха.

В результате Бранд получил вещество, обладающее необыкновенными свойствами: оно светилось в темноте; брошенное в кипящую воду, выделяло пары, загоравшиеся на воздухе с выделением густого белого дыма, растворявшегося в воде с образованием кислоты.

Независимо от Бранда в Англии в 1680 г. фосфор был получен Бойлем. В 1743 г. химик А. Марграф нашел более совершенный способ получения фосфора и опубликовал свои данные для всеобщего сведения.

За способность светиться в темноте фосфор получил свое название, составленное из двух греческих слов: «фос» – свет и «феро» – несу. Буквально

«фосфор» – светоносец.

Фосфор в природе в свободном состоянии не встречается. Однако, относясь к числу широко распространенных элементов (на долю фосфора приходится 0,04% от общего числа атомов земной коры), он образует скопления минералов – фосфорита и апатита.

Некоторые соединения фосфора – фитин, глицерофосфат и др. – используются в медицине как лекарства, укрепляющие нервную, мышечную и костную системы.

Основным потребителем фосфора является спичечная промышленность.

Красный фосфор в противоположность белому, или желтому, как его иногда называют, не ядовит, на воздухе не окисляется, в темноте не светится, в сероуглероде не растворяется и загорается только при 260°С. Красный фосфор получается из белого путем длительного нагревания без доступа воздуха при 250–300°С.

При очень больших давлениях красный фосфор переходит в новую модификацию – черный фосфор. Выяснено, что при давлении в 40 000 кг/см2 образующаяся черная модификация фосфора имеет признаки металла (металлический блеск) и является полупроводником, а при дальнейшем увеличении давления до 100 000 кг/см2 черный фосфор приобретает металлический характер.

 

Рисунок 104. Аллотропные модификации фосфора. Слева направо – белый, красный, черный и металлообразный, получаемый при высоких давлениях

 

 

§18. Кислород

Кислород как химический элемент

Кислород – химический элемент, свойства которого будут рассмотрены в следующих нескольких параграфах. Обратимся к Периодической Системе химических элементов Д.И. Менделеева.

Элемент кислород расположен во

2 периоде, VI группе, главной подгруппе.

Там же указано, что относительная атомная масса кислорода равна 16.

По порядковому номеру кислорода в Периодической Системе, можно легко определить количество электронов, содержащихся в его атоме, заряд ядра атома кислорода, количество протонов.

Валентность кислорода в соединениях равна II.

Атом кислорода может присоединять два электрона, и превращаться в ион: O0 + 2ē = O−2.

Стоит отметить, что кислород – самый

распространенный элемент на нашей планете. Кислород входит в состав воды. Морские и пресные воды на 89% по массе состоят из кислорода. Кислород входит в состав множества

минералов и горных пород. Массовая доля кислорода в земной коре составляет около 47%. В воздухе кислорода содержится около 23% по массе.

 

Физические свойства кислорода

При взаимодействии двух атомов кислорода образуется устойчивая молекула простого вещества кислорода O2. Данное простое вещество, как и элемент, называется кислородом. Не путайте кислород-элемент, и кислород – простое вещество.

По физическим свойствам кислород – это бесцветный газ без запаха и вкуса, немного тяжелее воздуха. Практически нерастворим в воде (при комнатной температуре и нормальном атмосферном давлении растворимость кислорода составляет около 8 мг на один литр воды).

Кислород проявляет интересные свойства при сильном охлаждении. Так, при температуре –183°С кислород конденсируется в прозрачную подвижную жидкость бледно-голубого цвета.

Если жидкий кислород охладить еще сильнее, то при температуре –218°С кислород «замерзает» в виде синих кристаллов. Если температуру постепенно повышать, то при –218°С, твердый кислород начнет плавится, а при –183°С – закипит. Следовательно, температуры кипения и конденсации, а также температуры замерзания и плавления для веществ являются одинаковыми.

Для хранения и транспортировки жидкого кислорода используют так называемые сосуды Дьюара. Сосуды Дьюара используют для хранения и транспортировки жидкостей, температура которых, должна длительное время оставаться постоянной. Сосуд Дьюара носит имя его изобретателя, шотландского физика и химика Джеймса Дьюара.

Простейшим сосудом Дьюара является бытовой термос. Устройство сосуда довольно простое, это колба, помещенная в большую колбу. Из герметичного пространства между колбами откачивается воздух. Благодаря отсутствию воздуха между

 

Рисунок 105.

Сосуд Дьюара

стенками колб, жидкость, налитая во внутреннюю колбу, долгое время не остывает или не нагревается.

Жидкий кислород обладает уникальными магнитными свойствами и способен притягиваться магнитом.

В природе существует еще одно простое вещество, состоящее из атомов кислорода. Это озон. Химическая формула озона О3. Озон, так же как и кислород, в обычных условиях – газ. Озон образуется в атмосфере во время грозовых разрядов. Характерный запах свежести после грозы является запахом озона.

Если озон получить в лаборатории и собрать его значительное количество, то в больших концентрациях озон будет иметь резкий неприятный запах. Получают озон в лаборатории в специальных приборах – озонаторах. Озонатор – стеклянная трубка, в которую подают ток кислорода, и создают электрический разряд. Электрический

разряд превращает кислород в озон:

эл.ток

3O2 → 2О3.

В отличие от бесцветного кислорода, озон – газ голубого цвета. Растворимость озона в воде составляет около 0,5 л газа на 1 литр воды, что значительно больше, чем у кислорода. С учетом этого свойства озон применяется для обеззараживания питьевой воды, так как оказывает губительное действие на болезнетворные микроорганизмы.

При низких температурах, озон ведет себя аналогично кислороду. При температуре –112°С он конденсируется в

Рисунок 106.

Жидкий озон

жидкость фиолетового цвета, а при температуре –197°С кристаллизуется в виде темно- фиолетовых, почти черных кристаллов.

Таким образом, можно сделать вывод, что атомы одного и того же химического элемента могут образовывать разные простые вещества.