Борисов И. Н. Химия. — 1962 — Электронная библиотека ГНПБУ

ГЛАВА I
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
§ 1. Химия и ее значение
Химия — наука о веществах и их превра-
щениях. Она имеет громадное практическое значение. Еще
М. В. Ломоносов в своем знаменитом слове «О пользе химии» особо
подчеркнул: «Широко распростирает химия руки свои в дела че-
ловеческие. Куда ни посмотрим, куда ни оглянемся — везде об-
ращаются перед очами нашими успехи ее применения». Это Ломо-
носов отметил еще более двухсот лет назад. В наше же время пред-
ставить себе жизнь без химии совершенно невозможно.
С химией нам приходится иметь дело бук-
вально на каждом шагу: в домашнем быту, в сельском
хозяйстве, в промышленности, в технике — во всей практической
жизни. Металлы для станков, моторов, самолетов и сельско-
хозяйственных машин, кислоты, щелочи, минеральные удобрения,
взрывчатые и зажигательные вещества, каучук, краски, пластмас-
сы, лекарства, стекло, цемент и многое другое — все это полу-
чается с помощью химии.
Благодаря химии мы теперь получаем
из природных веществ другие, более цен-
ные: например, из глины — алюминий, из картофеля — спирт
и каучук, из нефти — первосортный бензин, из дерева — спирт,
бумагу и искусственный шелк, из воздуха — минеральные удобре-
ния, из каменного угля — искусственную нефть, кокс, светильный
газ, многочисленные краски, взрывчатые вещества, пластмассы,
лекарства, удобрения, из природного газа — синтетический
каучук, пластмассы, синтетические волокна и многие другие ве-
щества.
Правда, химию человечество использует по-разному. В странах
империализма химия — главным образом средство обогащения
господствующего класса и орудие войны, орудие разрушения цен-
ностей и истребления человечества в интересах ничтожной кучки
эксплуататоров. В странах империализма химия — также сред-
ство, с помощью которого религия затуманивает сознание широких
трудящихся масс: внушает им веру в чудеса, в существование не-

М. В. Ломоносов (1711—1765).
материальной, сверхъестественной силы — в существование бога.
В нашей же стране — стране успешно строящегося коммунизма,
как и во всех странах лагеря социализма, химия — средство пра-
вильного, более глубокого познания природы, могучий источник
создания новых средств социалистической материальной культуры
и безграничного роста благосостояния всего народа.
В нашей стране химии придается очень
большое значение. Еще в первые годы социалистиче-
ского строительства наша партия и правительство указывали, что
современная химия, преобразующая основы промышленного про-
изводства, открывающая новые источники и виды дешевого сырья,
создающая крупнейшие материальные ценности из наиболее про-
стых и распространенных веществ, являющаяся непосредственным
орудием преобразования сельского хозяйства, по праву
выдвигается вперед как один из реша-
ющих факторов развития народного хозяй-
ства.
Следует заметить, что химическая промышленность нашей
страны почти полностью создана при Советской власти. Под не-

посредственным и неуклонным руководством Коммунистической
партии за годы первых пятилеток химическая промышленность
у нас превратилась в одну из передовых отраслей народного хозяй-
ства. В настоящее время Советский Союз по производству хими-
ческой продукции занимает второе, а по темпам развития химиче-
ской промышленности первое место в мире.
Особенно большое значение химия и химическая промышлен-
ность приобретают в успешно выполняемом сейчас семилетнем пла-
не развития народного хозяйства СССР, когда решается задача
создания материально-технической базы коммунизма и осущест-
вляется основная экономическая задача СССР — в исторически
кратчайшие сроки догнать и перегнать наиболее развитые капита-
листические страны по производству продукции на душу населе-
ния.
§ 2. Атомно-молекулярное учение
Долгое время химия занималась лишь описанием веществ и
происходящих с ними изменений. Ломоносов один из первых об-
ратил внимание на то, что объяснитьпричину наблю-
даемых изменений веществ можно толь-
ко наоснове знания соЪта'ва веществ. Он
особо подчеркнул: «Во тьме должны обращаться физики и особливо
химики, не зная внутреннего частиц строения».
Представления о составе веществ воз-
никли очень давно. Еще более 2000 лет назад грече-
ские философы- материалисты высказывали предположение о том,
что все вещества состоят из мельчайших, далее абсолютно недели-
мых частичек — атомов (атом — слово греческое, по-русски
значит «неделимый»), и что атомы находятся в непрерывном само-
произвольном движении.
Атомистическая теория преследовалась.
За материализм, за противоречие идеалистическим представле-
ниям христианской религии атомная теория была запрещена и на
много веков совсем забыта. Упоминание о ней встречается в лите-
ратуре только в XII в.
В эпоху Возрождения (в XVI в.) атомная теория снова возро-
дилась, но только уже под именем корпускулярной теории. В даль-
нейшем, несмотря на преследования, эта теория постепенно все-та-
ки распространилась среди тогдашних образованных людей. Но
она все еще считалась опасной и противоречащей религии. Извест-
но, что в 1626 г. под непосредственным влиянием церкви париж-
ский парламент издал указ, под страхом смертной казни запре-
щавший заниматься корпускулярной теорией.
Учение о строении вещества в химию
ввел Ломоносов. Он заявлял: «Если бы я хотел читать,
не зная букв, — бессмысленное дело. Точно так же, если бы я

хотел рассуждать о естествен-
ных вещах, не имея представ-
ления о началах их (атомах.—
Я. Б.), это было бы столь же
бессмысленно». В своих науч-
ных исследованиях М. В. Ло-
моносов всячески стре-
мился к тому, чтобы «сыскать
причины видимых свойств в
телах, на поверхности проис-
ходящих, от внутреннего их
сложения».
Ломоносов разработал це-
лое учение о строении веще-
ства— заложил основу атом-
но-молекулярной теории. Это
учение сводится к следующим
положениям:
/. Каждое вещество со-
стоит из мельчайших, далее
физически неделимых частиц,
невидимых и обладающих сцеп-
лением.
2. Частицы эти находятся в постоянном, самопроизвольном
движении.
3. Свойства веществ зависят от природы этих частичек или
от различных способов их связи.
4. Самые мелкие частицы — это начала (атомы), а более
крупные, сложенные из начал, — корпускулы (молекулы).
5. Корпускулы бывают однородные и разнородные (вещества
простые и сложные).
Ломоносов не только разработал корпускулярную, молекуляр-
но-атомистическую теорию, но и применил ее к объяснению кон-
кретных явлений. Так, например, в своей научной работе «Размыш-
ления о причине теплоты и холода» на основе молекулярно-кине-
тической теории он убедительно доказал полную несостоятельность
существовавшего в то время представления об особом элементе —
теплороде; он доказал, что причина теплоты и холода не в каком-
то несуществующем теплороде, а в характере непрерывного само-
движения корпускул (молекул).
Только примерно через 50 лет после Ломоносова к атомисти-
ческим представлениям пришел английский ученый Джон
Дальтон. Он различал два рода атомов: «атомы про-
стые» и «атомы сложные». Он же большое внимание об-
ратил на количественную характеристику атомов, пользовался
химической символикой и определял атомные веса элементов.
Атомистические взгляды Ломоносова и Дальтона затем развива-
лись и уточнялись. «Корпускулы» Ломоносова стали называться
Джон Дальтон (1766 — 1844).

молекулами, а «начала» — атомами. «Сложные атомы» Дальтона
стали называть молекулами. Атомы впоследствии оказались не-
делимыми лишь при химических реакциях; при особых же усло-
виях атомы, как и молекулы, оказались также делимыми.
Современной науке удалось доказать, что
атом, вопреки своему названию («неделимый»), имеет
сложное строение. Как оказалось, атомы всех веществ состоят
из положительно заряженного ядра и окружающих его отрицательно заря-
женных электронов. Количество положительных и отрицательных зарядов
атома всегда одинаково — атом в целом нейтрален. За последнее время науке
удалось проникнуть даже в самое ядро атома и его искусственно разрушить.
С этими работами связано получение так называемой «атомной энергии»
(более подробно о строении атомов мы остановимся в главе VIII).
В основе современных представлений о строении вещества ле-
жит учение о молекулах и атомах.
§ 3. Молекулы
Вещества состоят из молекул.
Молекула — это наименьшая частица вещества,
сохраняющая состав и химические свойства данного веще-
ства.
Между молекулами вещества существует
взаимное притяжение — сцепление. Межмо-
лекулярное сцепление у веществ различно: у твердых больше, у
жидких меньше, а у газообразных еще меньше.
Между молекулами вещества имеются
промежутки — межмолекулярные простран-
ства. От межмолекулярных пространств зависит объем веществ:
с увеличением межмолекулярного пространства увеличивается
и объем вещества.
Молекулы вещества находятся в непре-
рывном, самопроизвольном движении.
Перечисленные основные положения молекулярно-кинетиче-
ской теории позволяют объяснить целый ряд конкретных фактов.
При нагревании и охлаждении ртути в термометре количество
ртути не изменяется, объем же ее то увеличивается, то умень-
шается. С изменением давления объем газообразных веществ также
то увеличивается, то уменьшается (рис. 1).
Объем веществ может изменяться и в других случаях. Прильем,
например, в пробирку некоторый объем воды. Сверху в ту же про-
бирку очень осторожно прильем такой же объем чистого (безвод-
ного) спирта. Благодаря тому, что спирт легче воды, смешения
их не произойдет: можно заметить границу раздела этих двух жид-
костей и отметить их общий объем (рис. 2). Если же эту пробирку
мы плотно закроем и ее содержимое тщательно перемешаем, то
объем полученной смеси несколько уменьшится — произойдет сжа-
тие (рис. 2).

Все эти явления свидетельствуют о том, что вещества
действительно не сплошные, что между мо-
лекулами веществ имеются промежутки,
которые при соответствующих условиях могут то увеличиваться,
то уменьшаться.
О молекулярном составе веществ свидетельствуют также сле-
дующие факты. Если два куска свинца хорошо пришлифовать друг
к другу и сильно (только не до плавления) нагреть, то разъединить
их затем будет очень трудно: молекулы одного куска свинца про-
никнут между молекулами другого куска свинца, и между поверх-
Рис. 1. Изменение
объема газов с из-
менением давления.
Рис. 2. Уменьшение объе-
ма жидкости при смеши-
вании спирта и воды.
Рис?. 3. Диф-
фузия газов.
Рис. 4. Диффу-
зия медного ку-
пороса в воде.
ностными молекулами двух кусков свинца проявятся довольно
значительные силы сцепления.
Запах духов, нафталина, бензина, эфира и других пахучих
веществ мы довольно быстро ощущаем на значительном рас-
стоянии.
Если в цилиндры собрать разные газы: в один — бесцветный
газ (например, водород), а в другой — окрашенный (например, дву-
окись азота бурого цвета) и цилиндры соединить, то эти газы сами
перемешаются, произойдет явление диффузии (рис. 3).
Можно сделать и такой опыт. На дно цилиндра положить не-
сколько кусочков медного купороса или марганцовокислого ка-
лия. В этот же цилиндр осторожно налить воды. Цилиндр оста-
вить стоять спокойно (рис. 4). Через некоторое время можно за-
метить, что окраска раствора со дна цилиндра будет постепенно
распространяться вверх, и это будет продолжаться до тех пор, по-
ка в конце концов вся жидкость не станет одинаково окрашенной.
Перечисленные факты могут быть объяснены непрерывным са-
мопроизвольным движением молекул. Об этом же свидетельствует

и такой факт. Если взять спиртовой раствор желтого вещества, ко-
торое называется гуммигутом, и несколько капель этого раствора
прилить к воде, то получится жидкость, по внешнему виду напоми-
нающая молоко. В капле этой жидкости через микроскоп можно
наблюдать огромное количество маленьких частиц, которые под
самопроизвольным действием молекул спирта непрерывно дви-
Рис. 5. Броуновское движение.
гаются в самых различных направлениях (рис. 5). Это явление,
по имени открывшего его ученого Броуна, носит название броу-
новского движения.
Молекулярным строением веществ можно объяснить физиче-
ские явления.
При физических явлениях изменяется лишь состояние
веществ, состав же молекул веществ не изменяется, сохра-
няется.
§ 4. Атомы и химические элементы
Молекулы веществ состоят из атомов. Так, например, молекула
воды (Н2O) состоит из двух атомов водорода (Н) и одного атома
кислорода (О); молекула углекислого газа (СO2) состоит из одного
атома углерода (С) и двух атомов кислорода (О) и т. п.
Различных видов атомов столько, сколько существует химиче-
ских элементов1.
Химический элемент — это атомы одного
и того же вида. Атом — это мельчайшая частица хими-
ческого элемента.
1 За последнее время установлено, что атомы одного и того же хими-
ческого элемента также не вполне одинаковы —существуют так называемые
изотопы химических элементов, но об этом речь будет впереди (в главе VIII).

В настоящее время известно 102 химических элемента (табл. 1).
Т аблица 1
Список химических элементов
1. Азот
35. Кислород
69. Родий
2. Актиний
36. Кобальт
70. Ртуть
3. Алюминий
37. Кремний
71. Рубидий
4. Америций
38. Криптон
72. Рутений
5. Аргон
39. Ксенон
73. Самарий
6. Астатий
40. Кюрий
74. Свинец
7. Барий
41. Лантан
75. Селен
8. Бериллий
42. Литий
76. Сера
9. Берклий
43. Лютеций
77. Серебро
10. Бор
44. Магний
78. Скандий
11. Бром
45. Марганец
79. Стронций
12. Ванадий
46. Медь
80. Сурьма
13. Висмут
47. Менделеевий
81. Таллий
14. Водород
48. Молибден
82. Тантал
15. Вольфрам
49. Мышьяк
83. Теллур
16. Гадолиний
50. Натрий
84. Тербий
17. Галлий
51. Неодим
85. Технеций
18. Гафний
52. Неон
86. Титан
19. Гелий
53. Нептуний
87. Торий
20. Германий
54. Никель
88. Тулий
21. Гольмий
55. Ниобий
89. Углерод
22. Диспрозий
56. Нобелий
90. Уран
23. Европий
57. Олово
91. Фермий
24. Железо
58. Осмий
92. Фосфор
25. Золото
59. Палладий
93. Франций
26. Индий
60. Платина
94. Фтор
27. Иридий
61. Плутоний
95. Хлор
28. Иттербий
62. Полоний
96. Хром
29. Иттрий
63. Празеодим
97. Цезий
30. Йод
64. Прометий
98. Церий
31. Кадмий
65. Протактиний
99. Цинк
32. Калий
66. Радий
100. Цирконий
33. Калифорний
67. Радон
101. Эйнштейний
34. Кальций
68. Рений
102. Эрбий
В этой таблице жирным шрифтом выделены металлы.
Элементы встречаются на земле далеко не в одинаковых коли-
чествах (рис. 6). Больше всего на земле кислорода — только он.
один составляет около половины всей доступной нашему исследо-
ванию части земной оболочки, включая воду и воздух. Кислород
входит в состав минералов, которые образуют важнейшие горные
породы: гранит, глину, песок, известняки, песчаники, сланцы и др.
Второе место в природе занимает кремний — свыше четверти зем-

ной оболочки. Кремний также входит в состав гранита, глины,
песка, песчаников и многих других минералов и горных пород.
Довольно распространены также алюминий, железо, кальций,
натрий, калий, магний и водород. На долю же всех остальных эле-
ментов приходится всего лишь около 1,4%.
Рис. 6. Распространение элементов в наружной оболочке
Земли.
Некоторые элементы, такие, как нептуний, плутоний, амери-
ций, кюрий, берклий, калифорний, эйнштейний, фермий, менделе-
евий, нобелий, в природе не встречаются: они получены искусствен-
но из других элементов.
§ 5. Атомный вес и молекулярный вес
Молекулы и атомы очень малы. Непосредственно наблюдать их
даже с помощью самых сильных современных микроскопов не
удается. Однако косвенными, весьма сложными путями, которые
рассматриваются в высшей школе, науке все-таки удалось не толь-
ко доказать реальность молекул и атомов, но и определить их раз-
меры и даже абсолюЛый вес.
О размере молекул и атомов можно составить себе представле-
ние на основе следующих сравнений. Предположим, что мы захо-
тели сосчитать молекулы, заключающиеся в 1 мл (половина напер-
стка) воды, и отсчитывали бы в одну секунду 1 000 000 000 штук.
Нам пришлось бы тогда безостановочно считать в течение
3 000 000 лет.
Если бы мы решили пересчитать атомы всего лишь 2 г водорода,
то для этого населению всего земного шара (около двух миллиар-
дов человек) потребовалось бы около полутора миллиона лет.

Установлено, что атом кислорода весит
0,000 000 000 000 000 000 000 027 г, а атом водорода весит еще
меньше: 0,000 000 000 000 000 000 000 001 626 г.
Вес атомов и молекул настолько мал, что пользоваться им
крайне неудобно. Поэтому в количественных расчетах принято
пользоваться не абсолютными, а относительными весами. За еди-
ницу измерения веса атомов и молекул раньше принимали вес ато-
ма самого легкого вещества — водорода. Относительный же вес
других элементов выражали числами, большими единицы. Эти чис-
ла называли атомными весами.
Атомы других элементов тяжелее водорода: атом кислорода
в 16 раз, серы в 32 раза, меди в 64 раза и т. д. Поэтому считали
атомные веса кислорода 16, серы 32, меди 64 и т. д.
Исходя из того, что атомный вес водорода равен единице, выра-
жали и относительный вес молекул — определяли молекулярный
вес веществ. Молекулярный вес выражали суммой атомных весов,
составляющих молекулу элементов.
В последнее время за единицу атомных и молекулярных весов
принимают уже не водород , а кислород. Точные способы современ-
ного научного исследования показали, что атомный вес кислорода
при водородной единице равен не 16, а только 15,88. Но так как
Таблица 2
Химические знаки и атомные веса некоторых элементов
Химия,
знак
атомный
вес
Русское
название
Латинское
название
Произношение
латинского
названия
Произношение
химического знака
в формуле
Ag 108 Серебро Argentum Аргентум Аргентум
Al 27 Алюминий Aluminium Алюминиум Алюминий
Ва 137 Барий Barium Бариум Барий
Bi 209 Висмут Bismuthum Бисмутум Висмут
С 12 Углерод Carboneum Карбонеум Це
Ca 40 Кальций Calcium Кальциум Кальций
С1 35,5 Хлор Chlorum Хлорум Хлор
Си 64 Медь Cuprum Купрум Купрум
Fe 56 Железо Ferrum Феррум Феррум
Н 1 Водород Hydrogen i urn Хидрогениум Аш
Hg 200 Ртуть Hydrargyrum Хидраргирум Хидраргирум
к 39 Калий Kali urn Калиум Калий
Mg 24 Магний Magnesium Магнезиум Магний
Мп 55 Марганец Manganum Манганум Марганец
N Ч Азот Nitrogenium Нитрогениум Эн
Na 23 Натрий Natrium Натриум Натрий
О 16 Кислород Oxygen ium Оксигениум О
Р 31 Фосфор Phosphorus Фосфорус Пе
Pb 207 Свинец Plumbum Плюмбум Плюмбум
S 32 Сера Sulfur Сульфур Эс
Si 28 Кремний Silicium Силициум Силициум
Sn 119 Оловэ Stannum Станнум Станнум
Zn 65 Цинк Zincum Цинкум Цинк

кислород образует соединения почти со всеми элементами, то ре-
шили для кислорода сохранить атомный вес равным 16 и положить
это число в основу определения атомных весов других элементов.
Для выражения атомных весов принята особая единица: — часть
веса атома кислорода. Ее называют кислородной единицей.
Атомный вес — это вес атома данного элемента,
выраженный в кислородных единицах, а молекуляр-
ный вес — это вес молекулы данного вещества, выражен-
ный в тех же кислородных единицах.
При кислородной единице атомный вес водорода равен уже не
единице, а 1,008. Мы же для простоты в дальнейшем будем считать,
что атомный вес водорода равен единице.
В таблице 2 приведены современные химические знаки и атом-
ные веса некоторых химических элементов.
В химии все время приходится встречаться с понятиями: смесь
и чистое вещество, смесь и соединение, вещества простые и сложные,
химические реакции. Вспомним эти понятия и объясним их в свете
атомно-молекулярных представлений.
§ 6. Смеси и чистые вещества
Чтобы изучить какое-либо вещество, его обязательно нужно
иметь в чистом виде. Еще М. В. Ломоносов заметил: «В химических
действиях я намерен... нужные и в химических трудах употреби-
тельные вещества сперва со всяким старанием вычистить, чтобы
в них не было никакого постороннего примесу, от которого в дру-
гих действиях обман может быть...»
Только чистая вода имеет определенные свойства: кипит при
100° С и замерзает при 0° (при нормальном атмосферном давлении).
Если же в воде находятся еще другие растворенные вещества,
то она закипает при более высокой и замерзает при более низкой
температуре. Когда говорят, что удельный вес воды — единица,
то воду имеют в виду тоже совершенно чистую. Это относится и ко
всем другим веществам.
Определенную температуру кипения и плавления, удель-
ный вес и другие свойства имеет только химически
чистое вещество.
Понятие «чистое вещество» в обыденной жизни употребляется
довольно условно. Так, например, воду, если она прозрачна и не
содержит видимых примесей, нередко считают уже чистой. На са-
мом же деле, такая вода далеко не чистая. Под микроскопом в ней
можно обнаружить мельчайшие пылинки, бактерии и др. (рис. 7).
Если взять несколько капель прозрачной природной воды и на
кусочке стекла, жести или в фарфоровой чашечке (рис. 8) осторож-
но ее выпарить, то на стекле или жести останется серое пятно —

это те твердые вещества, которые находились в воде в раство-
ренном состоянии. Природная вода, хотя по виду и кажется чистой,
всегда содержит те или иные растворенные примеси. Растворен-
ные примеси в зависимости от их химических свойств делают при-
родную воду жесткой и немылкой или, наоборот, мягкой и мылкой.
Незаметные даже под микроскопом примеси природной воды на
Рис. 7. Природная вода
под микроскопом.
Рис. 8. Обнаружение примесей в природной
воде.
внутренних стенках чайников, чугунов, котлов образуют серова-
тый слой накипи.
Чистые вещества в природе встречаются очень редко. В боль-
шинстве случаев они бывают с самыми разнообразными примесями
других веществ — в виде смесей. Природная вода — не чистое
вещество, а смесь. Молоко также смесь (рис. 9).
Рис. 9. Молоко под микро-
скопом.
Рис. 10. Разделение смеси серы
и железа действием магнита.
Свойства отдельных веществ в смеси
сохраняются. На этом и основано разделение смесей —
очистка веществ.
Вещества очищают разными способами. Мелкий порошок дре-
весного угля от примеси песка очищают при помощи воды — от-
стаиванием, железо от серы — действием магнита

(рис. 10), мутную жидкость — фильтрованием (рис. 139),
жидкость (например, воду) от растворенных в ней веществ — пе-
регонкой (рис. 140).
Чаще всего для очистки вещества применяют не один, а не-
сколько способов. Так, например, чтобы очистить загрязненную
поваренную соль, ее сначала растворяют, потом фильтруют и, на-
конец, профильтрованный раствор выпаривают (см. практические
работы).
§ 7. Смеси и соединения
Одни и те же вещества могут образовать
и смесь и соединение.
Смесь серы и железа на первый взгляд кажется однородной:
частички серы и железа в ней почти незаметны. Однако через лупу
Рис. 11. Определение состава воздуха
А. Лавуазье.
Рис. 12. Горе-
ние водорода.
они хорошо заметны. В воде железо тонет, а сера почти вся
остается на поверхности. К магниту железо притягивается, а сера
остается. Свойства серы и железа в смеси
сохраняются.
В соединении серы с железом — в сернистом железе — сера
и железо не обнаруживаются. Через лупу они не видны. Вся спек-
шаяся масса в воде тонет. Магнит на эту однородную массу не дей-
ствует. Свойства серы и железав соединении
не сохраняются — соединение уже новое вещество,
с новыми свойствами.
Ввоздухе азот и кислород сохраняют
свои свойства. Кислород воздуха, как и чистый кислород,
поддерживает горение веществ; правда, горение в воздухе несколь-
ко слабее, чем в чистом кислороде: в воздухе горению веществ ме-
шает азот, который в свободном состоянии, как известно, горение

А. Лавуазье (1743—1794).
не поддерживает. Если бы в
воздухе не было свободного
кислорода, то жизнь живот-
ных организмов стала бы
невозможной. Азот и кис-
лород воздуха сравнительно
легко можно разделить. Для
этого воздух сжижают; затем,
при повышении температуры,
из жидкого воздуха сначала
(при — 196°С) выделяется
азот и только после этого
(при —183°С) выделяется кис-
лород. При смешении 4-х объе-
мов азота и 1 обьема кислоро-
да получается газ со свойст-
вами воздуха. Все это убежда-
ет нас в том, что воздух не со-
единение, а смесь газов—глав-
ным образом азота и кисло-
рода.
Состав воздуха впервые
доказал выдающийся фран-
цузский ученый А. Лавуазье. Он в специальном приборе (рис. 11)
провел следующий опыт. В стеклянную реторту а он положил немного
ртути, выходное отверстие реторты подвел под стеклянный коло-
кол б, опущенный в сосуд со ртутью в, и реторту нагревал
12 дней. По истечении этого срока Лавуазье обнаружил, что
в реторте образовался красный порошок окиси ртути, а ртуть под
колоколом поднялась примерно на 1/б часть его объема. Образо-
вавшуюся окись ртути он прокалил и снова получил ртуть и кис-
лород, причем кислорода получил столько, сколько убыло возду-
ха под колоколом. Оставшуюся под колоколом часть воздуха он
исследовал и убедился, что в этой части воздуха свеча гаснет и
мышь скоро погибает; эту часть воздуха он назвал азотом. Когда
Лавуазье затем опять смешал полученный кислород с полученным
азотом, то получилась смесь, ничем не отличающаяся по свойствам
от обыкновенного воздуха.
Если смешать 2 объема водорода и 1 объем кислорода, то полу-
чим так называемый гремучий газ. Этот газ при поджига-
нии взрывается. На образование воды расходуется тоже 2 объема
водорода и 1 объем кислорода. Но вода совсем не похожа на гре-
мучий газ. В воде свойства водорода и кисло-
рода не сохраняются. Водород и кислород — газы,
а вода — жидкость. Водород горит (рис. 12), и кислород поддер-
живает горение (рис. 13), а вода не горит и горение не поддержи-
вает. Вода уже не смесь, а соединение водорода с кислородом.
Таким образом, водород с кислородом могут образовать и смесь

и соединение. Гремучий газ — смесь, а вода — соедине-
ние водорода и кислорода.
Все рассмотренные факты убеждают нас в том, что в смеси
свойства веществ сохраняются, в соедине-
нии же свойства первоначально взятых ве-
ществ не сохраняются.
а
б
в
Рис. 13. Горение в кислороде: а — железа, б —угля, в —серы.
В смеси молекулы взятых веществ сохраняются, а в со-
единении из них получаются молекулы новых веществ.
§ 8. Химические реакции
Состав молекул веществ может изме-
няться. Это можно наблюдать хотя бы на таких явлениях.
При нагревании в пробирке красного порошка окиси ртути
(рис. 14) получаются два новых вещества: блестящие капельки
ртути и бесцветный газ — кислород; молекулы окиси ртути разла-
гаются:
2HgO = 2Hg + O2.
При нагревании смеси серы с железом получается новое веще-
ство — сернистое железо:
Fe + S = FeS.
При нагревании в пробирке малахита (рис. 15) получаются
три новых вещества — окись меди, вода и углекислый газ:
Cu2CH2O5 = 2СиО + Н2O + СO2.
Все перечисленные явления — химические.
При химических явлениях состав молекул веществ
изменяется: получаются молекулы новых веществ.
Химические явления, или, иначе, химические реак-
ции, можно отличить от физических явлений по целому ряду

внешних признаков. Образование сернистого железа, как мы знаем,
сопровождается выделением большого количества теплоты, вся
масса при этом раскаляется докрасна При сливании растворов
ляписа и поваренной соли выпа-
дает густой белый осадок.
Взаимодействие азотной кисло-
ты с медью сопровождается вы-
делением хорошо заметного бу-
рого газа. При растирании
(в ступке) нашатыря с гашеной
известью появляется резкий за-
пах аммиака.
Выделение теплоты, выпаде-
Рис. 14. Разложение окиси
ртути.
Рис. 15. Разложение малахита.
ние осадка, выделение газа, изменение цвета и появление запаха —
характерные признаки химических реакций.
Атомы при химических реакциях сохра-
няются.
§ 9. Вещества простые и сложные.
О составе веществ можно судить на основе химических реакций.
Вода действием электрического тока разлагается, получаются во-
дород и кислород — вещества менее сложные, чем вода:
2Н2O = 2Н2 + O2.
С другой стороны, при раскаливании смеси серы с железом обра-
зуется сернистое железо — вещество более сложное, чем сера и
железо:
Fe + S = FeS.
Водород при горении (рис. 16) соединяется с кислородом воз-
духа, и образуется вода:
2Н2 + O2 = 2Н2O.
По составу различают вещества сложные и простые.

Вода (Н2O), сернистое железо (FeS), окись ртути (HgO), окись
меди (CuO) ит. п. — вещества сложные; молекулы этих веществ
состоят из атомов нескольких элементов.
Водород (Н2), кислород (O2), железо (Fe), ртуть (Hg), медь
(Си) ит. п. — вещества простые; молекулы этих веществ состоят
из атомов лишь одного элемента.
Молекулы простого вещества состоят из атомов одного
элемента, а молекулы сложного вещества — из атомов не-
скольких элементов.
Рис. 16. Образова-
ние воды при го-
рении водорода
на воздухе.
Рис. 17. Выделение водорода
из вэды натрием.
Определение состава веществ потребовало немало времени.
Воду, например, довольно долго считали веществом неразложимым,
простым. И только около 150 лет назад удалось установить,
что вода — сложное вещество.
Теперь воду разлагают электрическим током.
О составе воды можно судить и на основе других фактов.
Если небольшой кусочек натрия, взяв щипцами, опустить
в воду, то начнется бурная реакция (рис. 17):
2Н2O + 2Na = 2NaOH + Н2.
едкий натр
Выделяющийся водород подталкивает натрий, и он быстро
двигается по поверхности воды. От теплоты реакции натрий сплав-
ляется в шарик. Выделяющийся водород можно поджечь лучинкой
(этот опыт требует большой осторожности!). При этом образуется
щелочь — едкий натр NaOH.
Значительно удобнее и совершенно безопасно наблюдать взаимо-
действие воды с кальцием:
2Н2O + Ca = Ca(ОН)2 + Н2.
Возьмем мелкие стружки кальция, завернем их в кусочек кисеи
или металлической сетки и подведем полученный мешочек (как

показано на рис. 18) под цилиндр с водой. Через несколько секунд
цилиндр наполняется водородом. Вынем мешочек из воды, а ци-
линдр вверх дном поднесем к огню — водород воспламенится. Раз-
вяжем мешочек. В нем уже окажется не кальций, а известь — тоже
щелочь — Ca(ОН) 2, часть которой растворилась в воде, а часть
нет — отчего вода в ванне стала мутной.
Взаимодействует с водой и раскаленное железо. Железо при
этом соединяется с кислородом и получается окись железа, а водо-
род выделяется в свободном
состоянии:
3Н2O + 2Fe = Fe2O3 +3Н2.
Описанные опыты разложе-
ния воды знакомят нас с со-
ставом не только воды, но и еще
некоторых веществ. Натрий, ка-
лий, кальций, железо — веще-
ства простые, а окись желе-
за Fe2O3 и щелочи NaOH,
Ca(ОН)2 — вещества сложные.
§ 10. Закон постоянства
состава
Для получения сернистого
железа берут строго определен-
ное количество веществ: серы
4 г и железа 7 г. Если взять
серы несколько больше, то она
не вся войдет в соединение —
часть ее выгорит. Если же взять
серы несколько меньше, то, на-
оборот, не все железо войдет в соединение — часть его останется
в свободном состоянии. Сера и железо соединяют-
ся в определенных количественных соотно-
шения х: на 4г серы 7 г железа, на 8 г серы 14 г железа, на 2 г
серы 3,5 г железа и т. п. На каждые четыре весовые части серы
вступает в соединение семь весовых частей железа — весовой со-
став сернистого железа выражается отношением 4 : 7.
При образовании воды водород и кислород взаимодействуют
тоже не в любых, а в строго определенных количественных отноше-
ниях. Эти количественные отношения впервые (в 1805 г.) установил
французский ученый Гей-Люссак (1778—1850). В особом закрытом
сосуде с прочными стенками Гей-Люссак взрывал смесь водорода
и кислорода и получал воду. Объемы взятых и оставшихся после
взрыва водорода и кислорода он точно измерял. Он брал самые раз-
личные объемы водорода и кислорода, но всякий раз замечал, что
на образование воды при взрыве расходовалось строго определен-
ное количество взятых газов: на каждые два объема
Рис. 18. Выделение водорода из воды
кальцием.

водорода расходовался только один объем
кислорода. На рисунке 19 изображен упрощенный прибор,
который дает представление об опыте Гей-Люссака.
При разложении воды электрическим током (рис. 20) водород
и кислород выделяются также в определенных количествах: водо-
рода в два раза больше по объему, чем кислорода.
Образование (синтез) воды из водорода и кислорода, а также
разложение (анализ) воды свидетельствуют о том, что для образо-
вания воды требуется водорода по объему в два раза больше, чем
кислорода.
Выразим состав воды в весовых количествах. Из-
вестно, что при нормальных условиях литр водорода весит 0,09 г,
Рис. 19. Синтез воды.
Рис. 20. Разложение воды электрическим
током.
а литр кислорода — 1,43 г. Предположим, что на образование
воды расходуется 2 л водорода и 1 л кислорода. Тогда весовой
состав воды выразится соотношением 0,18 : 1,43, или 1 : 7,94, в
круглых числах 1:8.
Следовательно, в воде на одну весовую часть
водорода приходится восемь весовых ча-
стей кислорода. Это и есть весовой состав воды.
Весовой состав чистой воды (1:8) независимо от того, каким
способом эта вода получена, всегда постоянный. Весовой состав
сернистого железа (4 : 7) также постоянный.

Мы рассмотрели только два соединения — сернистое железо
и воду. На это относится и ко всем другим соединениям.
Всякое чистое вещество независимо от способа его полу-
чения имеет неизменный постоянный состав.
Это один из основных законов химии — закон постоянства
состава.
Сущность закона постоянства состава в свете атомно-молеку-
лярного учения вполне понятна. Еще М. В. Ломоносов заметил:
«Каждая первоначальная частичка сложного тела (теперь молеку-
ла) заключает в себе начала (теперь атомы) в том же отношении,
как и все сложное тело».
В самом деле, все молекулы любого вещества по своему составу
одинаковы — состоят из одного и того же количества атомов каж-
дого элемента. Так как атомный вес каждого элемента постоянец,
то и весовой состав данного вещества в целом постоянен. Молекула
сернистого железа (FeS) состоит из одного атома железа и одного
атома серы. Так как атомный вес железа 56 и серы 32, то сернистое
железо и имеет весовой состав 56 : 32, или 7 : 4. Молекула воды
(Н2О) состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода.
Атомный вес водорода — 1, а кислорода — 16; поэтому весовой
состав воды 2 : 16, или 1:8.
§ 11. Химические формулы
Атомы элементов обозначают химическими знаками (табл. 2),
а молекулы веществ — химическими формулами.
Химический знак имеет качественное и количественное значе-
ние; он выражает не только химический элемент, но и его атом-
ный вес.
Химическими формулами обозначают состав молекул как слож-
ных, так и простых веществ. Молекулы металлов — одноатомные,
их формулы: Си, Fe, Na, Ca и т. п. Молекулы некоторых простых
газов, например водорода, кислорода, азота, хлора, состоят из
двух атомов; их формулы: Н2, O2, N2, С12. Молекулы озона со-
стоят из трех атомов: 03.
Так как химический знак выражает не только название, но и
атомный вес элемента, то и состоящая из химических знаков х и-
мическая формула также выражает не
только качественный, но и.количествен-
ный состав молекул.
Химическая формула вещества выражает: а) его элемен-
тарный состав, б) количество атомов каждого элемента,
в) молекулярный вес вещества, г) весовые отношения
между элементами.
Так, например, формула сернистого железа FeS показывает,
что: а) молекула сернистого железа состоит из двух элементов —

железа и серы, б) в молекуле сернистого железа один атом
железа и один атом серы, в) молекулярный вес сернистого
железа 88 (56 + 32 = 88), г) в молекуле сернистого железа на
56 весовых частей железа приходится 32 весовые части серы, или
на 7 весовых частей железа 4 весовые части серы.
Формулу вещества находят на основе
исследования состава этого, вещества. Уста-
навливают, из каких элементов состоит данное вещество и каковы
весовые соотношения между этими элементами. Только после этого
находят количество атомов каждого элемента и выражают его со-
ответствующей формулой.
Например, анализом установлено, что исследуемое вещество
состоит из углерода и кислорода и что на три весовые части угле-
рода в этом веществе приходится восемь весовых частей кислорода.
Какова формула этого вещества?
В данном случае нам известны весовые отношения между эле-
ментами исследованного вещества. На этом основании мы можем
найти отношения между числами атомов в данном веществе. Для
этого весовые количества элементов разделим на атомные веса
этих элементов:
1:1=0,25:0,50.
Таким путем мы определим, что числа атомов углерода и
кислорода в искомом соединении относятся между собой, как
0,25 : 0,50. Так как атомы не могут быть дробными, то это отно-
шение выражаем целыми числами — получим 1 : 2. Таким образом,
мы найдем, что в этом веществе на один атом углерода прихо-
дятся два атома кислорода. Следовательно, формула данного
вещества СO2.
Подобным образом можно найти формулы и других веществ.
§ 12. Валентность. Составление формул
Количество атомов одного и того же элемента в молекулах раз-
личных веществ бывает неодинаково. Например, в молекулах хло-
ристого водорода HCl, воды Н2O, аммиака NH3, как видим, ко-
личество атомов водорода неодинаково. Количество атомов не
только водорода, но и других элементов в молекулах веществ бы-
вает самое разнообразное. Так, в следующих соединениях имеется
различное количество атомов кислорода: Na2O, CaO, SO2, Al2Os,
РаОб и т. п.
Химические формулы веществ составляются по валентности
элементов.
Валентность — это свойство атома данного
элемента удерживать или замещать при химических реак-
циях определенное количество атомов других элементов.

Валентность измеряется числом, за еди-
ницу которого условно принимается ва-
лентность водорода.
Всякий элемент, к атому которого может присоединиться толь-
ко один атом водорода, считается одновалентным элементом. На-
пример, в молекуле приведенного выше хлористого водорода (HCl)
с атомом хлора соединяется всего лишь один атом водорода; зна-
чит, хлор здесь одновалентен. По водороду определяют валент-
ность и других элементов. В приведенных выше соединениях
кислород удерживает два атома водорода (Н2O) — он двухвален-
тен, азот — три атома водорода (NH3) — он здесь трехвалентен,
углерод С — четыре атома водорода (CH)4 — он здесь четырех-
валентен. Самая высокая валентность у элементов равна восьми.
Хотя за единицу измерения валентности и принят водород, но
с водородом могут соединяться и взаимодействовать в реакциях
далеко не все элементы. Поэтому валентность элементов определяют
не только по отношению к водороду, но и по отношению к другим
элементам, валентность которых уже известна.
Чаще всего определяют валентность элементов по кислороду.
При этом исходят из того, что кислород двухвален-
тен. Так, например, в соединениях CaO, Na2O, СO2 нетрудно
определить, что кальций двухвалентен, натрий одновалентен и
углерод четырехвалентен.
Подобным образом определяют валентность данного элемента
и по отношению к другим элементам, валентность которых извест-
на. Так, например, мы знаем, что хлор одновалентен.
На этом основании можно определить валентность других, нахо-
дящихся в соединении с хлором, элементов. В соединениях КО,
CuCla, FeCl3, СС14 атомы калия, меди, железа и углерода удержи-
вают различное количество атомов одновалентного элемента хлора.
Совершенно ясно, что в этих соединениях калий одновалентен,
медь двухвалентна, железо трехвалентно и углерод четырех-
валентен.
Запоминать валентность всех элементов нет никакой необхо-
димости. Пока вполне достаточно знать лишь одновалентные эле-
менты: Н, Na, К, Ag, двухвалентный О (кислород) и трехвалент-
ный А1 (алюминий). Валентность других элементов в случае необ-
ходимости можно определить по формуле данного вещества: Для
этого только нужно знать правило валентности:
В молекуле сложного вещества общее количество единиц
валентности составляющих ее атомов (или групп их) всегда
одинаково.
В соединениях, где участвуют элементы с одинаковой валент-
ностью, количество атомов обоих элементов одинаково. Валент-
ность элементов для наглядности выразим римскими цифрами:
HCI CaO и т. п.

В соединениях же, где участвуют элементы с разной валент-
ностью, количества атомов этих элементов неодинаково:
Во всех формулах приведенных веществ произведение валент-
ности на число атомов (т. е. общее количество единиц валентности)
одного элемента равно произведению валентности на число атомов
(т. е. общему количеству единиц валентности) другого элемента.
Таким образом, общее количество единиц валент-
ности данного элемента и его валентность — это
понятия разные. Например, в соединении Р2Об фосфор пя-
тивалентен, общее же количество единиц валентности у него здесь
не пять, а десять (равно произведению валентности на число атомов).
Пользуясь правилом валентности, можно по данной формуле
сложного вещества и по известной валентности одного элемента
определить валентность другого элемента.
Предположим, что нам дана окись железа, формула которого
Ре2O3. Требуется определить, какова валентность железа в этом
соединении. Рассуждаем так.
В окиси железа Fe2O3 валентность кислорода нам известна.
Мы знаем, что кислород двухвалентен. Но валентность определя-
ется по отношению к одному атому элемента. Здесь же кислорода
не один, а три атома. Три же атома кислорода имеют всего шесть
единиц валентности. По правилу валентности и у второго элемен-
та железа всего должно быть тоже шесть единиц валентности. Эти
шесть единиц валентности приходится не на один, а на два атома
железа. На один же атом приходятся три единицы валентности.
Следовательно, железо в данном соединении трехвалентно.
Если известна валентность элементов, из которых образовалось
вещество, то можно самостоятельно составить формулу этого ве-
щества. Пусть, например, требуется составить формулу соединения
серы с кислородом, если известно, что сера в этом соединении ше-
стивалентна (S VI).
Нам известно, что в данном соединении сера шестива^ентна,
а кислород двухвалентен. Наибольшее количество единиц валент-
ности здесь у серы шесть. По правилу валентности и у второго
элемента (у кислорода) должно быть тоже шесть единиц валент-
ности. А так как кислород двухвалентен, то в этой формуле должно
быть три атома кислорода. Формула этого соединения S03.
§ 13. Закон сохранения веса веществ
В основе химических реакций лежит закон сохранения веса (или,
точнее, массы) веществ:
Вес веществ, вступающих в реакцию, всегда равен весу
веществ, полученных после реакции.

С точки зрения атомно-молекулярн ого учения закон сохране-
ния веса веществ можно объяснить так: при химических
реакциях атомы не разрушаются, а лишь
переходят из одних молекул в другие мо-
лекулы, поэтому вес веществ, полученных
после реакции, всегда равен весу веществ,
вступивших в реакцию.
Открытие этого важнейшего закона химии связано с наблюде-
ниями за изменением металлов.
Еще очень давно было известно, что металлы при накаливании
не сохраняются, а превращаются в окалину. В середине XVIII в.
думали, что всякий металл представляет собой соединение
с особым веществом, так называемым «флогистоном», и что при
накаливании это соединение разлагается — металл теряет фло-
гистон и превращается в окалину:
металл = флогистон + окалина.
Отсюда делали заключение, что вес металлов при прокаливании
должен уменьшаться. Но это было лишь теоретическое предполо-
жение. Опытным путем это предположение долгое время остава-
лось недоказанным.
Большую роль в разрешении этого вопроса сыграл Бойль
(1627—1691). К объяснению превращения металлов при накали-
вании Бойль подошел с количественной стороны. Путем точного
взвешивания вопреки существовавшим в то время представлениям
он установил, что при накаливании металлов вес последних не
уменьшается, а, наоборот, увеличивается. Однако этот факт
Бойль объяснил неправильно. Он считал, что металл при накали-
вании увеличивается в весе потому, что к нему при этом присо-
единяется особое огневое вещество, которое, по его представлению,
способно проходить даже через стекло запаянного сосуда.
Изменение металлов при прокаливании правильно объяснил
лишь М. В. Ломоносов. На основе многочисленных количествен-
ных опытов М. В. Ломоносов доказал ошибочность взглядов Бойля.
В своем дневнике он писал: «Деланы опыты в заплавленных накреп-
ко стеклянных сосудах, чтобы исследовать: прибавляет ли вес ме-
талла от чистого жару», и нашел, что «славного Роберта Бойля
мнение ложно, ибо без пропущения внешнего воздуха вес сож-
женного металла остается в одной мере».
Ломоносов доказал, что увеличение веса метал-
лов при их накаливании происходит за
счет воздуха. Конечно, определить, какая именно часть
воздуха участвует в этом процессе, он не мог, так как состав воз-
духа в то время еще не был известен. Сущность процесса накалива-
ния металлов, по Ломоносову, условно можно выразить так:
металл-}- воздух = окалина.

Еще в 1748 г. Ломоносов пришел к заключению, что: «Все пе-
ремены, в натуре (в природе. —И. Б.) случающиеся, такого суть
состояния, что сколько чего у одного тела отнимется, столько же
присовокупится к другому. Так, ежели где убудет несколько ма-
терии (вещества. — И. Б.), то умножится в другом месте».
Закон сохранения веса веществ относится ко всем веществам
природы — ко всей материи, из которой состоит вся окружающая
нас природа. Поэтому этот закон нередко называют законом сохра-
нения материи.
Закон сохранения материи показывает, что материя не может
возникнуть из ничего, точно так же как она не может превратить-
ся в ничто; что материя, вся природа существует вечно. Этот закон
показывает, насколько ложны утверждения религии о том, что
якобы мир создан «всемогущим богом из ничего и что бог снова
может превратить его в ничто».
Следует отметить, что М. В. Ломоносов в своих исследованиях
обратил внимание не только на сохранение веса веществ, но и на
сохранение количества движения веществ — энергии химических
процессов. Он особо подчеркивал; «Сей всеобщий естественный за-
кон природы простирается и в самые правила движения, ибо тело,
движущее своей силой другое, столько же оной у себя теряет,
сколько сообщает другому, которое от него движение получает».
Пользуясь законом сохранения веса веществ, можно составлять
химические уравнения.
§ 14. Уравнения химических реакций
Химические реакции выражают химиче-
скими уравнениями. Химическое уравнение состоит из двух частей,
соединенных знаком равенства. В левой части находятся формулы
веществ, вступающих в реакцию, а в правой — формулы веществ,
полученных после реакции.
Химическое уравнение выражает не
только качественную, но и количествен-
ную сторону реакции. Возьмем, например, уравнение
реакции получения сернистого железа:
Fe + S = FeS.
Это уравнение показывает не только то, что сернистое железо
получается при взаимодействии железа с серой, но и то, что в этой
реакции каждый атом железа (56 весовых частей) соединяется с од-
ним атомом серы (32 весовые части) и при этом получается одна мо-
лекула сернистого железа (88 весовых частей).
Уравнение химической реакции составляется на основе закона
сохранения веса веществ: атомы при химических реакциях не раз-
рушаются, поэтому количество атомов веществ,
вступающих в реакцию и получившихся
после реакции, всегда равно.

Уравнение химической реакции состав-
ляют в определенной последовательности.
Составим, например, уравнение реакции разложения окиси ртути.
Мы знаем, что при разложении окиси ртути получается два ве-
щества: ртуть и кислород. Знаем также, что молекула ртути (как
и всех других металлов) состоит из одного атома, а мфлекула ки-
слорода — из двух атомов. Поэтому мы пишем:
HgO-Hg + O2.
Пока количество атомов в обеих частях не уравнено, это еще
не уравнение. Поэтому между левой и правой частями мы пока
ставим не знак равенства, а только черточку.
Проверим количество атомов. Количество атомов ртути до и
после реакции одинаково. Кислорода же в правой части данного
уравнения два атома, а в левой — только один. Чтобы количество
атомов кислорода было в обеих частях уравнения тоже одина-
ково, нужно удвоить формулу окиси ртути — перед формулой
окиси ртути поставим коэффициент два:
2HgO-Hg + O2.
Проверим дальше. Коэффициент перед формулой окиси ртути
относится не только к кислороду, но и к ртути. Значит, в левой
части два атома ртути, а в правой же только один. Чтобы и коли-
чество атомов ртути в обеих частях было одинаково, поставим и
перед знаком ртути коэффициент два.
Теперь можно записать окончательно уравнение реакции так:
2HgO = 2Hg+O2.
Таким образом, чтобы составить уравнение
химической реакции, нужно сначала пра-
вильно записать формулы всех веществ и
только после этого проверять количество
атомов в левой и правой частях уравнения.
При составлении уравнений химических реакций формулы
веществ изменять нельзя, нужно лишь перед формулами расстав-
лять коэффициенты.
Уравнение реакции можно считать за-
конченным лишь тогда, когда количество
атомов всех веществ в обеих частях урав-
нения будет одинаково.
Уравнения химических реакций дают возможность более на-
глядно представить себе изменения в самом составе молекул реаги-
рующих веществ.
Выразим уравнениями еще некоторые химические реакции.
Горение водорода на воздухе с образованием воды:
2На + O2 =2Н2O.
водород кислород вода

Получение окалины (окиси) меди:
2Cu + O2 = 2CuО.
медь кислород окись меди
Разложение воды электрическим током:
2Н2O = 2Н2 + O2.
вода водород кислород
Разложение малахита (рис. 15):
Cu2CH2Об = 2CuО + Н2O + СO2.
малахит окись меди вода углекислый газ
Взаимодействие медного купороса с железом:
CuS04 + Fe = FeS04-f-Cu.
медный купорос железо железный медь
купорос
Взаимодействие кальция с водой:
2Н2O + Ca = Ca (ОН)2 + Н2.
вода кальций гашеная водород
известь
Записанные уравнения химических реакций помогают нам срав-
нительно легко объяснить сущность самих реакций: соедине-
ния, разложения и замещения.
Реакция, в результате которой из двух или нескольких
веществ получается одно новое вещество, называется р е-
акцией соединения.
Реакция, в результате которой из одного вещества по-
лучаются два или несколько новых веществ, называется
реакцией разложения.
Реакция, в результате которой атомы простого веще-
ства замещают атомы в молекулах сложного вещества,
называется реакцией замещения.
§ 15. Расчеты по формулам и уравнениям
По химическим формулам и уравнениям производят различные
количественные расчеты.
1. По формуле определяют содержание
каждого элемента в данном соединении.
Так, например, по формуле окиси железа Fe^jOs можно узнать,
сколько весовых частей железа и кислорода содержится в этом
соединении. Атомный вес железа 56, а здесь два атома железа;
значит, железа здесь 56 Х2 = 112 весовых частей. Атомный вес
кислорода 16, а здесь три атома кислорода; значит, кислорода
здесь 16 X 3 = 48 весовых частей.
При количественных расчетах нередко пользуются понятиями
грамм-атом и грамм-молекула.

Грамм-атом — это количество вещества (в грам-
мах) , численно равное его атомному весу. Грамм-мо-
леку л а — это количество вещества (в граммах), числен-
но равное его молекулярному весу.
Грамм-молекула Fe2O3 = 160 г (112 г + 48 г = 160 г).
Атомные и молекулярные веса выражают не только в граммах,
но и в килограммах, в тоннах и других величинах. Например,
вычисляют, сколько тонн железа содержится в 8 т руды состава
Fe2O3.
При этом рассуждают так. В 160 весовых частях этой руды со-
держится 112 весовых частей железа, а в 8 т руды содержится
железа во столько же раз меньше, во сколько 8 меньше 160. Отсюда
и находят, что в 8 т этой руды содержится железа 5,6 т.
160-112
x=112*18/160=5,6m.
8 — X
2. По формуле находят и процентное со-
держание элементов в данном соединении.
По той же формуле Fe2O3 нетрудно вычислить, сколько процен-
тов железа и кислорода в этом соединении. Молекулярный вес
Fe2O3 = 160; это 100%. Железа же в этом соединении 112 весо-
вых частей. Отсюда:
160-100
х = ioo^2=7()0/oe
112 —x
160
А кислорода: 100% — 70% = 30%.
3. По химическим уравнениям произво-
дят количественные расчеты.
Например, исходя из уравнения реакции получения сернистого
железа:
Fe + S=FeS,
можно решить следующие задачи:
1. Сколько нужно взять железа, чтобы получить 22 весовые
части сернистого железа?
2. Сколько потребуется серы для получения 176 весовых ча-
стей сернистого железа?
3. Для какого количества сернистого железа потребуется 28 ве-
совых частей железа?
4. Для какого количества сернистого железа потребуется
128 весовых частей серы?
Для решения подобных задач яужна правильная запись. Так,
например, для решения первой указанной нами задачи нужно:
а) записать уравнение реакции с указанием его количествен-
ного значения:
Fe + S = FeS,
56 в.ч. 32 в.ч. 88 в.ч.

б) составить пропорцию и произвести соответствующие вычис-
ления:
56 — 88
56-22 УА
; отсюда х= -»«-= 14 в. ч.
х — 22
§ 16. Основоположник химии М. В. Ломоносов
Превращения веществ использовались в практической жизни
еще в самой глубокой древности. Химия же как наука сформиро-
валась сравнительно недавно — всего каких-нибудь двести лет
назад. В ее создании исключительно важную роль сыграл гениаль-
ный сын великого русского народа Михаил Васильевич Ломоносов.
До Ломоносова химия характеризова-
лась главным образом искусством описы-
вать, разлагать и соединять вещества; науч-
ных химических понятий и законов тогда не было.
Ломоносов впервые определил химию как науку, которая «не
только описывает свойства веществ, а на основе положений и опы-
тов физических объясняет причину того, что с этими веще-
ствами при химических превращениях происходит». Он считал,
что химия должна строиться на вполне точных количественных дан-
ных — «на мере и весе». Химию он тесно связывал с другими точ-
ными науками: физикой, механикой, математикой. Исходя из того,
что «химия и физика так соединены между собой, что одна без дру-
гой в совершенстве быть не могут», М. В. Ломоносов создал особую
отрасль науки — физическую химию. В основу химии М. В. Ломо-
носов клал математику, заявляя: «Все изменения веществ проис-
ходят при помощи движения... движения же могут быть объяснены
только законами механики; кто хочет глубоко проникнуть в иссле-
дования химических истин, тот должен необходимо изучать ме-
ханику, а так как знание механики предполагает знание матема-
тики, то стремящийся к ближайшему изучению химии должен хо-
рошо знать математику». Ломоносов организовал первую в России
научную и первую в мире учебную химическую лабораторию.
Ломоносов сам изготовил целый ряд важнейших и наиболее по тому
времени точных лабораторных приборов и аппаратов. Проделал
свыше 3000 химических опытов. Исследовал физические свойства
веществ. Впервые сформулировал и положил в основу всех своих
научных исследований закон сохранения веса (массы) и движения
веществ. На основе закона сохранения - веса веществ установил,
что в процессах горения и окисления участвует не какая-то особая
«огненная материя», а воздух.
Ломоносов придавал очень большое значение теории, или, как
он ее называл, «философии» химии. Он считал, что «занимающиеся
только практикой — не истинные химики». Он ввел понятие «фи-
зическая химия», определил понятие «химически чистое вещество»
и «химический элемент»; обогатил химию названиями многих ве-

ществ — ввел в химию такие слова, как негашеная известь,
кислота, поташ, селитра, нашатырь, уксус, сулема, квасцы,
мышьяк, эфир и многие другие.
Ломоносов разработал целое учение о строении вещества. Уче-
ние о строении вещества применил к объяснению свойств и превра-
щению веществ. Создал кинетическую теорию газов, механическую
теорию теплоты и ряд других научных теорий. Исходя из учения
о строении вещества, впервые указал на постоянство весового со-
става сложных веществ.
Науку Ломоносов теснейшим образом связывал с практикой,
с промышленной разработкой естественных богатств и развитием
производительных сил страны. Он написал серьезный научный
труд: «Первые основания металлургии и рудных дел». Получал
цветные стекла. Построил стекольный завод и фабрику по произ-
водству мозаичных картин из цветных стекол.
Ломоносов был одновременно физиком, химиком, минералогом,
геологом, метеорологом, астрономом, географом, картографом,
поэтом, языковедом, историком, конструктором и изобретателем.
Во всех областях знания он прокладывал
новые пути, которые стали достоянием
науки только через много десятков лет.
Науку Ломоносов полностью ставил на службу своей горячо
любимой Родине. Все свои силы он прилагал к тому, чтобы «вы-
учились россияне, чтобы показали свое достоинство». Вся жизнь
этого великого ученого, выходца из народа, весьма поучительна.
Михаил Васильевич Ломоносов — сын крестьянина-рыбака.
Еще с раннего детства Ломоносову очень хотелось учиться. Но он, кресть-
янский сын, осуществить свое желание долгое время не мог, так как в то вре-
мя было специально предписано: «Помещиковых людей и крестьянских детей...
отрешить и впредь таковых в академию не принимать». Тогда Михаил, уже
девятнадцатилетний юноша уехал из дому в Москву и назвался «сыном хол-
могорского дворянина». Как* «дворянина» его приняли в Славяно-греко-латин-
скую академию. Учащиеся академии смеялись над Михаилом, говорили:
«Смотри, какой болван в двадцать лет пришел латыни учиться». Но Ломоносов
был очень настойчив. Не обращая внимания на насмешки товарищей, он упорно
учился и окончил Академию блестяще. Как один из самых лучших учеников
он был послан сначала в Петербургский университет, а потом для продолжения
образования за.границу. По возвращении из-за границы он работал в русской
Академии наук. Тридцати четырех лет он уже был профессором химии и ака-
демиком.
Ломоносов вел непримиримую борьбу с «приказными от науки», с цеховы-
ми учеными, замыкавшимися в глухом углу своих узких интересов, с за-
сильем иностранных ученых в нашей Академии наук. С гордостью за свой
народ Ломоносов заявлял: «Честь Российского народа требует, чтоб показать
способность и остроту его в науках и что наше отечество может пользоваться
собственными своими силами не только в военной храбрости и в других важ-
ных делах, но и в рассуждении высоких знаний».
О своей судьбе великого русского ученого в условиях засилья в Акаде-
мии иностранцев сам М. В. Ломоносов в конце жизни заявил: «Что ж до
меня надлежит, то я к сему себя посвятил, чтобы до гроба моего с неприя-
тельми наук российских бороться...».
Умер Ломоносов в 1765 г.

Судьба Ломоносова характерна для судьбы многих русских
ученых: в мрачных условиях царского самодержавия русские та-
ланты не находили поддержки. Прогрессивная же часть челове-
чества никогда не забудет величайших заслуг нашего гениаль-
ного соотечественника М. В. Ломоносова. С полным основанием
другой наш выдающийся соотечественник Белинский заметил: «На
берегах Ледовитого моря, подобно северному сиянию, блеснул
Ломоносов — ослепительно и прекрасно было это явление. Оно
доказало собою, что... русский способен ко всему великому и пре-
красному».
ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОВТОРЕНИЯ
1. Какое вещество мы называем химически чистым? Приведите примеры.
2. Можно ли природную воду считать химически чистой?
3. Что такое «смесь»?
4. Приведите примеры наиболее известных смесей.
5. Как в смесях обнаруживают отдельные вещества?
6. Какими способами вещества выделяют из смесей?
7. Как получить смесь и соединение серы с железом?
8. Приведите примеры наиболее известных соединений.
9. По каким признакам можно отличить смесь серы с железом от сер-
нистого железа?
10. Какая разница между веществами сложными и простыми?
11. Перечислите известные .вам сложные и простые вещества.
12. Какие факты свидетельствуют о том^ что вещества не сплошные, а со-
стоят из мельчайших частиц — молекул^
13. Какие факты свидетельствуют о том, что молекулы веществ нахо-
дятся в непрерывном движении?
14. Объясните переход вещества из одного состояния в другое на основе
молекулярных представлений.
15. Какая разница между молекулой и атомом?
16. Что вам известно о величине и весе молекул и атомов?
17. Какая разница между весом атома и атомным весом?
18. Что такое молекулярный вес? Приведите примеры.
19. Что вам известно о взглядах М. В. Ломоносова на строение вещества?
20. В чем сущность атомно-молекулярного учения?
21. Определите с точки зрения атомно-молекулярного учения следую-
щие понятия: смесь и соединение, вещество простое и сложное, химический
элемент.
22. Назовите наиболее распространенные в природе элементы.
23. Запишите известные вам химические знаки элементов, назовите их
и объясните, что они выражают.
24. Объясните, что выражают формулы FeS, CuO, CuS04.
25. Как формулируется закон постоянства состава? Объясните его на
конкретных примерах с точки зрения атомно-молекулярного учения.
26. Что такое валентность и как она измеряется?
27. Назовите элементы: одновалентные, двухвалентные и трехвалентные.
28. Определите валентность меди в соединениях: CuO и Си2O.
29. Как на основе валентности составляется формула вещества?
30. Составьте и объясните формулы соединений: калия с кислородом,
водорода с хлором, алюминия с кислородом.
31. Что называется химической реакцией?
32. Какие наиболее характерные признаки химических реакций вы знаете?
33. Какие типы химических реакций вы знаете? Приведите примеры.
34. Что выражает уравнение химической реакции? Приведите пример.
35. Как формулируется закон сохранения веса веществ?
36. Запишите уравнения известных вам химических реакций.
37. Что такое грамм-атом и грамм-молекула?

38. Вычислите весовой состав элементов в соединениях: А12O3, ZnS.
39. Решите задачи:
а) Сколько серы и железа нужно взять для получения 10 г FeS?
б) Сколько ртути и кислорода получится при нагревании 3 г HgO?
ГЛАВА II
КЛАССИФИКАЦИЯ ВЕЩЕСТВ
Каждое вещество имеет свои особенности, свои свойства. Од-
нако при всем разнообразии у веществ есть и некоторые сходные,
общие свойства. По этим общим свойствам вещества объ-
единяют в группы или классы, классифицируют их.
Классификация вскрывает взаимную связь, родство между ве-
ществами и в то же время значительно облегчает изучение всего
многообразия окружающих нас веществ. На основе общей харак-
теристики класса можно говорить о свойствах очень многих кон-
кретных веществ данного класса.
§ 1. Металлы и металлоиды
По своим общим свойствам все простые вещества подразделяют
на две группы: металлы и металлоиды (неметаллы).
Простые вещества, которые обладают характерным металли-
ческим блеском, ковкостью, хорошей теплопроводностью и элект-
ропроводностью, относят к металлам. Те же простые вещества, ко-
торые не имеют перечисленных характерных металлических
свойств, относят к металлоидам.
В таблице 1 (стр. 10) перечислены химические элементы. По-
давляющее большинство элементов — металлы, их большинство.
Металлоидов же всего лишь около 20. К ним относятся: кислород,
водород, азот, сера, фосфор, хлор, бром, йод, углерод, кремний,
инертные газы и некоторые другие.
Подразделение веществ на металлы и металлоиды довольно ус-
ловно. Резкой грани между металлами и металлоидами провести
не представляется возможным. Есть такие металлы, у которых
проявляются и металлоидные свойства (на этом дальше, в главе
VII, мы специально остановимся).
Сложные же вещества подразделяются на четыре класса: окис-
лы, основания, кислоты и соли. С этими классами соединений вы
уже несколько знакомы. Вспомним их, а также остановимся на
связанных с ними реакциях окисления и восстановления.
§ 2. Окисление
Мы знаем, что простые вещества могут соединяться с кислоро-
дом, окисляться. Особенно легко окисляются металлы.
Натрий — блестящий металл: на воздухе быстро тускнеет, окис-
ляется и превращается в серый порошок. Чтобы предохранить нат-

рий от разрушающего действия кислорода воздуха, его держат под
керосином.
Кальций в присутствии кислорода воздуха также окисляется.
Его сохраняют в плотно закрытом сосуде. Стружки кальция горят
ярким пламенем и превращаются в белый порошок так называе-
мой жженой извести CaO:
2Са + O2 = 2CaO.
Магний также легко окисляется. Возьмем ленту магния и, держа
ее у одного конца щипцами, другой конец немного нагреем на спир-
товке. Вскоре лента загорится ослепительно ярким пламенем и
превратится в белый порошок жженой магнезии MgOs
2Mg + O2 = 2MgO.
В чистом кислороде горит даже железо. Образуется железная
окалина Fe304 (рис. 13):
3Fe + 2O2 = Fe304.
С кислородом могут взаимодействовать и металлоиды. Белый
фосфор, как мы знаем, на воздухе сам воспламеняется и образует
густой белый «дым». Красный фосфор при некотором нагревании
также загорается и образует такой же белый «дым» Р2Об:
4Р + 5O2 = 2Р2Об.
Сера при нагревании на воздухе загорается и горит едва за-
метным, а в кислороде очень хорошо видимым сине-фиолетовым
пламенем: образуется бесцветный с резким запахом сернистый
газ SO2 (рис. 13):
S + O2 = SO2.
На воздухе, а еще лучше в чистом кислороде, горит и уголь,
образуя углекислый газ СO2 (рис. 13):
С + O2 = СO2.
Следует иметь в виду, что окисляться могут не только простые,
но и сложные вещества. Образование уксусной кислоты из вина,
разложение растительных и животных организмов и целый ряд
других процессов с участием кислорода — это тоже окисление.
Окислением называются процессы взаимодействия
веществ с кислородом1.
Различают два вида окисления: быстрое — горение, и
медленное — ржавление, гниение, тление; к медленному оки-
слению относят и дыхание.
Процессы окисления имеют громадное практическое значение.
Некоторые из них, особенно ржавление и гниение, для нас весьма
нежелательны, и мы принимаем обычно все меры к тому, чтобы
1 Определение процесса окисления с точки зрения строения атома
см. стр 142.

предохранить от этого нужные нам вещества. Однако окислитель-
ные процессы играют весьма большую и положительную роль. До-
статочно указать, что именно процессы окисления лежат в основе
жизни организмов и в том числе человека, лежат в основе совре-
менной промышленности и сельского хозяйства.
Окислительные процессы, как и другие химические реакции,
в случае необходимости можно или ускорять, или замедлять. Из-
вестно, например, что гниения продуктов можно не допускать. За-
мораживание, консервирование и многие другие средства как раз
и сводятся к предупреждению процесса гниения — к созданию та-
ких условий, при которых этот процесс становится невозможным.
В нетающих льдах, в песках безводных пустынь, в изолированных
от подпочвенных вод и непрерывного доступа воздуха пещерах,
пирамидах, склепах, гробах и т. п. трупы организмов могут со-
храняться. В древности были даже специалисты по сохранению
трупов. Правда, люди, не знакомые с сущностью процесса окисле-
ния, сохранение трупов приписывали действию особой, божест-
венной силы, а сохранившиеся трупы считали священными, так
называемыми мощами, поклонялись им. Вся наивность этого
религиозного предрассудка теперь полностью установлена: со-
временной науке известны многие способы длительного искусст-
венного сохранения трупов.
§ 3. Окислы
Когда сгорают магний, кальций, водород, сера, уголь и другие
вещества, то получаются окислы: MgO, CaO, Н2O, SO2, СO2.
Окислами называются сложные вещества, состоя-
щие из двух элементов, один из которых кислород.
Окислы могут получаться не только при непосредственном со-
единении простых веществ с кислородом, но и косвенным путем.
При разложении известняка CaCO3 получаются два окисла:
жженая, или негашеная, известь CaO и углекислый газ СO2:
CaCO3 = CaO+CO2.
Малахит (углекислая, медь) при нагревании (рис. 15) также
разлагается; при этом получаются три окисла: вода Н2O, углекис-
лый газ СO2 и окись меди CuO.
ОКИСЛЫ В обычных условиях бывают твердые: CaO, MgO, CuO,
Fe304, Р2O6и др.; жидкие: Н2O; газообразные: СO2, SO2 и др.
Некоторые окислы довольно широко распространены и имеют
большое практическое значение. Окись кальция (негашеная из-
весть), в обиходе под названием известка, с водой и песком
применяется в строительном деле. Окись железа — главная руда,
из которой в промышленности получают железо. Окись железа
состава Fe2O3, под названием мумии, применяется в качестве
красной краски. Сернистый газ SO2 является почти единственным
веществом для получения серной кислоты, а серная кислота —
основа всей современной химической промышленности; исполь-

зуется сернистый газ также для беления шелка и соломы, для уни-
чтожения плесени, для окуривания животных, заболевших чесот-
кой, и для других целей. Углекислый газ СО2, как известно,
необходим для жизни растений. Но он имеет большое значение
и в промышленности — в производстве многих веществ, например
соды, сахара и др. Он используется также в виде «сухого
льда». Он применяется в огнетушителях, для получения газиро-
ванных вод и т. п. О практическом же значении такого окисла,
как вода, и говорить не приходится. Вода — основа жизни всей
окружающей нас природы.
§ 4. Окислительно-восстановительные реакции
Характерным свойством окислов является то, что при некото-
рых условиях они могут терять свой кислород. Окись ртути (крас-
ный порошок) при нагревании в пробирке (рис. 14) разлагается.
Выделяется кислород: тлеющая лучинка в пробирке воспламе-
няется, а на внутренних стенках пробирки появляются блестящие
капельки ртути:
2HgO = 2Hg + O2.
Ртуть при этом из окиси ртути восстанавливается.
Процесс, обратный реакции окисления, называется в ос-
становлением1.
Чаще всего окислы теряют свой кислород при взаимодействии
с другими веществами. Если в пробирку с нагретой окисью меди
(как показано на рис. 21) пропускать водород, то через некоторое
время в пробирке вместо черной окиси меди появится красная
медь, а кислород окиси меди соединится с водородом и образует
воду:
CuO + Н2 = Н2O + Си.
При нагревании окиси меди с порошком древесного угля
(рис. 21) в пробирке также выделяется свободная медь, а кислород
с углем образует углекислый газ:
2CuO + C = 2Cu + CO2.
Углекислый газ обнаруживают действием известковой воды,
которая в присутствии углекислого газа мутнеет.
В обоих этих случаях происходит не только восстановление
меди, но одновременно и окисление — в первом случае водорода,
а во втором случае углерода (угля). Здесь одновременно идут две
реакции — и восстановление, и окисление.
Реакции, при которых происходит одновременно и оки-
сление, и восстановление, называются окислительно-вос-
становительными .
1 Определение процесса восстановления с точки зрения строения атома
см. стр. 142.

В окислительно-ввсстановительных реакциях различают: окис-
литель и восстановитель.
Окислитель — это вещество, способное отдавать
кислород другим веществам, а восстановитель —
это вещество, способное отнимать кислород от других
веществ.
В приведенных выше реакциях окись меди — окислитель,
а водород и углерод -г восстановители.
Рис. 21. Восстановление меди из окиси меди: слева) водородом,
справа) углем.
В том случае, когда целью окислительно-восстановительйой
реакции является восстановление нужного нам вещества, мы на-
зываем реакцию восстановлением.
Реакция восстановления, как и реакция окисления, имеет гро-
мадное значение в природе и в хозяйственной жизни. Осо-
бенно большую роль реакция восстановления играет в добывании
металлов из руд. Так, например, получают железо из его природ-
ных окислов.
§ 5. Химические свойства окислов
Реакция восстановления знакомит нас с одним важнейшим хи-
мическим свойством окислов. Оказывается, окислы могут
окислять вещества, теряя кислород.
Другим весьма характерным химическим свойством окислов
является их отношение к воде.
Если взять кусочек жженой извести CaO, поместить его в та-
релку и понемногу обливать водой, то можно заметить небольшое
шипение и выделение теплоты — характерный признак химической
реакции (рис. 22). Окись кальция соединяется с водой, и получает-
ся новое вещество — гашеная известь Ca(ОН)а:
CaO+Н2O = Ca (ОН)2.
Реакция соединения окисла с водой называется гидра-
тацие й окисла, а полученное при этой реакции
вещество называется гидратом окисла.

Таким образом, при гидратации окиси кальция CaO получается
гидрат окиси кальция Ca(ОН)2.
Окись натрия Na2О взаимодействует даже с влагой воздуха,
а потому прямо на воздухе гидратируется:
Na2O + H2O = 2NaOH.
Окись магния MgO, хотя и не очень энергично, но также вза-
имодействует с водой — гидратируется:
MgO + H2O = Mg(OH)2.
Получившиеся во всех перечислен-
ных случаях гидраты окислов металлов
растворимы в воде; их можно обнару-
жить по действию на индикаторы, т. е.
вещества, которые в их присутствии из-
меняют свою окраску. В качестве инди-
каторов чаще всего применяют лакмус
или фенолфталеин. От присутствия гид-
ратов окислов кальция, натрия и маг-
ния фиолетовый раствор лакмуса си-
неет, а бесцветный раствор фенолфта-
леина становится малиновым.
Окислы металлоидов также могут
взаимодействовать с водой. Например, при гидратации сернисто-
го газа SO2 получается сернистая кислота:
SO2 + H2O = H2SО3.
При гидратации фосфорного ангидрида получается фосфор-
ная кислота:
РаО5 + Н2O = Н2Р2О6 = 2НРО3.
В присутствии гидратов этих окислов фиолетовый раствор лак-
муса не синеет, а краснеет, бесцветный же раствор фенолфталеина
остается без изменения.
Следовательно, при гидратации окислов металлов и окислов
металлоидов получаются разные гидраты.
Гидраты окислов металлов, от которых лакмус синеет,
а фенолфталеин становится малиновым, называют ще-
лочами. Гидраты же окислов металлоидов, от которых
лакмус краснеет, а фенолфталеин остается бесцветным,
относят к особому классу веществ — к классу кислот.
§ 6. Основания
При реакции гидратации окислов металлов, как мы видели, мо-
гут получаться щелочи, т. е. такие гидраты окислов металлов, от
которых лакмус синеет, а фенолфталеин становится малиновым.
Однако далеко не все гидраты окислов металлов получаются при
реакции гидратации и далеко не все они являются щелочами.
Рис. 22. Гашение извести.

Подавляющее большинство гидратов окислов металлов не полу-
чается взаимодействием окислов металлов с водой и к щелочам не
относится.
Несмотря на различные способы получения и на некоторое раз-
личие в свойствах, все гидраты окислов металлов относятся к од-
ному и тому же классу веществ — основаниям.
Основания бывают нерастворимые в воде и рас-
творимые в воде. Основания, растворимые в воде, назы-
ваются щелочами.
Щелочей очень немного. Важнейшие из них: едкий натр NaOH>
едкое кали КОН, едкая известь Ca(ОН)2, едкий барит Ва(ОН)2-
Все эти щелочи — вещества твердые, растворимые в воде. Ко-
жу, дерево, бумагу и многие другие вещества они разъедают, а по-
тому называются едкими щелоками.
С едкими щелочами нужно обращаться
очень осторожно. Растворы едких щелочей на ощупь мылкие.
Щелочи имеют большое практическое значение. Едкий натр —
один из важнейших продуктов современной химической промыш-
ленности. В продаже он известен под названием каустиче-
ская сода, или просто — каустик. Огромное количество
его употребляется в нефтяной промышленности для очистки неф-
тепродуктов. Применяется он также и в других отраслях промыш-
ленности: мыловаренной, бумажной, текстильной, при производ-
стве искусственного шелка и др. Едкое кали КОН применяется
главным образом в мыловаренной промышленности. Едкая известь
Ca(ОН)2, как мы уже указывали, под названием гашеная известь
широко используется в строительном деле.
Большинство оснований в воде не растворимо, но состав их
такой же, как и состав щелочей.
Молекула всех оснований состоит из металла и водного
остатка, или гидроксила (ОН).
Гидроксил (ОН) одновалентен. Отсюда нетрудно составить
формулу любого основания. Нужно только знать валентность ме-
талла и правило валентности. В тех же случаях, когда валентность
металла больше единицы, гидроксил заключается в скобки и тоже
берется соответствующее число раз:
il II I II I III I
NaOH, Ca (ОН)2, Cu(OH)2, Fe(OH)3.
Название — гидраты окислов металлов относится ко всем
основаниям, в том числе и к щелочам.
§ 7. Кислоты
При ознакомлении с химическими свойствами окислов мы уста-
новили, что окислы некоторых металлоидов с водой образуют ки-
слоты. Сернистый газ SOa с водой дает сернистую кислоту H2S03.

Фосфорный ангидрид Р2OБ с водой дает фосфорную кислоту НР03.
С водой могут взаимодействовать и другие окислы метал-
лоидов.
Серный ангидрид S03 при взаимодействии с водой дает сер-
ную кислоту H2S04:
S03+H2O = H2S04.
Таким образом, кислотам H2S03, НР03, Н2СС3, H2S04 соот-
ветствуют безводные окислы металлоидов: SO2, Р2O6, СO2 и S03.
Окислы металлоидов, которым соответствуют кислоты,
называют ангидридами кислот.
Слово ангидрид значит безводный.
Теперь нам становится понятным название, например, таких
окислов, как фосфорный ангидрид Р2O6, серный
ангидрид S03.
Углекислый газ СO2 и сернистый газ SO2 — это тоже ангидри-
ды: первый — угольной кислоты, а второй — сернистой.
Кислоты могут получаться соединением ангидрида кислоты
с водой. Однако следует иметь в виду, что не все ангидриды
непосредственно соединяются с водой и
дают кислоту. Так, например, чистый песок имеет состав
SiO2; это — ангидрид кремниевой кислоты H2Si03. Всем хорошо
известно, что песок с водой не соединяется. Кремниевая кислота
получается не гидратацией кремниевого ангидрида, а другим спо-
собом, с которым мы познакомимся в дальнейшем (в главе IX).
Следует также иметь в виду, что ангидриды имеют не все кис-
лоты, а только те, которые содержат кислород. Например, соля-
ная кислота HCl ангидрида не имеет. Эта кислота бескислородная.
Сероводородная кислота H2S также бескислородная. "Есть и еще
некоторые бескислородные кислоты.
Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.
В молекулах всех кислот (и кислородных и бескислородных)
обязательно содержится водород, который в формулах кислот за-
писывается на первом месте.
Для успешного изучения дальнейшего материала должны быть
хорошо известны следующие кислоты: серная H2S04, сернистая
H2S03, угольная Н2С03, азотная HN03, метафосфорная НР03,
ортофосфорная Н3Р04, соляная HCl, сероводородная H2S.
§ 8. Свойства кислот
Вспомним свойства некоторых важнейших кислот: серной,
азотной и соляной.
Серная кислота — тяжелая маслянистая жидкость,
без запаха, нелетуча; в воде растворима; раствор ее (очень разбав-
ленный) имеет кислый вкус и окрашивает лакмус в красный цвет.
Азотная кислота — «дымящая» жидкость с характер-
ным резким запахом; в воде растворима; раствор ее (также очень

разбавленный) имеет кислый вкус и окрашивает лакмус в красный
цвет.
Соляная кислота — тоже «дымящая» жидкость с очень
резким раздражающим запахом; в воде растворима; раствор ее
(разбавленный) также имеет кислый вкус и окрашивает лакмус
в красный цвет.
Не все кислоты — жидкости. Есть кислоты и твердые. Так,
например, борная кислота Н3В03, которую мы обычно применяем
для полоскания горла, — вещество твердое, мало растворимое в
воде. Фосфорные кислоты (метафосфорная НР03 и ортофосфорная
Н3Р04) в обычных условиях также вещества твердые, хорошо
растворимые в воде.
Таким образом, по физическому состоянию, по запаху и раство-
римости кислоты отличаются друг от друга.
Однако у перечисленных выше кислот есть и некоторые об-
щие свойства.
Все они кислые на вкус, окрашивают лакмус в красный
цвет и разрушающе действуют на органические вещества.
С концентрированными кислотами сле-
дует обращаться очень осторожно.
Наиболее характерным общим для всех кислот химическим
свойством является их отношение к металлам.
Это можно наблюдать на следующем опыте.
В пробирку осторожно опустим несколько кусочков цинка и
прильем сюда же немного разбавленной серной кислоты. Вскоре
заметим, что дно пробирки становится горячим и в жидкости появ-
ляются небольшие пузырьки. Это выделяется водород. Его можно
собрать, как показано на рисунке 143.
Если перевернутую с водородом пробирку поднести к спиртов-
ке, то произойдет характерный в этом случае для водорода хлопок.
Выделяющийся водород можно зажечь.
Когда выделение водорода из кислоты действием цинка заметно
уменьшится, возьмем несколько капель получившегося раствора
на кусочек жести или на стеклышко и осторожно выпарим. Мы об-
наружим твердое вещество, совсем непохожее на первоначально
взятые вещества.
Полученное вещество — соль.
Таким образом, цинк из серной кислоты выхесняет водород,
в результате получается соль:
H2S04 + Zn = ZnS04 + Н2.
Подействуем серной кислотой на другие металлы: Mg, А1 и др.
И эти металлы из серной кислоты также вытесняют водород ц об-
разуют соли:
H2S04 + Mg = MgS04 + H2,
3H2S04 + 2AL = A12 (S04)3+3H2.

Вытесняют водород из кислоты не все металлы одинаково: одни
лучше, а другие хуже. Известные нам металлы по их способности
вытеснять водород располагаются в следующий ряд:
Mg, Al, Zn, Fe, Pb, H, Cu, Hg, Ag.
Это — ряд активности металлов. В этом ряду все металлы, кото-
рые стоят до водорода, вытесняют из кислот водород; те же ме-
таллы, которые стоят после водорода, из кислот водород не вы-
тесняют. Лучше всего вытесняют водород те металлы, которые
стоят в самом начале. По мере же приближения металлов к водо-
роду их активность уменьшается. В приведенном нами ряду ак-
тивности металлов лучше всего водород из кислоты вытесняет
магний Mg, хуже всего свинец Pb.
С одним и тем же металлом не все кислоты взаимодействуют
одинаково.
Проделаем следующий опыт. В две пробирки положим по ку-
сочку цинка и прильем в одну пробирку раствор сернистой или
угольной кислоты, а в другую — раствор соляной кислоты. Реак-
ция в пробирках пойдет неодинаково: в пробирке, где был прилит
раствор угольной кислоты, реакция идет почти незаметно, а в
пробирке, где был прилит раствор соляной кислоты, реакция идет
хорошо.
Различают кислоты сильные: H2S04, HCl, HNOs и сла-
бые: Н2С03, H2S, НР03.
Теперь можно определить, какие вещества называются кисло-
тами.
Кислота — это сложное вещество, окрашивающее
лакмус в красный цвет и имеющее в своем составе водород,
способный замещаться металлом с образованием соли.
§9. Соли
При взаимодействии кислоты с металлом получается соль:
H2S04 + Zn =* ZnS04 + Н2.
На основании приведенной реакции, а также других подобных
этой реакций можно определить, что такое соль.
Соль — это продукт замещения водорода кислоты
металлом.
Солей очень много. Наиболее известны: поваренная соль, бер-
толетова соль, горькая соль, медный купорос, сода, поташ, ляпис,
мрамор, гяпс, селитра, железный купорос и многие другие- соли.
Горькая соль, медный купорос, сода и гипс в своих кристаллах
содержат так называемую кристаллизационную воду.
Формулы этих солей записывают так: горькая соль MgS04-7H20,
медный купорос — CuS04 • 5Н20, сода — Na2C03 • 10Н2О, гипс —
CaS04.2H20. Но так как кристаллизационная вода входит только
в состав кристаллов, а не самих молекул этих солей, то мы в даль-

нейшем для простоты формулы этих (как и других содержащих
кристаллизационную воду) солей будем записывать без кристал-
лизационной воды.
Соли применяются в сельском хозяйстве в качестве удобрений,
а также для борьбы с болезнями и вредителями сельскохозяйст-
венных растений. Из солей в промышленности получают металлы,
кислоты и другие нужные вещества. Соли используются в качестве
строительных материалов. Применяются они также в медицине,
в домашнем хозяйстве и т. д.
С важнейшими солями мы в дальнейшем ознакомимся более
обстоятельно. Теперь же остановимся лишь на общей характе-
ристике класса солей.
В состав молекул всех солей входят металл и кислот-
ный остаток.
Количество атомов металла в молекулах солей неодинаково:
в молекуле поваренной соли NaCl один атом натрия, а в молекуле
соды Na2C03 два атома натрия; в молекуле селитры KNOs один
атом калия, а в молекуле поташа К2С03 два атома калия.
Количество атомов металла в молекуле соли зависит от
валентности соединенного с ним кислотного остатка.
Валентность проявляют не только отдельные элементы, но и
целые группы элементов, которые, не разрушаясь, целиком пере-
ходят из одного вещества в другое. С одной такой группой — гид-
роксилом (ОН), как водным остатком, мы уже знакомы. Кис-
лотные остатки тоже не разрушаются и
целиком переходят в состав молекулы соли.
Мы знаем, что в гидроксиле (ОН) проявляется валентность не
отдельных составляющих его элементов — кислорода и водорода,
а группы в целом: гидроксил одновалентен. В ки-
слотном остатке также проявляется валентность не отдельных со-
ставляющих его элементов, а кислотного остатка в целом.
Валентность кислотного остатка зависит от основ-
ности кислоты. Основность кислоты опреде-
ляется количеством атомов водорода, которые могут быть
замещены металлом.
Кислоты соляная HCl, азотная HN03, метафосфорная НР08 —
одноосновные, серная H2S04 и угольная Н2С03 — двух-
основные, ортофосфорная Н3Р04 — трехосновная.
Кислотный остаток кислот: соляной, азотной и метафосфорной —
одновалентен, серной и угольной — двухвалентен, ортофосфор-
ной — трехвалентен.
Формула соли составляется на основе
валентности образующих ее металла и кислотного остатка.
Так, например, составим формулу соли, полученной взаимо-
действием двухвалентного металла магния и соляной кислоты.

Рассуждаем следующим образом. Мы знаем, что молекула соли
состоит из металла (Mg) и кислотного остатка соляной кислоты
(HCl). Магний двухвалентен, а кислотный остаток одноосновно?
соляной кислоты одновалентен. По правилу же валентности к о-
личество единиц валентности металла и
кислотного остатка должно быть одина-
ково. Значит, формула этой соли должна иметь один атом маг-
ния и два атома хлора. Формула этой соли MgCb.
В том случае, когда кислотный остаток состоит не из одного,
а из двух элементов и для составления формулы соли приходится
брать несколько кислотных остатков, то такие кислотные остатки
заключаются в скобки и с правой стороны внизу около скобок ста-
вится цифра, показывающая, сколько таких кислотных остаткор
входит в состав молекулы данной соли. Например: Cu(N03)2,
Са3(Р04)2, A12(S04)3 и т. п.
Существуют соли, в молекулах которых водород замещен ме-
таллом не полностью. Так, например, мы писали формулу
соды Na2C03. Это — формула соды, применяемой для стирки белья.
Есть еще другая сода, формула которой NaHC03. Эта сода уже
для стирки белья совсем не годится, она применяется в хлебопече-
нии и для человека безопасна, ее принимают внутрь.
Соли, в молекулах которых водород замещен металлом
полностью, называются средними, а соли, в молекулах
которых атомы водорода замещены неполностью, назы-
ваются кислыми.
В кислой соли оставшийся водород входит в состав кислотного
остатка. Валентность такого кислотного остатка определяется уже
не основностью кислоты, а количеством атомов водорода, заме-
щенных в кислоте металлом. Так, например, в соде NaHC03
кислотный остаток HCO3 одновалентен, потому что в двухоснов-
ной угольной кислоте Н2СO3 натрием замещен всего лишь один
атом водорода.
Названия солям даются не случайно. Помимо обыденных на-
званий отдельных солей (вроде: сода, поташ, ляпис, гипс и т. п.),
применяются названия, общие для всех солей. Соли бескис-
лородных кислот и соли кислородных кислот называют по-раз-
ному.
Названия солей.бескислородных кислот
образуются из названия металлоида, взятого в виде прилагатель-
ного, и из названия металла: NaCl — хлористый натрий, MgCl2 —
хлористый магний, CaS — сернистый кальций.
Для солей кислородных кислот названия об-
разуются из названия кислотного остатка и соответствующего
металла: Na2C03 — углекислый натрий, CuS04 — сернокислая
медь, CaCO3 — углекислый кальций, NaN03 — азотнокислый
натрий, Na2S03 — сернистокислый натрий.

Для кислых же солей перед упомянутыми выше названиями
прибавляют только слова кислая или кислый. Например,
NaHC03—кислый углекислый натрий, СаНР04 — кислый фос-
форнокислый кальций.
Помимо указанных названий, употребляются еще технические
названия солей. Соли серной кислоты — сульфаты, азотной —
нитраты, угольной — карбонаты, фэсфорной — фос-
фаты, кремниевой — силикаты: CaSCU — сульфат каль-
ция, KN03 —нитрат калия, Na2C05—карбонат натрия, Са3(Р04)2—
фосфат кальция, Na^iOg — силикат натрия.
ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОВТОРЕНИЯ
1. Какие вещества относят к металлам и какие — к металлоидам?
2. Перечислите известные вам металлы и металлоиды.
3. Пользуясь таблицей 1, укажите количество металлов и металлоидов.
4. Можно ли провести резкую грань между металлами и металлоидами?
5. В чем сущность процесса окисления?
6. Приведите примеры окислительных процессов.
7. Какое значение имеют процессы окисления?
8. Какие вещества называются окислами?
9. Назовите известные вам окислы и запишите формулы этих окислов.
10. Какие окисЛы имеют особо важное практическое значение?
11. В чем сущность процесса восстановления?
12. Приведите примеры восстановительных процессов и укажите их
практическое значение.
13. Что такое восстановитель и окислитель?
14. Объясните взаимодействие окиси меди.
15. Расскажите (с записью уравнения реакции) о гашении извести.
16. Объясните на конкретном примере, что такое: а) реакция гидрата-
ции и б) гидрат окиси.
17. Перечислите известные вам гидраты окислов.
18. На какие две группы подразделяются гидраты окислов?
19. Какие вы знаете индикаторы и как на них действуют щелочи и ки-
слоты?
20. Какие вещества относятся к классу оснований?
21. Как подразделяются основания?
22. Назовите важнейшие щелочи (запишите их формулы) и укажите
их наиболее характерные свойства.
23. На основе валентности составьте формулы: гидрата окиси кальция,
гидрата окиси серебра, гидрата окиси алюминия и др.
24. Какие окислы называются ангидридами?
25. Перечислите известные вам ангидриды и запишите их формулы.
26. Какие вещества называются кислотами?
27. Напишите формулы важнейших кислот.
28. Охарактеризуйте кислоты: серную, азотную и соляную.
29. Укажите общие свойства всех кислот.
30. Какие вещества называют солями?
31. Объясните, как можно получить соль (на конкретных примерах).
32. Дайте понятие о ряде активности металлов и объясните, как им
пользоваться при получении солей из кислот.
33. Назовите кислоты: кислородные и бескислородные, сильные и слабые.
34. Из каких частей состоит молекула любой, соли?
35. От чего зависит валентность кислотного остатка?
36. Составьте формулу соли, полученной взаимодействием металла алю-
миния и серной кислоты.
37. Какие соли называют средними и какие кислыми?
38. Назовите соли: КС1, CaClа, K2S04, Cu(N03)2, Na2C08, Al^SO^.

ГЛАВА III
ВОДА И РАСТВОРЫ
§ 1. Природная вода
Природная вода, как мы уже отмечали, не относится к чистым
веществам. Она содержит примеси. Одни из этих примесей мы ви-
дим простым глазом, а другие обнаруживаем только после выпари-
вания воды.
Что же это за примеси и откуда они появляются в природной
воде?
Природная вода находится в непрерывном движении. Из водо-
емов океанов, морей, озер и рек вода испаряется и попадает в атмо-
сферу. Отсюда в виде атмосферных осадков она возвращается на
землю. При своем падении на землю вода проходит через воздух,
растворяет находящиеся в нем газы, захватывает имеющуюся в
воздухе пыль, увлекает с собой громадное количество самых раз-
нообразных микроорганизмов и т. п. Впитываясь в землю, вода
растворяет еще целый ряд веществ. Почвенная вода попадает в ис-
точники и реки, которые при своем течении также обогащаются
растворимыми в воде веществами и механически увлеченными не-
растворимыми частицами. Из водных источников и рек вся масса
воды направляется опять в озера, моря, океаны, откуда она начала
свой путь. Так природная вода совершает не-
прерывный круговорот.
Природная вода в разных местах увлекает с собой многие ве-
щества, поэтому в ней находятся самые разнообразные примеси.
Вода многих источников жесткая. Такая вода плохо мы-
лится, плохо разваривает овощи и образует накипь в самоварах,
чайниках, котлах. В жесткой воде находятся растворенные веще-
ства, которые после кипячения и выделяются в виде накипи.
Минеральные воды представляют собой растворы различных
веществ: углекислого газа (Кисловодск), сероводорода (Мацеста,
Пятигорск), соединений железа (Железноводск) и т. д. С лечеб-
ными свойствами природных минеральных вод связаны религиоз-
ные суеверия о существовании так называемых «святых источни-
ков» и поклонений этим источникам.
В действительности эти водные источники содержат растворен-
ные вещества, которые используют для лечебных целей. Такие
источники называются минеральными, а вода этих источников
называется минеральной.
Природную воду очищают от нерастворимых примесей отстаи-
ванием и фильтрованием, а от растворимых — перегонкой.
§ 2. Взвеси и растворы
Природная вода нередко бывает мутная: нерастворимые при-
меси (глина и др.) находятся в ней во взвешенном состоянии или,
как говорят, в виде взвеси.

Взвешенные в природной воде твердые частички бывают разной
величины. Более крупные и наиболее тяжелые быстро осаждаются.
Менее -крупные удерживаются во взвешенном состоянии долго.
Во взвешенном состоянии в воде могут быть не только твердые,
но и жидкие вещества. Наглядным примером такой взвеси является
молоко. Через микроскоп видно (см. рис. 9), что молоко представ-
ляет собой жидкость, содержащую мельчайшие капельки* жира.
Эти капельки жира легче воды. Они постепенно поднимаются на
поверхность молока и образуют слой сливок.
Если взболтать две не растворяющиеся друг в друге жидкости,
то можно также получить взвешенные в жидкости мельчайшие ка-
пельки второй жидкости. Возьмем в пробирку слабый раствор буры
и прибавим к нему несколько капель растительного масла. При
сильном и длительном взбалтывании мы получим мутную, похо-
жую на молоко жидкость.
В зависимости от того, какие вещества — твердые или жид-
кие — находятся во взвешенном состоянии, взвеси подразделяют
на два вида: суспензии и эмульсии.
В суспензии находится во взвешенном состоянии твер-
дое вещество, а в эмульсии — жидкость.
И в суспензиях, и в эмульсиях взвешенные вещества мы можем
непосредственно видеть и довольно легко (например, фильтрова-
нием) отделить. Иначе дело обстоит с растворами.
В прозрачной природной воде, как мы знаем, содержится немало
растворенных веществ. Но эти вещества даже через самый сильный
микроскоп не обнаруживаются, не осаждаются и фильтром не удер-
живаются. Растворенное вещество находится в жидкости в очень
раздробленном состоянии.
Растворы отличаются от взвесей еще и тем, что они во всех
своих частях однородны. Во взвеси нижняя часть более мутная,
чем верхняя, — количество взвешенных частиц в нижней и верх-
ней частях неодинаково. В растворе же количество растворенного
вещества во всех частях одинаково.
Растворы в отличие от взвеси во всех своих частях
совершенно одинаковы: молекулы образующих их веществ
распределены между собой вполне равномерно.
Взвеси и растворы имеют большое практическое значение.
Взвешенные вещества в ряде случаев нам совершенно нежела-
тельны. Мы избавляемся от них фильтрованием жидкости. Так
например, для двигателей, особенно для двигателя самолетов, тре
буется, чтобы горючее (бензин, керосин) было совершенно чистое.
Это достигается с помощью специальных фильтров. Но многие
взвеси с успехом используются в домашнем хозяйстве (например,
молоко), в производстве (различные эмульсии) и др.
Особенно большое практическое значение имеют растворы.
Растворы очень важны в жизни природы. Известно, что рас-

тения могут усваивать из почвы только вещества, находящиеся
в растворе. Минеральные удобрения усваиваются растениями
также в растворенном состоянии. Пьем мы воду, содержащую
целый ряд растворенных веществ. Лекарства принимаем чаще всего
в растворе. В быту и на производстве, буквально на каждом шагу,
мы имеем дело с растворами.
Ознакомимся с растворами более обстоятельно.
§ 3. Растворы истинные и коллоидные
Различают растворы истинные и коллоидные.
В коллоидных растворах частицы растворенного вещества зна-
чительно крупнее, чем в истинных растворах. В истинных раство-
рах вещество раздроблено до молекул, а в некоторых случаях
(в растворах, проводящих электрический ток) даже еще мельче
(этого вопроса мы здесь разбирать не будем). Видеть эти частицы
Рис. 23. Ультрамикроскоп.
даже с помощью самых сильных микроскопов не представляется
возможным. В коллоидных же растворах частицы более крупные.
Правда, при рассматривании невооруженным глазом они тоже
невидимы. Но их можно обнаружить с помощью особого прибо-
ра — ультрамикроскопа (рис. 23).
Ультрамикроскоп устроен несколько иначе, чем обыкновенный
микроскоп. В нем жидкость освещается не снизу, а сбоку. Луч бо-
кового света, попадая на исследуемую жидкость, от частиц отра-
жается и становится видимым. Этот же луч от мельчайших частиц
истинного раствора совсем не отражается, в ультрамикроскопе он
невидим. По этому характерному признаку истинные растворы и
отличают от коллоидных растворов.
Коллоидный раствор можно сравнительно легко приготовить.
Взять крахмал, немного смочить его водой и тщательно растереть
в фарфоровой ступке. Полученный порошок опустить в пробирку

с водой, взболтать и профильтровать через плотный фильтр. Полу-
чится совершенно прозрачный раствор — частицы растворенного
вещества в нем невидимы. Действием же йода эти частицы можно
обнаружить: крахмал от йода синеет.
Для размельчения веществ в тончайший порошок в настоящее
время применяют особые машины, так называемые коллоид-
ные мельницы.
Коллоидные растворы получают не только механическим из-
мельчением вещества, но и целым рядом других способов. Такие,
например, вещества, как яичный белок, мыло, гуммиарабик (клей),
желатина и др., образуют коллоидные растворы при обыкновен-
ном растворении.
Многие коллоидные растворы получают при химических реак-
циях. Так, например, при взаимодействии хлорного железа с водой
(кипячением) получают коллоидный раствор гидрата окиси железа
Fe(OH)3:
FeCl3+3H2O^Q = Fe(0H)3 + ЗHCl.
Коллоидные растворы металлов получают также электриче-
ским распылением металла (рис. 24) .Для этого две проволоки
распыляемого металла опуска-
ют в воду. Наружные концы их
соединяют с источником элек-
трического тока. Погружен-
ные в воду концы проволоки
находятся друг от друга на та-
ком расстоянии, что между ни-
ми образуется электрическая
дуга. Часть металла при этом
испаряется, а затем при ох-
лаждении в воде превраща-
ется в мельчайшие коллоид-
ные частицы.
Между коллоидными и ис-
тинными растворами имеется и еще одно существенное различие.
Частицы истинного раствора совсем не осаждаются. Частицы
же коллоидных растворов хотя и через очень долгое время, а все-
таки осаждаются. А при нагревании или при прибавлении кислот,
солей или щелочей частицы многих коллоидных растворов очень
быстро укрупняются и выпадают в виде хлопьев.
Таким образом, коллоидные растворы представляют собой как
бы переход от взвесей к истинным растворам.
Раньше все вещества делили на две группы: коллоиды и кри-
сталлоиды (название «коллоид» происходит от греческого слова
«колла», что значит клей). Считали, что кристаллоиды —это осо-
бые вещества, способные кристаллизоваться и давать истинные
растворы, а что коллоиды не могут кристаллизоваться и давать
истинные растворы. Думали, что коллоиды и кристаллоиды — это
совсем разные вещества. Теперь же установлено, что одно и
Рис. 24. Получение коллоидного
раствора металла.

тоже вещество может давать растворы и
истинные и коллоидные. Так, например, поваренная
соль обычно образует истинный раствор. Однако при некоторых
условиях (если в качестве растворителя вместо воды взять, напри-
мер, бензол) поваренная соль образует коллоидный раствор.
В настоящее время правильнее говорить
не о коллоидах и кристаллоидах как осо-
бых веществах, а лишь о коллоидном и кри-
сталлоидном состоянии веществ.
С коллоидным состоянием веществ, с коллоидными растворами
нам приходится иметь дело буквально на каждом шагу. Производ-
ство клея, мыла, чернил, красок, лаков, каучука, искусственного
шелка и многие другие производства основаны на свойствах кол-
лоидных растворов. Кровь животных организмов — это тоже
коллоидный раствор.
§ 4. Растворители
В природной воде, как мы уже отмечали, находится немало
растворенных веществ. Вода является растворителем. В спирте,
бензине, эфире вещества также могут растворяться. Это тоже рас-
творители.
Вещество, в котором растворяются другие вещества,
называется растворителем, а вещество, которое
способно растворяться в данном растворителе, называется
растворимым веществом.
Вода — наиболее распространенный растворитель.
Совершенно нерастворимых в воде веществ не существует. Не-
которые вещества мы считаем нерастворимыми. Но это неправиль-
но. Так, например, гипс как будто в воде не растворим, но при
более внимательном исследовании оказывается, что и он в воде
тоже растворяется. Даже такое вещество, как мрамор, и то в воде
растворяется. В воде растворяются все вещества, только одни луч-
ше, а другие хуже. Те вещества, которые очень мало растворяются,
называются практически нерастворимыми.
В разных растворителях вещества растворяются по-разному.
Так, например, жир очень плохо растворяется в воде, но хорошо
растворяется в бензине или эфире. Йод — твердое вещество, очень
плохо растворяется в воде, но хорошо растворяется в спирте. Этим
свойством разных растворителей и пользуются в практической
жизни: бензином или эфиром выводят жирные пятна, извлекают
(экстрагируют) жир из семян; на спирте приготовляют «йодную
настойку» и т. п.
Кстати следует заметить, что используемый нами в качестве
индикатора фенолфталеин представляет собой раствор твердого
фенолфталеина не в воде, в которой он растворяется очень плохо,
а в винном спирте.

В воде могут растворяться не только твердые вещества, но и
жидкости. Так, например, спирт хорошо растворяется в воде, а
вода хорошо растворяется в спирте. В том случае, если вещества
растворяются друг в друге, растворителем считают то вещество,
какого в данном растворе больше. Известно, что спирт обычно
применяется не химически чистый, а с некоторым количеством
воды; здесь растворителем является спирт. Водка же, наоборот,
представляет собой раствор спирта в воде; здесь растворителем
является уже не спирт, а вода.
Растворяются в воде и газы.
В природной воде всегда нахо-
дятся растворенные газы. В этом
нетрудно убедиться. Если кол-
бу наполнить доверху водой и
заткнуть пробкой с газоотвод-
ной трубкой, как показано на
рисунке 25, то при очень слабом
нагревании колбы из воды по
трубке будут выделяться пу-
зырьки газов; эти газы можно
собрать в пробирку. Пузырьки
растворенных в воде газов мож-
но наблюдать и в том случае,
если графин с холодной водой
принести в теплую комнату.
При нагревании растворен-
ные в воде газы выделяются.
В холодной воде газов больше,
чем в теплой. В природной воде
воздуха растворено значитель-
но больше, чем в кипяченой.
Благодаря присутствию в при-
родной воде растворенного воз-
духа в ней могут жить рыбы. В кипяченой же воде, из которой
длительным кипячением воздух удален, рыбы жить не могут.
В нарзане содержится довольно значительное количество раство-
ренного углекислого газа. На способности газов растворяться
в воде основано производство газированных вод.
Вода как растворитель играет колоссальную роль в сельском
хозяйстве. Она растворяет находящиеся в почве соли и тем обус-
ловливает нормальное питание растений. Без воды как раствори-
теля жизнь растений совершенно невозможна.
Растворителями могут быть не только такие вещества, как вода,
спирт, бензин и т. п., но даже и металлы. Расплавленные металлы
хорошо растворяют другие металлы и металлоиды, например угле-
род. Ртуть хорошо растворяет большинство металлов и по-
этому часто применяется для их растворения. Растворы
металлов в ртути называются амальгам а-
Рис. 25. Выделение из воды раство-
ренных в ней газов.

ми. Ртуть, например, применяют для извлечения золота из руды;
из получившейся амальгамы ртуть удаляют нагреванием.
Затвердевшие растворы металлов или других веществ
в металлах называют сплавами.
В технике чаще всего применяют не чистые металлы, а самые
различные их сплавы. Чугун, сталь, бронза, латунь и др.—
все это сплавы, т. е. твердые растворы. (Более подробно
сплавы будут рассмотрены дальше—в главе X.)
Растворителями могут быть и газы. Так, например, в азоте
воздуха растворены кислород, углекислый газ, инертные и неко-
торые другие газы.
Таким образом, в зависимости от состояния (в обычных усло-
виях) растворителя и растворенных веществ различают растворы
трех видов: жидкие, твердые и газообразные.
Растворители (вода, спирт, эфир, ртуть и др.) лежат в основе
нашей производственной жизни. Достаточно сказать, что большин-
ство химических процессов происходит между растворами веществ.
§ 5. Растворимость веществ
Ознакомимся с растворением различных веществ. Возьмем в
четыре пробирки одинаковое количество (не больше 1/3 пробирки)
воды, имеющей комнатную температуру. В каждую пробирку опу-
стим примерно одно и то же количество различных веществ: в пер-
вую — селитры, во вторую — медного купороса, в третью — по-
варенной соли и в четвертую — растертого в порошок стекла. Хо-
рошо взболтаем. В первых трех пробирках вещества растворятся,
а в четвертой измельченное стекло не растворится.
Прибавим в первые три пробирки еще одинаковое количество
всех веществ. Жидкость опять взболтаем. В первой и во второй
пробирках вещества полностью растворятся, а в третьей — часть
вещества останется нерастворенной.
Постепенно прибавляя в первые две пробирки понемногу ве-
ществ, мы, наконец, заметим, что, несмотря на самое энергичное
встряхивание жидкости, и во второй, и в первой пробирках часть
вещества тоже останется нерастворенной. Наблюдаемые нами яв-
ления дают возможность сделать общее заключение.
Взятые нами вещества растворяются неодинаково. Лучше всего
растворяется селитра, хуже — медный купорос и еще хуже — по-
варенная соль. Стекло же почти не растворяется; его растворение
мы даже не замечаем. Но если жидкость из пробирки с порошко-
образным стеклом слить и на влажное, оставшееся в пробирке
стекло капнуть фенолфталеином, то мы заметим появление мали-
новой окраски. Это показывает, что в пробирке появилась щелочь.
А щелочь может появиться только как продукт растворения стекла,
так как в состав стекла входят соли кремниевой кислоты, кото-
рые в растворе дают щелочную реакцию.

В определенном количестве воды при данной температуре рас-
творяется не произвольное, а только определенное количество каж-
дого вещества. В зависимости от количества находящегося в рас-
творе вещества различают растворы насыщенные и ненасыщенные.
Раствор, в котором при данной температуре новые ко-
личества вещества уже не растворяются, называется н а-
сыще нны м. Раствор оке, в котором при данной тем-
пературе вещество еще может растворяться, называется
ненасыщенным.
Каждое вещество имеет свой определенный коэффициент рас-
творимости.
Максимальное количество вещества (для твердых или
жидких веществ в граммах, а для газов в миллилитрах),
которое при данной температуре в 100 г растворителя
образует насыщенный раствор, называется коэффи-
циентом растворимости или просто раство-
римостью этого вещества.
Растворимость твердых веществ самая разнообразная. Так,
например, в 100 г воды при 20° может раствориться следующее
количество веществ: сахара 200 г, поваренной соли 36 г, медного
купороса 21,5 г, бертолетовой соли 7 г, углекислого кальция
0,00013 г, йодистого серебра 0,00000095 г.
Некоторые жидкости, как например спирт и вода, могут рас-
творяться друг в друге в любых количественных соотношениях.
Большинство же жидкостей тоже имеет определенный предел рас-
творимости. Эфир, бензин, масло и многие другие, как и твердые
вещества, тоже образуют насыщенные растворы. Но есть и такие
жидкости, как вода и ртуть, которые друг в друге почти совсем не
растворяются.
Газы растворяются также неодинаково. Например, хлористый
водород растворяется в воде очень хорошо: при обыкновенной
температуре в 1 мл воды растворяется хлористого водорода около
500 мл. Кислород и азот растворяются в воде плохо: в 100 объемах
воды при обыкновенной температуре растворяется кислорода при-
мерно 4 объема, а азота всего лишь 1,7 объема. Водород раство-
ряется в воде еще хуже. Вот.почему кислород и водород при полу-
чении мы обычно собираем над водой. Совсем нерастворимых в
воде газов нет.
На растворимость газов влияет давление. Под давле-
нием растворимость газов увеличивается. Это свойство газов и
используют в приготовлении шипучих вод. В бутылки с этими
водами углекислый газ вводят под давлением.
При этом углекислого газа растворяется в воде значительно
больше его коэффициента растворимости при обычных условиях.
Когда же бутылки открывают и давление в них становится нормаль-
ным, излишнее количество растворенного в воде газа с шипением
выделяется из раствора.

§ 6. Зависимость растворимости от температуры
Растворимость вещества — величина непостоянная. Она зави-
сит от температуры раствора.
Если в пробирку с небольшим количеством воды постепенно
при постоянном взбалтывании прибавлять какое-либо вещество,
например селитру, то в конце концов мы получим насыщенный
раствор. Но этот раствор остается насыщенным только при обыч-
ной, комнатной температу-
ре. Стоит только этот рас-
твор немного нагреть, как
он станет ненасыщенным:
новые порции вещества про-
должают в нем растворять-
ся. Прибавляя в нагретый
раствор новые порции сели-
тры, мы снова получим ее
насыщенный раствор. Одна-
ко при дальнейшем нагре-
вании и этот раствор станет
ненасыщенным. Чтобы по-
лучить насыщенный раст-
вор, нам придется прибав-
лять еще новые порции ве-
щества.
Растворимость селитры
с повышением температуры
увеличивается. Это относит-
ся и к большинству других
твердых веществ.,
Растворимость веществ
при различных температу-
рах принято выражать гра-
фически, с помощью так на-
зываемых кривых раствори-
мости, как показано на ри-
сунке 26. Здесь на вертикальной линии отложены коэффициенты
растворимости, а на горизонтальной—температуры. Каждое деление
на вертикальной линии обозначает 10г вещества (в 100 г воды), а на
горизонтальной линии 10°.
По кривой растворимости мы можем определить растворимость
вещества при любой указанной на чертеже температуре.
Пусть, например, нам требуется определить растворимость бер-
толетовой соли при 80°. Для этого из той точки горизонтальной
линии, которая обозначает 80°, мысленно проводим под прямым
углом прямую линию до пересечения ее с кривой, показывающей
растворимость бертолетовой соли. Затем смотрим, какой точке
на вертикальной линии соответствует точка пересечения. Это
Рис. 26. Кривые растворимости.

число 40. Значит, в 100 г при 80° бертолетовой соли может раство-
риться 40 г.
Кривая растворимости показывает, что с повышением темпе-
ратуры растворимость твердых веществ увеличивается неодина-
ково: у одних (калийная
селитра, квасцы) очень
сильно, у других (берто-
летова соль> борная кис-
лота) сравнительно уме-
ренно и у третьих (пова-
ренная соль) совершенно
незначительно.
Следует иметь в виду,
что хотя растворимость
твердых веществ с повы-
шением температуры, как
правило, повышается, од-
нако есть и такие твердые
вещества» которые прояв-
ляют себя иначе. Напри-
мер, у извести (рис. 27)
с повышением температуры растворимость не увеличивается,
а, наоборот, уменьшается, а у гипса с повышением температуры
растворимость сначала увеличивается, а потом уменьшается.
Растворимость
газов с повышени-
ем температуры
не увеличивается,
как у твердых ве-
ществ, а, наоборот,
умен ьшается. За-
висимость растворимости
газов от температуры гра-
фически выражена на ри-
сунке 28.
§ 7. Кристаллизация
Растворимость
почти всех твер-
дых веществ с по-
вышением темпе-
ратуры увеличи-
вается, а с пониже-
нием температу-
ры уменьшается. На этом основано выделение рас-
творенного вещества из раствора. Если насыщенный раствор веще-
ства, например селитры, получить при температуре кипения,
а потом этот раствор постепенно охлаждать, то из раствора нач-
Рис. 27. Растворимость извести и гипса.
Рис. 28. Зависимость растворимости газов
от температуры.

нут выделяться кристаллы селитры. При быстром охлаждении
кристаллы получатся мелкие, при медленном — более крупные.
Процесс выпадения кристаллов из раствора при его
охлаждении называется кристаллизацией.
Выпавшие из раствора кристаллы каждого вещества имеют
свою совершенно определенную форму.
Явление кристаллизации имеет большое практическое значе-
ние. Например, при кристаллизации на заводе получают сахар-
ный песок. Кристаллизация используется также как один из спо-
собов очистки веществ. Для этого загрязненное вещество сначала
растворяют в горячей воде (или в других растворителях) и фильт-
руют. Потом насыщенный при кипении водный раствор постепенно
охлаждают. Из раствора выпадают кристаллы химически чистого
вещества.
§ 8. Процесс растворения
Что же происходит с веществом при его растворении? В чем
сущность процесса растворения? Процесс растворения объясняет-
ся молекулярным строением веществ.
Как мы уже знаем, все вещества состоят из непрерывно движу-
щихся молекул. Самопроизвольным, никогда не прекращающимся
движением молекул, обусловлены та-
кие явления, как диффузия, броу-
новское движение и др. Характером
движения молекул определяется и раз-
личное состояние веществ: твердое,
жидкое и газообразное.
Когда вещество попадает в воду, то
под влиянием непрерывно движущих-
ся молекул воды молекулы раствори-
мого вещества начинают значительно
легче отрываться. Свободные молеку-
лы пронизывают воду по всем направ-
лениям. Ударяясь о стенки сосуда,
они резко изменяют свое направление и снова возвращаются на
поверхность массы растворимого вещества (рис. 29).
Движение молекул происходит двусторонне: от массы раство-
римого вещества и обратно к этой же массе.
Процесс растворения можно ускорить различными способами;
размельчением растворимого вещества, непрерывным перемешива-
нием жидкости, нагреванием раствора и др. Все эти средства лишь
содействуют отрыву молекул от массы растворимого вещества
и значительно ускоряют движение свободных молекул.
Процесс растворения состоит в том, что
молекулы растворимого вещества сравни-
тельно равномерно распределяются между
молекулами растворителя.
Рис. 29. Процесс растворения.

§ 9. Тепловые явления при растворении
При растворении происходят и такие явления, которые мы мо-
жем непосредственно наблюдать.
Нальем в пробирку (не больше 1/8) воды, имеющей температу-
ру воздуха в комнате. Опустим в нее немного калийной селитры и
хорошо взболтаем. Обратим внимание на температуру раствора —
коснемся рукой дна пробирки. Жидкость в пробирке стала значи-
тельно холоднее.
Понижение температуры при растворении особенно заметно
при демонстрации следующего опыта. В стакан (примерно на
Рис. 30. Поглощение и выделение тепла
при растворении веществ.
Рис. 31. Обезвоживание медного
купороса.
наливают воды. В воду опускают термометр и замечают его пока-
зание. Дно стакана смачивают водой и ставят его на деревянную
подставку. В стакан насыпают азотнокислый аммоний. Раствор
все время тщательно помешивают стеклянной палочкой. Вскоре
термометр показывает большое понижение температуры. Раствор
охлаждается так сильно, что стакан даже примерзает к подставке
(рис. 30).
При растворении некоторых веществ происходит не охлажде-
ние, а, наоборот, разогревание раствора.
Возьмем в пробирку (не больше 7з) воды и прильем к ней не-
много концентрированной серной кислоты. Пробирку осторожно
встряхнем. Прикоснемся рукой ко дну пробирки. Дно пробирки
становится горячим.
Разогревание раствора наблюдают и на следующем весьма
наглядном опыте.
В стакан с водой опускают термометр и замечают его показа-
ние. В воду понемногу приливают концентрированную серную кис-
лоту. Раствор все время тщательно помешивают стеклянной палоч-
кой. Температура раствора быстро поднимается. Эфир в пробирке,
опущенной в раствор, даже закипает (рис. 30).
Таким образом, при растворении веществ про-
исходит иногда поглощение, а иногда, на-
оборот, выделение теплоты.

§ 10. Образование гидратов
Чем можно объяснить тепловые явления при растворении ве-
ществ?
Чтобы ответить на этот вопрос, проведем наблюдения за мед-
ным купоросом. В пробирке, как показано на рисунке 31, нагреем
несколько кристалликов медного купороса. На внутренних стен-
ках пробирки мы заметим капли выделяющейся воды.
Приподняв немного дно пробирки, чтобы вода стекала к холод-
ной части пробирки, продолжим нагревание. Кристаллы медного
купороса вскоре совсем разрушатся. Вся вода испарится. Вместо
синих кристалликов в пробирке образуется белый порошок.
Охладим пробирку. К белому порошку прильем немного воды.
Порошок снова посинеет, а дно пробирки станет горячим.
В другую пробирку возьмем несколько кристалликов медного
купороса. Прильем немного воды и тщательно встряхнем. Кри-
сталлы растворятся, а дно пробирки заметно охладится.
Значит, кристаллы медного купороса
растворяются с поглощением теплоты, а
обезвоженный порошок этой же соли рас-
творяется, наоборот, с выделением теп-
лоты.
Объясним этот факт.
Из наблюдения ясно, что кристаллики медного купороса в своем
составе содержат воду, которая при нагревании кристаллов легко
выделяется. Эта вода входит в состав не молекулы сернокислой
меди CuS04, а лишь ее кристаллов. Ее называют кристаллизацион-
ной водой.
Вещества, содержащие в своем составе кристаллизаци-
онную воду, называются кристаллогидратами.
Медный купорос — кристаллогидрат. Его формула не CuS04
(как мы в главе II § 9 уже отмечали), a CuS04 . 5Н20. Молекула
медного купороса содержит пять молекул кристаллизационной
воды. Формулу же CuS04 имеет лишь обезвоженный порошок этой
соли.
Кристаллогидраты образуют и другие вещества, например
гипс CaS04 • 2Н20, кристаллическая сода Na2C03 - 10Н2О, желез-
ный купорос FeS04 • 7Н20, глауберова соль Na2S04 . 10Н2О и др.
Выяснение состава медного купороса помогает нам понять и
самый процесс растворения медного купороса. Распад кристаллов
медного купороса — явление физическое. Растворение же обез-
воженного медного купороса — явление иного порядка. При этом
к молекулам CuS04 присоединяется кристаллизационная вода и
выделяется теплота. Выделение же теплоты, как мы знаем, есть
признак химического явления Растворение обезвоженного медного
купороса — явление химическое.
Растворение серной кислоты, как мы отмечали, сопровождается
выделением большого количества теплоты. Здесь также происхо-

дит не только механическое распределение молекул серной кислоты
между молекулами воды, но и химическое взаимодействие
между этими веществами. Здесь также образуются своеобразные
соединения серной кислоты с водой — гидраты H2S04 . Н20,
HaS04 . 2Н20 и др. Только эти гидраты находятся в жидком со-
стоянии. Гидратную теорию растворов впервые предложил и об-
стоятельно разработал наш великий русский химик Дмитрий
Иванович Менделеев.
Таким образом, мы приходим к следующему заключению, что
при растворении веществ в воде могут происходить явления и фи-
зические, и химические: растворение есть процесс
физико-химический.
§ 11. Природа раствора
Мы знаем, что вещества при взаимодействии между собой обра-
зуют либо смесь, либо соединение.
А что же собой представляют р.астворы —
смеси или соединения?
Для того чтобы решить этот вопрос, сравним растворы со сме-
сями и соединениями.
1. Образование смесей — явление физическое. Это механиче-
ское распределение молекул одного вещества между молекулами
другого вещества. В смеси молекулы веществ свои свойства сохра-
няют.
Образование соединений — явление химическое. Оно сопро-
вождается выделением, а в ряде случаев поглощением теплоты.
В соединении свойства образующих его веществ уже не сохра-
няются.
При растворении же веществ, как мы установили, могут проис-
ходить и физические, и химические явления. Молекулы раствори-
мого вещества при этом либо сохраняются без всякого изменения,
либо (как в случае растворения H2S04, Си504идр.) с молекулами
растворителя образуют своеобразное соединение — гидраты, в ко-
тором молекулы растворимого вещества и растворителя не изме-
няются, а только присоединяются друг к другу.
Растворение похоже на образование
смеси, и на образование соединений.
2. Смесь по составу неоднородна — не во всех своих частях
одинакова; образующие смесь вещества нетрудно обнаружить.
Соединение же совершенно однородно — свойство его во всех час-
тях одинаково.
Раствор тоже однороден. Но он все-таки отличается от соеди-
нения. В соединении свойства образующих его веществ уже не
сохраняются. В растворе же растворимое вещество и растворитель
все еще не теряют своей самостоятельности.
По составу растворы похожи и на смеси,
и на соединения.

3. Вещества смешиваются в любых, а соединяются в строго
определенных количественных отношениях (на основе закона по-
стоянства состава).
Растворяются же вещества по-разному. Некоторые вещества
(как, например, спирт и вода) растворяются в любых отношениях.
Большинство же веществ имеет предел — коэффициент раствори-
мости.
В этом отношении растворы тоже похо-
жи и на смеси и на соединения.
Таким образом, растворы строго нельзя отнести ни к смесям,
ни к соединениям. Они занимают промежуточное положение между
смесями и соединениями.
Растворы по своей природе представляют
как бы переходную ступень от смесей к со-
единениям.
§ 12. Концентрация раствора
Когда мы говорим, что при 80° растворимость бертолетовой соли
40, это значит, что при 80° в 100 г воды максимально может раство-
риться 40 г бертолетовой соли. Значит, растворимость
вещества определяет количественное соотношение между
растворимым веществом и растворителем. Но это количественное
соотношение характеризует только момент получения насы-
щенного раствора. Для определения же количественного
соотношения между растворимым веществом и растворителем, поль-
зуются более широким понятием: концентрация раствора.
Концентрацией раствора называется
количество вешрства, растворенное в определенном количе-
стве растворителя.
Растворимость также можно назвать концентрацией, но только
концентрацией насыщенного раствора.
Для приготовления растворов вещество берут либо по объему,
либо по весу. Когда говорят, что концентрация серной кислоты
1 : 5, это значит, что на каждые пять объемов воды в растворе бе-
рется один объем концентрированной серной кислоты. Когда го-
ворят, что концентрация раствора поваренной соли 1 : 10, это
значит, что на каждые десять весовых частей воды в растворе бе-
рется одна весовая часть поваренной соли.
Чаще же всего концентрацию растворов выражают в процен-
тах. Различают растворы 10-процентные, 20-процентные и т. д.
В 10-процентном растворе содержится растворенного вещества
10%; это значит, что в каждых 100 г данного раствора содержится
90 г воды и 10 г растворенного вещества.
Не следует смешивать понятий «насыщен-
ный раствор» и «концентрированный рас-

твор». Далеко не всякий насыщенный раствор является раствором
концентрированным и не всякий концентрированный раствор
является насыщенным. У вещества с малым коэффициентом раст-
воримости (например, у углекислого кальция CaCO3, растворимость
которого при обыкновенной температуре 0,00003 г) насыщенный
раствор имеет концентрацию совершенно незначительную. У ве-
щества же с большим коэффициентом растворимости (например,
у сахара, растворимость которого при обыкновенной температуре
200 г) и далеко не насыщенный раствор может быть очень кон-
центрированным.
ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОВТОРЕНИЯ
1. Какие примеси содержатся в природной воде?
2. Что такое взвесь?
3. Приведите примеры взвесей.
4. Что такое суспензия и эмульсия?
5. Приведите примеры суспензии и эмульсии.
6. Какая разница между взвесью и раствором?
7. Какое практическое значение имеют взвеси и растворы?
8. Приведите примеры растворов.
9. Какие растворы называются истинными и коллоидными?
10. Чем коллоидные растворы отличаются от истинных растворов?
11. Приведите примеры коллоидных растворов.
12. Какое практическое значение имеют коллоидные растворы?
13. Что такое растворитель?
14. Охарактеризуйте воду как растворитель.
15. Как обнаружить растворенные в воде газы?
16. Какие растворители вам известны помимо воды?
17. Что собой представляют амальгама »и сплав?
18. Назовите вещества хорошо растворимые, плохо растворимые и прак-
тически нерастворимые.
19. Чем различаются между собой растворы насыщенные и ненасы-
щенные?
20. Что такое коэффициент растворимости?
21. Укажите коэффициенты растворимости наиболее распространенных
веществ.
22. Какое влияние на растворимость газов оказывает давление?
23. Как с повышением температуры изменяется растворимость твердых
и газообразных веществ?
24. Что такое кривые растворимости и каково их практическое значе-
ние?
25. Пользуясь кривой растворимости (рис. 26), решите следующие за-
дачи:
а) Какова растворимость бертолетовой соли при 40°?
б) В 100 г воды при 65° растворили 25 г бертолетовой соли. Какой по-
лучится раствор — насыщенный или ненасыщенный?
в) Насыщенный при 80° раствор бертолетовой соли охладили до 50°.
Сколько граммов бертолетовой соли при этом выделится из 200 г раствора?
г) Насыщенный при 30° раствор бертолетовой соли нагрели до 80°.
Сколько граммов бертолетовой соли еще потребуется на 150 г воды, чтобы
при этой температуре раствор опять стал насыщенным?
26. При каких условиях происходит кристаллизация веществ и каково
практическое значение этого процесса?
27. В чем сущность процесса растворения с молекулярно-кинетической
точки зрения?

28. Назовите вещества, растворение которых в воде сопровождается
охлаждением раствора.
29. Назовите вещества, растворение которых в воде сопровождается
разогреванием раствора.
30. Объясните явления поглощения и выделения теплоты при растворе-
нии веществ.
31. Какие вещества называются кристаллогидратами? Приведите при-
меры.
32. Докажите, что раствор представляет собой как бы переход от сме-
сей к соединениям.
33. Что называется концентрацией раствора?
34. Какова концентрация раствора, полученного растворением 5 г по-
варенной соли в 45 г воды?
ГЛАВА IV
ХЛОР, БРОМ И ЙОД.
Приступим к изучению отдельных химических элементов.
Начнем с наиболее характерного металлоида — хлора.
§ 1. Хлор (ат. вес 35,5)
Хлор в свободном состоянии — газ желто-зеленого цвета. От-
сюда и его название «хлор» (греческое слово «хлорос» означает жел-
тый).
Хлор имеет резкий удушающий запах. Он раздражает слизи-
стые оболочки дыхательных путей, вызывает кашель и удушье.
При вдыхании его более значительного количества
появляется кровохарканье и может наступить смерть.
Хлор — газ тяжелый, примерно в 21/2 раза тя-
желее воздуха. Чистый хлор при повышенном дав-
лении довольно легко превращается в жидкость.
Для этого требуется давление всего лишь в
6—7 атмосфер.
Жидкий хлор хранят в специальных стальных
сосудах — «баллонах» (рис. 32). В баллоне хлор
находится под давлением своих паров, а при откры-
вании баллона на воздухе он почти моментально пере-
ходит в газообразное состояние. В баллонах хлор и
применялся для газовой атаки в первую мировую
войну. Хлор как тяжелый газ распространялся над
поверхностью земли в виде густого желтовато-зеле-
ного облака (рис. 33).
Важно также еще одно свойство хлора — он
сравнительно хорошо растворяется в воде. В 1 объеме воды раство-
ряется 2,5 объема хлора. На этом свойстве и была основана первая
защита от хлора — использование мокрых повязок. Повязки
пропитывались взаимодействующими с хлором веществами: со-
Рис. 32. Бал-
лон с хлором.

дой, гипосульфитом. Только
после этого были использо-
ваны уже сухие противогазы
(рис. 34).
Первый сухой противогаз
разработал наш русский уче-
ный Н. Д. Зелинский.
Николай Дмитриевич Зелин-
ский—выдающийся советский хи-
мик. Он изобрел универсальный
угольный противогаз. Впервые об-
ратил внимание на кожно-нарыв-
ное действие случайно получен-
ного им иприта. Открыл много
важнейших реакций, особенно в
области химической переработки
нефти. С его именем связаны соз-
дание современной теории органи-
ческого катализа, получение син-
тетического каучука, установле-
ние строения молекул простейших
белковых веществ и др.
Н. Д. Зелинский имеет свыше
500 научных работ. Он награжден
званием Героя Социалистического
Труда.
К. Д. Зелинский (1861 — 1953)
Рис. 33. Газовое облако.

§ 2. Отношение хлора к металлам
Хлор в химическом отношении — один из самых активных эле-
ментов. Однако следует иметь в виду, что совершенно су-
хой хлор химически недеятелен — с другими
веществами не взаимодействует. Хлор хранят в стальных баллонах
и в больших количествах в особых желез-
ных баках, перевозят только в отсутствии
влаги. При самом же незначительном ко-
личестве влаги хлор становится очень
активным — хорошо взаимодействует с
другими веществами, особенно с метал-
лами .
С металлами хлор соеди-
няется непосредственно.
Сурьма (порошок) в хлоре сама собой
загорается (рис. 35). Образуется пятихло-
ристая сурьма SbCl5 с некоторой при-
месью треххлористой сурьмы SbCl3—бе-
лого цвета.
Железо (порошок), предварительно
нагретое, в хлоре также загорается. Обра-
зуется хлорное железо FeCl3 бурого
цвета.
Если в тугоплавкой стеклянной труб-
ке нагревать металл натрий и через эту
трубку пропускать хлор (рис. 36), то нат-
рий тоже загорается и горит ослепитель-
но ярким желтым пламенем. Образуется
хлористый натрий NaCl:
2Na+ Cl2 = 2NaCl.
Рис. 34. Противогаз:
1 —маска, 2 — стекла (очки),
5— отросток для протирания
стекол, 4 — тройник, 5 —кла-
пан для выдыхания, 6—труб-
ка, 7 —коробка, 8 — разрез
коробки, 9 — решетки, разде-
ляющие слои поглощающих
веществ, 10 — клапан для
вдыхания (коробка снизу).
Рис. 35. Горение
сурьмы в хлоре.
Рис. 36. Горение натрия в хлоре.

Другие металлы также взаимодействуют с хлором — одни сами
загораются, а другие соединяются более спокойно. С хлором
могут непосредственно соединяться все
металлы.
При непосредственном соединении хлора с металлами получа-
ются соли: поваренная соль, хлорное железо и др. Вот почему
хлор в свободном состоянии в природе не встречается, а находится
главным образом в соединениях с металлами — в виде солей: NaCL
КС1, MgCl2 и др.
§ 3. Отношение хлора к металлоидам
С металлоидами хлор также активно взаимодействует. Только
г кислородом он непосредственно не соединяется. Правда, соеди-,
нения хлора с кислородом существуют, но все они получены не не-
посредственным соединением
хлора с кислородом, а косвен-
ным путем.
Из всех металлоидов луч-
ше всего хлор взаимодейст-
вует с водородом. Это можно
доказать, выполняя следую-
щий опыт.
В два равных по объему
Рис. 37. Горение водорода в хлоре.
Рис. 38. Горение
фосфора в хлоре.
цилиндра собрать газы — в один хлор, а в другой водород.
Отверстия цилиндров соединить и газы перемешать. На ци-
линдры с полученной смесью направить яркий солнечный свет или
свет горящего магния. Происходит сильный взрыв, подобный
взрыву гремучего газа. Хлор соединяется с водородом. Обра-
зуется хлористый водород HCl:
С12 + Н2 = 2HCl.
Можно сделать и иначе. Водород из прибора Киппа, пред-
варительно проверив на чистоту (рис. 144), зажечь; изогнутую

стеклянную трубку с горящим водородом опустить в цилиндр с
хлором (рис. 37). Горение водорода в хлоре продолжается. Обра-
зуется также хлористый водород. При этом из отверстия появ-
ляются клубы тумана, так как хлористый водород жадно погло-
щает из воздуха влагу и образует мелкие капельки соляной
кислоты. Соляную кислоту можно обнаружить так: прилить
в цилиндр немного воды и подействовать лакмусом — лакмус
краснеет.
Красный фосфор в хлоре сам загорается (рис. 38). Образуется
треххлористый фосфор РС13.
Таким образом, мы видим, что хлор—очень активный химиче-
ский элемент. Он довольно легко вступает в реакцию и непосред
ственно соединяется почти со всеми элементами.
Ознакомившись с горением веществ в хлоре, мы теперь должны
несколько расширить наше представление о процессе горения. До
сих пор мы горением считали быстрое соединение веществ с кис-
лородом (глава II, § 2). Теперь же нам ясно, что горение может
происходить и без кислорода.
Горением называют всякую реакцию между дан-
ным веществом и газом с выделением теплоты и света.
§ 4. Отношение хлора к водородсодержащим сложным
веществам
Хлор взаимодействует не только со свободным водородом, но
и с водородом, находящимся в соединениях.
Зажженная стеариновая свеча (рис. 39) в банке с хлором
продолжает гореть. При этом выделяется большое количество ко-
поти. Это явление объясняется следующими обстоя-
тельствами. Стеариновая свеча состоит из углерода,
водорода и кислорода. Хлор при горении свечи
соединяется с водородом. С другими же элемен-
тами — углеродом и кислородом — хлор непосредст-
венно не соединяется. Углерод с кислородом обра-
зует при этом углекислый газ. Излишнее же коли-
чество углерода выделяется в свободном состоянии
в виде копоти.
Бумажка, смоченная скипидаром, в хлоре сама
загорается и горит также с выделением большого
количества копоти; так как чистый скипидар состоит
из водорода и углерода, хлор соединяется с водоро-
дом, а углерод (уголь) выделяется в свободном
состоянии.
Хлор может отнимать водброд и от такого соединения, как вода.
Мы уже отмечали, что хлор в воде растворяется.
Однако хлор в воде не только растворяется.
Хлор разлагает воду — соединяется с водородом, а кислород вы-
Рис. 39. Го-
рение свечи
в хлоре.

деляется в свободном состоянии; кислород при этом выделяется
не в виде молекул (О2), а в виде отдельных атомов (О):
Н20 + С12 = 2HCl + 0.
Разложение воды хлором непосредственно наблюдают на таком
опыте.
Приготовляют раствор хлора в воде. Этот раствор (желтовато-
зеленоватого цвета) наливают в колбу. Колбу опускают в банку
с водой (рис. 40). Через несколько десятков дней, а при ярком
освещении значительно скорее раствор обесцвечивается и в кол-
бе собирается достаточное ко-
личество кислорода, который
можно обнаружить тлеющей
лучинкой.
О взаимодействии хлора с
водой можно судить и на осно-
вании свойств получившейся
при этом жидкости. Это уже не
обычная вода. Свойства ее
иные. Кусочек цветной ткани
в обычной воде совсем не из-
меняется. Тот же кусочек
цветной ткани в этой жидко-
сти обесцвечивается. Эта жид-
кость в отличие от обычной
воды называется хлорной
водой.
Свободный кислород, нахо-
дящийся в хлорной воде, обесцвечивает раствор индиго, чернила
ит. п. В момент выделения в виде отдельных атомов кислород
обладает очень сильной окислительной способностью.
Следует обратить внимание на то, что обесцвечивает
краски именно атомарный кислород, а не
хлор. Та же цветная ткань в сухом виде, опущенная в сухой
хлор, без наличия атомарного кислорода не обесцвечивается. На
рисунке 41 показано, как мокрая часть цветной ткани в банке с
хлором обесцвечивается, а сухая часть не обесцвечивается.
Хлорная вода довольно широко используется в практической
жизни как белящее средство.
§ 5. Хлористый водород
Мы уже отмечали, что при взаимодействии хлора с водородом
получается хлористый водород HCl. При растворении
хлористого водорода в воде получается соляная кислота.
Хлористый водород и соляная кислота — важнейшие соединения
хлора.
Рис 40. Взаимо-
действие хлора
с водой.
Рис. 41. Обес-
цвечивание тка-
ни хлором.

Хлористый водород, как мы знаем, может получаться при не-
посредственном соединении хлора с водородом. В лаборатории хло-
ристый водород получают также из природного соединения — по-
варенной соли.
Собирают прибор, как показано на рисунке 42. В пробирку а
насыпают немного поваренной соли и приливают серной кислоты
в таком количестве, чтобы она только смочила соль. Конец газо-
отводной трубки опускают в другую, совершенно сухую пробирку б.
Реакция начинается уже при обыкновенной температуре, но
идет довольно медленно: при этом выделяется хлористый водород
и образуется кислый сернокислый натрий NaHS04:
NaCl + HaS04 = NaHS04 + HC1.
При нагревании же эта реакция проходит быстрее и с образова-
нием уже не кислой, а средней соли — сернокислого натрия
Na>S04:
2NaCl + H2S04 = Na2S04 -f 2HC1.
Собирающийся в пробирке хлористый водород незаметен. Хло-
ристый водород — бесцветный газ. Он немного, примерно в I1/2
раза, тяжелее воздуха, поэтому его собирают (рис. 42) в от-
крытую пробирку. Обнаруживают его по резкому раздражающему
запаху.
Когда пробирка б наполнится хлористым водородом, то у ее
отверстия появляется белый «дымок», так как хлористый водород
с влагой воздуха образует мельчайшие капельки соляной кислоты.
Чтобы наблюдать растворимость хлористого водорода, пробир-
ку с собранным газом закрывают большим пальцем, переворачи-
вают, опускают в чашку с водой и палец отнимают. Хлористый
водород в воде растворяется настолько хорошо, что в пробирке
создается пустое пространство, и она сразу же почти полностью
заполняется засосавшейся в нее жидкостью (рис. 43).
В одном объеме воды при обыкновенной температуре раство-
ряется около 500 объемов хлористого водорода.
В пробирке образуется раствор хлористого водорода. Лакмус
в нем краснеет. Это уже соляная кислота.
§ 6. Соляная кислота
Растворимость хлористого водорода и получение соляной ки-
слоты демонстрируют еще более наглядно. Сухую склянку Б на-
полняют хлористым водородом, закрывают плотно зажимом и, как
показано на рисунке 43, соединяют с другой склянкой Л, наполнен-
ной подкрашенной синим лакмусом водой. Зажим б на соединяю-
щей склянку резиновой трубке снимают, а через другую трубку д
вдувают воздух. Давлением воздуха вода из склянки поднимается
по трубке вверх. Как только хотя несколько капель воды попадают

в склянку с газом, хлористый водород почти моментально раство-
ряется. В склянке образуется сильно разреженное пространство.
Благодаря атмосферному давлению в это пространство по трубке
из склянки А вырывается непрерывная струя воды. От раствора
хлористого водорода (соляной кислоты) фиолетовый лакмус крас-
неет. Наблюдается довольно долго действующий своеобразный
цветной фонтан.
В описанных опытах при растворении хлористого водорода по-
лучается очень слабый раствор соляной кислоты. Соляную кисло-
ту более концентрированную и в более значи-
тельном количестве можно получить в спе-
циальном приборе (рис. 44).
В этом приборе хлористый водород по-
глощается водой в нескольких банках. Наи-
более концентрированная соляная кислста
получается во второй банке.
Рис. 42. Получение хлористого водо-
рода.
Рис. 43. Растворение
хлористого водорода.
Концентрированная соляуая кислота на воздухе «дымит»: из
нее выделяется газообразый хлористый водород, который с вла-
гой воздуха, как мы уже отмечали, образует мельчайшие капель-
ки соляной кислоты. Разбавленная же соляная кислота на воздухе
не «дымит».
Соляную кислоту можно отличить от других кислот с помощью
раствора азотнокислого серебра AgN03. Азотнокислое серебро
только с соляной кислотой дает творожистый осадок AgCl:

который не растворяется в разбавленной азотной кислоте.
Азотнокислое серебро служит для обнаружения не только со-
ляной кислоты, но и ее солей. С солями соляной кислоты (NaCl,
КС1, MgCl2 и др.) азотнокислое серебро также дает осадок AgCl.
Этот осадок в отличие от осадков, образуемых азотнокислым сереб-
ром с солями других кислот, в азотной кислоте не растворяется.
Азотнокислое серебро AgN03 является реактивом на соляную кис-
лоту и ее соли.
Рис. 44. Получение соляной кислоты в лаборатории.
Применяется соляная кислота в лаборатории для получения
хлора, а в технике — в паяльном деле, в кожевенной промышлен-
ности (при специальной обработке кож), а также в химической
промышленности — для получения ее солей.
§ 7. Получение соляной кислоты в промышленности
Долгое время соляную кислоту в промышленности получали
взаимодействием поваренной соли с концентрированной серной
кислотой:

Так как при этом, помимо соляной кислоты, пблучался еще
и сульфат натрия (Na^C^), то этот способ называется сульфат-
ным (рис. 45).
В сульфатном способе происходит самый процесс взаимодейст-
вия поваренной соли с серной кислотой в сульфатной печи, а по-
глощение образовавшегося хлористого водорода водой — в осо-
Рис. 45. Производство соляной кислоты сульфатным способом.
Рис. 46. Производство соляной кислоты синтетическим способом.
бых сосудах, так называемых целлариусах, расположенных с не-
большим уклоном в сторону печи.

Последнее время соляную кислоту стали получать в промыш-
ленности непосредственным взаимодействием водорода с хлором —
синтетическ им способом (рис. 46):
Н2 + С12 = 2HCl.
Синтез соляной кислоты в промышленности, как и в лаборато-
рии, составляет две стадии: 1) взаимодействие хлора с водоро-
дом — образование хлористого водорода и 2) поглощение хлори-
стого водорода водой.
Образование хлористого водорода (сжигание водорода в хлоре)
происходит в так называемой контактной печи, сделанной из не-
ржавеющей стали или кварца. Из контактной печи хлористый
водород поступает в поглотительную колонну, облицованную из-
нутри кислотостойкой пластмассой. Здесь хлористый водород ох-
лаждается до 200—250° и лучше поглощается водой. Поглотитель-
ная колонна заполнена керамическими кольцами, увеличивающими
поверхность соприкосновения хлористого водорода и воды, пере-
двигающихся по принципу противотока. В первой колонне все-
таки поглощается не весь хлористый водород. Для последующего
его поглощения существует вторая колонна. В первой колонне по-
глощения получается соляная кислота более концентрированная.
Движение газов через всю производственную установку осущест-
вляется под действием специального насоса.
Полученная синтетическим способом кислота значительно чище
и концентрированнее кислоты, полученной сульфатным способом.
Необходимые для производства соляной кислоты исходные
продукты — хлор и водород — получают электролизом раствора
поваренной соли; таким образом, сырьем для получения соляной
кислоты синтетическим, как и сульфатным способом, служит по-
варенная соль.
§ 8. Соли соляной кислоты
Наиболее распространенной в природе и практически важной
солью соляной кислоты является хлористый натрий, или поварен-
ная соль NaCl.
Поваренная соль находится в воде морей (около 3%), некото-
рых озер и соляных источников, а также в виде залежей каменной
соли. Природные запасы хлористого натрия в СССР буквально
неисчерпаемы. Особенно большие запасы каменной соли
имеют месторождения: Илецкое — в 70 км от Чкалова, Брянцев-
ское — около Артемовска, Соликамское — в верховьях Камы.
В зависимости от характера залегания каменную соль добы-
вают или прямо с поверхности, или под землей. Иногда же для
добычи соли устраивают буровые скважины; через скважину в
пласт соли подают воду; полученный раствор выкачивают на по-
верхность земли и выпаривают.
Из воды морей (Черного и Каспийского) поваренная соль по-
лучается выпариванием. Для этого на берегу моря делают громад-

Рис. 47. Добывяние соли из морской воды.
ные водоемы — бассейны — и располагают их на различной высо-
те подобно лестнице, уступами (рис. 47). Накачивают воду снача-
ла в верхние бассейны. От солнца эта вода частично испаряется. Бо-
лее густой рассол спускают в следующие бассейны, а в верхние
опять накачивают морскую воду. В каждом последующем бассей-
не рассол делается все гуще и гуще. В конце концов рассол ста-
Рис. 48. Механизация соляных промыслов

новится насыщенным поваренной солью, и она выпадает в виде
кристаллов.
Во многих озерах вода представляет собой насыщенный раствор
поваренной соли. В летнее время вода этих озер испаряется, а соль
осаждается на дно. Такая соль называется самосадочной
солью.
Из соляных озер СССР наиболее замечательны Эльтон и Бас-
кунчак. Площадь Баскунчакского озера около 100 км2. В летнее
Рис. 49. Продукты из поваренной соли.
время вода из него испаряется и озеро превращается в белоснеж-
ную соляную равнину толщиной более 250 м. Раньше эта соль вы-
бивалась ломами и вывозилась на верблюдах. Теперь этот процесс
механизирован. Машина вырезает глыбы соли весом до 2 т и пе-
редает их в дробилки. Тут же по поверхности озера проложен
рельсовый путь для железнодорожных вагонов (рис. 48).
Поваренная соль имеет очень большое практическое значение.
Она идет в пищу, применяется для консервирования скоропортя-
щихся продуктов и особенно широко в химической промышлен-
ности — как сырье для получения большого количества других
важнейших веществ: хлора, соляной кислоты, едкого натра, соды
и многих других (рис. 49).
Вместе с поваренной солью обычно встречается и другая соль
соляной кислоты — хлористый калий KCl.
Хлористый калий — одно из важнейших минеральных удобре-
ний. Без калия растение нормально разви-

ваться не может. На рисунке 50 показано развитие рас-
тения при разных условиях: в присутствии всех необходимых для
жизни растения веществ (I) и в присутствии всех необходимых ве-
ществ за исключением калия (II).
Громадные залежи калийных солей находятся у нас в Соликам-
ском районе — между предгорьями Урала и р. Камой на большой
площади. По своему богатству эти залежи
являются первыми в мире. Хлористый калий
здесь залегает главным образом в составе
минералов сильвинита и карналлита. Силь-
винит представляет собой соединение, состоя-
ящее из двух, еще сохранивших свою само-
стоятельность молекул: хлористого калия
и хлористого натрия; состав сильвинита
КС1 • NaCl. Состав карналлита КС1 • MgCb.
Соликамский химический комбинат добывает
такое количество соли, которое не только
обеспечивает калийными удобрениями наше
сельское хозяйство, но и позволяет вывозить
соль за границу.
§ 9. Получение хлора
Хлор — химически активный элемент.
В свободном виде он в природе не встре-
чается. Его получают при разложении (элек-
трическим током) поваренной соли ^NaCl
и окислении соляной кислоты HCl.
В лаборатории хлор полу-
чают из соляной кислоты.
Чтобы из соляной кислоты освободить
хлор, на соляную кислоту действуют окис-
лителями, т. е. веществами, легко отдаю-
щими свой кислород, необходимый для отня-
тия от хлора соединенного с ним водорода.
В качестве окислителей используют, напри-
мер, бертолетову соль КСЮз.
В пробирку с бертолетовой солью прили-
вают немного соляной кислоты. Бертолетова
соль КСЮз разлагается на кислород и хло-
ристый калий. Кислород в момент выделения, как мы уже
указывали при ознакомлении с хлорной водой, отличается осо-
бой химической активностью. Кислород отрывает от молекулы
соляной кислоты водород и образует воду. Хлор же при этом
освобождается.
Эту реакцию можно выразить в следующем виде:
Рис. 50. Значение
калия для жизни
растений.

В лаборатории для получения хлора используют наиболее де-
шевый природный окислитель — двуокись марганца MnO2.
В пробирку (рис. 51) с двуокисью марганца приливают кон-
центрированную соляную кислоту. Пробирку осторожно нагре-
вают. Двуокись марганца при этом
теряет свой кислород. Кислород в мо-
мент выделения взаимодействует с во-
дородом соляной кислоты и образует
воду. Освободившийся хлор соеди-
няется с марганцем и образует соеди-
нение МпС14. Но это соединение очень
непрочное. Оно сразу же разлагается
на МпС12 и С12:
4HCl +МпO2 = МпС12 + 2Н20 + С12.
В промышленности хлор получают
из поваренной соли действием на нее
электрического тока, электролизом.
Берут насыщенный раствор поварен-
ной соли и пропускают через него
электрический ток. На положитель-
ном электроде выделяется хлор, а на отрицательном натрий:
2NaCl = 2Na + С12.
Выделяющийся натрий сразу же взаимодействует с водой, вы-
тесняет из нее водород и образует едкий натр NaOH:
2Na + 2Н20 = 2NaOH + Н2.
Рис. 51. Получение хлора
в лаборатории.
При электролизе раствора
поваренной соли получается
три продукта: хлор, водород
и едкий натр. Все эти три
продукта имеют промышлен-
ное значение.
На рисунке 52 изображе-
на схема прибора для элек-
тролиза поваренной соли. По-
середине сосуда, в котором
ведется электролиз, сделана
пористая перегородка для
отделения хлора от едкого
натра. На отрицательном
электроде выделяется водо-
род, в растворе образуется
щелочь, а на положительном
электроде собирается хлор.
За последнее время хлор больше получают электролизом не
раствора, а самой поваренной соли в ее расплавленном состоянии.
При этом получают прямо хлор и натрий.
Рис. 52. Электролиз раствора поваренной
соли.

На рисунке 53 показана схема этого процесса. Поваренную соль
расплавляют в огнеупорном закрытом сосуде а. В этот сосуд опу-
щены угольные стержни ее, служащие положительным электродом.
В этот же сосуд опущен колокол бб с металлической пластинкой в,
служащей отрицательным электродом. Расплавленная поварен-
ная соль при действии электрического тока разлагается:
2NaCl = 2Na +С12.
На положительном электроде выделяется хлор, а на отрица-
тельном— металлический натрий.
Рис. 53. Получение хлора в промышленности.
Натрий — металл очень легкий (легче воды). Он всплывает
вверх и по трубке д в расплавленном состоянии стекает в сосуд з,
наполненный минеральным маслом, которое защищает металл от
кислорода воздуха. Под минеральным маслом натрий охлаждается
и сохраняется. Хлор же по особой трубке и отводят в другое ме-
сто, где его охлаждают — превращают, в жидкость, которой и
наполняют специальные баллоны (рис. 32) для дальнейшего прак-
тического использования.
§ 10. Применение хлора
Применение хлора, как и всякого другого вещества, основано
на его характерных свойствах.
Как газ тяжелый и удушливый, хлор в первую мировую войну
был использован в качестве боевого отравляющего вещества. Сде-
лали это немцы. 22 апреля 1915 г. на западном фронте немцы про-
вели первую газовую атаку против английской и французской
армий. Для последних, нападение было полной неожиданностью.
Более 5000 трупов осталось на месте, а общее число пострадавших

превышали 15 000% человек. Вскоре, в ночь на 18 мая, под Ба
лимовым немцы впервые атаковали хлором и русские войска. В ре-
зультате этой атаки было отравлено свыше 9000 человек, из них
6183 умерло.
Теперь хлор свое боевое значение уже потерял. Но он, как из-
вестно, использовался для приготовления целого ряда сложных
веществ, таких, как фосген, иприт, льюизит и др.
Широкое применение имеет хлор и в мирной жизни. Хлор,
взаимодействуя с водой, как мы знаем, образует соляную кислоту
и освобождает атомарный кислород. Оба эти вещества убивают
находящиеся в воде бактерии. Поэтому хлор используют для обез-
вреживания воды (на городских водопроводах). От прибавления
самого незначительного количества хлора, почти совсем незамет-
ного на вкус и не действующего на организм, природная вода ста-
новится безвредной.
В качестве сильно дезинфицирующего средства применяется
также соединение хлора — хлорная известь. Хлорная из-
весть — вещество крайне непрочное и очень легко выделяет
свободный хлор. Именно поэтому хлорной известью и засыпают
всякие места, могущие служить распространителями заразы, —
выгребные ящики, мусорные ямы, уборные и т. д.
Хлор используется как одно из средств борьбы с сусликами,
саранчой, долгоносиком и прочими вредителями сельского хозяй-
ства. Раньше для уничтожения сусликов хлор выпускали непо-
средственно в их норки. За последнее же время для борьбы с сус-
ликами вместо хлора стали применять более удобное его соедине-
ние — жидкость хлорпикрин.
Хлор применяется также для беления тканей, приготовления
красок, лекарственных веществ, хлорной извести и т. д.
За последнее время, как мы уже отмечали (глава IV, § 7), хлор
расходуется и для получения соляной кислоты — непосредствен-
ным соединением хлора с водородом.
§11. Бром и йод
Ознакомимся еще с двумя типичными металлоидами — с бро-
мом и йодом.
Бром Br (ат. вес 80) — тяжелая (в три с лишним раза тяже-
лее воды) жидкость красно-бурого цвета. Жидкость эта легко об-
разует красно-бурые пары с очень резким неприятным запахом.
Отсюда и название брома: слово «бром» значит «зловонный».
Жидкий бром вызывает на коже сильные, долго не заживаю-
щие ожоги. Пары брома сильно раздражают слизистые оболочки
и вызывают удушье.
В воде бром хорошо растворяется и образует бромную воду,
обладающую, как и хлорная вода, окислительными свойствами.
Бром легко соединяется со многими металлами.

При нагревании бром соединяется с водородом и образует бро-
мистый водород HBr:
Н2+Вга = 2HBr.
При взаимодействии бромистого натрия NaBr с концентриро-
ванной серной кислотой получается бромистый водород HBr:
NaBr -f Н^ =NaHS04 + HBr.
Бромистый водород, как и хлористый водород, —
бесцветный газ, на воздухе дымит. При растворении в воде он об-
разует бромистоводородную кислоту, похожую по своим свойст-
вам на соляную.
Бром, как химически активный элемент, в свободном виде в
природе не встречается. Бром можно получить из бромистоводо-
родной кислоты с помощью тех же окислителей, которые приме-
няются для получения хлора.
По химическим свойствам бром очень по-
хож на хлор. Он взаимодействует с теми же веществами,
с какими взаимодействует и хлор, только бром менее активен,
чем хлор.
Бром из соединений (например, из бромистого натрия) можно
вытеснить хлором. Этим свойством также пользуются для полу-
чения брома:
2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2.
Так главным образом и получают бром в производстве. Сырьем
для получения брома служат его природные соединения — соли
бромистоводородной кислоты. Богатейшим источником соединений
брома является наше Соликамское месторождение. Кроме того,
эти соли добываются из рассола ряда озер, например Сакского озе-
ра в Крыму, а также из буровых скважин нефтеносных районов.
Бром применяется для изготовления некоторых красителей,
лекарственных и отравляющих (слезоточивых) веществ.
Широкое применение имеют бромистый натрий NaBr и броми-
стый калий КВг — в медицине, как вещества, успокаивающие
нервную систему, бромистое серебро AgBr — для приготовления
фотографических пластинок, бумаги, пленок, кинолент.
Йод J (ат. вес 127) в свободном состоянии — твердое вещест-
во темного цвета. Кристаллы йода имеют металлический блеск.
Йод в воде почти не растворяется, а хорошо растворяется в
спирте и некоторых других растворителях (эфире, бензоле, бен-
зине и др.). В медицине как дезинфицирующее средство приме-
няется не чистый йод, а его спиртовый (примерно 10-процентный)
раствор.
При нагревании йод соединяется с водородом и образует
йодистый водород HJ, водный раствор которого пред-
ставляет собой йодистоводородную кислоту.

Йод соединяется со многими металлами. Однако йод менее ак-
тивен, чем хлор и бром. Из йодистых соединений йод вытесняется
хлором,и бромом:
MgJ2 + Cl2=MgCl2 + J2,
2KJ + Bra = 2KBr-f J2.
Таким методом йод и получают в производстве из природных
соединений.
Йод в свободном виде в природе не встречается. Незначитель-
ное количество соединений йода содержится в воде морей, озер и
источников. В царской России йод совсем не добывался. Теперь он
добывается главным образом из морских водорослей и из вод неф-
тяных месторождений. Последний способ наша страна применила
первая в мире.
Йод широко применяется в медицине как в виде йодной тинк-
туры, так и в виде целого ряда важнейших соединений, например
йодистого калия, йодоформа и др.
Йод является также необходимой составной частью организма
животных и человека.
§ 12. Группа галогенов
Хлор, бром и йод различны по физическим свойствам. В хи-
мическом же отношении они очень сходны.
Например, они соединяются с водородом и образуют бесцвет-
ные газообразные вещества, растворы которых — сходные по
свойствам — кислоты.
HCl —хлористоводородная (соляная),
HBr — бромистоводородная,
HJ — йодистоводородная.
Все они непосредственно соединяются с металлами и образуют
аналогичного состава соли:
NaCl — хлористый натрий,
NaBr—бромистый натрий,
NaJ—йодистый натрий.
В соединениях (за исключением кислородных) все они одно-
валентны.
На этом основании мы можем отметить следующую общую за-
кономерность: хлор, бром и йод как химические
элементы образуют группу сходных эле-
ментов.
Так как все элементы этой группы непосредственно с металлами
образуют соли, то эту группу назвали галогены (или иначе соле-
роды, от греческого слова «галос», что значит соль).
Все галогены вступают в одинаковые химические реакции, но
их химическая активность неодинакова; самый активный — хлор,
затем бром и, наконец, йод. К галогенам относится также фтор —
металлоид, еще более активный, чем хлор; на изучении его мы не
останавливаемся.

Степень химической активности отдельных галогенов находит-
ся в тесной, неразрывной связи с их основным свойством—атом-
ным весом: самый легкий фтор (ат. вес 19), затем хлор (ат. вес
>5,5), бром (ат. вес 80) и, наконец, йод (ат. вес 127).
На этом основании мы можем отметить еще одну общую зако-
номерность: у галогенов, как типичных металлоидов, по
мере возрастания атомного веса степень
химической активности уменьшается.
ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОВТОРЕНИЯ
1. Перечислите физические свойства хлора.
2. Где практически используется хлор?
3. Почему хлор не находится в природе в свободном состоянии?
4. Что вам известно об отношении хлора к металлам?
5. Как хлор относится к кислороду, фосфору и водороду? Объясните
на примерах.
6. Какой процесс называется горением?
7. Что такое хлорная вода?
8. Каковы свойства хлорной воды и для чего ее используют в практи-
ческой жизни?
9. Как можно получить хлористый водород?
10. Перечислите свойства хлористого водорода.
11. Что собой представляет раствор хлористого водорода в воде?
12. Как получают соляную кислоту: а) в лаборатории? б) в промышлен-
ности?
13. Какой реактив на соляную кислоту и ее соли вы знаете?
14. Назовите и охарактеризуйте важнейшие соли соляной кислоты.
15. Как получают хлор: i) в лаборатории? б) в промышленности?
16. Какое значение имеет хлор в быту, в сельском хозяйстве, промыш-
ленности?
17. Перечислите свойства брома (физические и химические).
18. - Назовите важнейшие соединения брома.
19. Перечислите свойства йода (физические и химические).
20. Назовите важнейшие соединения йода.
21. Для чего применяют бром и йод, а также их важнейшие соединения?
22. В каком виде бром и йод находятся в природе и как их получают
в промышленности?
23. В чем сходство хлора, брома и йода?
24. Почему хлор, бром и йод называют галогенами?
25. В чем выражается связь между химическими свойствами и атомны-
ми весами элементов группы галогенов?
ГЛАВА V
КИСЛОРОД И СЕРА
§ 1. Кислород и озон
Кислород О (ат. вес 16) — самый распространенный в природе
элемент. Он находится в природе как в свободном состоянии —
в воздухе, так и в составе очень многих природных химических со-
единений важнейших горных пород, воды и др.
В свободном состоянии он встречается в двух видах. Известно,
что после грозы в воздухе появляется какая-то своеобразная све-

жесть. Известно также, что во время грозы процессы окисления
веществ несколько усиливаются — хозяйки, например, об этом
знают потому, что во время грозы молоко скисает быстрее, чем
в обычное время. Усиление процессов окисления во время грозы
объясняется тем, что в это время в воздухе появляется особый кис-
лород. В отличие от обыкновенного кислорода его называют озон;
слово «озон» греческое, по-русски
означает «пахучий».
С озоном можно ознакомиться
и в лаборатории. Его получают
с помощью прибора — озона-
тора (рис. 54).
Основную часть озонатора со-
ставляет стеклянная трубка. Вну-
три трубки вставлена проволока,
а снаружи трубка обвита второй
проволокой. Концы и первой, и
второй проволок свободны; они
соединяются с источником элек-
трического тока высокого напряже-
ния. В верхней части с правой сто-
роны прибора имеется тоненькая
трубочка для подачи воздуха (или
чистого кислорода), а внизу—дру-
гая, изогнутая трубочка для вы-
хода полученного озона.
Как только прибор соединяет-
ся с источником тока высокого
напряжения, появляются электри-
ческие разряды. Эти разряды про-
ходят не только через кислород внутри трубки, но и «пробивают
стекло — проходят через суенки трубки. Появляется характерный
запах озона. Озон проходит через газоотводную трубку и раство-
ряется в воде.
Кислород и озон — вещества различные. Кислород — газ без
цвета и запаха; сравнительно мало растворяется в воде. Озон же —
газ синеватого цвета со своеобразным резким запахом; растворяет-
ся в воде лучше, чем кислород, тяжелее кислорода; вступает в ре-
акции гораздо энергичнее кислорода.
Кислород и озон хотя вещества и различные, но образованы
атомами одного и того же элемента — кислорода. Это алло-
тропные видоизменения кислорода.
Такое явление, когда элемент образует несколько различ-
ных простых веществ, отличающихся по своим свойствам,
называется аллотропией, а простые вещества, обра-
зованные одним и тем же элементом, называются алло-
тропными видоизменениями данного эле-
мента.
Рис. 54. Озонатор.

Количество атомов кислорода в молекулах этих веществ неоди-
наково. Молекула кислорода состоит из двух атомов — имеет фор-
мулу O2. Молекула же озона состоит из трех атомов — имеет фор-
мулу O3. В условиях электрических разрядов молекулы кислорода
расщепляются на отдельные атомы, а из них уже затем обра-
зуются молекулы озона:
3O2^203.
Озон — вещество непрочное. Он легко теряет один атом кис-
лорода и снова превращается в обыкновенный кислород. Процесс
образования озона обратимый: одновременно происходит не только
образование, но и разложение озона. Этот процесс в химическом
уравнении выражают стрелками в двух противоположных направ-
лениях. Процесс образования и разложения озона сопровождается
выделением свободных атомов кислорода. А мы знаем, что свобод-
ные атомы в момент их выделения обладают особо сильными
окислительными свойствами. Вот почему окислительные процессы
во время электрических (например, грозовых) разрядов проходят
значительно энергичнее.
В лаборатории кислород можно получить разложением при на-
гревании (см. практические работы) марганцовокислого калия:
2КМп04 = К2Мп04 + МпO2 +O2,
или бертолетовой соли:
2КСЮ3 = 2КС1+3O2.
Обратим внимание на химические свойства кисло-
рода. Известно, что кислород находится в природе и в свободном
состоянии, и в весьма многочисленных соединениях. Уже один этот
факт дает некоторую возможность судить о химических свойствах
кислорода. Если такое значительное количество кислорода (около
1/5 объема воздуха) находится в свободном состоянии, значит, кис-
лород взаимодействует не со всеми элементами. С другой стороны,
если в природе очень много самых разнообразных кислородных
соединений, значит, кислород как химический элемент все-таки
довольно активен.
Известно, что в кислороде вещества горят лучше, чем в возду-
хе. Это также свидетельствует о значительной активности кисло-
рода.
Предварительно раскаленное железо (проволока) в кислороде
сгорает (гл. II, § 2). Некоторые металлы (натрий, калий и др.) на
воздухе держать нельзя — они очень быстро разрушаются, окис-
ляютсй. Кислород в той или иной степени со-
единяется почти со всеми металлами. Имен-
но поэтому кислородные руды металлов так широко распростра-
нены в природе. С кислородом не соединяются только золото, пла-
тина и серебро.

С металлоидами кислород взаимодейст-
вует по-разному: с фосфором (белым) — при обычных ус-
ловиях, с водородом и серой — при высокой температуре, с уг-
лем — только после его предварительного накаливания. Но есть
и такие металлоиды, с которыми кислород непосредственно не со-
единяется. Например с галогенами, как мы уже знаем, кислород
непосредственно не взаимодействует.
§ 2. Сера (ат. вес 32)
Сера — твердое кристаллическое вещество желтого цвета.
Она не растворяется в воде, но хорошо растворяется в сероугле-
роде, бензоле, спирте и других растворителях. Если эти растворы
Рис. 55. Кристаллы октаэдриче-
ской (ромбической) серы.
Рис. 56. Тигель с призма-
тической серой.
испарить, то сера выделится в виде прозрачных желтых кристал-
лов, имеющих форму октаэдров (восьмигранников), у которых
обычно часть углов или ребер как бы срезана. Такая сера назы-
вается октаэдрической (рис. 55); на-
зывается она также и ромбической.
Если же серу расплавить в тигле и при мед-
ленном застывании слить, то на стенках тигля
образуются длинные игольчатые кристаллы,
имеющие форму длинных призм (рис. 56). Та-
кая сера называется призматической;
называется она также и моноклиниче-
ской.
Сера октаэдрическая и сера призматическая
отличаются друг от друга не только по форме
кристаллов, но и по другим физическим свой-
ствам: цвету, удельному весу и температуре
плавления. Это разные простые вещества. Но
оба эти вещества образованы атомами одного
и того же элемента — серы.
Сера октаэдрическая и сера призматическая — это алло-
тропные видоизменения серы. Состав молекулы
обоих этих аллотропных видоизменений один и тот же — S8. Фор-
Рис. 57. Пластиче-
ская сера.

мы же кристаллов — расположение молекул в кристаллах — у них
разные.
Этст вид аллотропии является частным случаем явления п о-
лиморфизма (от греческого «поли» — много и «морфе» —
форма).
Полиморфизмом называется способность не-
которых веществ (не только простых, но и сложных) обра-
зовывать видоизменения различной кристаллической формы.
Призматическая сера весьма неустойчива. При обыкновенной
температуре она постепенно превращается в октаэдрическую серу.
Правда, ее кристаллы все еще продолжают сохранять общую фор-
му призм, но при внимательном рассмотрении (через увеличитель-
ное стекло) можно обнаружить, что эти кристаллы состоят уже из
мельчайших октаэдров.
Если серу нагреть почти до кипения, а затем вылить тонкой
струей в холодную воду, то получается прозрачная, мягкая, растя-
гивающаяся в нити, похожая на резину, масса. Это — третье ал-
лотропное видоизменение серы — пластическая сера
(рис. 57). Пластическая сера также неустойчива: она постепенно,
как и призматическая, превращается в октаэдрическую. Известны
еще и другие видоизменения серы, но
на них мы останавливаться не будем.
Все они неустойчивы и постепенно
тоже превращаются в октаэдрическую
серу.
Наиболее устойчивая
форма серы — октаэдри-
ческая. Вот почему в природе
встречается сера только октаэдриче-
ская.
§ 3. Сера в природе
и ее использование
Сера в природе находится и в сво-
бодном состоянии и в соединениях.
В СССР самородная сера встречается
во многих местах: в Туркменистане
(в пустыне Кара-Кум), Узбекистане,
на Кавказе, на Керченском полуостро-
ве, по берегам Волги и др.
Природная сера обычно содержит
примеси горных пород, среди которых
она залегает. Для отделения от при-
месей серу плавят. В тех случаях, когда примесей немного,
серу расплавляют непосредственно под землей с помощью спе-
Рис. 58. Трубы для добыва
ния серы из-под земли.

циальной системы труб (рис. 58). Система состоит из трех труб,
вложенных друг в друга. Между наружной и средней трубами
пропускают перегретую воду. Сера расплавляется. По внутренней
трубе накачивается горячий воздух. Давлением этого воздуха
расплавленная сера и подается на поверхность земли. Сера полу-
чается совершенно чистая. В тех же случаях, когда сера бывает
перемешана с известняком, гипсом и другими горными породами,
ее выплавляют и очищают в особых печах (рис. 59).
Рис. 59. Очистка серы перегонкой.
Серу сжигают в печи при малом доступе воздуха. При этом часть
серы сгорает, а остальная расплавляется и стекает в приемники.
Полученная такой выплавкой сера называется комовой. Она
еще содержит некоторое количество примесей. Ее очищают затем
перегонкой (рис. 59).
Когда пары серы охлаждают быстро, то получают порошкооб-
разную серу, так называемый серный цвет. Когда же рас-
плавленную серу отливают в деревянные формы в виде палок, че-
ренков, то получают черенковую серу.

В природе довольно распространены соединения серы с метал-
лами: серный (железный) колчедан, иначе называемый пи-
рит FeS2, медный колчедан CuFeSj, свинцовый
блеск PbS, цинковая обманка ZnS и др. Встречают-
ся в природе и некоторые соли серной кислоты: гипс
CaS04 • 2Н20, тяжелый шпат BaS04, горькая соль
MgS04 • 7Н20 и др. В небольших количествах сера входит в
состав белковых веществ.
Сера имеет очень широкое применение. Серный цвет в больших
количествах используется для борьбы с вредителями сельского
хозяйства, особенно на виноградниках и хлопковых плантациях.
Сера — важнейший материал в производственном процессе вул-
канизации каучука — превращения каучука (липкого,
ломкого) в эластичную резину. Она идет на производство серо-
углерода CS2 — ядовитого вещества, применяемого для (к>рь-
бы с вредителями сельского хозяйства и для растворения целого
ряда веществ (каучука, жиров и др.). Сера применяется также
в производстве черного пороха, пиротехнических составов.
§ 4. Химические свойства серы
Мы уже знаем, что если серу смешать с железом (в порошке) и
несколько подогреть, то начинается очень энергичная реакция —
вся масса самораскаляет-
ся, образуется сернистое
железо:
S + Fe=FeS.
Со многими металлами,
например - с медью, цин-
ком, алюминием и др., сера
также соединяется непос-
редственно с выделением
большого количества тепло-
ты и образует при этом сер
нистые соединения: CuS,
ZnS, A12S3 и др.
Такие соединения серы
с металлами называются
сульфидами. Суль-
фиды очень распростране-
ны в природе.
С металлоидами сера
также соединяется, но уже
не так легко, как с металлами. Если серу в пробирке (рис. 60) на-
греть до кипения и в пары серы пропускать водород, то из про-
бирки будет выделяться газ с запахом тухлых яиц — серово-
дород H2S.
Рис. 60. Взаимодействие серы с водородом.

При горений на воздухе или ё кислороде Сера образует сер-
нистый ангидрид SO2 и небольшое количество сер-
ного ангидрида S03.
§ 5. Сероводород
Сероводород H2S — бесцветный газ немного тяжелее
воздуха; имеет характерный запах тухлых яиц; на воздухе горит
голубоватым пламенем; ядовит:.вдыхание его в значительных ко-
личествах может вызвать обморочное состояние и даже смерть.
В воде он растворяется и дает слабую сероводородную
кислоту.
Сероводород встречается в природе. Он находится в газах вул-
канических извержений и в водах минеральных источников в Пя-
тигорске, Мацесте, Старой Руссе и в других местах. Эти воды
отличаются целебными свойствами. Образуется сероводород и при
гниении органических (белковых) веществ.
В лаборатории сероводород, как мы уже отмечали, может быть
получен (при высокой температуре) непосредственным соединением
серы с водородом. Но чаще всего в лаборатории сероводород полу-
чают действием разбавленной соляной (или серной) кислоты на
сернистое железо FeS:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S.
§ 6. Сернистый ангидрид и сернистая кислота
Сернистый ангидрид SO2 — бесцветный тяжелый
газ с резким удушливым запахом. Он вызывает сильное раздраже-
ние слизистых оболочек глаз и дыхательных органов, для здоровья
вреден; губительно действует на растения. Сернистый газ убивает
микроорганизмы. Применяется он для уничтожения плесени (в
хранилищах, подвалах, амбарах), а также для борьбы с чесоткой
у животных.
С водой сернистый газ образует сернистую кислоту
Н2SО2:
SO2 + H20 = H2S03.
Сернистая кислота существует только в растворе.
Она очень непрочная — легко разлагается с выделением сернистого
газа:
H2S03 = H20-f SO2.
Выделяющийся при этом сернистый газ обесцвечивает некото-
рые краски. Вот почему сернистую кислоту используют в качестве
белящего средства.
Лепестки красной розы, фиалки, астры (рис. 61), красящее ве-
щество фуксин, ярко окрашенные кусочки ткани сернистой кис-

лотой также обесцвечиваются. При этом наблюдается довольно
своеобразное явление. Обесцвеченное сернистой кислотой крася-
щее вещество, например фуксин, при нагревании снова восстанав-
ливается. Объясняется это тем, что сер-
нистая кислота не разрушает
самого красящего вещества:
она лишь образует с ним бес-
цветное соединение, которое при
нагревании разлагается с образованием пер-
воначальных веществ.
Сернистую кислоту, как кислоту непроч-
ную, используют для получения в лабора-
тории чистого сернистого ангидрида. Берут
соль сернистой кислоты Na2S03 и действуют
на нее серной кислотой. При этом сначала
получается сернистая кислота:
Na2S03 + H2S04 = Na2S04 + H2S03.
Сернистая кислота затем легко распада-
ется на воду и сернистый газ:
Рис. 61. Обесцвечива-
ние цветов сернистым
газом.
H2SO3=H2O+SO2.
Сернистый газ в промышленности в больших количествах рас-
ходуется на получение серного ангидрида и серной кислоты.
§ 7. Серный ангидрид и серная кислота
Чистый серный ангидрид SO3 при обыкновенных ус-
ловиях— бесцветная жидкость, которая при 44,6° кипит, а при
16,8° застывает в кристаллическую прозрач-
ную массу. При хранении, особенно в присут-
ствии следов влаги, серный ангидрид пре-
вращается в длинные шелковистые кристаллы:
молекулы S03 образуют более сложные моле-
кулы S2Oe (рис. 62).
Серный ангидрид жадно соединяется с водой
с выделением большого количества теплоты и
образует серную кислоту:
S03 + Н20 = H2S04.
Серная кислота — бесцветная, мало
летучая, маслянистая жидкость, почти в два
раза тяжелее воды (уд. вес 1,84). По виду она
напоминает масло, а так как в старину ее
получали накаливанием железного купороса
(FeS04 • 7НгО); то ее иногда называют «купоросным маслом».
В воде серная кислота, как мы уже знаем (глава III, § 9), рас-
творяется с выделением большого количества теплоты, так как она
Рис. 62. Серный
ангидрид.

взаимодействует с водой и образует гидраты (HjjSC^ . Н20 и
H2SO4 . 2Н20). Если на поверхность концентрированной серной
кислоты попадет немного воды, то вода быстро превращается в пар,
и происходит разбрызгивание жидкости.
При смешивании серной кислоты с водой нужно обя-
зательно вливать кислоту в воду, а не наоборот; в против-
ном случае брызги кислоты могут попасть на кожу и вы-
звать сильные ожоги (!).
Дерево, сахар и некоторые другие органические вещества в
крепкой серной кислоте обугливаются. Объясняется это от-
ношением серной кислоты к воде. Дело в том, что эти органические
вещества состоят из углерода, водорода и кислорода, причем во-
дород и кислород в них находятся в таком же количественном со-
отношении, как и в воде. Например, дерево состоит главным обра-
зом из клетчатки, формула которой (С6Нх0Об)л или
[Св(Н20)б]л. Формула сахара С12Н22Оп или С12(Н20)п.
Когда на эти органические вещества действует
серная кислота, то происходит разложение их
как бы на два вещества: углерод и воду; вода
поглощается серной кислотой, а углерод в виде
угля выделяется.
Если на сахар (в порошке) подействовать
серной кислотой, то масса сахара не только
обуглится, но и сильно вспучится (рис. 63).
Такое необычное явление происходит потому, что
серная кислота при этом не только отнимает
воду, но и соединяется с углем — окисляет его
в углекислый газ:
2H2S04 + С= СO2 + 2SO2 + 2Н20.
Выделяющиеся газы (углекислый и сернистый)
и вспучивают образовавшуюся черную массу.
Образование углекислого газа при обугливании сахара свиде-
тельствует об очень важном свойстве серной кислоты: концен-
трированная серная кислота может дей-
ствовать как окислитель — отдавать часть
своего кислорода и превращаться в сер-
нистый газ и воду.
Этим свойством объясняется отношение серной кислоты к ме-
таллам: разведенная и концентрированная
серная кислота относится к металлам не-
одинаково. Разведенная серная кислота — кислота силь-
ная; она действует на многие металлы: магний, цинк, алюминий,
железо и др.; при этом, как обычно при взаимодействии кислот
с металлами, выделяется водород и получается соль. На такие ме-
таллы, которые в ряду активности (глава II, § 8) находятся после
Рис. 63.
Обугливание
сахара. серной
кислотой.

водорода, например на медь, серебро, ртуть и др., разведенная
серная кислота не действует. Концентрированная же серная
кислота даже с такими металлами, как железо и алюминий, при
обычных условиях почти не взаимодействует: на поверхности этих
металлов она образует пленку, которая предохраняет их от даль-
нейшего действия кислоты. Это весьма важное свойство серной ки-
слоты имеет практическое значение: концентрированную серную
кислоту хранят в железных баках и перевозят в железных цистер-
нах. При нагревании же концентрированная серная кислота взаи-
модействует не только с железом и алюминием, но даже и с такими
металлами, как медь. Только при этом выделяется уже не водород,
а сернистый газ.
При действии на медь концентрированная серная кислота сна-
чала окисляет медь в окись меди, а сама превращается в
сернистую кислоту:
Си -f H2S04 = CuO + H2S03.
Сернистая кислота при этом сразу же разлагается и выделяет
сернистый газ:
H2S03 = H20 + SO2.
Образующаяся окись меди затем взаимодействует с остатком
серной кислоты и образует соль:
CuO + H2S04 = CuS04 + Н20.
Все эти процессы можно выразить общим уравнением:
Си + 2H2S04 = CuS04 + 2Н20 + SO2.
Отличают серную кислоту от других кислот действием на нее
хлористым барием ВаС12, дающим с ней нерастворимый в кисло-
тах белый осадок сернокислого бария BaS04:
H2S04 + ВаС12 = BaSQ4 + 2HC1.
Этот же характерный осадок с хлористым барием дают и соли
серной кислоты:
CuS04 + ВаС12 = BaSQ4-f- CuCl2.
Хлористый барий — это реактив на серную
кислоту и ее растворимые соли.
§ 8. Применение серной кислоты
Серная кислота в химической промышленности играет колос-
сальную роль. Объясняется это ее особыми свойствами.
Серная кислота, как кислота наиболее сильная и мало летучая,
широк применяется для получения других кислот и многочислен-

ных солей. Так, например, при взаимодействии серной кислоты с
поваренной солью, как известно, получается соляная кислота и
сульфат натрия:
2NaCl + H2S04 = Na2S04 + 2HCl.
Серная кислота, как окислитель, разрушает некоторые органи-
ческие вещества; поэтому она применяется для очистки нефтяных
продуктов, сахара, растительных масел и др.
Способность серной кислоты жадно поглощать воду исполь-
зуется для осушки газов и для целого ряда реакций, требующих
отнятия воды.
Серная кислота применяется также для производства соды,
красок, взрывчатых веществ, искусственного волокна, целлулоида
и т. д. Нет почти ни одной отрасли химической промышленности,
где бы не применялась серная кислота.
Серная кислота —один из важнейших
продуктов так называемой основной химической
промышленности.
Основная химическая промышленность производит все кислоты,
основания и соли. К основной же химической промышленности от-
носится и производство минеральных удобрений.
Основная химическая промышленность, и в том числе произ-
водство серной кислоты, особенно большое значение приобретает
в связи с историческими решениями XXII съезда КПСС.
§ 9. Производство серной кислоты
В основе сернокислотного производства лежат три химические
реакции, как говорят, три фазы:
1. Обжиг сернистых металлов (главным образом серного кол-
чедана) — получение сернистого газа:
4FeS2 -f 11O2 = 2Fe208 + 8SO2.
2. Окисление сернистого газа — получение серного ангидрида:
2SO2 + O2=2S03.
3. Соединение серного ангидрида с водой — получение серной
кислоты:
S03 + H20=H2S04.
Для получения сернистого газа используют не только сернистые
металлы, но и обжиговые газы цветной металлургии, а также от-
бросы (как говорят, «хвосты»), остающиеся после обогащения мед-
ных, цинковых и других руд.
Окисляют сернистый газ в серный ангидрид двумя способами:
контактным и камерным.

Окисление контактным способом происходит при высокой тем-
пературе и с участием катализатора в специальном так называе-
мом контактном аппарате. Схема производства серной кислоты кон-
тактным способом с указанием важнейших аппаратов дана на
рисунке 64.
Поверхность катализатора должна быть очень чистая, поэтому
сернистый газ предварительно (в пылевой камере, а также в про-
мывной и осушительной башнях) тщательно очищают.
Рис. 64. Схема получения серной кислоты контактным способом.
При камерном способе сернистый газ окисляется окислами азо-
та. Этот процесс происходит в огромных свинцовых камерах, от-
куда и сам способ получил название камерного. В камеры направ-
ляется не только сернистый газ, но и двуокись азота NO2. Дву-
окись азота — вещество непрочное и легко распадается с выделе-
нием атомарного кислорода:
NO2 = NO + О.
Атомарный кислород обладает большой окислительной способ-
ностью. Он и окисляет сернистый газ. Окисление происходит в
присутствии воды.
В общей форме этот процесс можно выразить следующим урав-
нением:
SO2 + NO2 + Н2О = H2SО4 + NO.
Образующаяся при реакции окись азота NО легко окисляется
кислородом воздуха и превращается снова в двуокись азота:
2NO + O2 = 2NO2.
Двуокись азота опять идет на окисление новых порций серни-
стого ангидрида. Таким образом, в камерном способе получения
серной кислоты двуокись азота является передатчиком кислорода
воздуха сернистому газу.

При контактном способе окисления получающийся серный ан-
гидрид улавливают не водой, а 96—98-процентной серной кисло-
той. Получают дымящую серную кислоту олеум. Разбавлением
олеума затем приготовляют чистую серную кислоту любой кон-
центрации.
При камерном способе в камерах сразу же получается серная
кислота. Только эта кислота очень разбавленная и содержит до-
вольно много примесей. Камерную кислоту упаривают, а для очи-
стки от посторонних примесей подвергают перегонке.
Рис. 65. Производство серной кислоты башенным способом.
Камерный способ за последнее время вытесняется новым, более
выгодным — башенным способом (рис. 65). Башенный
способ основан на тех же химических реакциях, что и камерный.
Разница лишь в том, что эти процессы происходят не в камерах,
а в башнях. В башнях кислота получается значительно более кон-
центрированной, чем в камерах. Преимущество башенного способа
перед камерным состоит еще и в том, что сам процесс образования
серной кислоты в башнях проходит значительно быстрее, чем в
камерах.
В основе всех способов производства серной кислоты лежит
один и тот же принцип: поток и противоток ве
ществ — во всех этих производствах реагирующие вещества
передвигаются в противоположных направлениях. Так, колчедан
в колчеданной печи направляется сверху вниз, а необходимый для
его обжига воздух — снизу вверх; сернистый газ в промывной
башне и в камерах направляется снизу вверх, а разбавленная сер
ная кислота (в промывной башне) и вода (в камерах) — сверх)
вниз; сернистый газ в осушительной башне направляется снизу
вверх, а концентрированная серная кислота — сверху вниз и т. д
Поток и противоток веществ — один из ос
новных принципов не только произв од-
ства серной кислоты, но и всех современ ,
ных химических производств. Этот принцип

обеспечивает более быстрое и более тесное соприкосновение, а сле-
довательно, и взаимодействие участвующих в химическом про-
изводстве веществ. Поток и противоток, а также катализаторы и
тепловой режим служат важнейшими средствами ускорения про-
исходящих в аппаратах процессов, а следовательно, средством по-
вышения производительности современных химических произ-
водств.
§ 10. Соли серной кислоты
Серная кислота образует довольно много солей. Соли серной
кислоты называются сульфатами.
Ознакомимся с некоторыми наиболее важными сульфатами.
Рис. 66. Глауберова соль в заливе Кара-Богаз-Гол.
Гипс CaS04 • 2Н20. Довольно распространенный в природе
минерал. В каждой молекуле содержится две молекулы кристал-
лизационной воды. Кристаллы бесцветны, прозрачны, непрочны.
При нагревании не выше 170е гипс теряет часть своей кристал-
лизационной воды. В таком виде он употребляется для изготовле-
ния украшений, статуй, для наложения гипсовых повязок и т. п.
С водой он образует жидкую тестоподобную массу, которая доволь-
но быстро затвердевает и снова превращается в CaS04 • 2Н20.
Гипс употребляется также как примесь к извести, в штукатур-
ных и строительных работах.
Глауберова соль Na2S04 • 10Н2О. Находится в очень
большом количестве в заливе Кара-Богаз-Гол, на восточном побе-
режье Каспийского моря (рис. 66). Зимой при понижении темпе-
ратуры она выделяется из раствора, откуда и добывается. Приме-
няется для получения соды и приготовления стекла.

Горькая соль MgS04 • 7НаО. Содержится в морской
воде. Применяется как слабительное.
Медный купорос CuS04 • 5Н2О. Кристаллы синего
цвета. Применяется для получения чистой меди, для покрытия
металлов медью и для получения различных соединений меди.
Применяется и как ядовитое вещество для борьбы с вредителями
сельскохозяйственных растений.
Железный купорос FeS04 • 7Н20. Кристаллы светло-
зеленого цвета. Употребляется для изготовления чернил, в кра-
сильном деле, а также и как средство для уничтожения некоторых
вредителей сельского хозяйства.
§ 11. Сходство серы с кислородом
Сера и кислород в свободном состоянии как простые вещества
совершенно непохожи друг на друга. Сера — твердое, кристалли-
ческое вещество, желтого цвета, в воде не растворяется. А кисло-
род — бесцветный газ; в воде хотя немного, но все-таки раство-
ряется.
Сравним их в химическом отношении:
Свойства
Элементы
Кислород О Сера S
ZnO
Водородные соединения
Соединения с металлами
Н20
ZnS
H2S
Кислородные соединения
SO2 и S03
Из приведенной таблицы видно, что и кислород и сера взаимо-
действуют с одними и теми же элементами — с металлами и
с водородом. Причем в соединениях с этими элементами оба они
двухвалентны.
Сера и кислород в химическом отноше-
нии сходны между собой. Вместе с некоторыми дру-
гими элементами (Se — селеном и Те — теллуром) они составляют
общую группу, которую называют группой кислорода.
Однако химическая активность у кислорода и серы неодина-
кова. Кислород взаимодействует с металлами несколько лучше,
чем сера, — металлоидные свойства у серы выражены слабее, чем
у кислорода. Кислород и с водородом взаимодействует несколько
лучше, чем сера; в этом отношении металлоидные свойства у серы
выражены также слабее, чем у кислорода.
Если ко всему сказанному еще прибавить, что сера (при горе-
нии) может взаимодействовать и с самим кислородом — образо-

вывать окислы (SO2 и S08), в которых сера уже не двухвалентна,
а четырех- и шестивалентна, кислород же во всех соединениях
двухвалентен, то станет вполне ясно, что сера и кислород в хими-
ческом отношении друг от друга несколько отличаются.
Металлоидные свойства у серы выраже-
ны несколько слабее, чем у кислорода. Эта
особенность химических свойств серы и кислорода находится в
связи с их основным свойством — атомным весом: элемент кисло-
род с меньшим (ат. вес 16), чем сера (ат. вес 32), атомным весом,
как металлоид активнее серы.
На основе всего изложенного мы можем, наконец, отметить
следующую общую закономерность:
Кислород и сера относятся к одной и той же группе
сходных элементов. В группе кислорода, как и в группе га-
логенов, по мере возрастания атомного веса металлоидные
свойства элементов ослабляются, а металлические усили-
ваются.
ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОВТОРЕНИЯ
1. Что такое аллотропия?
2. Чем озон отличается от обыкновенного кислорода?
3. Как получают озон?
4. На каком основании озон и обыкновенный кислород считают алло-
тропными видоизменениями кислорода?
5. Как получают кислород?
6. Охарактеризуйте химические свойства кислорода.
7. Какие аллотропные видоизменения серы вам известны? Охаракте-
ризуйте их.
8. Перечислите физические и химические свойства серы.
9. В каком виде сера находится в природе и как ее добывают?
10. Какую серу называют комовой, черенковой и какую серным цветом?
11. Для чего применяется сера?
12. Каковы свойства сероводорода?
13. В каком виде сероводород встречается в природе и как его полу-
чают?
14. Укажите наиболее распространенные в природе сульфиды.
15. Охарактеризуйте сернистый газ и сернистую кислоту — их свой-
ства, применение и получение.
16. Что вы знаете о серном ангидриде?
17. Перечислите свойства серной кислоты и подтвердите соответствую-
щими примерами.
18. В чем особенность серной кислоты по отношению к металлам?
19. Какой реактив на серную кислоту и ее соли вы
знаете?
20. Охарактеризуйте практическое значение серной кислоты.
21. Что такое основная химическая промышлен-
ность и каково ее значение в хозяйственной жизни страны?
22. В чем сущность производства серной кислоты контактным, камер-
ным и башенным способами?
а) укажите их основные фазы (запишите уравнения реакций);
б) перечислите важнейшие аппараты и укажите их роль в процессе
производства;

в) охарактеризуйте имеющие здесь место принципы, общие для всех
современных химических производств.
23. Какие вы знаете наиболее важные соли серной кислоты?
24. Укажите сходство серы с кислородом.
25. В чем выражается связь между химическими свойствами и атомны-
ми весами элементов группы кислорода?
ГЛАВА VI
АЗОТ И ФОСФОР
§ 1. Азот (ат. вес 14)
Название «азот» происходит от греческого слова «азотос», что
значит «безжизненный», или иначе «непригодный для жизни».
И действительно, животные, помещенные в сосуд с азотом, быстро
умирают; происходит это не потому, что азот ядовит, а из-за отсут-
ствия необходимого для жизни животных кислорода. В азоте
жизнь организмов невозможна.
Вместе с тем известно, что главной частью всех организмов
(и животных и растений) являются белковые вещества (на них мы
остановимся особо); белковые вещества составляют основу всех
жизненных процессов — без белка нет жизни. Обязательной же
составной частью белка является азот. Для жизни орга-
низмов азот необходим.
Таким образом, азот в жизни природы играет двойственную
роль. Зависит это от того, что свойства азота в свободном состоя-
нии и свойства азота в соединениях неодинаковы.
Ознакомимся со свойствами азота более обстоятельно.
Азот в свободном состоянии — бесцветный газ, без запаха;
очень мало растворим в воде; немного легче воздуха (литр воздуха
при нормальных условиях весит около 1,29 г, а литр азота около
1,25 г).
При сильном охлаждении, под высоким давлением, азот пре-
вращается в жидкость, которая кипит при —196°. На температуре
кипения азота основано его выделение из воздуха, где его со-
держится по объему около 78%.
Вхимическом отношении азот неактивен.
Горение веществ он не поддерживает: горящая лучинка в нем гас-
нет. Это свойство азота в учебной обстановке обычно используют
для отделения азота от кислорода воздуха (см. практические рабо-
ты, § 9).
В обыкновенных условиях азот не горит и горение не поддер-
живает. А так как горение в воздухе есть процесс соединения ве-
ществ с кислородом, то мы можем сделать еще одно заключение:
азот при обыкновенных условиях с кисло-
родом не соединяется. Это свойство азота исключи-
тельно важное — именно оно обусловливает нахождение азота
в воздухе в свободном состоянии.

Однако следует иметь в виду, что азот не соединяется с кисло-
родом лишь при обыкновенных условиях. При изменении же усло-
вий азот тоже может гореть.
Горение азота в кислороде демонстрируют следующим образом.
В большую колбу, как показано на рисунке 67, вводят металли-
ческие стержни. Наружные концы стержней соединяют с индук-
ционной катушкой — прибором,
дающим электрические искры.
При включении электрического
тока через воздух в колбе про-
ходят сильные электрические
искры. Между концами стерж-
ней в колбе появляется желто-
ватое пламя. Азот горит в кис-
лороде воздуха. Воздух в колбе
постепенно буреет — образуется
соединение азота с кислородом
NO2 — газ бурого цвета. Азот
соединяется с кислородом и в
природе — при атмосферных
грозовых разрядах.
Азот соединяется с.кислородом при вы-
сокой температуре или при действии элек-
трических разрядов.
С водородом в обычных условиях азот не соединяется. Однако
при особых условиях (о них мы скажем далее) азот с водородом
образует аммиак NH3.
Рис. 67. Горение азота в кислороде.
§ 2. Аммиак
Применяемый в медицине и в домашнем быту так называемый
нашатырный спирт, как известно, имеет очень резкий,
действующий на слизистые оболочки запах. Это запах аммиака.
Аммиак NH3 при обычных условиях — газ бесцветный,
легче воздуха. Он очень хорошо растворяется в воде. В одном
объеме воды при обыкновенной температуре растворяется бо-
лее 700 объемов аммиака. Если пробирку с аммиаком перевернуть
и опустить в чашку с водой, то аммиак почти моментально раство-
ряется; в пробирке создается пустое пространство; под действием
атмосферного давления это пространство сразу же почти полностью
заполняется засосавшейся в него жидкостью. Если в пробирку с
получившимся раствором аммиака опустить несколько капель
фенолфталеина, то раствор покраснеет.
При растворении аммиака можно наблюдать своеобразный фон-
тан, подобный тому, какой получается при растворении хлористого
водорода (рис. 43). Если к воде, в которой растворяется аммиак,
предварительно прилить немного фенолфталеина, то фонтан по-
лучится малинового цвета.

Раствор аммиака в воде действует на ин-
дикаторы: в нем фенолфталеин краснеет,
а лакмус синеет. Известно, что фенолфталеин краснеет,
а лакмус синеет от действия растворимого основания — щелочи.
Значит, аммиак в воде не только растворяется — он с водой взаи-
модействует, образует новое вещество — основание.
Всякое основание характеризуется тем, что в составе его моле-
кулы имеется гидроксильная группа (ОН). Значит, в процессе
Рис. 68. Схема произвэдствз аммиака синтетическим путем в промышленности.
растворения аммиака в воде образуется соединение, имеющее со-
став NH4OH:
NH3 + H2O = NH4OH.
Известно, что молекула всякого основания состоит из гидро-
ксильной группы и металла. В данном же соединении металла нет.
В нем группа NH4 — аммоний — в химических реакциях
ведет себя подобно одновалентному металлу.
Соединение NH4OH носит название гидрат окиси
аммония. Это соединение крайне непрочное. Даже при обыч-
ных условиях оно разлагается снова на аммиак и воду:
NH4OH = NH3 + H20.
Процессы взаимодействия аммиака с водой и разложения обра-
зовавшегося соединения происходят одновременно; их выражают
стрелками в противоположных направлениях:
NH8 + H2Ol5:NH4OH.
Следует заметить, что разложение NH4OH происходит быстрее,
чем образование соединения. Поэтому гидрата окиси аммония,
NH4OH, в растворе остается совершенно незначительное количе-
ство. Считают, что раствор аммиака в воде почти исключительно

состоит из молекул аммиака и воды. Такой раствор аммиака в воде
и называют нашатырным спиртом.
При нагревании нашатырного спирта процесс его разложения
и выделения аммиака из раствора значительно ускоряется. В лабо-
ратории это используют для получения аммиака.
Рис. 69. Современный аммиачный завод.
В промышленности же (рис. 68 и 69) в больших количествах
аммиак получают непосредственным соединением (синтезом) азота
с водородом:
N2-|-3H2 = 2NH3.
Этот процесс идет при повышенной температуре под давлением
и в присутствии катализатора в специальном так называемом кон-
тактном аппарате (см. рис. 68).
Аммиак сравнительно легко превращается в жидкость. Для
этого при обыкновенной температуре достаточно давления всего
лишь в несколько атмосфер. При понижении же давления аммиак
сразу переходит опять в газообразное состояние. На этом свойстве
аммиака основано его хранение и использование. Хранят аммиак
под давлением в стальных баллонах. Достаточно вентиль этого
баллона открыть и тем понизить давление, как аммиак испаряется
и выделяется в виде газа. Испарение аммиака происходит очень

быстро. При испарении аммиак поглощает большое количество
теплоты из окружающего пространства. На этом свойстве основано
применение аммиака в холодильном деле.
Аммиак имеет очень большое промышленное значение. Из него
в производстве получаются, например, такие важнейшие соедине-
ния, как азотная кислота и соли аммония.
§ 3. Соли аммония
Если смочить одну лучинку крепкой соляной кислотой, а дру-
гую — концентрированным раствором аммиака и поднести их друг
к другу, то над ними появляется белый дым (рис. 70).
Аммиак с соляной кислотой
соединяется. Получается твер-
дое белое кристаллическое ве-
щество— нашатырь NH4C1:
NH3 + HCl = NH4C1.
С азотной кислотой аммиак
дает похожее на нашатырь твер-
дое кристаллическое вещество:
NH3+HN03 = NH4N03.
С серной кислотой аммиак также дает аналогичное соединение:
2NH8 + H2S04 = (NH4)2S04.
С кислотами аммиак легко соединяется.
Получаются соединения довольно своеобразные. По виду они по-
хожи на соли.
По своим химическим свойствам они также похожи на соли.
Как обычные соли, так и эти соединения взаимодействуют с
кислотами:
2NaCl + H2S04 = Na2S04 + 2HCl,
2NH4C1 + H2S04 = (NH4)2S04 + UHCl
Как обычные соли, так и эти соединения взаимодействуют с
другими солями:
NaCl + AgNOg = NaNOg + AgCl,
NH4C1 + AgN03 = NH4N03 + AgCL.
Группа аммония NH4 во всех этих соединениях ведет
себя подобно одновалентному металлу.
Соединения, получаемые при взаимодействии аммиака
с кислотами, называют солями аммония.
Рис. 70. Образование нашатыря.

Таковы, например, соли: NH4C1 — хлористый аммоний,
(NH4)2S04 — сернокислый аммоний, NH4N03 — азотнокислый
аммоний, (NH4)2C03—углекислый аммоний и т. п.
Соли аммония — вещества непрочные. При
нагревании они легко разлагаются и выделяют аммиак:
По крайней непрочности и выделению аммиака при разложении
соли аммония можно отличить от других солей. Это же свойство
солей аммония используют
для получения чистого азота.
Для получения чистого
азота нагревают (в рас-
творе) азотиетокислый аммо-
ний NH4NOa (соль азотистой
кислоты HNOa). Эта соль
легко разлагается и выделяет
азот:
Соли аммония, как и дру-
гие соли, взаимодействуют со
щелочами; при этом они раз-
лагаются с выделением амми-
ака. На этом свойстве солей
аммония основано получение
аммиака в лаборатории.
Для получения аммиака
таким способом собирают при-
бор, как указано на рисунке 71. В пробирку берут предвари-
тельно приготовленную смесь нашатыря NH4C1 и гашеной из-
вести Ca(ОН)2. Пробирку нагревают:
Рис. 71. Получение аммиака в лаборато-
рии.
Выделяющийся аммиак, как легкий газ, собирают в перевер-
нутую пробирку.
Соли аммония содержатся в почве, но в незначительном коли-
честве. В производстве их получают из аммиака взаимодействием
последнего с кислотами. Получают их и при сухой перегонке ка-
менного угля. Каменный уголь для получения из него кокса на-
гревают без доступа воздуха. При этом образуется большое коли-
чество новых веществ. В образующейся при этом так называемой
«аммиачной воде» содержится около 15% аммиака в растворе и
примерно столько же аммиака в соединениях, главным образом
в виде углекислого аммония (NH4)aCOs. Состав аммиачной воды

впервые установил наш русский
химик инженер Андреев. Из ам-
миачной воды теперь получают
и аммиак и соли аммония.
Соли аммония имеют боль-
шое практическое значение.
Они, например соль (NH4)2S04,
служат очень важным минераль-
ным удобрением, так как обес-
печивают растения азотом.
Хлористый аммоний NH4C1
используется в качестве дымо-
образующего вещества; исполь-
зуется он также в красильном
деле, в ситцепечатании, в галь-
ванических элементах при пая-
нии, лужении и др.
Азотнокислый аммоний
NH4N03 входит в состав неко-
торых взрывчатых веществ, на-
пример аммонала (рис. 72).
Азотнокислый аммоний вхо-
дит также в состав минераль-
ных удобрений; в смеси с
(NH4)2S04 он применяется под названием лейна-селитра.
§ 4. Окислы азота
Азот с кислородом при действии электрических разрядов обра-
зует бесцветную окись азота N0:
N2 + O2 = 2NO.
Окись азота легко окисляется. Она в обычных условиях навоз-
духе присоединяет к себе кислород и превращается в бурую дву-
окись азота:
2NO + O2 = 2NO2.
Азот с кислородом образует и еще несколько соединений:
закись азота Na0 — бесцветный газ, азотистый ангидрид N203 —
синяя жидкость и азотный ангидрид N206 — твердое белое кристал-
лическое вещество.
Окись и двуокись азота имеют большое практическое значение;
они используются для получения азотной кислоты и в производ-
стве серной кислоты башенным и камерным способами (гл. V, § 9).
Закись азота действует на нервную систему при вдыхании в неболь-
ших количествах возбуждающе, а в значительных количествах
усыпляюще; поэтому под названием «веселящий газ» она иногда
применяется при легких операциях. Остальные кислородные со-
единения пока практического значения не имеют.
Рис. 72. Действие аммонала.

§ 5. Азотная кислота
Азотную кислоту в лаборатории получают действием концент-
рированной серной кислоты на селитру KNOe (рис. 73).
Реакция проходит при слабом нагревании смеси:
KN03 + H2S04 = KHS04 -f HNO3.
Азотная кислота примерно в 11/2 раза тяжелее воды (уд.
вес 1,52). Имеет резкий характерный запах. В концентрированном
виде, как и соляная кис-
лота, она «дымит» — поглоща-
ет из воздуха водяные пары.
Чистая азотная кислота —
бесцветная жидкость. Обык-
новенно же она немного жел-
товата. Происходит это по-
тому, что азотная кислота
очень непрочная. Даже при
обыкновенных условиях она
разлагается и выделяет бу-
рую двуокись азота NO2:
Рис. 73. Получение азотной кислоты
в лаборатории.
При разложении азотной кислоты выделяется атомарный кис-
лород. А мы знаем, что кислород в момент выделения особенно
активен — легко взаимодействует с другими веществами. Благо-
даря этому азотная кислота — сильный окисли-
тель.
В концентрированной азотной кислоте многие органические ве-
щества разрушаются, а краски (раствор лакмуса, индиго и др.)
обесцвечиваются.
Тлеющий уголь в нагретой азотной кислоте загорается (рис. 74).
Скипидар в смеси азотной кислоты с серной воспламеняется
(рис. 75); серная кислота обезвоживает азотную кислоту и тем еще
больше усиливает ее окислительную способность.
Концентрированная азотная кислота
как сильный окислитель взаимодействует даже с медью, но при
этом выделяется не водород, а двуокись азота.
Азотная кислота сначала окисляет медь с выделением дву-
окиси азота:
2HN03 + Си = CuO + Н20 + 2NO2,
а затем взаимодействует с окисью меди:
2HN03 + CuO = Си (N03)2 + Н20.
Эту реакцию в целом можно выразить следующим уравнением:
4HN03 + Си = Cu(N03)2 + 2Н20 + 2NO.

Концентрированная азотная кислота с железом и алюминием
не взаимодействует: на поверхности этих металлов образуется тон-
кая пленка окисла, которая препятствует дальнейшему действию
кислот. Но стоит кислоту немного разбавить водой, как между
ними начинается довольно бурная реакция.
Азотная кислота действует почти на все металлы за исключе-
нием золота, платины и некоторых редких металлов.
Смесь, состоящая из одного объема азотной и трех объемов со-
ляной кислоты, называется царской водкой. Царская
Рис. 74. Горение угля
в азотной кислоте.
Рис. 75. Вспышка скипидара
в азотной кислоте.
водка действует на металлы еще сильнее, чем азотная кислота.
С ней взаимодействуют даже золото и платина. Это явление объяс-
няется также сильной окислительной способностью азотной кисло-
ты. Азотная кислота, окисляя соляную кислоту, освобождает хлор.
Хлор же в момент выделения особенно активно взаимодействует
с металлами.
При взаимодействии азотной кислоты с металлами свободный
водород не выделяется. Правда, в процессе реакции металлы из
азотной кислоты тоже вытесняют водород, но только этот водород
здесь же азотной кислотой окисляется в воду.
Азотная кислота имеет весьма большое практическое значение.
Она нужна для производства азотных удобрений и органических
красителей. Применяется она в производстве серной кислоты ба-
шенным и камерным способами, служит для получения солей ме-
таллов (меди, серебра и др.), которые с другими кислотами или
плохо взаимодействуют, или же совсем не взаимодействуют.

Особенно много азотной кислоты расходуется на изготовление
бездымного пороха и взрывчатых веществ (пироксилина, тротила,
нитроглицерина, динамита и др.), необходимых для извлечения из
земли горных пород, для производства различных сооружений,
тоннелей, каналов, плотин и т. п.
В промышленности азотную кислоту теперь получают не из се-
литры, а окислением синтетического аммиака (рис. 76). Аммиак
в специальном аппарате (конверторе) при высокой температуре
Рис. 76. Производство азотной кислоты окислением аммиака.
под действием катализатора окисляется кислородом воздуха в
окись азота. Окись азота (в окислительной башне) дальше окис-
ляется в двуокись азота, которая при взаимодействии с водой
(в поглотительной башне) и образует азотную кислоту.
Процесс окисления аммиака в азотную кислоту можно выра-
зить следующим уравнением:
NH3 + 2O2 = HN03 + H20.
§ 6. Соли азотной кислоты
Соли азотной кислоты носят общее название нитраты (от
латинского названия азота «нитрогеннум»).
Наиболее важное значение имеют нитраты натрия, калия,
аммония и кальция, которые называют селитрами.
Все селитры хорошо растворяются в воде. При нагревании се-
литры, как и сама азотная кислота, легко разлагаются и выделяют

кислород. Этот кислород обладает большой окислительной способ-
ностью. Можно, например, наблюдать, как на расплавленной се-
литре сера сама загорается и горит ярким пламенем (рис. 77).
Селитры, как вещества хорошо растворимые,
в природе встречаются очень редко. Они имеются
лишь в тех местах, где почти не бывает дождей.
Так, например, селитра NaN03 обнаружена
только в одном месте земного шара — в Чили
(Южная Америка), поэтому она и называется
чилийской селитрой. В небольшом
количестве в природе встречается еще только
KN03. Все остальные селитры, в том числе и
KN03, получаются искусственно.
Селитры служат очень хорошим минераль-
ным удобрением.
О применении аммиачной селитры NH4N03
мы уже говорили (§ 3).
Калийная селитра KNO широко исполь-
зуется для приготовления черного по-
роха, представляющего собой смесь селитры
с серой и углем. Черный порох в связи с при-
менением бездымного пороха в современной
военной технике потерял свое первоначальное
значение. В настоящее время он применяется
главным образом в мирных целях: для подрыв-
ных работ, для охоты, а также для приготовления ракет, фейер-
верков и других пиротехнических составов.
Рис. 77. Горение
серы на расплавлен-
ной селитре.
§ 7. Значение азота в жизни природы
Мы ознакомились с азотом и его важнейшими соединениями,
обратили внимание на их наиболее характерные свойства. Только
теперь мы сможем выяснить, какое колоссальное значение в жизни
природы имеет азот.
Азот входит в состав белковых веществ, без которых жизнь ор-
ганизмов совершенно невозможна. Использование же азота орга-
низмами крайне затруднено. Свободного азота в воздухе очень
много, но ни растения, ни животные азот воздуха непосредственно
не используют. Растения усваивают азот из солей. Путем сложней-
ших происходящих в организме процессов растения из различных
солей, воды и углекислого газа создают белковые вещества своего
тела. Организмы человека и животных, как известно, получают
эти белковые вещества уже в готовом виде.
Соединений азота в природе сравнительно немного. Тем не ме-
нее в естественных природных условиях этого количества соеди-
нений азота в общем для жизни организмов достаточно. Несмотря
на то, что растения непрерывно потребляют соединения азота, ко-
личество их на необрабатываемых почвах не уменьшается. Это важ-

нейшее для жизни природы обстоятельство объясняется тем, что
в природе соединения азота не только расходуются, но и непрерыв-
но пополняются. Погибшие растения и трупы животных гниют, и
содержащийся в их организмах азот опять возвращается в почву.
Неоценимую роль в этом процессе играют микроорганизмы.
Особые бактерии (гнилостные) превращают азот белковых
веществ в аммиак, запах которого всегда сопровождает процессы
гниения организмов. Другие бактерии (нитрофицирую-
щие) получившийся при гниении аммиак превращают дальше
Рис. 78. Клубеньки на корнях бобовых растений.
в соли азотной кислоты — селитры. Так азот снова возвращается
в почву.
Конечно, часть азота из почвы теряется: выделяется в виде га-
зообразных соединений в воздух, вымывается из почвы водой и т. д.
Однако эту потерю в естественных условиях в значительной сте-
пени компенсируют особые, находящиеся в почве бактерии.
На корнях бобовых растений поселяются и образуют на них
небольшие клубеньки клубеньковые бактерии
(рис. 78). Кроме того, в почве существует еще несколько видов
почвенных бактерий, впервые открытых русским уче-
ным Виноградским. И клубеньковые и почвенные бактерии обла-
дают удивительной способностью: они усваивают свободный азот
и непосредственно из азота воздуха строят свои азотистые соеди-
нения. Азотистые соединения после гибели этих бактерий остаются
в почве и обогащают ее азотом.
Наряду с бактериями, связывающими азот воздуха, в почве
обнаружены и такие бактерии (денитрофицирующие),
которые, наоборот, разлагают азотистые соединения почвы.
Свободный азот воздуха благодаря грозовым разрядам частично
соединяется с кислородом и снова возвращается в почву. В при-

роде непрерывно происходит круговорот
азота (рис. 79).
В естественных условиях процессы связывания и потери азота
в почве примерно уравновешивают друг друга. Но в этот процесс
вмешался человек. Вместе с урожаем растений человек уносит из
почвы громадное количество связанного азота. Связанного азота
из почвы берется значительно больше того, чем его возвращается
в почву. Вследствие этого в начале текущего века над человече-
ством нависла серьезнейшая угроза: гибель животного мира из-за
недостатка связанного азота.
Рис. 79. Круговорот азота в природе.
На помощь человечеству здесь пришла химия. Химики стали
искусственно получать селитры, аммиак, азотную кислоту и дру-
гие соединения азота и вносить их в почву.
Проблема связанного азота теперь блестяще разрешена. Чело-
век с дюмощью химии победил природу, подчинил ее своим интере-
сам. Наша страна — страна социалистического сельского хозяй-
ства— использует это достижение современной науки особенно
успешно. В Программе Коммунистической партии, принятой XXII
съездом КПСС, специально подчеркнуто: «Создание, наряду с мо-
гучей промышленностью, процветающего, всесторонне развитого
и высокопродуктивного сельского хозяйства — обязательное усло-
вие построения коммунизма... В целях полного удовлетворения
потребностей всего населения и народного хозяйства в сельскохо-
зяйственных продуктах ставится задача увеличить общий объем
продукции сельского хозяйства за 10 лет примерно в два с полови-

ной раза, а за 20 лет — в три с половиной раза... Советский Союз
в первом десятилетии перегонит Соединенные Штаты Америки по
производству основных сельскохозяйственных продуктов на душу
населения».
В настоящее время важнейшей задачей сельского хозяйства у
нас является всемерное повышение урожайности и увеличение
валового сбора сельскохозяйственных продуктов на основе значи-
тельного повышения культуры земледелия и широкого использо-
вания достижений передовой агрономической науки.
Для решения этой важнейшей задачи наша страна под ру-
ководством партии и правительства в общегосударственном масш-
табе осуществляет широчайшие, только при социалистической си-
стеме хозяйства осуществимые мероприятия: лесные насаждения,
обводнение, севообороты и др. Наша страна коренным образом
перестраивает социалистическое сельское хозяйство на основе са-
мой передовой в мире советской агробиологической науки.
XXII съезд КПСС принял решение:. «Для обеспечения устойчи-
вых, высоких, неуклонно увеличивающихся урожаев...—осущест-
вить рациональную и всестороннюю химизацию сельского хозяйст-
ва — полностью удовлетворить его потребности в минеральных
удобрениях, в химических и биологических средствах борьбы с сор-
няками, болезнями и вредителями растений и животных». Большую
роль в нашем сельском хозяйстве играют искусственные мине-
ральные удобрения. Контрольными цифрами на 1959—1965 гг.
предусматривается увеличение выпуска минеральных удобрений
почти в 3 раза.
§ 8. Фосфор (ат. вес 31)
Чтобы зажечь спичку, мы используем поверхность спичечной
коробки, покрытую темно-коричневой массой. При трении на по-
верхности коробки сначала появляется небольшое, особенно за-
метное в темноте свечение, и только потом уже воспламеняется
головка самой спички. Воспламенителем спички в данном случае
служит находящийся вместе с некоторыми другими веществами
в составе боковой поверхности спичечной коробки фосфор. Этот
фосфор темно-красного цвета. Его называют красный фос-
фор.
Красный фосфор — твердый, ни в воде, ни в сероугле-
роде не растворяется, не ядовит и в темноте не светится, при обык-
новенной температуре не окисляется. .
Белый фосфор по виду совсем непохож на красный.
Красный в сероуглероде не растворяется, а белый растворяется.
Красный при обычных условиях не окисляется и с трудом (только
при температуре около 300°) загорается, в темноте не светится,
а белый на воздухе очень легко окисляется и даже загорается,
в темноте светится, откуда и название «фосфор» (по-гречески

«фос» — свет и «феро» — несу), что значит «светоносный». Красный
фосфор — вещество совершенно безвредное, а белый — сильней-
ший яд.
Красный фосфор и белый фосфор как простые вещества, несом-
ненно, разные. Однако эти два вещества имеют между собой и не-
которое весьма важное сходство.
Белый фосфор при нагревании, без доступа воздуха, до 250 —
300°. постепенно превращается в красный фосфор. Красный фосфор
в свою очередь при нагревании выше 300° переходит в парообразное
состояние и превращается в белый фосфор.
Превращение красного фосфора в белый происходит и в момент
зажигания спички. При трении головки спички о боковую поверх-
Рис. 80. Электрическая печь для получения фосфора:
а — бункер, б — шкив винта, подающего в печь материалы, в и г—элек-
троды, о — выпускное отверстие для шлаков, е—трубка для отвода
паров фосфора, т — трубка для отходящих газов.
ность спичечной коробки создается температура, при которой на-
ходящийся в составе темно-красной массы красный фосфор пре-
вращается в белый, а этот последний и дает на поверхности коробки
первоначальную вспышку, от которой затем уже воспламеняется
головка спички.
И белый и красный фосфор при горении образуют с кислоро-
дом одно и то же соединение — уже известный нам фосфорный ан-
гидрид Р2O5.
И белый и красный фосфор состоят из од-
ного и того же элемента, — это аллотроп-
ные видоизменения фосфора.

Красный фосфор при обыкновенной температуре не окис-
ляется, его поэтому хранят в сухом виде. Белый же фосфор
ввиду его крайне легкой окисляемости хранят обыкновенно под
водой.
Фосфор в свободном виде в природе не встречается. В природе
наиболее распространены минералы: фосфорит, содержащий
ортофосфорнокислый кальций Са3(Р04)2, и апатит, содержа-
щий, не только ортофосфорнокислый кальций Са3(Р04)2, но еще и
CaF2 или CaCl2. Фосфор получают из фосфоритов или апатитов.
В специальных электрических печах (рис. 80) эти минералы на-
гревают с коксом. Кокс (углерод) восстанавливает фосфорнокис-
лый кальций до окиси кальция и освобождает фосфор в парообраз-
ном состоянии:
Са3(Р04)2 + 5С = 3CaO + 5СО +2Р.
При быстром охлаждении этих паров под водой образуется бе-
лый фосфор. При длительном же нагревании до 250—300° без до-
ступа воздуха белый фосфор превращается в красный фосфор.
§ 9. Соединения фосфора
При сжигании фосфора получается фосфорный ангид-
рид Р206:
4Р+5O2 = 2Р2Об.
Фосфорный ангидрид Ра05 — твердое белое «снего-
образное» вещество, очень жадно поглощает влагу; при соедине-
нии с водой образует фосфорные кислоты.
Рис. 81. Дымовая завеса.
Фосфорные кислоты. Фосфорный ангидрид образует
две кислоты: метафосфорную и ортофосфорную.
При взаимодействии фосфорного ангидрида с водой в обычных
условиях получается метафосфорная кислота НР03:

При нагревании же водного раствора метафосфорной кислоты
получается ортофосфорная кислота Н3Р04:
НР03 + Н20 = Н3Р04.
И метафосфорная кислота и ортофосфорная кислота — при
обычных условиях вещества твердые, хорошо растворимые в воде.
Соль ортофосфорной кислоты Са3(Р04)2 — ортофосфорнокис-
лый кальций или фосфат кальция — самое распростра-
ненное природное соединение фосфора.
В природе встречаются и водородные соединения фосфора. Осо-
бого внимания заслуживает фосфористый водород.
Фосфористый водород РН3 — бесцветный ядовитый
газ с чесночным запахом. Он подобно аммиаку взаимодействует
с кислотами и образует соли, в молекулах которых группа РН4
(фосфоний), как и группа NH4 (аммоний), ведет себя подобно од-
новалентному металлу.
Соединения фосфора имеют большое практическое значение.
Фосфорный ангидрид применяется для осушки газов, а также
для дымовых завес (рис. 81). Соли же ортофосфорной кислоты ши-
роко используются в сельском хозяйстве в качестве минеральных
удобрений.
С соединениями фосфора связано довольно распространенное суеверие
о так называемых «блуждающих огнях». Известны разговоры о том, что иног-
да в 12 часов ночи на кладбищах и торфяных болотах появляются «чудес-
ные» огни. Эти огни то появляются, то исчезают: исчезают в одном месте, а
появляются в другом — как бы блуждают. Это явление приписывают дей-
ствию «нечистой силы».
«Блуждающие огни» на кладбищах и торфяных болотах действительно
иногда появляются. Но здесь ничего таинственного, «чудесного» нет. Дело
в том, что при гниении органических веществ, содержащих фосфор, обра-
зуются водородные соединения фосфора. Известно несколько водородных со-
единений фосфора. Газообразный (РН3) устойчив, а жидкий (Р2Н4) легко
превращается в пар и на воздухе сам воспламеняется. Он-то и является
причиной так называемых «блуждающих огней».
§ 10. Фосфор в сельском хозяйстве
Фосфор — важнейший элемент в жизни природы. Как и азот,
он входит в состав многих необходимых для растений и животных
белковых веществ. Растения получают фосфор, как и азот, из поч-
вы в виде растворимых солей, а животные—от растений. Раство-
римых соединений фосфора в почве сравнительно немного, поэтому
фосфорные удобрения имеют исключительно важное значение в
сельском хозяйстве.
В качестве фосфорного удобрения применяют фосфориты
и апатиты. Залежей фосфоритов и апатитов в нашей стране
очень много. У нас широко используются фосфориты Каменец-
Подольска, верхней Камы, Московской области, Актюбинска, Юж-

ного Казахстана и др. Но самые большие в мире запасы апатитов
по инициативе Сергея Мироновича Кирова, под руководством акад.
Ферсмана, открыты на Кольском полуострове (г. Кировск). По
запасам сырья для производства фосфорных удобрений СССР в на-
стоящее время занимает первое место в мире.
Фосфориты для внесения в почву измельчают — превращают
в фосфоритную муку.
В качестве фосфорного удобрения применяют также костяную
муку и костяную золу, в которых содержится Са3(Р04)2.
Однако фосфориты и апатиты сравительно трудно усваиваются
растениями, так как содержащаяся в них соль Са3(Р04)а в воде
почти нерастворима. Правда, на почвах болотных и подзолистых,
содержащих много свободных кислот, эта соль растворяется не-
сколько лучше, но даже и на таких почвах она усваивается расте-
ниями очень медленно.
Наиболее важными искусственными фосфорными удобрениями
являются суперфосфат и преципитат. Суперфосфат
представляет собой смесь однозамещенного фосфата кальция
Ca(Н2Р04)2 и гипса CaS04 - 2НаО, преципитат же совсем не содер-
жит гипса, а целиком состоит из хорошо растворимого двузаме-
щенного фосфата кальция CaHPOi.
Для нормального развития растений нужен, как мы знаем, не
только фосфор, но и другие элементы (Na, К). Поэтому за послед-
нее время стали изготовлять комбинированные удо-
брения, содержащие несколько нужных растениям элементов.
Промышленность, производящая комбинированные искусственные
удобрения, носит название туковой промышленности.
§11. Сходство фосфора с азотом
Азот с водородом образует аммиак NH3, где он трехвалентен.
Аммиак — бесцветный газ, имеет очень резкий, раздражающий
слизистые оболочки запах, взаимодействует с кислотами и обра-
зует с ними соли, в которых роль одновалентного металла играет
группа аммония NH4.
Фосфор с водородом образует аналогичное соединение — фос-
фористый водород РН3, где он трехвалентен. Фосфористый водо-
род— бесцветный газ, имеет резкий, очень неприятный запах,
взаимодействует с кислотами и образует с ними соли, в которых
роль одновалентного металла играет группа фосфония РН4.
Азот имеет высшее кислородное соединение*— азотный ангид-
рид N206, которому соответствует азотная кислота HN03. Здесь
азот пятивалентен. Фосфор имеет аналогичное высшее кисло-
родное соединение — фосфорный ангидрид Р206, которому соответ-
ствует метафосфорная кислота НРОч. Здесь фосфор тоже пятива-
лентен. Азот и фосфор — элементы явно сход-
ные. Однако между ними есть и некоторое, весьма существенное
различие.

Азот с кислородом при обычных условиях непосредственно не
соединяется — вместе с кислородом он в воздухе находится в сво-
бодном состоянии. Фосфор же (белый) на воздухе очень легко окис-
ляется и даже самовоспламеняется — в природе в свободном со-
стоянии он не встречается.
Азот по отношению к кислороду инертен. А мы знаем, что с ки-
слородом лучше взаимодействуют металлы, чем металлоиды; ти-
пичные металлоиды — галогены с кислородом непосредственно
совсем не соединяются. Азот по отношению к кислороду проявляет
свойства больше металлоидные, чем металлические — он больше
похож на металлоид. Фосфор же с кислородом соединяется значи-
тельно лучше. В этом отношении он больше похож на металл.
Металлоидные свойства у фосфора вы-
ражены несколько слабее, чем у азота.
Эта особенность химических свойств фосфора и азота находится
в связи с их основным свойством — атомным весом: более легкий
элемент азот (ат. вес 14) как металлоид проявляет себя лучше, бо-
лее же тяжелый элемент фосфор (ат. вес 31) как металлоид прояв-
ляет себя хуже.
Таким образом, на основе сравнения азота с фосфором мы мо-
жем отметить следующую общую закономерность:
Азот и фосфор относятся к одной и той же группе сход
ных элементов. В группе азота, как и в других рассмотрен-
ных нами группах (галогенов и группы кислорода), по мере
возрастания атомного веса, металлоидные свойства элемен-
тов ослабляются, а металлические усиливаются.
ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОВТОРЕНИЯ
1. Какое влияние азот оказывает на жизнь организмов?
2. Охарактеризуйте азот как простое вещество.
3. При каких условиях азот взаимодействует с кислородом?
4. При каких условиях азот взаимодействует с водородом?
5. Перечислите физические свойства аммиака.
6. В чем особенность процесса растворения аммиака в воде?
7. Что такое «нашатырный спирт»?
8. Где используют аммиак?
9. Что вам известно о взаимодействии аммиака с кислотами?
10. На каком основании продукты взаимодействия аммиака с кислотами
считают солями аммония?
11. Назовите важнейшие соли аммония.
12. Каковы общие свойства солей аммония?
13. На каком свойстве солей аммония основано получение аммиака в ла-
боратории? Объясните и напишите уравнение химической реакции.
14. Какое практическое значение имеют соли аммония?
15. Охарактеризуйте окислы азота.
16. Перечислите физические свойства азотной кислоты.
17. В чем характерная особенность азотной кислоты?
18. Приведите факты, свидетельствующие о сильной окислительной спо-
собности азотной кислоты.
19. Для чего используется азотная кислота?
20. Как получается азотная кислота: а) в лаборатории, б) в промыш-
ленности?

21. Перечислите известные вам селитры, охарактеризуйте их свойства
и значение.
22. В чем сущность круговорота азота в природе?
23. Какую роль в круговороте азота играют микроорганизмы?
24. Чем вызвана проблема связанного азота и как эта проблема теперь
разрешена?
25. Сравните красный и белый фосфор по физическим и химическим
свойствам.
26. Докажите, что красный и белый фосфор — лишь аллотропные видо-
изменения фосфора.
27. В каком виде фосфор находится в природе?
28. Перечислите важнейшие природные соединения фосфора.
29. Как получают фосфор в промышленности?
30. Для чего используют фосфор?
31. Охарактеризуйте кислородные и водородные соединения фосфора.
32. Какое значение фосфор имеет в сельском хозяйстве?
33. Что вам известно об искусственных фосфорных удобрениях?
34. Что такое туковая промышленность и каково ее
практическое значение?
35. В чем сходство фосфора с азотом?
36. Как изменяются свойства элементов в пределах группы азота?
ГЛАВА VII
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ
Теперь, после ознакомления с целым рядом химических элемен-
тов и их важнейших соединений, остановимся на классификации
элементов.
§ 1. Первоначальная классификация элементов
О химических элементах проще всего судить по свойствам об-
разованных ими простых веществ. Поэтому в основу первоначаль-
ной классификации элементов были положены только физические
свойства простых веществ: цвет, блеск, ковкость и др. По физи-
ческим свойствам все простые вещества и подразделены на металлы
и металлоиды.
В дальнейшем все больше и больше стали обращать внимание
не только на физические свойства, но и на отношение элемен-
тов к другим веществам — на химические свойства элементов. Вы-
яснилось, что подразделение элементов на металлы и металлоиды
весьма условно: резкой разницы между металла-
ми и металлоидами не существует.
Есть элементы, которые в виде простого вещества — металлы,
а в соединениях проявляют химические свойства металлоидов.
Так, например, сурьма Sb в свободном состоянии металл, а в со-
единениях ведет себя как металлоид — образует сурьмяную кис-
лоту H2SbO4. Металл мышьяк также образует мышьяковые кис-
лоты. Некоторые металлоиды могут в соединениях проявлять свой-
ства металлов. Например, мы знаем йод как типичный металлоид —

галоген. Между тем известно соединение типа соли J2(S04)3, в ко-
тором йод ведет себя как металл. Есть и такие элементы, кото-
рые в одних соединениях являются металлами, а в других — ме-
таллоидами. Так, например, марганец в свободном состоянии
металл; в соединениях же он проявляет себя по-разному: в одних
(МпО, Мп203) он проявляет себя как металл, а в других (МпO2,
Мп207) — как металлоид.
По мере изучения химических свойств элементов все больше
выявлялось их сходство и различие. Таким путем было обнаруже-
но, что все элементы — и металлы, и металлоиды — объединяются
в сходные по своим свойствам группы.
§ 2. Группы сходных элементов
Хлор, бром и йод по своим химическим свойствам, как мы
знаем, очень похожи друг на друга. Все они хорошо соединяются
с металлами и водородом, но непосредственно не соединяются с ки-
слородом. Водородные соединения всех этих элементов дают очень
сходные между собой кислоты: HCl, HBr, HJ. С металлами и с во-
дородом все они одновалентны. Хлор, бром и йод (а также сход-
ный с ними по химическим свойствам фтор F) составляют группу
галогенов.
Сера по своим химическим свойствам очень похожа на кисло
род. Сера и кислород при взаимодействии с водородом и металлами
образуют аналогичные соединения: H2S и Н20, MgS и MgO и др.
В этих соединениях они двухвалентны. Сера и кислород вместе
с другими сходными с ними элементами (селеном Se и теллуром Те)
составляют группу кислорода.
Азот по химическим свойствам похож на фосфор. Фосфор в со-
единении с кислородом образует ангидрид Р206. Азот тоже имеет
аналогичный ангидрид N206. Оба они в этих соединениях пятива-
лентны. Азот с водородом образует аммиак NH3. Фосфор также
имеет аналогичное соединение — фосфористый водород РН3. Оба
они в этих соединениях трехвалентны. Азот и фосфор вместе с дру-
гими сходными с ними элементами (мышьяком As, сурьмой Sb и
висмутом Bi) образуют группу азота.
Галогены сходны между собой. Но в то же время каждый гало-
ген имеет свои некоторые особенности. В пределах группы свой-
ства их несколько изменяются. Свойства галогенов находятся в
явной зависимости от атомных весов. По мере увеличения атомного
веса их металлоидные свойства ослабляются, а металлические уси-
ливаются. Хлор (ат. вес 35,5) — типичный металлоид, а йод (ат.
вес 127) в некоторой степени уже похож на металл.
Элементы группы кислорода и группы азота при всем своем
сходстве также несколько различаются между собой. У элементов
каждой из этих групп по мере увеличения атомного веса металло-
идные свойства тоже ослабляются, а металлические усиливаются.
Так, в группе кислорода (О, S, Se, Те) кислород (ат. вес 16) —ти-

пичный металлоид, а теллур (ат. вес 127) уже больше металл, чем
металлоид.
Если сравнить между собой все три указанные группы, то мож-
но заметить, что между ними также имеются некоторое сходство и
различие.
Элементы всех этих трех групп могут соединяться с водородом.
Но водородные соединения их По своим свойствам не совсем
одинаковы. С водой они образуют разные по свойствам соедине-
ния: сильную соляную кислоту HCl, слабую сероводородную кис-
лоту H2S и основание NH4OH. В водородных соединениях эле-
менты группы галогенов одновалентны, группы кислорода двух-
валентны, а группы азота трехвалентны.
Элементы всех этих трех групп могут соединяться с кислоро-
дом, но тоже по-разному: например, азот и сера — непосредствен-
но, а хлор — только косвенным путем. В высших кислородных со-
единениях элементы группы азота пятивалентны, группы кислорода
(за исключением самого кислорода) шестивалентны и группы га-
логенов семивалентны.
При ознакомлении со свойствами сходных элементов естественно
встает вопрос о том, есть ли связь между известными нам элемен-
тами и что объединяет все элементы. Этот вопрос интересовал мно-
гих ученых. Но правильно ответил на него только наш соотечест-
венник — великий русский химик Дмитрий Иванович
Менделеев (1834—1907).
§ 3. Периодический закон Д. И. Менделеева
Менделеев глубоко изучал свойства элементов и образованных
ими соединений, сравнивал их между собой. Он обратил внимание
на то, что объединяет элементы в естественные группы и связывает
эти отдельные группы между собой атомный вес, т. е. вели-
чина, характеризующая относительную массу атома. Он пришел
к следующему выводу: «По смыслу всех точных сведений о явле-
ниях природы масса вещества есть именно такое его свойство, от
которого должны находиться в зависимости все остальные свой-
ства. Поэтому ближе и естественнее всего искать зависимость
между свойствами и сходствами элементов, с одной стороны, и их
атомными весами — с другой».
В основу классификации химических элементов Менде-
леев положил атомный вес.
Когда все известные в то время элементы он расположил в по-
рядке возрастания атомных весов, то заметил, что свойства элемен-
тов изменяются вполне закономерно.
Чтобы ознакомиться с открытой Менделеевым закономерно-
стью, расположим первые 20 элементов по возрастанию их атом-
ных весов (в округленных числах). Сделаем только одно исклю-

чение: аргон поставим раньше калия, хотя атомный вес аргона
и больше атомного веса калия (в дальнейшем мы это объясним).
Под каждым элементом напишем формулу его высшего кислород-
ного соединения, в котором выражается валентность элемента.
Фтор
Водо-
род
Гелий Литий Берил-
лий
Бор Угле-
род
Азот Кисло-
род
Фтор Неон
Н Не Li Be В С N О F Ne
1 4 7 9 11 12 14 16 19 20
н2о — Li20 BeO в2о3 со2 NA — — —
Нат-
рий
Маг-
ний
Алю-
миний
Крем-
ний
Фос-
фор
Сера Хлор Аргон Калий Каль-
ций
Na Mg Al Si р S С1 Аг К Ca
около более
23 24 27 28 30 32 35,5 40 39 40
Na20 MgO А1203 SiO2 Р2Оь so3 С1207 к2о CaO
Посмотрим, в какой последовательности изменяются свойства
элементов по мере возрастания их атомных весов.
Водород (Н— 1). Одновалентен. С кислородом образует
воду Н20. При разложении воды электрическим током выделяется
на отрицательном электроде. Имеет некоторое сходство с одно-
валентными металлами.
Гелий (Не — 4). Инертный газ.
Литий (Li — 7). Одновалентный металл. Образует окись
Li20. Энергично взаимодействует с водой — выделяет из нее во-
дород и дает щелочь LiOH. Сходен с натрием.
Бериллий (Be — 9). Двухвалентный металл. Образует
окись ВеО. Гидрат окиси бериллия Ве(ОН)2 почти не растворим
в воде. Проявляет сравнительно слабые щелочные свойства.
Б о р (В — 11). Трехвалентен. Образует борный ангидрид В208
и слабую борную кислоту Н8В03. Слабый металлоид; может про-
являть и металлические свойства: вытеснять из кислот водород
и давать соль.
Углерод (С — 12). Образует угольный ангидрид СO2 и сла-
бую угольную кислоту Н2С03. Металлоид. По кислороду (СОг)
четырехвалентен. По водороду (CH4) тоже четырехвалентен.
Азот (N — 14). Типичный металлоид. Образует одну из наи-
более сильных кислот — HN03. Имеет ангидрид N206, где он пя-
тивалентен. С водородом образует аммиак NH3, где он трехва-
лентен.
Кислород (0—16). Типичный металлоид. Двухвалентен.
Фтор (F — 19). Самый энергичный металлоид. Образует с во-
дородом фтористый водород HF, в котором он одновалентен.
Непосредственно соединяется с металлами и дает соли.

Неон (Ne — 20). Инертный газ. Сходен с гелием.
Таким образом, свойства элементов от водорода до неона по мере
возрастания атомных весов изменяются в совершенно определен-
ном направлении. Валентность элементов по кислороду, начиная
от лития и кончая азотом, у каждого последующего элемента уве-
личивается на единицу, а валентность по водороду от углерода
к фтору, наоборот, уменьшается на единицу. Металлические свой-
ства (способность давать основания, вытеснять из кислот водо-
род и давать соли) от лития к фтору постепенно ослабевают, а ме-
таллоидные усиливаются. Первые же два элемента занимают осо-
бое положение: водород несколько похож на одновалентный металл
штий, а инертный газ гелий похож на неон.
Рассмотрим свойства последующих десяти элементов.
Натрий (Na — 23). Типичный щелочной металл. Одновален-
ен. Образует окись Na20. Похож на литий.
Магний (Mg — 24). Двухвалентен. Образует окись MgO.
Троявляет слабые щелочные свойства. Похож на бериллий.
Алюминий (А1 — 27). Трехвалентен. Дает и основание
\1(ОН)з, и слабую кислоту Н3А103. Проявляет свойства и ме-
талла, и металлоида. Похож на бор.
Кремний (Si — 28). Образует кремниевый ангидрид SiO2
соответствующую ему слабую кислоту H2SiOs. По кислороду
vSiOg) четырехвалентен. По водороду (SiHJ тоже четырехвалентен.
Металлоид. Похож на углерод.
Фосфор (Р — 31). Металлоид. Имеет ангидрид Р205, где он
пятивалентен. С водородом образует РН3, где он трехвалентен.
Похож на азот.
Сера (S — 32). С водородом дает сероводород Н^ — соедине-
ние, аналогичное воде Н20, где она двухвалентна. С кислородом
образует серный ангидрид S03, в котором сера шестивалентна.
Имеет некоторое сходство с кислородом.
Хлор (С1 — 35,5). Активный галоген. Сходен с фтором; имеет
жисел С1207, где хлор семивалентен.
Аргон (Аг — около 40). Инертный газ, похож на гелий и
неон.
Таким образом, свойства элементов от натрия
до аргона в значительной степени повто-
ряют свойства предыдущих элементов
от лития до неона, причем характерно то, что эта повто-
ряемость свойств происходит в определенной последовательности:
натрий повторяет свойства лития, магний — бериллия, алюми-
ний — бора, кремний — углерода, фосфор — азота, сера — ки-
слорода, хлор — фтора и аргон — неона, т. е. каждый восьмой
элемент повторяет свойства первого элемента. А за аргоном сле-
дует дальше калий (К — 39), также повторяющий свойства натрия,
за калием — кальций (Ca — 40), очень сходный с магнием, и т. д.
Из рассмотрения всех перечисленных элементов совершенно
ясна следующая общая закономерность: если располо-

жить химические элементы в порядке воз-
растания атомных весов, то свойства их
периодически повторяются.
Периодический закон Д. И. Менделеева форму-
лируется так:
Свойства элементов, а также образованных ими сое-
динений по мере увеличения их атомных весов повто-
ряются периодически.
На основе периодического закона Менделеев вскрыл взаимные
связи между всеми химическими элементами и выразил это в форме
периодической системы элементов.
§ 4. Периодическая система Д. И. Менделеева
Периодическая система элементов (см. в конце книги) состоит
из периодов. Элементы каждого последующего периода повторяют
свойства элементов предыдущих периодов. В пределах же периода
свойства элементов изменяются последовательно.
Всего периодов семь. Из них: три (I, II и III) малые, а ос-
тальные четыре (IV, V, VI и VII) большие, причем в первом пе-
риоде всего лишь два элемента, а в седьмом — только шесть эле-
ментов; в седьмом же периоде находятся за последнее время искус-
ственно полученные еще десять так называемых трансурановых
элементов № 93—1O2.
В остальных малых периодах по 8 элементов. В двух больших
(IV и V) по 18, а в VI периоде — 32 элемента.
Малые периоды состоят из одного, а большие из двух рядов
элементов. Всего рядов десять.
В пределах каждого периода слева на-
право по мере возрастания атомного веса
металлические свойства элементов посте-
пенно ослабевают, а металлоидные усили-
ваются; все периоды (за исключением первого) начинаются
щелочным металлом и (за исключением последнего) заканчиваются
инертным газом.
Следует особо заметить, что в больших периодах металличе-
ские свойства элементов по мере возрастания атомных весов
ослабевают значительно медленнее, чем в малых периодах.
Поэтому в больших периодах первый ряд системы еще не закан-
чивается инертным газом и второй ряд не начинается щелочным
металлом.
Элементы периодической системы подразделены на группы.
Всего групп девять (I—VIII и еще так называемая «нуле-
вая»). В группах объединяются элементы, сходные по своим свой-
ствам и по валентности. У элементов каждой груп-
пы сверху вниз по мере возрастания
атомного веса металлоидные свойства
ослабевают, а металлические усиливают-

ся; так, например, фтор и хлор — типичные металлоиды, а йод
уже похож на металл, азот и фосфор — металлоиды, мышьяк и
сурьма — и металлоиды, и металлы, а висмут — уже металл.
В каждой группе (за исключением «нулевой») внизу таблицы
приводятся общие формулы высших солеобразующих
окислов, в которых вместо отдельных знаков элементов стоит об-
щая буква R. Эти формулы показывают, что по мере возрастания
группы (от I до VIII) валентность элементов по кислороду лосте-
пенно увеличивается от единицы до восьми; только у элементов
последней группы (инертных газов) валентность не проявляется —
она равна нулю, отсюда и название этой группы «нулевая».
Под общими формулами высших солеобразующих окислов, на-
чиная с IV группы, даны общие формулы высших газообразных
водородных соединений. В этих соединениях с увеличением номера
группы валентность по водороду постепенно уменьшается от че-
тырех (IV группы) до единицы (VII группы). Характерно, что об-
щее количество единиц валентности по кислороду и водороду у
элементов IV—VII групп равно восьми.
В пределах группы не все элементы располагаются друг под
другом. Некоторые элементы (в нечетных рядах больших периодов)
сдвинуты несколько вправо: группа подразделяется на д в е под-
группы. Элементы обеих подгрупп имеют валентность одина-
ковую, а химические свойства несколько различные. Элементы
первых подгрупп проявляют металлические свойства несколько
больше, чем элементы вторых подгрупп. Например, галогены (эле-
менты второй подгруппы VII группы) — все металлоиды, а находя-
щийся в этой же группе, но в первой подгруппе марганец — уже
больше металл, чем металлоид.
Ряды и группы образуют своеобразные клетки периодиче-
ской системы. В каждой клетке находится по одному элементу.
Исключение составляют лишь группы VIII и III. В клетках VIII
группы не по одному, а по три очень сходных между собой эле-
мента. В клетке восьмого ряда III группы находится 15 элементов.
Все эти элементы имеют одинаковую валентность и очень сходные
химические свойства; по первому элементу лантану их называют
лантаниды.
Особое положение в периодической системе занимают элемен-
ты 93—1O2, которые имеют некоторое сходство с элементом № 92—
ураном (U), их называют трансурановые элементы.
Каждый элемент в периодической системе имеет химический
знак, название и атомный вес. Кроме того, перед знаком каждого
элемента стоит цифра: это нумерация элементов по порядку — по-
рядковые номера, или порядковые числа элементов.
В расположении элементов периодической системы по мере
возрастания их атомных весов есть три отступления: калий с мень-
шим атомным весом (39,1) стоит после аргона с большим атомным
весом (39,9); кобальт (ат. вес 58,94) стоит раньше никеля (ат. вес
58,69); теллур (ат. вес 127,6) стоит раньше йода (ат. вес 126,9).

Эти отступления как будто противоречат самому периодиче-
скому закону. На самом же-деле это не так По всем химическим
и физическим свойствам указанные элементы подходят именно к
тем группам,- в которых они находятся в настоящее время И с точки
зрения современных представлений о строении атома (как мы уви-
дим дальше, глава VIII) положение этих элементов в периодиче-
ской системе полностью подтверждается.
§ 5. Значение периодической системы
Периодическая система выражает периодический закон — связь
между химическими элементами, которая существует в самой при-
роде.
Периодическая система, вскрывая вза-
имные связи между всеми химическими
элементами, дает возможность охаракте-
ризовать элемент по его положению в
системе.
Представим, например, что нам нужно определить свойства
элемента с порядковым номером 13. Мы рассуждаем следующим
образом. Элемент с порядковым номером 13 находится в третьем
ряду периодической системы, между магнием и кремнием. Нам
известно, что магний — металл, а кремний — металлоид. Нам
также известно, что в ряду системы, в направлении слева напра-
во, металлические свойства постепенно ослабевают. Уже на осно-
ве этих данных наиболее вероятным является предположение, что
описываемый нами элемент тоже металл, но с более слабо выра-
женными металлическими свойствами, чем магний.
Элемент с порядковым номером 13 находится в III группе
периодической системы, между элементами бором и скандием.
Бор обладает слабо выраженными металлоидными свойствами, а
скандий — уже вполне ясно выраженный металл. Известно, что
в группах сходных элементов по мере увеличения атомных весов
(сверху вниз) металлоидные свойства ослабевают, а металличе-
ские усиливаются. Это подтверждает наше первоначальное пред-
положение о том, что описываемый нами элемент — металл, но его
металлические свойства выражены сравнительно слабо. Все пере-
численные данные дают возможность сделать вполне определенный
вывод: описываемый нами элемент — металл, но его металличе-
ские свойства выражены слабо.
На основании периодической системы можно сделать и еще ряд
заключений об этом элементе. Из того, что этот элемент находится
в III группе, следует, что: а) его высший солеобразующий окисел
имеет формулу R2O3J б) это элемент трехвалентный и с водородом
газообразных соединений не образует; в) его окисел должен об-
ладать слабо выраженными основными свойствами.
Описываемый нами элемент — алюминий. Его свойства
с приведенной на основе периодической системы характеристикой
полностью совпадают.

Периодическая система помогает опре-
делить состав и формулу химических со-
единений.
Пусть, например, нам требуется определить, какую формулу
имеет вольфрамовокислый кальций. Рассуждаем так.
Вольфрам находится в VI группе, по кислороду он шестивален-
тен. Его высший солеобразующий окисел W03. Этот окисел —
ангидрид вольфрамовой кислоты H2W04. Следовательно, соль
кальция этой кислоты имеет формулу CaW04.
Периодическая система элементов яв-
ляется основным фундаментом для еще
более успешного развития самой химии.
Благодаря периодической системе удалось уточнить валент-
ность и атомные веса целого ряда элементов. Так, например, бе-
риллий долгое время считался аналогом алюминия и его окислу
приписывали формулу Ве203. В дальнейшем опытным путем уста-
новлено, что в окиси бериллия на 16 весовых частей кислорода
приходится 9 весовых частей бериллия. Для определения формулы
окисла бериллия нужно было Знать его атомный вес. Атомный
вес бериллия определить не удавалось. Исходя из процентного
состава и предполагаемой формулы окисла, атомный вес берил-
лия считали примерно равным 13,5. Этот вопрос окончательно
разрешен только с помощью периодической системы. По своим
свойствам бериллий может быть в периодической системе только
между литием и бором. Положение бериллия (Be) в системе дало
возможность установить, что его атомный вес равен 9 и формула
его окисла ВеО.
Периодическая система помогает даже открывать новые, до
того еще неизвестные элементы. Менделеев на основе периодиче-
ского закона не только расположил все известные в то время эле-
менты в определенной системе, но и предсказал существо-
вание некоторых, в то время еще неизвестных элементов. По поло-
жению в периодической системе он заранее описал свойства трех
элементов с порядковыми номерами: 21, 31 и 32. В 1871 г. он пи-
сал: «Было бы немаловажным приобретением для теоретической
стороны предмета, если бы хотя один из ожидаемых элементов был
о положительностью открыт и свойства его оказались бы такими,
какими можно представить их себе при сравнениях, основанных
на естественной системе». И ожидания Менделеева сбылись. Через
некоторое время он заявил:
«Я не думал, что доживу до оправдания этого следствия пери-
одического закона, но действительность ответила иначе. Описаны
мною были три элемента: эка-бор (№ 21), эка-алюминий (№ 31) и
эка-силиций (№ 32), и не прошло двадцати лет, как я имел уже
величайшую радость видеть их все открытыми».
Открытие этих предсказанных элементов — самое убедитель-
ное доказательство правильности, истинности периодического за-
кона и периодической системы Д. И. Менделеева.

Наконец, периодическая система является
выражением еще более общего закона при-
роды — закона развития в неорганическом
мире. Она показывает, что все элементы — и металлы, и метал-
лоиды — при резком различии их характерных представителей
имеют общее происхождение. Исследования последних лет пол-
ностью подтверждают это положение.
Периодический закон — величайшее завоевание человечества:
«Менделеев... совершил научный подвиг, который смело можно
поставить рядом с открытием Леверрье, вычислившего орбиту еще
неизвестной планеты — Нептуна» (Ф. Энгельс, Диалектика
природы, 1950, стр. 43).
§ 6. Д. И. Менделеев
Дмитрий Ив анович Менделеев родился в 1834 г. в То
больске. Отец его, директор гимназии, в том же году ослеп и вскоре умер,
оставив многочисленную семью в тяжелом положении. Мать, умная, энер-
гичная и довольно образованная женщина, была надежной опорой в семье.
Впоследствии, уже будучи великим ученым, Д. И. вспоминал: «Выро
сши около стекольного завода, который вела моя мать, тем содержавшая детей,
оставшихся на ее руках, я сызмала приглядывался к заводскому делу...
Отдавшись такой отвлеченной и реальной науке, как химия, я смолоду ин
тересовался фабрично-заводскими предприятиями».
Семи лет Д. И. поступил в гимназию, где особый интерес проявлял к
естествознанию.
По окончании гимназии (в 1850 г.) Менделеев хотел поступить в Москов-
ский университет, но туда его не приняли. Только после долгих хлопот
матери удалось устроить его в Главный педагогический институт в Петер-
бурге.
В институте Д. И. занимался серьезно и упорно. Своими способностями,
трудолюбием и любовью к науке он здесь сразу же выделился. Еще студен-
том он написал две работы по минералогии. В институте же он выбрал свой
научный путь — путь познания природы, мечтая вырвать у природы ее
тайны для создания человеческих благ. Он увлекся химией, много читал и
работал в химической лаборатории.
В 1855 г. Д. И. окончил институт. Он рассчитывал в Петербурге стать
учителем и одновременно продолжать свои научные работы. Но петербург-
ский климат и напряженная работа подорвали его здоровье. Врачи настаи-
вали на поездке на юг, и Д. И. пришлось два года учительствовать в Симфе-
рополе и Одессе.
Затем он снова возвратился в Петербург и начал читать лекции в универ-
ситете. В то же время он серьезно занимался научной работой и защитил
диссертацию на ученую степень магистра химии.
В 1860 г. Д. И. участвовал в работах международного съезда химиков
в г. Карлсруэ. Его участие в работах этого съезда оказало громадное влия-
ние на направление всей его дальнейшей научной деятельности.
По возвращении из-за границы он продолжал читать лекции в универси-
тете и в других высших учебных заведениях Петербурга. Ему присвоили
звание профессора. В 1865 г. он защитил диссертацию на ученую степень
доктора химии, а в 1869 г. опубликовал свой всемирно известный периоди-
ческий закон.
Менделеев не ограничивался только научной работой — он принимал
живое участие и в общественно-политической жизни своей Родины.
В 1890 г. начались студенческие волнения. Студенты составили петицию
на имя министра народного просвещения графа Делянова с просьбой улуч-
шить их положение. Д. И. по просьбе студентов передал эту петицию ми-

Д. И. Менделеев (1834 - 1907)
нистру. Министр в грубой форме отклонил ходатайство. Д. И. вынужден
был подать в отставку и покинуть университет, в котором он работал
больше 20 лет.
Менделеев очутился в очень тяжелом положении: он остался без лабо-
ратории и без любимой педагогической деятельности. Но Д. И. не пал духом.
В Палате мер и весов, на месте своей новой работы, он заново организовал
лаборатории и проводил в них интересную и весьма важную научную работу.
Менделеев напряженно и плодотворно работал до глубокой старости.
20 января 1907 г. от воспаления легких он скончался.
Д. И. Менделеев ясно сознавал необходимость связи теории с
практикой. Он подчеркивал: «У научного изучения предмета есть
две основные, или конечные цели: предвидение и польза». У Мен-
делеева предвидение великого ученого соединялось с патриотиз-
мом, с желанием принести пользу своей Родине.
Круг научных интересов Д. И. очень широк. В своих работах
он ставил и разрешал вопросы не только теоретические, но и имею-
щие большое экономическое и политическое значение для России.
Менделеев работал над изучением природных богатств России,
большое внимание уделял развитию нефтяной промышленности,
настоятельно выдвигал проблему подземной газификации угля,
занимался вопросами военной химии, интересовался Северным мор-

ским путем, правильно оценивая его экономическое и политиче-
ское значение; использовал еще только зарождавшееся в то время
воздухоплавание для изучения верхних слоев атмосферы и с этой
целью уже 53 лет от роду, с опасностью для жизни, один подни-
мался на аэростате; он очень много сделал также для развития ме-
таллургии и химической промышленности в России.
К сожалению, очень мало из того, о чем мечтал и чего всю
жизнь настойчиво добивался Менделеев, могло сбыться в царской
России. Невежественное и корыстное помещичье-дворянское пра-
вительство того времени не только не было заинтересовано в раз-
витии науки и промышленности, но всячески тормозило его. Мен-
делеева считали фантазером, прожектером. Больше того, царское
правительство даже не признавало его научных заслуг. В то время,
когда многие академии наук других стран уже считали Менделеева
величайшим ученым, при выборах в русскую Академию наук
он был забаллотирован; вместо него академиком был избран немец
Бейльштейн. Это было настолько возмутительно, что вызвало ре-
шительный протест со стороны передовой части русских и ино-
странных^ ученых. Газеты того времени объясняли забаллотирова-
ние Менделеева раболепием перед иностранцами и немецким за-
сильем в Академии. Это был протест реакционных правящих кру-
гов против «неблагонадежного профессора», который решительно
боролся за распространение научных и технических знаний в на-
роде и горячо ратовал за развитие производительных сил России —
за ее экономическую и идейную самостоятельность, независимость.
ТОЛЬКО наш советский народ по-настоящему оценил Д. И. Мен-
делеева как величайшего мирового ученого и патриота своей Ро-
дины. Многое из того, что он разработал и всячески стремился
осуществить, претворяется в жизнь только в наше время.
ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОВТОРЕНИЯ
1. По каким признакам все химические элементы подразделяют на две
группы: металлы и металлоиды?
2. Почему деление элементов на металлы и металлоиды считают услов-
ным?
3. Охарактеризуйте естественные группы сходных элементов — группы
галогенов, кислорода и азота.
4. Сравните между собой группы галогенов, кислорода и азота.
5. Какая связь между химическими свойствами элементов и их атом-
ным весом? Объясните это на характеристике первых 20 элементов.
6. В чем сущность периодического закона?
7. Что собой представляет периодическая система Д. И. Менде-
леева?
8. По положению в периодической системе охарактеризуйте элемент
с порядковым номером 14.
9. Как на основе периодической системы можно определить состав и
формулы соединений данного элемента? Объясните это на примере ванадия
и молибдена.
10. Какую роль периодическая система сыграла в уточнении валент-
ности и атомных весов химических элементов?
И. Что вам известно о предсказанных Д. И. Менделеевым элементах
с порядковыми номерами 21, 31 и 32?

12. В какой степени периодическая система помогла вскрыть более
общий закон природы — закон развития в неорганическом мире?
13. Охарактеризуйте основные моменты жизни и творчества Д. И. Мен-
делеева.
ГЛАВА VIII
СТРОЕНИЕ АТОМА
Периодический закон и периодическая система Д. И. Менде-
леева становятся еще более понятными в свете современных пред-
ставлений о строении атомов химических элементов.
Долгое время атом считали абсолютно неделимым.
Но в конце XIX и в начале XX в. были обнаружены такие
факты, которые уже не могли быть объяснены с точки зрения не-
делимости атома. Представления об атоме как абсолютно недели-
мой частице пришлось изменить и признать, что атом вопреки
своему общепринятому названию («атом» — что значит «недели-
мый») также делим.
Решающую роль в изменении представлений об атоме сыграло
открытие радиоактивности.
§ 1. Радиоактивность
Радиоактивность — это явление непрерыв-
ного, самопроизвольного распада атомов
некоторых химических элементов.
Радиоактивность открыл французский ученый Беккерель.
Беккерель изучал вещества, которые не светятся в темноте,
а светятся только после их освещения другими лучами. Такие ве-
щества называют флюоресцирующими. Существует, на-
пример, минерал плавиковый шпат (флюорит). Этот минерал сам
по себе не светится, но как только на него попадут яркие солнеч-
ные лучи, он сразу же начинает испускать синевато-фиолетовый
свет. - Флюорит — одно из самых известных флюоресцирующих^
веществ, от его названия и происходит само слово «флюоресциро-
вать». Флюоресцируют также раствор хлорофилла (красными
лучами), соли металла урана (зелеными лучами) и многие другие
вещества.
Беккерель заинтересовался вопросом: что собой представляют
испускаемые флюоресцирующими веществами лучи — не выделя-
ются ли при этом, помимо видимых, еще невидимые, только что в
то время открытые рентгеновские лучи, которые про-
никают через многие вещества и действуют на фотографическую
пластинку.
Для решения этого вопроса он брал фотографическую пластин-
ку и плотно завертывал ее в черную бумагу, чтобы солнечные лучи
не могли через нее проникнуть на пластинку; на черную бумагу
сверху он помещал кусочек флюоресцирующего вещества и выстав-

лял все это на солнце. Если флюоресцирующее вещество, освещен-
ное солнцем, не только светится видимым светом, но и выделяет
невидимые рентгеновские лучи, то эти лучи пройдут через черную
бумагу и отпечатаются на фотографической пластинке. Если же
рентгеновские лучи при этом не выделяются, то на защищенной чер-
ной бумагой от видимых лучей пластинке ничего не отпеча-
тается.
Для опыта он сначала взял наиболее сильно флюоресцирующее
вещество—смоляную руду урана. На фотопластинке появились
следы невидимых лучей.
На основе многих подобных опытов Беккерель пришел к вы-
воду, что при флюоресценции вещество действительно не только
светится, но и выделяет неви-
димые рентгеновские лучи..
Однако вскоре он натолк-
нулся на совершенно необычное
явление. Приготовленную для
опыта руду урана на черной
бумаге с фотопластинкой из-за
пасмурной погоды он не смог
использовать и положил ее вме-
сте с черной бумагой и фото-
пластинкой в темный ящик. Че-
рез несколько дней проявил эту
пластинку. Он ожидал очень
слабого изображения, так как
руда урана на солнце почти не
была и почти не флюоресциро-
вала. Но на пластинке отпеча-
талось такое резкое изображе-
ние, какого он еще никогда,
даже при самой сильной флю-
оресценции, не получал. Таким
образом, Беккерель обнаружил,
что руда урана испу-
скает невидимые лу-
чи не только на солнце, когда она флюоре-
сцирует, но и в темноте.
Встал вопрос: все ли флюоресцирующие вещества обладают
таким свойством или же это относится только к урановой руде?
Многочисленные опыты с другими веществами привели Бекке-
реля к заключению, что из всех взятых им для опыта флюоресци-
рующих веществ t испускают невидимые лучи только те, в состав
которых входит уран.
Чтобы выяснить, зависит ли испускание невидимых лучей от
самого явления флюоресценции, Беккерель взял кусочек чистого
урана — вещества, совершенно не флюоресцирующего, и положил
его непосредственно на фотопластинку, завернутую в черную бу-
М. Кюри-Склодовская (1867 — 1934).

магу. Через несколько часов проявленная пластинка почернела.
Оказалось, что выделение невидимых лучей со-
вершенно не зависит от флюоресценции.
Таким образом, в 1896 г. Беккерель установил, что невидимые
лучи испускают только уран и его соединения и что это излу-
чение происходит без всяких внешних воз-
действий — самопроизвольно.
Обнаруженные Беккерелем невидимые лучи впоследствии ока-
зались не рентгеновскими лучами, а совсем особыми лучами. Даль-
ше мы с ними познакомимся.
Через некоторое время Мария Кюр и-С клодовская
обнаружила, что такой же способностью обладают и соединения
другого вещества — тория.
Вещества, обладающие свойством самопроизвольно испу-
скать лучи, подобные лучам урана, называются радио-
активными (от латинских слов «радиус» — луч и
«активусъ — деятельный), а само это явление — радио-
активностью.
Кюр и-С клодовская исследовала радиоактивность
различных минералов, содержащих уран, и обнаружила, что неко-
торые из этих минералов более радиоактивны, чем сам уран. Воз-
ник вопрос о том, не содержат ли эти минералы, помимо урана,
другие, еще более радиоактивные вещества.
Чтобы решить этот вопрос, Кюр и-С клодовская вмес-
те со своим мужем физиком Пьером Кюри провела исклю-
чительно кропотливую работу по разделению урановых руд.
В результате действительно были обнаружены и выделены два
новых сильно радиоактивных элемента: радий и полоний.
Впоследствии были открыты еще и другие радиоактивные эле-
менты. Все они оказались элементами последнего ряда периоди-
ческой системы. Из радиоактивных элементов наиболее хорошо
изучен радий.
§ 2. Радий
Радий — элемент, довольно распространенный в природе.
Он встречается во многих минералах и минеральных источниках,
но только в самых ничтожных количествах. В тонне самой богатой
радием урановой смоляной руды (откуда он и добывается) содер-
жится радия всего лишь около 0,2 г. Получение радия связано с
большими трудностями. Чтобы получить несколько сотых грамма
чистого соединения радия, супругам Кюри пришлось переработать
несколько тонн урановой руды.
Радий обычно получают в виде хлористой или бромистой соли
(RaCb или RaBr2). Получен он и в свободном состоянии.
Радий — мягкий, серебристый металл. Уже при обычной тем-
пературе он разлагает воду. По своим химическим свойствам он
очень похож на барий — элемент тоже II группы периодической

системы. Радиоактивность радия в несколько миллионов раз боль-
ше радиоактивности урана. Лучи радия разрушают ткани и уби-
вают бактерии. Их применяют в медицине для лечения злокачест-
венных опухолей.
§ 3. Лучи радиоактивных веществ
Мы уже отмечали, что лучи радиоактивных веществ похожи на
лучи урана и что они могут действовать на фотографические пла-
стинки, защищенные от обычных световых лучей (рис. 82).
Что же собой представляют эти лучи?
Выясним это на примере лучей радия.
Лучи радия невидимы, но они хорошо поглощают-
ся свинцом — через него они не проникают. Это свойство и ис-
Рис. 82. Отпечаток на фото-
пластинке под действием
лучей радия.
Рис. 83. Обнаружение неоднородности
лучей радия.
пользуют для исследования самого состава лучей. В свинцовую
коробочку с отверстием кладут небольшое количество соли радия.
Коробочку помещают под фотографической пластинкой между
двумя противоположно заряженными пластинками (рис. 83).
На фотографической пластинке появляются черные пятна в
трех местах. Эго свидетельствует о том, что лучи радия неодно-
родны. Одни из них отклоняются к положительно заряженной пла-
стинке, другие — к отрицательно заряженной, а третьи — сов-
сем не изменяют своего направления. Эти лучи получили назва-
ние: отрицательно заряженные — бета (β), положительно заряжен-
ные — альфа (α) и незаряженные — гамма (γ)-лучи.
Установлено, что альфа-лучи — это поток положительно
заряженных частиц, которые примерно в четыре раза тяжелее
атомов водорода; бета-лучи — поток отрицательно заряжен-
ных частиц — электронов, а гамм а-л учи аналогичны рентге-
новским лучам и представляют собой электромагнитные коле-
бания.

Оказалось, что альфа-лучи не что иное, как атомы гелия (ат.
вес которого 4), только в отличие от нейтрального атома гелия они
несут двойной положительный заряд.
Масса альфа-частиц ничтожна, но они летят с очень
большой скоростью — до 20 тыс. км в секунду. При
таком движении кинетическая энергия этих лучей ог-
ромна. Если на пути альфа-лучей поместить экран из
сернистого цинка, то каждая альфа-частица, ударя-
ясь о такой экран, вызывает на нем слабую вспышку,
в темноте хорошо видимую.
Для наблюдения альфа-частиц пользуются специ-
альным прибором — спинтарископом (рис. 84).
Спинтарископ представляет собой металлическую труб-
ку, в верхней части которой находится лупа В, а на
дне экран Л, покрытый сернистым цинком. Перед эк-
раном помещается .игла С с нанесенным на ее острие
радиоактивным веществом. При рассматривании экрана
в лупу хорошо видны непрерывные вспышки. Каждая
вспышка есть результат удара об экран альфа-частицы.
Лучи альфа, бета и гамма вы-
деляют и все другие радиоак-
тивные вещества. Таков состав всех радио-
активных лучей.
§ 4. Радиоактивный распад
Радиоактивный распад — не обычный хи-
мический процесс. Во-первых, он происходит самопро-
извольно и непрерывно. Во-вторых, он сопровождается выделением
огромного количества теплоты. И, в-третьих, на его скорость ни са-
мая высокая температура, ни самое сильное давление, ни самый
лучший катализатор никакого влияния не оказывают. Скорость
радиоактивного распада радия все время одинакова. Она изме-
ряется так называемым периодом полураспада.
Периодом полураспада радиоактивного
элемента называется время, в течение которого распадает-
ся половина атомов имеющегося радиоактивного элемента.
Период полураспада радия 1580 лет. Это значит, что если
имеется 1 г радия, то через 1580 лет его останется 1/2 г, еще через
1580 лет — 74 г, еще через 1580 лет — 78 2 и т. д.
В результате радиоактивного распада
образуются атомы уже других элементов.
Так, например, радий (Ra) с атомным весом 226 при радиоактивном
распаде образует атомы двух новых элементов: гелия (Не) с атом-
ным весом 4 и радона (Rn) с атомным весом 222:
г>„226 тт 4 , г* 222
Около химических знаков элементов ставятся цифры: вверху — атомный
вес, а внизу — порядковый номер данного элемента в периодической си-
стеме Д. И. Менделеева.
Рис. 84. Спинтари-
скоп.

Получившийся при распаде радия газ радон тоже радиоактив-
ный. Период его полураспада очень небольшой — меньше четырех
суток. При распаде радона образуются опять атомы гелия и еще
нового элемента с порядковым номером 84 и атомным весом 218,
который условно называют радий A(RaA):
Радий А — также радиоактивный; период его полураспада
всего лишь немногим больше 3 мин.; при распаде он также обра-
Рис. 85. Естественный радиоактивный распад урана и радия:
а — превращение урана в радий, б — радиоактивный распад радия.
зует атомы новых элементов. Так, при радиоактивном распаде
радия последовательно получается целый ряд новых радиоактив-
ных веществ (рис. 85). Конечным продуктом всех
этих превращений является вполне устой-
чивый, нерадиоактивный свинец.
Изучение продуктов распада атомов радиоактивных элементов
показало, что сам радий является лишь промежуточным продук-
том в длинной цепи продуктов превращений урана (рис. 85).
Таким образом, радиоактивность есть процесс непрерывного по-
следовательного превращения одних элементов в другие.

Изучение процесса радиоактивного распада элементов дает возможность
судить о возрасте минералов, содержащих радиоактивные элементы. На
основании радиоактивного распада можно найти число долей грамма свинца,
образующегося ежегодно при распаде одного грамма радиоактивного эле-
мента. Количество же свинца, приходящегося на 1 г радиоактивного элемента
в данном минерале, можно определить на основе анализа этого минерала.
Разделив найденный вес свинца на число граммов, ежегодно образующихся
из 1 г элемента, мы и узнаем возраст минерала.
Вычисления показывают возраст минералов до 2 миллиардов лет. От-
сюда возраст Земли по крайней мере 21/2 — 3 миллиарда лет, а не каких-ни-
будь несколько тысяч лет, как это говорится в религиозных сказаниях о
«сотворении мира».
§ 5. Состав атома
В настоящее время доказано, что атомы не только радиоактив-
ных, но и всех остальных элементов сложны. Состав атома пред-
ставляется в следующем виде.
Рис. 86. Схемы атомов различных элементов.
В центре атома находится положительно заряженное ядро. Во-
круг ядра расположены отрицательно заряженные электроны; они
образуют оболочку атома. Простейший атом (водорода) состоит
из ядра и одного электрона. Ядро атома водорода, или протон,
имеет один наименьший возможный положительный заряд, равный
по величине отрицательному заряду электрона. Количество поло-
жительных и отрицательных зарядов у атома одинаково — атом
в целом нейтрален.
Электроны — частицы, которые примерно в 1840 раз легче
атома водорода. Масса атома сосредоточена главным образом
в ядре.
Заряд ядра атома равен порядковому но-
меру элемента в периодической системе.

Порядковый номер водорода 1, гелия 2, лития 3, бериллия 4, бора 5
и т. д. Соответственно этому заряд ядра атома водорода 1, гелия 2,
лития 3, бериллия 4, бора 5 и т. д. Этим определяется и количе-
ство электронов у атома каждого элемента. Электронов на оболоч-
ке атома водорода 1, гелия 2, лития 3, бериллия 4, бора 5 и т. д.
(рис. 86).
Количество положительных зарядов ядра определяет количе-
ство протонов в ядре: сколько в ядре положительных зарядов,
столько в нем протонов.
Согласно общепринятой в настоящее время теории нашего со-
ветского ученого Д. Д. Иваненко в ядре, помимо протонов,
Рис. 87. Условные схемы строения оболочек атомов.
находятся еще нейтроны. Нейтрон — частица незаряженная, ней-
тральная. Масса нейтрона, как и масса протона, примерно равна
массе водорода; ее принимают за единицу массы.
Общее количество протонов и нейтронов
в атоме равно атомному весу элемента. От-
сюда нетрудно определить количество нейтронов в ядре атома, на-
пример в ядре атома натрия. Порядковый номер атома натрия в
периодической системе 11. Это значит, что протонов в ядре атома
натрия 11. Атомный вес натрия 23. Это значит, что всего протонов
и нейтронов в его ядре 23. А так как в его ядре протонов 11, зна-
чит, нейтронов в нем 12 (23 — 11 = 12).
Электроны вокруг ядра атома расположены на так называемых
орбитах. Количество орбит у атомов элементов соответствует тому
периоду системы Д. И. Менделеева, в котором находится данный
элемент. У элементов первого периода орбита одна, второго пери-
ода — две, третьего периода — три и т. д.
Орбиты находятся от ядра атома на разных расстояниях. Ближе
всего к ядру первая орбита и дальше всего последняя. От атома
к атому по мере возрастания порядкового номера элемента коли-
чество электронов на орбитах атомов увеличивается, вместе с тем
и количество орбит также увеличивается (рис. 86).

У водорода только один электрон; этот электрон расположен
на первой орбите. У гелия 2 электрона; оба они также расположены
на первой орбите. У атома следующего элемента — лития —
3 электрона; два из них расположены на первой орбите, а третий
уже на второй орбите. У атома четвертого элемента бериллия
4 электрона: два на первой орбите и два на второй. У всех по-
следующих элементов, до инертного газа неона включительно,
каждый новый электрон также располагается на второй орбите.
Таким образом, у атома нео-
на на первой орбите 2 элект-
рона и на второй 8 электро-
нов.
У одиннадцатого элемента
натрия 11 электронов; 10 из
них расположены, как у
инертного газа неона (2 на
первой и 8 на второй), а один-
надцатый электрон начинает
уже новую, третью орбиту. На
этой же третьей орбите рас-
полагаются последовательно
электроны атомов всех эле-
ментов до инертного газа
аргона включительно. Таким
образом, атом аргона имеет
три орбиты: на первой 2, на
второй 8 и на третьей 8 элек-
ронов. У следующего эле-
мента — калия — прибавляется еще один электрон, который
образует новую, четвертую орбиту.
Распределение электронов по орбитам изображают и иначе:
точками, крестиками и др. (рис. 87).
Электроны непрерывно вращаются вокруг ядра, подобно тому
как Земля и планеты вращаются вокруг Солнца. На рисунке 88
изображена схема строения атома углерода.
§ 6. Образование молекул
В образовании молекул веществ участвуют электроны — глав-
ным образом с наружных орбит атомов. При этом атомы часто или
теряют свои внешние электроны или же принимают электроны от
других атомов — образуют наиболее устойчивую-внешнюю орбиту.
Те атомы, которые на внешней орбите имеют меньше четырех элек-
тронов, сравнительно легко передают свои электроны дру-
гим атомам. Те же атомы, которые на внешней орбите имеют больше
четырех электронов, значительно легче принимают элект-
роны от других атомов, достраивая свою внешнюю орбиту ло наи-
Рис. 88. Схема строения атома углерода.

более устойчивой системы, состоящей из 8 электронов; именно та-
кие, наиболее устойчивые орбиты у атомов инертных газов.
Выясним процесс образования молекулы хлористого натрия
(рис. 89 и 90).
На внешней орбите у атома натрия всего лишь один электрон,
а у атома хлора семь электронов. До образования устойчивой
электронной орбиты следующе-
го инертного газа хлору не
хватает всего лишь одного элек-
трона, а натрию семи электро-
нов. Вполне понятно, что атом
натрия гораздо легче передаст
хлору свой единственный элек-
трон, чем примет от него семь
электронов. Атом натрия свой
внешний электрон отдает хлору.
При этом у натрия и у хлора
образуются устойчивые орбиты
из восьми электронов.
Атом натрия, потеряв свой
электрон, становится положи-
тельно заряженным, а атом
хлора, приняв этот электрон,
становится отрицательно заря-
женным. Это уже не нейтраль-
ные атомы, а ионы.
Рис. 89. Образование молекулы хло-
ристого натрия.
Атомы, которые потеряли или приобрели некоторое
число электронов, носят название ионов. Ионы бывают
положительные и отрицательные. Положительные ионы но-
сят название катионов, а отрицательные — ани-
онов.
Рис. 90. Образование молекулы хлористого
натрия (в более сокращенном виде).
Ион натрия — положительный (катион), а ион хлора — отри-
цательный (анион). Ионы натрия и хлора, как противоположно
заряженные, притягиваются друг к другу и образуют молекулу
хлористого натрия.

Рассмотрим еще образование молекулы окиси кальция CaO
(рис. 91 и 92).
Кальций на внешнем слое имеет только два, а кислород шесть
электронов. Атом кальция отдает свои два электрона атому кисло-
рода. Ионы кальция и кислорода затем присоединяются друг к
другу и образуют молекулу
окиси кальция CaO.
Так образуются молекулы
и многих других сложных
веществ.
Молекулы же простых ве-
ществ образуются иначе. На-
пример, при образовании мо-
лекулы водорода (Н2) атом
водорода не передает свой
электрон другому атому
(рис. 93). В молекуле водо-
рода оба электрона двух
атомов водорода делаются
общими. Благодаря этому
каждый атом водорода обра-
зует прочную систему из двух
электронов, как у инертного
газа гелия.
Молекула хлора (CI2)
также образуется без пере-
дачи электронов (рис. 94).
Атомы хлора, как известно,
на своей внешней орбите
имеют семь электронов. Когда
два атома хлора приближа-
ются друг к другу, то один электрон первого атома и
один электрон второго атома образуют общую пару электронов.
Эта пара электронов вместе с остальными шестью электронами
Рис. 91. Образование молекулы окиси
кальция.
Рис. 92. Образование молекулы окиси кальция (в бо-
лее сокращенном виде).
у каждого атома данной молекулы образует вполне устойчивую
8-электронную орбиту. Так образуются молекулы кислорода,
фтора, азота, хлора и других простых веществ (рис. 95).

Рис. 93. Образование молекулы
водорода.
Рис. 94. Образование молекулы
хлора.
Рис. 95. Образование молекул
простых веществ.

§ 7. Основы современной химии
Современная химия исходит из данных
о строении атомов. В основе ее лежит элек-
тронная теория. Все понятия и законы химии мы теперь
рассматриваем в свете электронных представлений.
Из предыдущего параграфа мы видим, что процесс образования
молекулы связан с электронами внешней орбиты атомов.
Химические свойства элемента определяются составом
и характером внешней орбиты его атома.
Элек!енты, атомы которых сравнительно легко передают элек-
троны со своей внешней орбиты атомам других элементов, являют-
ся химически активными. Таковы, например, натрий, калий, каль-
ций, магний и др. Химически активны и те элементы,. атомы ко-
торых сравнительно легко принимают электроны на свою внеш-
нюю орбиту. Таковы, например, хлор, кислород, сера, фосфор и
др. Те же элементы, атомы которых имеют внешнюю орбиту, очень
устойчивую, являются неактивными, инертными. Таковы, напри-
мер, гелий, неон, аргон и др. Процесс принятия и отдачи электро-
нов проявляется при химических реакциях. Когда, например, маг-
ний сгорает — соединяется с кислородом, то он свои два электро-
на передает на шестиэлектронную орбиту атома кислорода.
Процесс отдачи электронов есть реакция окис-
ления, а процесс принятия электронов есть реакция
восстановления.
Магний при горении, отдавая свои электроны кислороду,
окисляется. Кислород же в этом процессе, принимая элек-
троны от магния, восстанавливается.
В зависимости от того, как проявляют себя атомы, все элемен-
ты подразделяют на две группы: металлы и металлоиды.
Элементы, атомы которых легче отдают элек-
троны, чем принимают их, относят к металлам. Элементы
же, атомы которых легче принимают электроны, чем от-
дают их, относят к металлоидам.
Элементы первых двух групп периодической системы легко от-
дают свои электроны. Это — металлы. Элементы VII и VI групп
периодической системы сравнительно легко принимают электро-
ны от других атомов. Это главным образом металлоиды. Элементы
IV группы периодической системы (С, Si и др.) могут не только
отдавать свои электроны (образовывать соединения СO2, SiO2 и др.),
но и принимать электроны от других атомов (образовывать соеди-
нения QHU, SiH4 и др.). Элементы этой группы проявляют свойства
и металлов, и металлоидов. Резкой грани между ме-
таллами и металлоидами провести нельзя:

составные части атомов всех элементов одинаковы, все дело лишь
в количестве и распределении этих частиц.
От поведения атомов в химических процессах зависит и валент-
ность элементов.
Валентность элемента есть свойство атома данного
элемента отдавать или принимать, а также удерживать
определенное количество электронов других атомов.
Атомы натрия, калия и других щелочных металлов отдают
другим атомам всего лишь один электрон. Эти элементы одно-
валентны. Атомы магния, кальция и других щелочноземель-
ных металлов отдают другим атомам два электрона. Эти элементы
двухвалентны. Атомы хлора, брома и йода принимают от
других атомов на свой внешний слой только один электрон. Эти
элементы одновалентны. Атомы кислорода и серы от дру-
гих атомов на свой внешний слой принимают два электрона. Эти
элементы двухвалентны.
Различают валентность положительную и отрицательную.
У металлов, отдавших свои электроны, проявляется валент-
ность положительная. У металлоидов, принявших
на свою внешнюю орбиту электроны атомов других элементов, про-
является валентность отрицательная. Так как
кислород всегда проявляет валентность только отрицательную,
а водород только положительную, то
валентность отрицательную иначе называют валент-
ностью по кислороду, а валентность положительную — ва-
лентностью по водороду.
Атомы целого ряда элементов (С, S, N и др;) в зависимости от
условий могут отдавать или принимать в одном случае одно, а в
другом случае другое количество внешних электронов. Такие эле-
менты проявляют переменную валентность.
С точки зрения строения атомов теперь обьясняется и зна-
чительно углубляется также периодический закон и периодиче-
ская система Д. И. Менделеева.
Оказывается, атомы сходных по своим хими-
ческим свойствам элементов (одной и той
же группы) имеют сходное строение орбит.
Атомы всех рассмотренных нами элементов I группы на внешней
орбите имеют один электрон, II группы — два, III группы — три,
IV группы — четыре электрона.
Количество электронов на внешней орбите атомов по мере по-
вышения порядкового номера элементов изменяется не последо-
вательно, а периодически; увеличивается только от одного
до восьми, затем опять увеличивается от одного до восьми и т. д.
У элементов по мере возрастания порядкового номера в преде-
лах периода количество электронов во внешнем слое постепенно
увеличивается; в связи с этим их способность к отдаче внешних

(валентных ) электронов ослабляется, а к принятию увеличивается;
именно поэтому металлические свойства их постепенно ослаб-
ляются, а металлоидные усиливаются.
У элементов в пределах группы периодической системы по мере
возрастания порядкового номера количество электронных слоев
увеличивается; в связи с этим внешние (валентные) электроны от
положительно заряженного ядра все удаляются и их способность
к переходу на внешний слой других атомов все усиливается, а к
принятию электронов других атомов ослабляется; именно поэтому
у элементов каждой группы по мере возрастания порядкового
номера металлоидные свойства ослабляются, а металлические уси-
ливаются.
Расширилось теперь и понятие о химическом элементе. Раньше
элементом считали совокупность всех вообще однородных атомов—
думали, что все атомы одного и того же элемента одинаковы и
имеют .один и тот же атомный вес. Такое представление об
элементе в связи с исследованием состава атомов оказалось не
вполне правильным.
В настоящее время установлено, что атомы одного и того же
элемента по своему весу неодинаковы.
Атомы данного элемента, имеющие один и тот же
заряд ядра, но разный атомный вес, называются изо-
топами.
Все изотопы данного элемента находятся в одном и том же месте
периодической системы, под одним и тем же номером; отсюда их
название изотопы, что значит «равноместные».
Современные исследования показали, что изотопы имеются не
только у радиоактивных элементов, но почти у всех остальных
элементов периодической системы. Так, например, недавно открыт
изотоп водорода с атомным весом 2 и выделена вода, имеющая в
составе этот изотоп. Этот изотоп получил название «тяжелый во-
дород», а образованная им вода — «тяжелая вода». Свойства «тя-
желой воды» особые; она тяжелее обыкновенной воды, удельный
вес ее 1,111, температура кипения ее 101,42°, температура замер-
зания + 3,8°. Открыты также изотопы кислорода, азота, углерода,
урана и многих других веществ. Оказалось, что химические
элементы представляют собой не одинако-
вые атомы, а смеси изотопов.
Количественное соотношение между изотопами каждого эле-
мента постоянное. Например, хлор, из какого бы соединения он
ни был получен, всегда состоит из 75% изотопа с атомным весом
35 и 25% изотопа с атомным весом 37. Средний атомный вес хлора
35,5.
Атомные веса элементов в периодической систе-
ме — это средние атомные веса из атомных весов изотопов
этих элементов.

Учитывая существование изотопов, понятие элемент теперь
характеризуют уже не атомным весом, а составом ядра атомов или
положением элемента в периодической системе:
Элемент — это совокупность изотопов с одним и
тем же порядковым номером, или все вообще атомы, имею-
щие один и тот же заряд ядра.
Периодическая система элементов теперь
также представляется несколько в ином, свете. Раньше мы от-
мечали, что в периодической системе наблюдаются некоторые ка-
жущиеся противоречия: в случаях калия и аргона, йода и теллура,
кобальта и никеля общая закономерность в расположении элемен-
тов по возрастанию атомных весов нарушается. Теперь эти «про-
тиворечия» находят свое объяснение. Оказывается, у аргона
имеются три изотопа с различными атомными весами: 36,38 и 40;
из этих изотопов у него больше всего тяжелого изотопа с атомным
весом 40; этого изотопа в природном аргоне 99,62%, поэтому-то
средний атомный вес аргона 39,94. У калия тоже три изотопа с раз-
личными атомными весами: 39, 40 и 41; из этих изотопов у него боль-
ше всего легкого изотопа с атомным весом 39; этого изотопа у при-
родного калия 93,4%, поэтому-то средний атомный вес калия 39,09.
Если бы у каждого из этих элементов изотопы в смеси содержались
в равных количествах, то средний атомный вес у аргона был бы
(36 + 38 + 40) : 3 = 38, а у калия (39 + 40 + 41) : 3 = 40, а это
совершенно не соответствует действительности.
В связи с углублением, уточнением понятий атомный вес
и элемент теперь углубляется и объяснение самого периоди-
ческого закона Д. И. Менделеева.
Если раньше в основе периодического закона Менделеева ле-
жал атомный вес, то теперь открыто более основное свойство ато-
мов: состав их ядер. Периодический закон теперь формулируется
так:
Свойства элементов находятся в периодической зависи-
мости от величины заряда ядер их атомов.
§ 8. Искусственное превращение элементов
Химия, как и всякая наука, не только вскрывает основные за-
кономерности химических явлений, но и стремится управлять хи-
мическими явлениями, подчинять их своим практическим целям.
В этом отношении особенно поразительны успехи химии, в том
числе и нашей советской, за последние годы.
Как только выяснилась природа атома и его элементарных ча-
стиц, как только была понята сущность радиоактивного распада
элементов, встал вопрос о том, нельзя ли атом разрушить искус-
ственно.
Колоссальными усилиями ученых (химиков и физиков) всего
мира эта в свое время фантастическая задача теперь успешно раз-

решена; атомы удалось расщепить на составные части. Для этого
сначала использовали продукты естественного распада радиоактив-
ных элементов — альфа-лучи.
Альфа-лучи, как мы уже отмечали, представляют собой поток
довольно тяжелых (в четыре раза тяжелее атома водорода) частиц,
летящих со скоростью до 20 тыс. км в секунду и вследствие этого
обладающих очень большой кинетической энергией. Это свойство
альфа-частиц и использовали для бомбардировки атомов.
Альфа-частицы, как своеобразные снаряды, направлялись на
разные вещества. Атомы взятых веществ при этом разрушались
и превращались в атомы уже других веществ. Атомы азота превра-
щались в атомы изотопа кислорода (О17) и протоны (Н{):
Направляют на атомы и протоны. Атомы одного элемента так-
же превращаются в атомы другого элемента. Атомы лития (Li7)
превращаются в атомы гелия (Нег):
Li5 + Hi = 2He£.
При бомбардировке альфа-частицами атомы бора превращают-
ся в атомы азота и нейтроны (п10):
ВИ I 4 хт 14 , 1
5 + а2 = N 7 + П°-
Направляют на атомы и нейтроны. Атомы также разрушаются.
Атомы азота превращаются снова в атомы бора:
N^ + n^a^ + B*1.
При этом было замечено необычное явление: образовавшиеся
при бомбардировке новые атомы сами дальше продолжали разру-
шаться и превращаться в атомы другого элемента; так обнаружили
искусственную радиоактивность. Например,
атомы алюминия превращались в атомы фосфора (Р30/15)
Al* + <4=nJ + P*°.
Но этот полученный фосфор необычный: он сам продолжал раз-
рушаться, как радиоактивное вещество. Это радиофосфор.
Период его полураспада всего лишь 2 мин. 15 сек. Он превращается
дальше в кремний:
р30_ о-30 , ^+
Помимо кремния, при этом обнаружены еще частички, по массе
такие же, как электрон, только положительно заряженные (ef) —
позитроны.
Фредерик Жолио-Кюри (1900—1958) —- выдающийся французский ученый
вместе со своей женой Ирен Кюри в 1934 г. открыл явление искусственной
радиоактивности, за что удостоен Нобелевской премии. Построил во Франции
первый атомный котел для получения атомной энергии.

Ф. Жолио-Кюри — коммунист, участник движения Сопротивления
в период оккупации Франции. До последнего дня своей жизни — председатель
Всемирного Совета Мира. За большую ц плодотворную деятельность в борьбе
за мир удостоен звания лауреата Международной Ленинской премии.
Получающиеся искусственные атомы находят прак-
тическое применение. Особенно серьезное значение в настоящее
время приобретает выделяющаяся при разрушении ядра атомов
атомная энергия, или правильнее внутриатом-
ная энергия. Нет сомнения, что в недалеком будущем
внутриатомная энергия получит широкое применение в мирной
созидательной деятельности человека. Все попытки империалисти-
чески настроенных правящих групп капиталистических стран ис-
пользовать внутриатомную энергию лишь в военных целях —
в целях уничтожения человечества, безусловно, провалятся.
Овладение этой новой колоссальной силой природы в нашей стране
послужит могучим средством дальнейшего, еще более успешного
развития техники и повышения благосостояния трудящихся.
ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОВТОРЕНИЯ
1. Как представляли себе атом до конца XIX в.?
2. Что такое радиоактивность и какую роль открытие этого явления
сыграло в изменении представления об атоме?
3. Как открыли явление радиоактивности?
4. Охарактеризуйте радий.
5. Что собой представляют лучи радия?
6. В чем сущность радиоактивного распада атомов?
7. Как радиоактивный распад атомов помогает определить возраст
Земли?
8. Каковы основные части атома?
9. Как мы представляем себе расположение электронов в атомах?
10. Как происходит процесс образования молекул?
11. Что такое ионы? Приведите примеры.
12. Как с точки зрения электронных представлений можно объяснить:
а) химические свойства элементов; б) реакции окисления и восстановления;
в) валентность?
13. Как с точки зрения представлений о строении атома можно объяс-
нить понятия: а) металл и металлоид; б) изотоп; в) атомный вес; г) элемент?
14. Объясните периодический закон в свете современных представлений.
15. В чем сущность искусственного превращения элементов?
ГЛАВА IX
УГЛЕРОД И КРЕМНИЙ
§ 1. Углерод и кремний в периодической системе
Углерод и кремний находятся в IV группе периодической си-
стемы Д. И. Менделеева. На внешней орбите их атомов по четыре
валентных электрона (рис. 96).
Уже один этот факт дает возможность определить наиболее ха-
рактерные свойства этих элементов.

Четвертая группа находится в середине периодической системы.
А на основе периодического закона мы знаем, что в направлении от
I к VII группе периодической системы металлические свойства
постепенно ослабевают, а металлоидные усиливаются; в направле-
нии же от VII группы к I, наоборот, металлоидные свойства осла-
бевают, а металлические усиливаются. И в том и в другом на-
правлении IV группа занимает промежуточное положение. Поэто-
му следует ожидать, что элементы IV группы должны проявлять
примерно в одинаковой степени свойства и металлоидные и метал-
лические.
На основе строения атомов мы также знаем, что элементы, ато-
мы которых на внешней орбите имеют четыре валентных элек-
трона, способны передать эти
четыре электрона атомам дру-
гих элементов — проявить себя
как металлы, или же принять
от атомов других элементов еще
четыре электрона до образова-
ния устойчивой 8-электронной
орбиты — проявить себя как ме-
таллоиды. Так что и с точки
зрения строения ато-
мов следует ожидать,
что углерод и крем-
нии должны проявлять примерно в одина-
ковой степени свойства и металлоидные, и
металлические.
Более конкретно это должно бы выразиться в следующем. Так
как типичные металлоиды (галогены) с кислородом непосредствен-
но не соединяются, а типичные металлы, наоборот, с кислородом
очень хорошо соединяются, то следует ожидать, что углерод и
кремний с кислородом-тоже соединяются как металлы, но только
не при обычных условиях; на этом же основании следует ожи-
дать, что окислы этих элементов должны быть довольно прочными
и встречаться в природе в свободном виде.
Это соответствует представлению о строении атомов. У атомов
кислорода на внешней орбите шесть электронов.
Атомы кислорода сравнительно легко примут еще два электро-
на до 8-электронной устойчивой орбиты. Поэтому следует ожидать,
что углерод и кремний с кислородом действительно соединяются и
образуют окислы СO2 и SiO2, в которых они положитель-
но четырехвалентны. Да и на основе периодической
системы также известно, что элементы IV группы образуют высшие
солеобразующие окислы типа RO2, где эти элементы по кислороду
четырехвалентны.
Высшие окислы углерода и кремния как металлоидов, по-ви-
димому, ангидриды, которым соответствуют кислоты Н2С03 и
Н^Юд.
Рис. 96. Схема строения атомов угле-
рода и кремния.

Так как элементы IV группы как металлоиды сравнительно
мало активны, то следует ожидать, что образуемые ими кислоты
Н2СО3 и H2SiО3 слабые.
Положением в периодической системе определяется также от-
ношение углерода и кремния к водороду. Известно, что типичные
металлоиды (галогены) с водородом взаимодействуют очень хорошо
и что эта способность взаимодействовать с водородом в направле-
нии от VII к I группе постепенно ослабляется. Элементы IV груп-
пы как металлоиды, по-видимому, тоже взаимодействуют с водо-
родом; судя по общей формуле RH4, их водородные соединения
должны иметь состав CH4 и SiH4.
Это соответствует представлению о строении атомов. У атомов
водорода всего лишь один электрон; этот электрон он сравнительно
легко отдает. Атомы же углерода и кремния могут принять четыре
электрона. Поэтому следует ожидать, что углерод и кремний с во-
дородом действительно взаимодействуют и образуют соединения
СН4 и SiH4, в которых они отрицательно четырех-
валентны.
Так в самом общем виде можно представить себе углерод и
кремний на основе их положения в периодической системе и строе-
ния их атомов.
Посмотрим, насколько это соответствует действительности.
§ 2. Углерод (ат. вес 12)
Углерод, как химический элемент, образует два простых веще-
ства: алмаз и графит.
Алмаз — вещество бесцветное, прозрачное, кристаллическое,
из всех известных в природе веществ самое твердое. Графит —
вещество серого цвета, кристаллическое, очень мягкое и жирное
на ощупь.
Алмаз и графит как простые вещества различны. Однако в хими-
ческом отношении они сходны между собой. Если алмаз сильно на-
калить без доступа воздуха, то он чернеет и постепенно превра-
щается в графит.
Алмаз и графит могут гореть и при этом образуют одно и то же
вещество — углекислый газ СО2. Образовать же при соединении
с кислородом одно и то же вещество — углекислый газ — могут
лишь такие простые вещества, которые состоят из одного и того
же элемента — углерода.
Алмаз и графит — это аллотропные видо-
изменения углерода.
Алмазы встречаются в природе обычно небольших размеров.
В настоящее время в нашей стране налажено производство искус-
ственных алмазов. Граненые алмазы определенной формы
(рис. 97) называются бриллиантами. Как очень твердое вещество,
алмаз используется в технике для резки стекла, для резки, обта-
чивания и сверления самых твердых горных пород, при бурении
нефтяных скважин, устройстве шахт, тоннелей и т. п.

Графит — вещество очень мягкое, огнестойкое, проводящее
электрический ток; используется для приготовления карандашей,
тугоплавких тиглей, электродов, смазочных материалов и др.
Уголь. Следует заметить, что к аллотропным „ видоизме-
нениям углерода иногда относят также уголь. Это неверно. Всем
хорошо известно, что при сжигании древесного угля остается еще
зола; это значит, что древесный уголь — вещество нечистое, в
нем находятся различные примеси. Даже наиболее чистый уголь
(сажа) содержит некоторые примеси.
В технике чистый уголь получают сжиганием смолы, скипидара,
чафталина, природных газов и других богатых углеродом веществ
при недостаточном доступе воздуха. Такой наиболее чистый, аморф-
чый уголь применяется для приготовления черной краски, для по-
лучения резины и в других производствах.
Древесный уголь имеет пористое строение и проявляет очень
важное свойство: на своей довольно значительной поверхности он
может удерживать, сгущать пары и газы.
Способность веществ удерживать, сгущать на своей
поверхности газы, пары и растворенные вещества носит
название адсорбции.
Адсорбцию угля можно наблюдать на таком, например, опыте.
Взять в пробирку небольшой кристаллик азотнокислого свинца
Pb(N03)2 и нагреть. Когда пробирка наполнится бурым газом (дву-
окисью азота), бросить в нее
несколько кусочков древесного
угля, закрыть пальцем и встрях-
нуть. Бурый цвет газа быстро
исчезает — двуокись азота погло-
щается углем. Древесный уголь,
особенно истолченный в порошок,
при кипячении обесцвечивает и
такие вещества, как растворы ин-
диго, лакмуса и др.
Адсорбцию древесного угля можно значительно усилить. Дре-
весный уголь в своих порах содержит довольно значительное коли-
чество самых разнообразных смолистых веществ. Прокаливанием
без доступа воздуха смолистые вещества угля можно почти пол-
ностью удалить и таким образом значительно увеличить его пори-
стость. Такой уголь называется активированным. Акти-
вированный уголь обладает гораздо большей поглотительной спо-
собностью, чем обычный древесный уголь.
Активированный уголь широко используют: в фильтрующем
противогазе (рис. 34), в сахарном производстве — для обесцвечи-
вания сахарного сиропа, для обесцвечивания и очистки патоки,
масла, жира, вина; в качестве лекарства при катарах желудка и
кишок, при дизентерии, при отравлении.
Рис. 97. Алмазы

§ 3. Окись углерода
Алмаз, графит и уголь могут окисляться: уголь при нагрева-
нии на воздухе, а алмаз и графит при высокой температуре в чи-
стом кислороде. При этом образуется углекислый газ СO2; при не-
достаточном же доступе воз-
духа образуется окись угле-
рода СО.
Окись углерода
СО — бесцветный газ немно-
го легче воздуха, очень мало
растворимый в воде; с водой
не соединяется и кислоты не
образует — это окисел
несолеобразующий.
Окись углерода в обыден-
ной жизни называют угар-
ным газом. Угарный
газ ядовит. Он образуется
в печке, в самоваре и т. п. в
том случае, когда уголь
еще не совсем прогорит, ко-
гда еще «пахнет угаром».Одна-
ко следует иметь в' виду, что
характерный «запах угара» —
это запах дыма и еще непол-
ностью сгоревших дров; окись же углерода — газ совсем без запаха.
В технике окись углерода получают также при неполном сго-
рании топлива. Это делают в специальном аппарате—газогенера-
торе (рис. 98).
Газогенератор наполняют углем — коксом. Кокс разжигают.
Воздух поступает через трубу снизу. В нижней части генератора
уголь сгорает полностью, образуется углекислый газ:
Рис. 98. Схема газогенератора.
В более высокие слои генератора кислород воздуха не доходит,
хотя уголь здесь и раскален. Через этот уголь проходит угле-
кислый газ. Раскаленный уголь отнимает от углекислого газа
часть кислорода:
СO2 + С = 2СО.
Получается окись углерода СО. Но окись углерода получается
не чистая, а в смеси с азотом воздуха.
Смесь окиси углерода с азотом воздуха носит название
генераторный (или «воздушный») газ.

Окись углерода — вещество горючее. Поэтому генераторный
газ используют в качестве газообразного топлива; это топливо
особенно важно в таких производствах, где нужно сильное и равно-
мерное нагревание, например для «варки» стекла, для плавки
стали и т. п.
Газогенератор можно загружать не только коксом, но и обыч-
ным каменным углем. При неполном сгорании каменного угля
в газогенераторе образуются и другие газообразные продукты,
главным образом светильный газ. Светильный газ пред-
ставляет собой смесь различных горючих газов (водорода, метана,
окиси углерода и др.) с небольшим количеством негорючих при-
месей (углекислого газа, азота и кислорода). Светильный газ при-
меняется для нагревания в лабораториях и в быту.
В газогенератор с сильно раскаленным коксом иногда вместо
воздуха вдувают пары воды. Вода при этом разлагается на кисло-
род и водород. Кислород расходуется на сжигание кокса, а водо-
род с окисью углерода образует смесь:
C + H20 = CO-f Н2.
Смесь окиси углерода с водородом носит название во-
дяного газа.
В технике иногда поступают и иначе. В газогенератор вдувают
одновременно и воздух и некоторое количество водяных паров.
Получают газ, который называется смешанным или п о л,у-
водяным газом. В его состав входят СО, Н2, СO2, N2.
Окись углерода образуется во многих случаях: при взрывах
газов, в шахтах, при пожарах, при взрывах бездымного пороха и
других взрывчатых веществ. Воздух с содержанием окиси угле-
рода очень ядовит и опасен для жизни; при содержании в воздухе
окиси углерода до 1% можно быстро отравиться насмерть.
Окись углерода раньше противогазом не улавливалась. Теперь
же получена такая смесь (из двуокиси марганца МпO2 и окиси ме-
ди CuO) — гопкалит, которая является очень хорошим ката-
лизатором; в присутствии гопкалита окись углерода окисляется
кислородом воздуха в углекислый газ, а углекислый газ затем лег-
ко поглощается щелочью:
2КОН + СO2 = К2С03 + Н20.
Противогаз с гопкалитом обеспечивает полную защиту от ядо-
витого действия на организм окиси углерода и других вредных
газов.
§ 4. Углекислый газ
Углекислый газ в виде примеси (0,03% по объему) содержится
в воздухе. В природе он образуется при горении, гниении, дыха-
нии; выделяется водой многих источников, например нарзана

(в Кисловодске), выделяется из трещин земной коры в вулкани-
ческих местностях, при извержениях вулканов и других процессах.
В технике углекислый газ получают обжиганием известняков
(CaCOз) при высокой температуре. При этом не только выделяется
углекислый газ, но и образуется жженая, или негаше-
ная, известь CaO:
CaCO3==CaO+СO2.
В лаборатории углекислый газ обычно получают взаимодей-
ствием углекислого кальция (карбоната кальция) CaCO3 (чаще
всего мрамора) с соляной кислотой в аппарате Киппа (рис. 99):
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + Н20 + СO2
Углекислый газ — тяжелый, примерно в 172 раза тяжелее воз-
духа; поэтому его можно собирать по способу вытеснения воздуха
(рис. 99) и можно переливать (рис. 100).
Рис. 99. Получение углекислого газа в аппарате
Киппа.
Рис. 100. Перели-
вание углекислого
газа.
Углекислый газ обнаруживают действием так называемой из-
вестковой воды: известковую воду он мутит. Известко-
вая вода — это раствор едкого кальция Ca(ОН)2; при взаимодей-
ствии с нею углекислый газ образует нерастворимый в воде карбо-
нат кальция CaCO3:
Ca(ОН)2 + СO2 = CaCO3 + Н20.
Эта нерастворимая в воде соль и дает муть.
Углекислый газ не поддерживает горения (рис. 101).
Правда, горение некоторых веществ, например магния, продолжается
и в углекислом газе:
2Mg + СO2 =» 2MgO -f С.

Как вещество, не поддерживающее горения, углекислый газ ис-
пользуют для тушения пожара с помощью огнетушителя (рис. 1O2).
В огнетушителе А находится раствор соды, Na2C03 и в запаян-
ной стеклянной трубке Т — серная кислота. Чтобы огнетуши-
тель привести в действие,
его переворачивают и силь-
но ударяют головкой штиф-
та Ш об пол. Стеклянная
трубка разбивается, и кисло-
та вступает во взаимодейст-
вие с содой. Сначала полу-
чается угольная кислота
Н2С03:
Na2C03 + H2S04 = Na2S04 +
+ н2со3.
Но угольная кислота — ве-
щество очень непрочное: она
сразу же разлагается на воду
и углекислый газ:
Н2С03 = Н20+СО*
Выделяющийся углекислый газ начинает сильно давить на по-
верхность жидкости (рис. 1O2); жидкость сильной струей выбрасы-
вается из огнетушителя и продолжает выделять углекислый газ.
Рис. 101. Тушение свечей углекислым
газом.
Рис. 102. Огнетушитель
Пенистая жидкость, направленная на горящий предмет, покрывает
его, находящийся в ней углекислый газ оттесняет воздух, и горе-
ние благодаря этому прекращается.

Для тушения загоревшихся проводов, электрических моторов
и других предметов, которые нельзя тушить раствором жидкости,
в последнее время стали применять особые огнетушители с жидким
СО 2. Действие этих огнетушителей основано на следующем прин-
ципе. Углекислый газ под давлением около 60 атмосфер при -обык-
новенной температуре сжижается; жидкость эта при уменьшении
давления очень сильно испаряется, поглощает большое количество
теплоты и превращается в снегообразную твердую массу (рис. 103).
Огнетушители имеют баллон с жидким СО2 и специальное приспо-
собление для выбрасыва-
ния образующейся при
быстром испарении снего-
образной массы. Эта мас-
са и изолирует горящий
предмет от воздуха — ту-
шит пожар.
Твердый, спрессован-
ный СO2 носит название
«сухой лед» и широко при-
меняется для хранения
скоропортящихся продук-
тов.
Углекислый газ растворяется в воде. На этом свойстве основано
его применение для приготовления шипучих напитков — сельтер-
ской воды, лимонада, ситро и т. п.
Но углекислый газ в воде не только растворяется, он с ней вза-
имодействует и образует угольную кислоту Н2С03:
Рис. 103. Получение твердого углекислого
газа из баллона.
§ 5. Угольная кислота и ее соли
Мы уже отмечали, что угольная кислота — вещество очень
непрочное; в чистом виде (не в растворе) ее получить не удается,
она разлагается на воду и углекислый газ.
Угольная кислота с некоторыми металлами, например с маг-
нием, взаимодействует с выделением водорода. Взаимодействует
она, как мы знаем, и с основаниями, например с Ca(ОН)а образует
соль. Угольная кислота очень слабая. Эта кислота двухосновная,
она образует два вида солей: средние и кислые. Средние соли
угольной кислоты носят название карбонаты, а кислые —
бикарбонаты, например Na2C03 — карбонат натрия, а
NaHCO3 — бикарбонат натрия.
Большое практическое значение имеет карбонат натрия —
сода.
Известны три вида соды: Na2C03 • 10Н2О — водная, или
кристаллическая, Na2C03 — безводная, или кальцинированная,
NaHC03 —двууглекислая, или «питьевая».

Сода — один из важнейших продуктов основной химической
промышленности. В очень больших количествах она применяется
для мыловарения, производства стекла, едкого натра NaOH, полу-
чения самых разнообразных солей натрия, в качестве щелочи —
в текстильном производстве, для стирки белья, в бумажном про-
изводстве, в кожевенной промышленности и т. д.; применяется
сода и в медицине.
Сода встречается в природе — ив залежах и в воде озер. Но
эти месторождения имеют только местное значение. Подавляющее
же количество соды получается искусственно. (На способах полу-
чения соды мы здесь останавливаться не будем.) Содовое производ-
ство у нас получило очень широкое развитие, особенно за послед-
нее время в связи с общим развитием химической промышленности.
Распространена в природе другая, соль угольной кислоты —
карбонат кальция CaCO3.
Карбонат кальция входит в состав различных горных пород.
Наиболее чистая его природная разновидность — известко-
вый шпат, или кальцит. Кальцит является основным
минералом горных пород, к числу которых относятся, например,
известняки: известняк, мел и мрамор.
Карбонат кальция CaCO3 в воде не растворим, а бикарбо-
нат кальция Ca(HCO3)2в воде растворим.
Если через известковую воду пропускать углекислый газ, то
сначала появится муть — образуется нерастворимый карбонат
кальция CaCO3. При дальнейшем пропускании через этот же рас-
твор углекислого газа муть исчезает, раствор становится прозрач-
ным, образуется растворимый бикарбонат кальция Ca(HCO3)2.
Растворимый бикарбонат кальция Ca(HCO3)2 нередко содер-
жится в природной воде. Такая вода называется жесткой.
В жесткой воде часто содержится еще и сульфат кальция CaS04.
Вода, которая содержит очень мало кальциевых солей или совсем
их не содержит, называется мягкой.
В жесткой воде мыло не пенится и плохо моет. Жесткая вода
в самоварах, чугунах, котлах образует накипь в виде серого слоя
нерастворимого карбоната CaCO3. Накипь в котлах приносит зна-
чительный хозяйственный вред: на нагревание котлов с накипью
затрачивается больше топлива. Паровой котел с накипью представ-
ляет большую опасность: верхний, металлический слой котла
очень сильно раскаляется; в случае образования в накипи трещины
вода попадает на раскаленное железо, давление внезапно сильно
повышается, и может произойти взрыв котла.
Различают жесткость воды временную и постоян-
ную. Первая зависит от присутствия соли кальция Ca(HCO3)2,
а вторая обусловливается присутствием главным образом сульфата
кальция CaS04.
В целом ряде производств — сахарном, красильном, мылова-
ренном и др., а также в быту, например для стирки белья, нужна
мягкая вода.

Временная жесткость может быть значительно понижена прос-
тым нагреванием воды, так как при нагревании бикарбонат каль-
ция разлагается и нерастворимый карбонат кальция выпадает в
осадок:
Ca (HCO3)2 = CaCO3 + H20+СO2.
Более же полно смягчают воду известью Ca(ОН)2:
Ca (HCO3)2 + Ca (ОН)2 = 2CaCO3 + 2Н20.
Постоянная жесткость воды устраняется действием соды
NaaC03:
CaS04 + Na2C03 = CaCQ3 + Na2SQ4.
Сульфат натрия Na2S04 — вещество растворимое, а карбонат
кальция CaCO3 выпадает в осадок, и вода становится мягкой.
§ 6. Круговорот углерода в природе
Органические вещества, как и аллотропные видоизменения
самого углерода, могут сгорать с образованием углекислого газа.
Углекислый газ затем подвергается дальнейшему превращению.
Происходит это в растениях. Растения поглощают из воздуха уг-
лекислый газ и под действием солнечного света разлагают его на
углерод и кислород.
Кислород выделяется обратно в воздух, а из углерода в расте-
ниях образуются различные органические вещества (крахмал, са-
хар, жиры, белки), входящие в состав тела растений и служащие
пищей для животных организмов. Происходит это только под дей-
ствием солнечных лучей и в зеленых органах растений, содержа-
щих хлорофилловые зерна.
Процесс, происходящий в зеленых органах растений, так назы-
ваемый фотосинтез, исключительно сложен: здесь многое
еще не вполне выяснено. Однако нет сомнения в том, что одним из
первых возникающих в листьях растений продуктов превращения
углекислого газа является крахмал. В листьях некоторых расте-
ний вместо крахмала образуется виноградный сахар, или глюкоза.
Из крахмала и глюкозы при участии воды и усваиваемых корнями
из почвы растворимых солей затем в растениях образуются все дру-
гие органические вещества. Сущность фотосинтеза и роль в нем зе-
леного вещества — хлорофилла — раскрыл наш великий со-
ветский ученый К. А. Тимирязев.
Органические вещества растений с пищей попадают в живот-
ные организмы. Здесь они разрушаются и перерабатываются в дру-
гие, нужные для образования животной ткани продукты. Углекис-

Рис. 104. Круговорот углерода в природе.

лый же газ снова выделяется в воздух при дыхании и при гниении
живых организмов.
Из воздуха углекислый газ опять усваивается растениями с
образованием более сложных органических веществ и т. д.
В природе постоянно происходит круго-
ворот углерода (рис. 104).
Этот круговорот углерода и обусловливает совместное суще-
ствование растительного и животного мира.
§ 7. Кремний и его соединения
Кремний (Si, ат. вес 28) в жизни неживой природы играет
очень большую роль. Он входит в состав песка, глины и большин-
ства других горных пород. После кислорода это самый распростра-
ненный на земле элемент.
В свободном виде кремний в природе не встречается. Наиболее
распространенное в природе соединение кремния — двуокись
кремния, или кремнезем
БЮг. Кремнезем известен в двух
видоизменениях: кристалличе-
ском и некристаллическом
(аморфном). Трепел, или
инфузорная земля, —аморфный
кремнезем, а кварц — крис-
таллический кремнезем. Обык-
новенный белый песок состоит
из зерен кварца; окраска его
зависит от различных примесей.
Прозрачные, бесцветные крис-
таллы кварца известны под
названием горного хру-
сталя (рис. 105). Горный
хрусталь, окрашенный в темный
цвет, называется дымчатым
топазом, в розово-фиолето-
вый — аметистом. Минерал кремень, от которого и происхо-
дит название «кремний», представляет собой смесь мелкокристал-
лического кварца с аморфной окисью кремния.
Кремний получается из кремнезема его восстановлением. Изве-
стны два аллотропных видоизменения кремния: аморфный и кри-
сталлический. Аморфный — бурый порошок, а кристаллический—
темный, похож на графит, проводит электрический ток.
Кремний образует соединения не только с кислородом, но и
с другими элементами: с водородом — кремнистый водород SiH4
и с углеродом — карбид кремния (карборунд) SiC. Кремнистый
водород очень непрочный — на воздухе сам загорается; карборунд
же вещество очень устойчивое и твердое, по твердости уступает
только алмазу.
Рис. 105. Горный хрусталь.

Кремнезем SiO2 является ангидридом, которому соот-
ветствует кремниевая кислота H2Si03. Но кремниевая кислота по-
лучается не из ее ангидрида, который, как известно, с водой не
взаимодействует, а из ее соли Na2Si03. Эта соль растворима в воде,
а по внешнему виду похожа на стекло; поэтому ее называют
растворимое стекло. На растворимое стекло действуют
другой кислотой, например соляной; получают кремниевую кис-
лоту H2Si03:
Na2Si03 + 2HCl = H2Si03 -f 2NaCl.
Кремниевая кислота — вещество твердое, нераство-
римое в воде, легко распадающееся на двуокись кремния и воду:
H2Si03==SiO2-f-H20.
Кроме кислоты H2Si03, судя по составу ряда минералов, су-
ществуют еще и другие кремниевые кислоты; Н^Юз носит назва-
ние метакремниевая кислота.
Соли кремниевых кислот называются силикатами (крем-
ний Si по-латыни силициум). Наиболее распространенные в приро-
де силикаты: глины, слюды, полевые шпаты и др. Они входят в
состав большинства горных пород.
Горные породы под действием воды и воздуха постепенно раз-
рушаются, или, как говорят, выветриваются. Образуются менее
сложные вещества, которые вместе с органическими остатками по-
степенно входят в состав почвы. В жизни растений этот процесс
играет очень большую роль.
Силикаты с древних времен использовались человеком. Осо-
бенно большое практическое значение силикаты имеют в настоя-
щее время. Теперь существует важнейшая специальная отрасль
народного хозяйства — силикатная промышленность.
§ 8. Силикатная промышленность
К силикатной промышленности относится производство фар-
фора, стекла,^ цемента и других важнейших материалов.
Фарфор получают сплавлением нескольких веществ: белой
глины (каолина), чистого песка и полевого шпата. Технологию
производства фарфора у нас впервые разработал современник и
близкий друг М. В. Ломоносова, выдающийся русский ученый
Д. И. Виноградов (1720—1758 гг.).
Стекло получали еще в самой глубокой древности. Однако
сущность этого производства оставалась неизвестной. Секрет стек-
лоделия в России с большим трудом впервые открыл М. В. Ломо-
носов. Особенно много времени и сил он затратил на раскрытие
секрета производства цветных стекол.
Для производства стекла теперь используют: песок SiO2, соду

Na2C03 (или поташ K2CO3) и известняк CaCO3. Смесь этих веществ
сильно нагревают (до 1500°). Происходят реакции по уравнениям:
Na2C03 + SiO2 = Na2Si03 + CO2,
CaCOg + SiO2 = CaSi03 + CO2.
Образовавшиеся силикаты (Na2Si03 и CaSi03) затем сплавляют
с избытком песка. Получается обыкновенное стекло. Для получе-
ния же тугоплавкого стекла вместо соды используют поташ.
Цвет стекла зависит от различных примесей. Если используют
песок не чистый (белый), а с примесью окислов железа (желтый),
то стекло получается не бесцветное, а несколько зеленоватое. Для
получения цветных стекол различной окраски к основной массе
прибавляют небольшое количество других примесей: для получе-
ния зеленого стекла — Сг203, синего — СоО, голубого — CuO,
фиолетового — МпO2, желтого — Ag20 и т. п.
В настоящее время широко известно кварцевое стек-
л о. Это стекло изготовляется расплавлением и постепенным
охлаждением только одного чистого кварца. Кварцевое стекло даже
при резких изменениях температуры сохраняется. Оно применяется
для производства химической посуды, химической аппаратуры,
кварцевых ламп и т. п.
Цемент получают из смеси известняка и глины. Используют
для этого и мергель — горную породу, содержащую в своем
составе необходимое количество известняка и глины. Смесь из-
вестняка и глины обжигают. Спекшуюся массу размалывают. По-
лучившийся порошок — цемент, как важнейший вяжущий мате-
риал, используют в строительных сооружениях.
К силикатной промышленности относится также керами-
ка, т. е. производство глиняной посуды, кирпича, черепицы и
других важнейших в хозяйственной жизни предметов.
§ 9. Группа углерода
В начале главы мы предположительно дали общую характери-
стику углероду и кремнию только на основе периодического закона
и периодической системы Д. И. Менделеева. Теперь, ознакомив-
шись с этими элементами, мы можем сравнить их между собой и
сделать некоторые уже более определенные выводы.
Углерод имеет несколько аллотропных видоизменений, одно из
которых (графит) проводит электрический ток; образует соедине-
ние с водородом — метан CH4 и с кислородом высший окисел —
углекислый газ СO2, являющийся ангидридом весьма непрочной
угольной кислоты Н2С03. Кремний тоже имеет аллотропные видо-
изменения, одно из которых (кристаллический кремний) проводит
электрический ток; образует соединение с водородом — кремни-
стый водород SiH4 и с кислородом — кремнезем SiO2, являющийся
ангидридом весьма непрочной метакремниевой кислоты HgSiOg,

Атомы углерода и кремния на внешней орбите, как мы уже
отмечали, имеют по четыре валентных электрона.
Углерод и кремний — сходные между со-
бой элементы. Вместе с некоторыми другими элементами
(Sn и Pb — на них мы останавливаться не будем) они образуют
общую группу, известную под названием группа углерода.
Группа углерода несколько своеобразна. Элементы этой группы
довольно ярко проявляют свойства й металлоидов, и металлов.
Как металлоиды углерод и кремний взаимодействуют с водоро-
дом и дают соединения CH4 и SiH4, имеют окислы — ангидриды
соответствующих кислот. Однако углерод и кремний, хотя и при
очень высокой температуре, непосредственно соединяются и с
кислородом. Здесь они проявляют металлические свойства. И по
водороду и по кислороду они четырехвалентны.
Углерод и кремний проявляют свой-
ства металлоидов и металлов, но металлоидные
свойства у них выражены все-таки сильнее, чем металлические.
Металлоидные свойства их значительно слабее, чем у металлоидов
V группы — у азота и фосфора.
Углерод и кремний хотя и находятся в одной группе, но по
своим свойствам несколько отличаются друг от друга. Водород-
ное соединение кремния менее прочно, чем водородное соединение
углерода: кремнистый водород SiH4 на воздухе самовоспламеня-
ется, метан же CH4 — соединение довольно устойчивое и в природе
существует в свободном состоянии. А нам известно, что с водородом
лучше взаимодействуют металлоиды, чем металлы.
Металлоидные свойства у углерода вы-
ражены больше, чему кремния. Это свойство
находится в непосредственной связи с положением этих элементов
в периодической системе и со строением их атомов. Порядковый
номер углерода — 6; у него электронных орбит две. Порядко-
вый номер кремния — 14; у него электронных орбит три. А мы
знаем, что с увеличением количества орбит способность атомов
отдавать свои внешние электроны усиливается. Здесь проявляется
общая закономерность:
В пределах каждой группы периодической системы
Д. Я. Менделеева по мере возрастания порядкового номера
металлоидные свойства элементов ослабляются, а метал-
лические усиливаются.
ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОВТОРЕНИЯ
1. О чем свидетельствует положение углерода и кремния в периодиче-
ской системе элементов?
2. Охарактеризуйте алмаз, графит.
3. На каком основании алм«з и графит считают аллотропными видо-
изменениями углерода?
4. Каковы свойства окиси углерода?
5. Что такое генераторный, или воздушный, газ и как его получают?
6. Что такое водяной газ?

7. Каков состав смешанного, или полуводяпого,- газа?
8. Для чего используют окиеь углерода, а также генераторный и водя-
ной газы?
9. Как получают углекислый газ: а) в лаборатории, б) в технике?
10. Перечислите свойства углекислого газа.
11. Каково практическое значение углекислого газа?
12. На каком принципе основано действие противогаза?
13. В чем особенность угольной кислоты и ее солей?
14. Какая вода называется жесткой и как эту воду смягчают?
15. Охарактеризуйте круговорот углерода в природе.
16. В каком виде кремний находится в природе?
17. Какие соединения образует кремний с водородом и углеродом?
18. Какие производства относятся к силикатной промышленности?
19. В чем выражается сходство и различие углерода и кремния?
ГЛАВА X
МЕТАЛЛЫ
§ 1. Значение металлов
В практической жизни человека металлы играют громадную
роль.
Еще в глубокой древности человек обнаружил в природе метал-
лы и обратил внимание на то, что их можно получить в свободном
виде из природных соединений. Археологические раскопки свиде-
тельствуют о том, что еще примерно за три тысячи лет до нашей
эры человек получал железо, медь, цинк, олово, свинец и другие
металлы. Металлы, например, добывались в древнем Египте,
в древнем Китае и в других странах.
Металлургия древних народов была крайне примитивна. При
обжиге руд редко и только случайно удавалось получить чистые
металлы. В большинстве же случаев металлы получались вместе
с другими металлами в виде сплавов. Свои орудия производства
древние народы делали главным образом из бронзы — сплава меди
с небольшим количеством олова.
С течением времени процесс выплавки металлов постепенно со-
вершенствовался; все чаще и чаще металлы удавалось получать
в чистом виде, обнаруживались еще новые, до того неизвестные ме-
таллы. Однако свойства чистых металлов не удовлетворяли про-
изводственным требованиям. Многие металлы слишком мягки,
слишком легкоплавки и т. п. Потребовалось немало времени пока
удалось заметить, что свойства отдельных металлов при их сплав-
лении с другими металлами изменяются, что прибавка иногда да-
же незначительного количества другого металла придает сплаву
большую прочность, тугоплавкость и т. п. Путем внимательного
наблюдения и многочисленных испытаний постепенно определя-
лись свойства не только чистых металлов, но и их самых разнооб-
разных сплавов.
Быстро развивающаяся производственная жизнь требовала
все-новых и новых материалов. Широкое применение получили

сплавы. Современная же техника немыслима без сплавов. Те-
перь нужны сплавы самые разнообразные. Для металлообрабаты-
вающих станков, для сверл буровых скважин, для орудий, танков
и бронебойных снарядов нужны сплавы сверхтвердые.
Для электрической, металлургической и других отраслей промыш-
ленности нужны сплавы тугоплавкие. Для авиационной
промышленности нужны сплавы очень легкие, но в то же вре-
мя достаточно прочные. Страшный бич техники — ржавле-
ние, разрушение, или, как говорят, коррозия металлов; нужны
сплавы, не подвергающиеся коррозии.
Особое значение металлы приобретают в нашей стране, разре-
шающей задачу создания самой крупной в мире социалистической
промышленности и самого крупного в мире социалистического
сельского хозяйства. Коренная перестройка промышленности,
сельского хозяйства, транспорта и всего народного хозяйства на
новой самой передовой в мире технической базе требует самых раз-
нообразных материалов и в том числе колоссального количества
металла. Металлургическая промышленность — основа для даль-
нейшего, еще более успешного развития всего нашего народного
хозяйства и укрепления обороноспособности нашей Родины.
Борьба за металл — одна из самых главных
задач нашей страны особенно теперь, в период развер-
нутого коммунистического строительства. В семилетнем плане
СССР на 1959—1965 гг. предусмотрено значительное увеличение
производства черных и цветных металлов для более полного удо-
влетворения растущих потребностей народного хозяйства.
§ 2. Физические свойства металлов
Металлы в отличие от металлоидов имеют целый ряд общих
свойств.
Все металлы имеют характерный блеск, хорошо проводят тепло
и электрический ток. Все металлы за исключением ртути при обык-
новенных условиях — вещества твердые.
По цвету все металлы условно подразделяют на две группы:
черные и цветные. Черные металлы — это железо и его
сплавы, а цветные — все остальные металлы.
По удельному весу различают металлы легкие и тяже-
л ы е. Металлы с удельным весом меньше 5 считают легкими, а
больше 5 — тяжелыми. Калий, натрий, кальций, магний и алюми-
ний — легкие металлы, а все остальные — тяжелые.
Температура плавления металлов крайне разнообразна. Ртуть,
как известно, даже при обыкновенных условиях — жидкость, она
плавится при — 39°. Калий и натрий — металлы также очень лег-
коплавкие; они плавятся ниже температуры кипящей воды: ка-
лий — при 63° и натрий — при 98°. При более высокой темпера-
туре плавятся олово (232°) и свинец (328°). За ними в порядке по-
вышения температуры кипения следуют: цинк, магний, алюминий,

серебро, золото, медь, никель, железо и др. Наиболее тугоплав-
кий металл— вольфрам, он плавится только при температуре
3370°; поэтому его и используют для изготовления нитей элек-
трических лампочек накаливания (рис. 106).
Твердость металлов также довольно разнообразна. Наиболее
мягкие металлы — натрий и калий; они мягки, их можно резать
ножом. За ними в порядке возрастания твердости следуют сви-
нец, олово, золото, цинк, алюминий, медь, железо и др. Наи-
более твердый металл — хром. Твердость металлов, как и твер-
дость минералов, измеряют по отношению к самому твердому из
всех известных в природе веществ — алмазу. Если твердость ал-
маза принять за 10 единиц, то твердость
металлов выразится в следующих величинах
натрия 0,4, калия 0,5, золота 2,5,алюминш
2,9, железа 4 и т. д.
Тепло и электрический ток различные
металлы проводят неодинаково — хуже всего
ртуть> а лучше всего серебро. Если тепло-
проводность серебра принять за единицу, то
теплопроводность других металлов выразится
следующими величинами: ртути 0,O2, свин-
ца 0,08, алюминия 0,34, меди 0,72. По спо-
собности проводить электрический ток металлы располагаются
в том же направлении, как они располагаются по способно-
сти проводить тепло. Самым лучшим проводником можно на-
звать серебро, но, как дорогой металл, он в электротехнике не при-
меняется; для изготовления электрических проводов используют
медь и алюминий.
Немаловажное значение имеет и еще одно свойство металлов —
их ковкость, т. е. способность сплющиваться, коваться. Только
некоторые металлы, как, например, сурьма, висмут, марганец,
ковкостью не обладают, они хрупки.
Перечисленные физические свойства металлов в значительной
степени определяют их практическое использование.
Подавляющее большинство металлов используется в виде спла-
вов с другими металлами.
Рис. 106. Вольфрамо-
вые лампы накалива-
ния.
§ 3. Сплавы
Мы уже отмечали (глава III, § 4), что металлы в расплавлен-
ном состоянии могут распределяться друг в друге, а при охлаж-
дении образовывать твердые растворы. Твердые рас-
творы (в главе III) мы для простоты называли сплавами. Теперь
же понятие «сплав» мы должны несколько расширить.
Сплав не всегда представляет собой твердый раствор, т. е. од-
нородную смесь двух или нескольких твердых веществ. Сплав мо-
жет быть и неоднородным. В специально для наблюдения обра-

ботанных сплавах под микроскопом можно обнаружить отдельные,
не похожие на всю остальную массу участки металлов (рис. 107). Эти
совершенно своеобразные участки сплава могут быть образованы
либо отдельными металлами, либо соединением металлов (на-
пример, золота с алюминием Аи2А1, меди с оловом CUgSn и др.).
Таким образом, сплавы могут быть и однородные (в виде твер-
дого раствора) и неоднородные; большинство сплавов неодно-
родно.
В состав сплавов могут входить не только металлы, но и метал-
лоиды. Так, например, чугун — это сплав железа с углеродом,
кремнием и другими металлоидами.
Свойства сплавов несколько иные, чем
свойства составляющих сплавы веществ.
Только удельный вес сплава
обычно составляет величину, бо-
лее или менее близкую к сред-
нему между удельными весами
составляющих сплав веществ.
Температура плав-
ления большинства сплавов
ниже температуры плавления
самого легкоплавкого, находя-
щегося в сплаве металла. Так,
например, температура плав-
ления олова 232е и свинца 328°,
образованный же этими метал-
лами сплав (35 частей олова
и 60 частей свинца) имеет темпе-
ратуру плавления около 190°.
Особенно наглядно понижение
температуры плавления метал-
лов в сплавах можно наблюдать на сплаве, который носит на-
звание «сплав Вуда». В состав этого сплава входят свинец, олово,
висмут и кадмий; самый легкоплавкий из этих металлов (олово)
имеет температуру плавления, как мы уже отмечали, 232е, содер-
жащий же его сплав Вуда плавится уже при температуре около 70°.
Цвет сплава тоже несколько иной, чем цвет составляющих
его металлов. Сплав для чеканки «медной» монеты по цвету совсем
непохож на входящие в его состав металлы: никель (желтовато-
белый) и медь (красная).
Другие свойства металлов в сплавах также не сохраняются.
Например, железо — металл сравнительно мягкий, но от прибав-
ления небольшого количества углерода (см. § 12) получается сталь,
обладающая очень большой твердостью. Железо обычно легко
ржавеет, но от прибавления хрома (около 15%) и никеля (около
0,5%) получается уже нержавеющая сталь.
Помимо железа, стали и чугуна, наиболее широко распростра-
нены сплавы: припой, латунь, бронза, дюралюминий.
Рис. 107. Сплав меди и олова под
микроскопом.

Припой — сплав олова (2 ч.) со свинцом (1 ч.), мягкий и
легкоплавкий; в расплавленном состоянии хорошо смачивает по-
верхность металлов, а потому применяется для пайки железных,
медных и других изделий.
Латунь — сплав меди (2 ч.) и цинка (1 ч.), бывает и не-
сколько иного состава — с прибавкой небольшого количества оло-
ва, свинца, алюминия и других металлов; она значительно тверже
составляющих ее металлов, поэтому довольно широко применяет-
ся для изготовления деталей машин, самоваров, примусов, двер-
ных ручек и т. д.
Бронза — сплав меди (3 ч.) и олова (2 ч.); соотношение меж-
ду количеством меди и олова бывает несколько иное; она отли-
чается значительной твердостью и устойчивостью по отношению
к окислительному действию воздуха, поэтому применяется для
изготовления различных частей машин (например, подшипников),
приборов, статуй и т. д.
Дюралюминий — сплав алюминия с небольшим коли-
чеством меди, марганца и магния; легкий, но довольно прочный;
применяется для изготовления самолетов, дирижаблей; у нас впер-
вые получен на Кольчугинском заводе, поэтому носит'еще назва-
ние «кольчугалюмин».
Довольно широкое применение за последнее время получили
наши отечественные сплавы победит и др. Это сплавы воль-
фрама с углеродом, а также с небольшими количествами кобальта
и других металлов; они необыкновенно тверды, почти так же, как
самое твердое природное вещество — алмаз; во многих случаях
(при бурении горных пород, при обработке наиболее твердых ме-
таллов) эти сплавы заменяют дорогостоящий алмаз. В настоящее
время имеется еще очень много сплавов с самыми разнообразными
свойствами, но мы на них останавливаться не будем.
§ 4. Химические свойства металлов
Химические свойства металлов, как и всех вообще химических
элементов, определяются их положением в периодической системе
и строением атомов.
Известно, что металлы в отличие от металлоидов на внешней
орбите атомов имеют небольшое количество валентных электронов:
элементы III группы — три, II группы—два и I группы — один.
Свои ваЛентыые электроны металлы сравнительно легко отдают ме-
таллоидам, которые на внешней орбите атомов имеют более значи-
тельное количество электронов: V группы — пять, VI группы —
шесть и VII группы — семь. Металлы легче всего передают свои
валентные электроны тем металлоидам, атомы которых на внеш-
ней орбите имеют больше валентных электронов. Поэтому метал-
лы I, II и III групп лучше всего взаимодей-
ствуют с металлоидами — элементами VII и VI
групп периодической системы.

Уже при ознакомлении с хлором мы обращали внимание на го-
рение металлов (сурьмы, железа, натрия и др.) в хлоре. Об особой
активности металлов по отношению к галогенам можно судить на
основе хотя бы следующих опытов.
Если в пробирку с небольшим количеством брома (рис. 108)
опустить тонкую, свернутую комочком алюминиевую проволоку
или стружки алюминия, то даже при обыкновенной температуре
они сами собой, загораются (этот
опыт следует делать в вытяжном
шкафу).
Рис. 108. Взаимо-
действие алюминия
с бромом.
Рис. 109. Взаимо-
действие меди
с серой.
Если смешать равные объемы небольшого количества истертого
в порошок йода и порошок алюминия, высыпать смесь на асбесто-
вую сетку или на кусочек жести и с помощью пипетки капнуть на
смесь водой, то смесь сама загорается необыкновенно красивым
пурпурного цвета пламенем (этот опыт также лучше производить
под тягой).
С галогенами непосредственно соединя-
ются все металлы. Вот почему чаще всего металлы на-
ходятся в природе в виде таких соединений, как NaCl, KG, CaCl2,
CaF2, MgCl2 и др.
С кислородом, как с довольно типичным
металлоидом, подавляющее большинство
металлов взаимодействует хорошо. Исключе-
нием в этом отношении являются лишь так называемые «само-
родные» или «благородные» металлы — золото, платина и серебро.
При взаимодействии с кислородом металлы образуют окислы. Вот

почему в природе так широко распространены кислородные руды
металлов: А1а03, Fe2Os и др.
Сера также довольно хорошо проявляет свои металлоидные
свойства. С реакцией взаимодействия железа и серы мы уже зна-
комы. Взаимодействие металлов с серой можно наблюдать и на дру-
гих явлениях.
Можно в порошкообразном виде смешать цинк (3 г) и серу
(0,5 г). Смесь поместить кучкой на кусочек жести или на асбестовую
сетку. Раскалить конец длинной проволоки и прикоснуться им к
верхней части. Произойдет сильная вспышка; образуется серни-
стый цинк.
Можно в пробирке, как показано на рисунке 109, нагреть серу
до кипения. В пары серы опустить спираль из тонкой медной или
железной проволоки. Проволока сама собой сильно раска-
ляется; образуются сернистые соединения. Другие металлы в той
или иной степени также взаимодействуют с серой.
С серой могут непосредственно соеди-
няться почти все металлы. Вот почему так широко
распространены в природе сернистые металлы — сульфиды:
FeS2, PbS, ZnS, HgS и др.
По своей химической активности все металлы располагаются
в определенной последовательности — образуют уже известный
нам ряд активности металлов:
К, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au.
В этом ряду каждый предыдущий металл из соединений вытес-
няет все последующие металлы.
Различной активностью металлов можно воспользоваться для
того, чтобы один металл покрыть другим. Это можно сделать так.
Взять медную (латунную) пластинку и на несколько секунд
опустить в соляную кислоту, чтобы очистить ее поверхность. Затем
взять эту пластинку (щипцами), сполоснуть в воде и перенести
в раствор азотнокислой рути Hg(N03)2. Через некоторое время
поверхность пластинки покроется ровным слоем ртути (с солями
ртути следует обращаться осторожно — они ядовиты!).
На различной активности металлов основано выделение из со-
единений нужных металлов, получение из имеющихся соединений
новых соединений, а также борьба с разрушением или так назы-
ваемой коррозией металлов.
§ 5. Коррозия металлов
В связи с процессами окисления (глава II, § 2) мы уже каса-
лись ржавления металлов. Мы знаем, что железо ржавеет навоз-
духе. Но металлы разрушаются не только от действия кислорода
воздуха, но и от воды, кислот, щелочей, солей. Все виды раз-
рушения металлов носят название корро-
зии металлов.

Коррозия металлов приносит хозяйству колоссальный вред:
разрушает машины, инструменты, орудия, приборы и др. Примерно
около 1/3 полученных во всем мире металлов гибнет от коррозии.
С коррозией ведется самая серьезная борьба; принимаются все
меры к тому, чтобы изолировать металл от непосредственного влия-
ния внешних неблагоприятных условий. Металл держат все вре-
мя чистым и сухим. Металлические предметы смазывают маслом,
керосином й вазелином, покрывают масляной краской и эмалью,
лудят, оцинковывают, никелируют, серебрят, золотят и т. п.
Последнее время для покрытия металлических предметов очень
успешно стали применять и такие металлы, как кадмий, химически
чистый алюминий и др.; эти металлы предохраняют металлические
предметы лучше, чем цинк, олово и другие, до сих пор применяв-
шиеся металлы. Для замедления коррозии металлических изде-
лий, соприкасающихся с кислотами, последнее время стали также
применять специальные вещества — замедлители коррозии, так
называемые ингибиторы; например, при удалении накипи
из металлического чайника, для предохранения металла от раз-
рушительного действия соляной кислоты, к последней добавляют
2—3 капли формалина, в данном случае играющего роль инги-
битора.
Наиболее серьезным достижением современной науки и тех-
ники в борьбе с коррозией является получение уже в довольно зна-
чительных масштабах специальных нержавеющих сталей.
§ 6. Общие способы получения металлов
Способы получения того или иного металла определяются его
наиболее характерными свойствами, а также тем, в каком виде
этот металл находится в природе.
Как мы знаем, почти все металлы химически активны, а потому
в природе находятся в виде различных соединений. Только немно-
гие металлы находятся в свободном состоянии.
Металлы, находящиеся в природе в свободном состоя-
нии, называются самородными.
Золото и платина находятся в природе только в самородном
виде. В самородном же виде в природе иногда встречаются сере-
бро, медь, ртуть, олово и некоторые другие металлы.
Отрасль химической промышленности, занятая получе-
нием металлов, носит название металлургии.
Металлы получают несколькими способами.
Самородные металлы отделяют от той породы, в которой они
заключены, механическим путем. Их либо промывают водой, либо
извлекают из породы различными растворителями, а затем уже
выделяют из раствора. Все же остальные металлы получают из руд.

Минералы и горные породы, содержащие соединения ме-
таллов и пригодные для полунения этих металлов промыш-
ленным способом, называют рудами.
Главными рудами являются окислы и сернистые соединения
металлов, а также углекислые соли.
Из природных окислов металлы получают восстановле-
нием. В качестве восстановителя чаще всего используют уголь.
В металлургической печи руду вместе с углем подвергают силь-
ному накаливанию. Уголь отнимает от руды кислород и образует
углекислый газ, или окись углерода, а металл в расплавленном
состоянии освобождается;
ZnO.+ C = CO+Zn.
Металлы восстанавливают также окисью углерода. Окись угле-
рода при горении соединяется с кислородом руды и превращается
в углекислый газ, а металл освобождается. Так выплавляют чугун
из кислородных руд железа:
Fe203 + ЗСО = ЗСO2 + 2Fe.
Некоторые металлы (например, вольфрам) восстанавливают
действием водорода:
W03-f 3H2 = 3H20 + W.
Иногда металлы восстанавливают другими, более активными
металлами. Так, например, за последнее время для восстановле-
ния тугоплавких металлов (хрома, марганца, вольфрама и др.) на-
чали широко применять алюмотермию. Алюминий в смеси с окисью
металла горит и выделяет очень большое количество теплоты. По-
лучается температура до 2000°. При этой температуре металл
выплавляется, а окись алюминия в виде шлака всплывает на по-
верхность:
Cr203+ 2А1 = А1203 + 2Сг.
Получение металлов из их углекислых солей основывается на
крайней непрочности этих солей. При высокой температуре они
легко разлагаются с образованием окиси металла и углекислого
газа:
ZnC03=.ZnO + CO2.
Из полученной же окиси металл восстанавливается, например,
углем:
ZnO-fC = CO + Zn.
Оба эти процесса происходят одновременно. Поэтому из угле-
кислой соли металл обычно восстанавливают непосредственно
углем.
Для получения металлов из сернистых соединений последние
сначала обжигают и получают сернистый .газ и окись металла:
2ZnS + 3O2 = 2ZnO -f 2SO2.

А из окиси металл восстанавливают обычным путем — действием
восстановителя; сернистый газ улавливают и также используют
для получения серной кислоты.
Многие металлы (например, натрий, калий, магний, кальций
и алюминий) получают электролизом, т. е. разложением
их соединений с помощью электрического тока. Металлы выде-
ляются на катоде.
§ 7. Медь, серебро и золото
Медь, серебро и золото находятся в первой группе периодиче-
ской системы. Эти металлы окисляются с большим трудом. Их
окислы с водой не взаимодействуют. Они составляют особую под-
группу I группы периодической системы — подгруппу меди.
Медь, серебро и золото очень сходны
между собой. У атомов всех этих элементов — на внешней
орбите только по одному электрону. Этот электрон, хотя и с боль-
шим трудом, они отдают, проявляя себя как одновалентные метал-
лы. На предпоследней же орбите у атомов этих элементов 18 элек-
тронов. Такая электронная орбита сравнительно малоустойчива.
Атомы этих элементов могут терять электроны не только с внеш-
ней, но и с предыдущей орбиты — все они могут проявлять пе-
ременную валентность. У элементов подгруппы меди есть и инди-
видуальные особенности.
Медь Си (ат. вес 64) — металл «красного цвета», мягкий, ков-
кий, тягучий; при обыкновенной температуре сухим воздухом не
окисляется; при нагревании образует черную окись меди CuO или
бурую закись меди Си20; при обыкновенной температуре взаимо-
действует с СO2 и SO2 влажного воздуха — покрывается зеленым
налетом солей: углекислой (основной) меди СиС03 • Си(ОН)2 и
сернокислой (основной) меди CuS04 • 2Cu(OH)2.
В природе медь встречается иногда в самородном состоянии,
но чаще в виде различных руд. Наиболее распространены медные
руды: медный колчедан CuFeS2, медный блеск
Си^, красная медная руда Си20 и малахит
CuCOg • Cu(OH)2. Важнейшие месторождения меди у нас находят-
ся на Урале, в Казахской, Армянской и Узбекской ССР, на Кав-
казе, в Алтайском крае и во многих других местах.
Из искусственно полученных соединений меди наибольшее
практическое значение имеет медный купорос CuS04 X
X 5Н20.
Все соли меди ядовиты.
Медь и ее соединения имеют очень широкое применение. Чис-
тая медь используется в электротехнике, для изготовления посуды
и сплавов (латуни,, бронзы и др.). Медный купорос, как ядовитое
вещество, применяется в сельском хозяйстве для уничтожения
вредителей плодовых деревьев и виноградников, для протравлива-
ния семян. Медный купорос (вместе с раствором гашеной извести)
входит в состав так называемой «бордосской жидкости» — важ-

нейшего средства в борьбе с вредителями садов и огородов. При-
меняется медный купорос и в качестве протравы при крашении
тканей, особенно шерсти.
Серебро Ag (ат. вес 108) — металл «серого» цвета, мягкий,
очень хорошо проводит тепло и электрический ток; на воздухе не
окисляется.
В природе серебро, как и медь, иногда встречается в самород-
ном состоянии, но чаще в виде руд. Наиболее распространена
руда серебряный блеск Ag2S, из которой серебро глав-
ным образом и получается.
Из искусственно полученных соединений наибольшее практи-
ческое значение имеют: азотнокислое серебро AgN03 и бромистое
серебро AgBr.
Серебро входит в состав сплавов, необходимых для чеканки
монет, медалей и орденов, а также используется для серебрения
предметов. Азотнокислое серебро (ляпис) применяется в,медицине
для накожных прижиганий, в лабораториях в качестве химиче-
ского реактива, а также для изготовления зеркал. Бромистое се-
ребро применяется для изготовления фотопластинок.
Золото Аи (ат. вес 197) — металл блестящий, ярко-желтого
цвета, очень ковкий и пластичный, хорошо проводит тепло и элек-
тричество; на воздухе даже при сильном нагревании не изменяется;
с отдельными кислотами не взаимодействует; в «царской водке»
(смеси соляной и серной кислот) и в ртути растворяется.
В природе золото находится почти исключительно в самород-
ном состоянии в виде мелких зерен в песке или в кварцевых поро-
дах; иногда встречается и в виде довольно крупных самородков,
например на Южном Урале найден самородок золота весом
до 36 кг.
Получается золото или промыванием измельченных золотонос-
ных пород водой, или же обработкой этих пород веществами, рас-
творяющими золото. По количеству добываемого золота СССР за-
нимает первое место в мире.
Применяется золото для получения сплавов, золочения пред-
метов и архитектурных сооружений.
§ 8. Олово и свинец
В IV группе периодической системы вместе с углеродом и крем-
нием находятся также олово и свинец.
Олово и свинец очень сходны между со-
бой. У атомов этих элементов на внешней орбите, как у углерода
и кремния, по 4 электрона, а на предпоследней, как у меди, сере-
бра и золота, не по 8, а по 18 электронов. Они в свободном состоя-
нии — металлы, а в химических соединениях ведут себя и как ме-
таллы, и как металлоиды. Атомы этих элементов могут не только
отдавать 4 электрона — проявлять себя как четырехвалентные
металлы (SnO2, PbO2), но и принимать 4 электрона — проявлять

себя как четырехвалентные металлоиды (SnH4). Они могут отда-
вать и не все 4 электрона, а только 2, образовывать соединения
SnO и PbО — проявлять переменную валентность. Олово и сви-
нец на воздухе довольно устойчивы, только на поверхности обра-
зуют тонкую пленку окиси, защищающую их от дальнейшего окис-
ления.
Эти элементы имеют и некоторое различие.
Олово Sn (ат. вес 119) — металл серебристо-белого цвета, мяг-
кий, легкоплавкий (плавится при 232°), легко прокатывается в
листы; при обыкновенной температуре не окисляется.
В природе олово встречается иногда в самородном состоянии,
но чаще всего в виде так называемого оловянного камня
SnO2, из которого оно в основном и получается.
Применяется олово для приготовления различных сплавов
(бронзы, припоя, баббита, типографского сплава и др.), белой
жести (листового железа, покрытого оловом), оловянной фольги,
а также для паяния и лужения посуды.
Свинец Pb (ат. вес 207) — металл голубовато-белого цвета, тя-
желый, очень мягкий, легкоплавкий (плавится при 327°); с раз-
бавленными кислотами (серной и соляной) практически не взаимо-
действует; на воздухе сохраняется; при сильном нагревании об-
разует красно-желтый порошок — глет PbО.
В природе свинец встречается в виде соединений, наиболее
важное из которых — свинцовый блеск PbS; из свинцо-
вого блеска он главным образом и получается.
Свинец и его соединения ядовиты.
Применяется свинец в кабельной и аккумуляторной промыш-
ленности, на сернокислотных заводах (для изготовления свинцо-
вых камер, кожухов башен, змеевиков холодильников и др.), для
получения сплавов (баббитов, типографского сплава и др.), а так-
же для изготовления боеприпасов (пуль и дроби).
§ 9. Натрий и калий
Натрий и калий находятся в I группе периодической системы.
Их атомы на внешней орбите имеют всего лишь один электрон
(рис. 110).
Такие атомы, как известно, очень легко отдают свой электрон
с внешней орбиты и проявляют металлические свойства.
Это свидетельствует о том, что натрий и калий, по-видимому,
типичные одновалентные металлы. Проверим наше предположе-
ние. Ознакомимся с натрием и калием.
Натрий Na (ат. вес 23) — металл довольно своеобразный: на
свежем срезе серебристо-белый, мягкий, как воск, очень легкий —
легче воды (уд. вес 0,97), легкоплавкий — плавится даже ниже
температуры кипящей воды (при 97,7е).
Натрий в химическом отношении очень активен. Одновалентен.
На воздухе сильно окисляется; его сохраняют под керосином,

При нагревании сгорает желтым пламенем. С кислородом соеди-
няется настолько энергично, что даже отнимает его от воды (рис. 17):
взаимодействует с прследней, вытесняя водород, и образует рас-
твор щелочи:
2Na + 2Н20 = 2NaOH + Н2.
С галогенами и серой (при высокой температуре) натрий тоже
довольно легко соединяется:
2Na + Cl2 = 2NaCl.'
2Na + S = Na2S.
Вследствие большой химической активности натрий в природе
в свободном виде не встречается. Его важнейшие соединения: по-
варенная соль — NaCl, чилийская селитра —
NaN03, глауберова соль — Na2S04 • 10Н2О, сода—
Na2C03 • 10Н2О, растворимое стекло — Na2Si03
и др.
Получают металлический натрий электролизом
расплавленного едкого натра или поваренной соли.
Калий К (ат. вес 39)
очень похож на натрий.
Это тоже металл, на
свежем срезе серебрис-
то-белый, мягкий, как
воск, легче воды (уд.
вес 0,86), легкоплавкий
(температура плавления
63,5°).
Калий на воздухе
легко окисляется, поэто-
му его сохраняют под ке-
росином. При нагревании сгорает фиолетовым пламенем. Из
воды вытесняет водород и образует раствор щелочи КОН. Взаи-
модействует с водой настолько энергично, с выделением такого.
большого количества теплоты, что водород, а вместе с ним и сам
металл при этом загораются (рис. 111):
2K + 2H20-2KOH-f Н2.
С галогенами и серой (при высокой температуре) калий также
довольно легко соединяется:
2К + С12 = 2КС1,
2K + S = K2S.
В природе в свободном виде калий не встречается. Его важней-
шие соединения: КС1 — хлористый калий, KN03 — калийная се-
литра, К2С03 — поташ.
Получается калий электролизом расплавленного едкого кали
или хлористого калия.
Рис. 110. Схемы строения ато-
мов натрия и калия.
Рис. 111. Взаи-
модействие ка-
лия с водой.

И по физическим, и по химическим свойствам натрий и
калий очень сходны; с другими веществами они образуют
сходные соединения; наиболее характерное их свойство — давать
едкие щелочи. Натрий и калий — щелочные металлы.
Вместе с натрием и калием в I группе периодической системы
находятся еще другие металлы: литий Li, рубидий Rb, цезий Cs.
У атомов ъсех этих элементов, так же как у натрия и калия,
по одному валентному электрону. Этот валентный электрон они
очень легко отдают — проявляют сильные маталлические свой-
ства: все легко окисляются и л водой образуют щелочи.
Все эти элементы составляют группы щелочных металлов.
Элементы группы щелочных металлов в химическом отношении
очень сходны. Однако между ними есть и некоторое различие. За-
висит оно от строения атомов.
На внешней орбите у атомов всех щелочных металлов один ва-
лентный электрон, но этот электрон находится на различном рас-
стоянии от положительно заряженного ядра, так как орбит у ато-
мов этих элементов неодинаковое количество: у лития — две, у
натрия — три, у калия — четыре и у цезия — пять. По мере уве-
личения количества орбит расстояние от ядра до валентного элек-
трона постепенно увеличивается. Валентный электрон ближе всего
к ядру у лития и дальше всего у цезия. Поэтому легче всего от-
дают электроны атомы цезия.
Мы знаем (глава VIII, § 5), что в пределах каждой группы пе-
риодической системы по мере возрастания порядкого номера ме-
таллоидные свойства элементов ослабевают, а металлические уси-
ливаются. Эта общая закономерность относится и к группе щелоч-
ных металлов.
В группе щелочных металлов металлические свойства
элементов усиливаются в направлении от лития к цезию.
Цезий как металл настолько активен, что на воздухе он само-
воспламеняется.
§ 10. Кальций и магний
Кальций и магний находятся во II группе периодической си-
стемы. А мы знаем, что в. периодической системе по мере возраста-
ния номера группы слева направо металлические свойства элемен-
тов ослабляются. Уже на одном этом основании можно заранее
предположить, что кальций и магний проявляют металлические
свойства несколько слабее, чем щелочные металлы; но, по-види-
мому, они все типичные металлы: сравнительно легко окисляются,
с водой взаимодействуют, образуют щелочи и т. д.
Магний и кальций на внешней орбите имеют всего лишь по
два электрона (рис. 112).
А мы знаем, что атомы, которые сравнительно легко отдают свои
внешние электроны, проявляют металлические свойства. По-ви-
димому, кальций и магний действительно типичные металлы.

Рис. 112. Схемы строения атомов магния
и кальция.
Проверим наши предположения. Ознакомимся с этими метал-
лами.
Кальций Ca (ат. вес 40) — металл белый, довольно твердый,
в 1,5 раза тяжелее воды. На воздухе быстро покрывается слоем
окиси, а при нагревании сгорает ярким красноватым пламенем.
Из воды он медленно вытесняет водород (рис. 18) и образует рас-
твор щелочи Ca(ОН)2.
С галогенами и серой кальций непосредственно взаимодейст-
вует и образует соединения: CaCl2, CaS и др.
В природе кальций
встречается лишь в виде
соединений. Важнейшие
его природные соедине-
ния: CaCO3 — карбо-
нат кальция (из-
вестняк, мел и мрамор),
CaS04 . 2Н20 — гипс,
Са3(Р04)2— фосфорит.
Получается кальций
электролизом расплав-
ленного хлористого
кальция.
Магний Mg (ат. вес 24) — металл серебристо-белый, легкий (уд.
вес 1,74). На воздухе постепенно окисляется и покрывается плен-
кой, защищающей его от дальнейшего окисления. В накаленном
состоянии на воздухе загорается и горит ослепительно белым пла-
менем; образует твердую белого цвета окись, так называемую жже-
ную магнезию MgO:
2Mg + O2 = 2MgO.
Окись магния, хотя и незначительно, но все-таки с водой
взаимодействует — гидратируется, образует гидрат окиси магния
Mg(OH)2, дающий щелочную реакцию.
В природе в свободном виде магний не встречается. Важнейшие
его природные соединения: магнезит — MgCO3, доломит —
MgC03 • CaCO3, горькая соль — MgS04.7Н20, карнал-
лит— MgCl2 • KG.
Получается магний электролизом расплавленного карналлита.
Магний и кальций по своим свойствам
очень сходны.
Наиболее характерные их свойства — это способность давать
малорастворимые окислы и сравнительно слабые, растворимые в
воде основания — щелочи; их малорастворимые окислы несколько
похожи на малорастворимые и нерастворимые окислы, которые
раньше носили название земли. Отсюда их название — ще-
лочноземельные металлы.
Вместе с ними во II группе периодической системы находятся
еще другие металлы: бериллий Be, стронций Sr, барий Ва и радий

Ra. Все эти металлы также дают малорастворимые окислы и срав-
нительно, слабые, растворимые в воде основания — щелочи. Эти
элементы также входят в группу щелочноземель-
ных металлов. У атомов всех щелочноземельных металлов
на внешней орбите имеется по два валентных электрона. По своим
химическим свойствам все элементы этой группы сходны. Однако
между ними есть и некоторое различие.
Мы знаем (глава VII, § 4), что в пределах каждой группы пе-
риодической системы по мере возрастания порядкового номера
металлоидные свойства элементов ослабевают, а металлические
усиливаются. Эта общая закономерность относится и к группе
щелочноземельных металлов:
В группе щелочноземельных металлов металлические
свойства элементов усиливаются в направлении их от бе-
риллия к радию.
§ 11. Алюминий (ат. вес 27)
Алюминий — один из металлов, наиболее широко приме-
няемых в практической жизни. Он используется в авиационной
промышленности для изготовления самолетов и дирижаблей,
в автотранспорте для частей автомобилей, автобусов, трамваев,
электропоездов и др., в электротехнике для электрических про-
водов, в военной технике для зажигательных смесей, взрывчатых
веществ, в химической промышленности для химической аппа-
ратуры, в строительном деле для постройки зданий, в домаш-
нем быту для изготовления мебели, посуды, домашней утвари и др.
Особенно большое значение алюминий приобретает в нашей
стране, разрешающей важнейшую задачу индустриализации всего
народного хозяйства как основы материально-технической базы
коммунизма. Еще знаменитый русский писатель и револю-
ционер Чернышевский, предвидя значение алюминия для социа-
листического строительства, назвал алюминий «металлом социа-
лизма».
Алюминий настолько глубоко внедрился в нашу хозяйственную
жизнь, что даже трудно представить себе современное хозяйство
без алюминия. Между тем алюминий — один из самых новых ме-
таллов, открытых и освоенных лишь за последнее время. Еще не
так давно алюминий получался в незначительном количестве и
стоил очень дорого, значительно дороже серебра.
Известно, например, что когда Д. И. Менделеев сделал доклад о своем
величайшем Открытии периодического закона в английском научном так
называемом королевском обществе, то в знак особой признательности ему
преподнесли очень ценный в то время подарок — бокал из алюминия.
Практическое значение алюминия определяется его наиболее
характерными свойствами.
Алюминий — металл серебристо-белого цвета с еле заметным
синеватым оттенком, легкий — его удельный вес 2,7.

На внешней орбите алюминий имеет три электрона (рис. 113).
Эти три электрона алюминий сравнительно легко отдает — про-
являет металлические свойства. На воздухе он легко окисляется.
Окись алюминия на поверхности металла образует тусклую пленку,
предохраняющую металл от дальнейшего окисления и разрушения.
Без этой пленки алюминий окисляется и разрушается очень быстро.
Это можно доказать на основании следующего
опыта.
Алюминиевую проволоку (или пластинку)
опустить в горячий раствор едкого натра, при
этом верхняя, окисная пленка разрушится.
Затем проволоку сполоснуть водой и на не-
сколько минут опустить в раствор соли ртути
HgCl2 или Hg(N03)2. Снова сполоснуть и хоро-
шенько вытереть. Алюминий со ртутью обра-
зует сплав — амальгаму. Алюминий быстро
покрывается серой рыхлой массой окиси, кото-
рая на глазах появляется, увеличивается
в объеме, отваливается, затем снова появляется и т. д. Амаль-
гама покрывает поверхность алюминия и мешает образованию
плотного, цельного слоя защитной пленки.
Рис. 113. Схема
строения атома
алюминия.
Рис. 114. Ванна для выплавки алюминия.
Благодаря своей активности алюминий в природе в свободном
виде не встречается. В соединениях же алюминий — самый распро-
страненный металл в природе. Он входит в состав глины, полевых
шпатов, слюд и других минералов.
Важнейшие алюминиевые руды: боксит А1203 • 2Н20 и
криолит A1F3 . 3NaF. Запасы этих руд в СССР очень большие:
богатые месторождения бокситов имеются у нас на Урале, в Ленин-
градской области, в Казахской ССР и во многих других местах.

В природе встречается и безводная окись алюминия А12Оэ, на-
зываемая глиноземом. Эта окись в кристаллическом виде образует
очень твердый минерал корунд. Зернистая, непрозрачная раз-
новидность корунда, содержащая различные примеси, носит на-
звание наждак. Прозрачные же окрашенные кристаллы ко-
рунда известны под названием рубин (красный) и сапфир
(синий). Эти драгоценные камни теперь получают искусственно
сплавлением глинозема в электрической печи. Их используют не
столько для украшений, сколько для технических целей: для под-
шипников быстро вращающихся частей машин, для камней в ча-
сах и т. п.
Получают алюминий из бокситов состава А1203 . 2Н20. При
прокаливании бокситы теряют воду и дают окись алюминия А1203,
из которой электролизом и выделяют алюминий. Чистая окись
алюминия очень тугоплавка, поэтому для электролиза ее раство-
ряют в расплавленном минерале криолите.
Получают алюминий в специальной ванне (рис. 114).
В ванне при действии электрического тока сначала расплав-
ляют криолит, а затем уже добавляют окись алюминия (глинозем)
и продолжают пропускать электрический ток. 'Окись алюминия
при этом разлагается:
2А1203 = 4А1+3O2.
Алюминий выделяется на дне ванны. Кислород же, соединяясь
с угольными электродами, образует окись углерода; она выде-
ляется и на воздухе сгорает.
В царской России алюминиевой промышленности не было.
Первый алюминиевый завод у нас^пущен только в 1932 г. В после-
дующие годы по мере строительства целого ряда мощных гидро-
электростанций производство алюминия в нашей стране неуклонно
развивалось. Особенно быстро производство алюминия стало раз-
виваться после Великой Отечественной войны. Контрольными циф-
рами развития народного хозяйства на 1959—1965 гг. в нашей
стране предусмотрено производство алюминия к 1965 г. по сравне-
нию с 1958 г. увеличить примерно в 2,8 раза.
Алюминий благодаря своей легкой окисляемости в настоящее
время широко используется в качестве восстановителя. Так, если
смешать порошок алюминия с измельченной окисью железа Fe203
и сильно нагреть в одном месте, то происходит энергичная реак-
ция — вся масса расплавляется:
Fe203 + 2А1 = А1203 + 2Fe.
Получается железо и окись алюминия.
Смесь окиси железа с алюминием известна под названием тер-
мит. Термит применяют для сваривания металлических предме-
тов, например трамвайных рельсов, а также самых различных де-
талей современного машиностроительного производства.

Реакция восстановления металлов из их окислов действием
алюминия носит название алюмотермии. Эту реакцию,
теперь широко используемую во всем мире, открыл наш русский
ученый Н. Н. Бекетов (1826—1911).
§ 12. Железо (ат. вес 56)
Железо — металл довольно распространенный; оно составляет
около 4% наружной оболочки Земли.
В свободном виде в природе железо почти не встречается. В сво-
бодном виде оно содержится, например, в метеоритах, падающих
иногда на Землю из межпланетного пространства. Чистое железо
можно получить электролизом растворов
его солей.
Химически чистое железо — металл
серебристо-белого цвета, блестящий, срав-
нительно мягкий (как медь), в чистом воз-
духе не окисляющийся.
Чистое железо почти совсем не при-
меняется. В производстве и в обыденной
жизни мы имеем дело не с чистым желе-
зом, а с его сплавами. Применяют три
вида сплавов железа: сталь, чугун и ков-
кое (техническое) железо.
Чугун представляет собой сплав железа
с углеродом (углем), кремнием и марган-
цем. Сталь и ковкое железо, или просто
железо, — это сплав железа с углеродом
и некоторыми другими веществами. Раз-
ница между чугуном, сталью и железом
лишь в количественном содержании угле-
рода; углерода содержится: в чугуне — от
1,7% и более, в стали — от 1,7 до 0,3%,
а в железе меньше 0,3%. Существуют и
специальные так называемые легиро-
ванные стали и чугуны, в составе ко-
торых, помимо железа и углерода, содержатся:, хром, никель,
вольфрам, молибден, ванадий, кобальт, титан и другие металлы,
иногда по 5—6 различных металлов в одном сплаве; легированные
стали и чугуны в зависимости от состава отличаются более цен-
ными для современной техники свойствами: повышенной проч-
ностью, тугоплавкостью, кислотоустойчивостью и др.
Железо, как мы знаем, довольно хорошо взаимодействует с
хлором и серой: в хлоре нагретое железо загорается и образует
хлорное железо FeCl3, а с серой после предварительного (до начала
реакции) нагревания железо соединяется, при этом выделяется
большое количество теплоты и света и образуется сернистое же-
лезо FeS.
Рис. 115. Магнитный
железняк.

Соединение железа с серой, имеющее состав FeS2, под названием
серного (железного) колчедана, или пирита, встречается в природе
очень часто и широко используется для получения серной кислоты
(гл. V, § 9).
Главнейшие кислородные руды железа: Fe203 — красный
железняк, F^04 (или иначе Fe203 • FeO) — магнитный
железняк, (рис. 115), 2Fe203 • ЗН20 — б урый желез-
няк.
В СССР имеются все эти железные руды. Основные их место-
рождения: Урал, Украина, Крым, район г. Курска, Иркутская
Рис. 116. Внешний вид доменной печи.
область и др. По запасам железных руд СССР стоит на первом ме-
сте в мире.
Получают железо его восстановлением из перечисленных кисло-
родных руд. В качестве восстановителя используют кокс. При
этом получают не чистое железо, а чугун, так как чугун плавится
легче железа.
Выплавляют чугун в огромных доменных печах, или домнах
(рис. 116). Высота домны достигает 30 ж, а внутренний диаметр
около 6 м. Некоторые домны современной конструкции могут вы-
плавлять более 1000 т чугуна в сутки.

Доменная печь имеет вид громадной башни. Кверху и книзу
она суживается. Сложена она из огнеупорного кирпича, а сверху
стянута стальными обручами или обшита сплошным железным ко-
жухом. Нижнюю часть печи огибает широкая кольцевая труба.
Через эту трубу с помощью воздуходувной машины в нижнюю
часть печи («горн») подается горячий воздух (рис. 117). Верхняя
часть домны носит название «колошник». Колошник открывается
и закрывается так, что газы через него вверх не уходят, а направ-
Рис. 117. Схема устройства доменной печи.
ляются через специальную отводную трубу. Газы эти горючие; их
сжигают и полученным теплом нагревают тот воздух, который
снизу вдувают в домну.
Домну загружают послойно: слой руды, слой кокса и т. д.
Вместе с рудой в домну вводят еще добавки, которые называются
флюсами; эти добавки с примесями руды образуют сравни-
тельно легкоплавкий шлак, который легко отделяется от общей
массы и тем освобождает чугун от излишних примесей. В качестве
флюсов используют известняк, песок и другие вещества.
Домна работает непрерывно в течение нескольких лет. В ней
происходят следующие процессы.

Раскаленный уголь (кокс) с кислородом воздуха внизу, в горне
домны, образует углекислый газ СO2:
С +O2 = СO2.
Углекислый газ поднимается вверх; при прохождении через
раскаленный уголь он теряет часть своего кислорода и превра-
щается в окись углерода СО:
Рис. 118. Современный конвертер.
Рис. 119. Мартеновская печь.
Окись углерода является восстановителем: она отнимает от
руды кислород и восстанавливает железо:
Fe20, + ЗСО - ЗСO2 + 2Fe.
Железо с углем образует чугун, а углекислый газ под действием

последующих слоев раскаленного угля снова теряет часть кисло-
рода, восстанавливаясь в окись углерода, и т. д.
В нижней части домны имеются два отверстия, замазанные ог-
неупорной глиной. Когда получится много чугуна, эту глину про-
бивают. Через одно отверстие вытекает шлак, а через другое —
чугун.
Полученный чугун затем перерабатывают на сталь: из чугуна
выжигают излишнее количество углерода и других примесей. Де-
лают это обычно двумя
способами: способом ьес-
семера и способом Мар-
тена.
По способу Бессе-
мера расплавленный чу-
гун вливают в огромный
аппарат — конвертер
(рис. 118). Он сделан из
котельного железа, а вну-
три выложен огнеупорным
материалом. Он может
вращаться вокруг своей
горизонтальной оси. Через
многочисленные отверстия
в нижней части конвертера
в него вдувается сильная
струя воздуха. Углерод и
другие примеси при этом
выгорают. Этот процесс
происходит исключитель-
но бурно. Через 15 —
20 минут процесс закан-
чивается, конвертер пере-
ворачивают и полученную
сталь из него выливают.
По способу Мартена
чугун вводят в печв. Эта
печь имеет форму тигля
(рис. 119). Внизу под этим
своеобразным «тиглем» сжигают горючий, (генераторный) газ. При-
меси чугуна при этом выгорают. В чугун прибавляют еще или
железный лом, или железную руду. Кислород руды также содей-
ствует выжиганию углерода. В мартеновской печи процесс длится
несколько часов. В последнее время довольно широко начали при-
менять электрические доменные печи (рис. 120).
В электродомну, как и в обычную домну, вместе с рудой и флю-
сом загружают также и уголь, но только уголь, необходимый для
реакции восстановления руды:
Рис. 120. Электрическая доменная печь:
А — под; Б — шахта; В, В — дутье; Г. Д — элек-
троды; Е — труба, отводящая колошниковые газы;
Ж— газоочиститель.

Уголь же, который в обычной домне поддерживает высокую
температуру, играет роль топлива, в электродомне заменяется
электрической энергией.
Образующаяся в электродомне окись углерода СО отчасти
восстанавливает вышележащие слои руды, отчасти же выделяется
в составе колошниковых газов.
§ 13. Металлургия СССР
В царской России важнейшие отрасли промышленности,
и в том числе металлургия, находились главным образом
в руках иностранных промышленных фирм. Французы, англичане,
бельгийцы, немцы орудовали тогда в нашей стране, как в своей
колонии. Иностранные фирмы не были заинтересованы в развитии
нашей металлургии. Необходимое для металлургии оборудование,
сырье, а в целом ряде случаев и самые промышленные изделия они
ввозили к нам из-за границы. Богатейшие запасы отечественного
химического сырья на наших производствах тогда почти не ис-
пользовались; даже железный колчедан и тот ввозился к нам
из-за границы.
Зависимость царской России от капиталистического Запада
и определяла состояние нашей дореволюционной промышленности.
Металлургия царско.й России влачила
жалкое существование. Царская Россия не в со-
стоянии была изготовить ни трактора, ни паровоза, ни автомо-
биля. Производства важнейших стратегических металлов, таких
как алюминий, никель, сурьма, вольфрам, висмут, молибден,
и др., тогда у нас не было. Наша военная техника тогда была
крайне слаба.
Такое положение в царской России естественно вызывало него-
дование со стороны настоящих патриотов Родины. Известно, что
на развитии своей отечественной промышленности, металлургии
решительно настаивал Д. И. Менделеев. Он заявлял: «Надо разра-
батывать дары своей природы, своим, научно выработанным спо-
собом... например, железо и сталь на Урале и в Сибири...»
Только победа Великой Октябрьской социалистической рево-
люции, только социализм открыли путь для успешного и исключи-
тельно быстрого развития нашей отечественной металлургии.
Положение СССР — страны, строящей коммунизм, находящейся в
капиталистическом окружении и получившей в наследие крайне
отсталую промышленность и технику, потребовало коренной пе-
рестройки народного хозяйства — введения нового курса социалис
тической индустриализации страны.
На Первой Всесоюзной конференции работников социалисти-
ческой промышленности со всей откровенностью было признано,
что мы отстали от передовых стран на 50—100 лет. Мы должны про-
бежать это расстояние в десять лет. Либо мы сделаем это, либо нас
сомнут. Это было в 1931 г. Тогда наша металлургия характеркзо-

валась еще следующими данными: 58,7% всех металлообрабаты-
вающих станков было куплено за границей; из общего ко-
личества потребляемых металлов было ввезено из-за границы:
меди 35,5%, цинка 72,4%, свинца 78,2%, а алюминия, олова и
никеля 100%.
Но уже к началу третьей пятилетки Советский Союз прочно
закрепил за собой индустриальное первенство в Европе. Выпол-
нение пятилеток сделало нашу Родину
независимой страной металла и машин.
Благодаря высоким темпам развития нашей социалистической
индустриализации ввоз из-за границы паровозов, вагонов, авто-
мобилей, тракторов, сельскохозяйственных машин и другого слож-
ного оборудования совсем прекратился. Из страны, импортирую-
щей машины, СССР превратился в страну, производящую любые,
включая и самые сложные, машины для любой отрасли народ-
ного хозяйства.
Наша металлургия приняла колоссальный, еще невиданный в
истории размах.
XXII съезд КПСС решил: «Дальнейшее быстрое увеличение
производства металла и топлива, составляющих фундамент совре-
менной промышленности, по-прежнему останется одной из важней-
ших народнохозяйственных задач. За 20 лет черная металлургия
достигнет уровня, позволяющего выплавлять примерно 250 мил-
лионов тонн стали в год... Особенно ускорится производство лег-
ких, цветных и редких металлов, намного увеличится выпуск алю-
миния и его применение в электрификации, машиностроении,
строительстве и в быту».
Мы теперь сами получаем все нужные для промышленности ме-
таллы. Мы почти заново создали цветную металлургию: сами те-
перь производим все цветные, легкие и благородные металлы. Вы-
сокий уровень советской науки и техники позволяет нам выпускать
любые, необходимые нашей промышленности качественные сплавы
цветных металлов: сверхтвердые, высококислотоупорные, сверх-
легкие, нержавеющие и т. п.
Ярким показателем уровня нашей социалистической индустрии,
и прежде всего металлургии, служит наша победа над фашистской
Германией и Японией, располагавшими, как известно, мощной
военной техникой. Труженики советской металлургии не только
обеспечили успешное развитие всех отраслей нашей мирной про-
мышленности и социалистического сельского хозяйства, но и во-
оружили нашу армию первоклассной боевой техникой, превосхо-
дящей технику противника.
В нашей стране предусмотрено широкое внедрение во все от-
расли хозяйства самых передовых достижений современной науки
и техники. Наиболее ярким показателем действительно высокого
уровня развития нашей отечественной науки и техники, в том числе
и металлургии, служит колоссальное строительство многочислен-
ных гигантов тяжелой и легкой промышленности, создание самых

совершенных современных машин, станков и аппаратуры, успеш-
ное решение сложнейших технических проблем вплоть до создания
небывалых еще в истории человечества кораблей, непрерывно на-
правляемых в космос.
ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОВТОРЕНИЯ
1. Какую роль играют металлы в жизни человека?
2. Перечислите общие физические свойства металлов.
3. Назовите известные вам металлы: черные и цветные, легкие и тяже-
лые, твердые и мягкие, ковкие и хрупкие.
4. Что представляют собой сплавы?
5. Каковы наиболее характерные общие свойства сплавов?
6. Перечислите и охарактеризуйте наиболее распространенные сплавы.
7. Укажите общие химические свойства металлов.
8. В чем сущность коррозии и каковы средства борьбы с ней?
9. Что такое руда?
10. Какие металлы называют самородными и как их добывают?
11. Перечислите физические и химические свойства натрия.
12. Перечислите физические и химические свойства калия.
13. Назовите важнейшие соединения натрия и калия.
14. Сравните натрий с калием.
15. Охарактеризуйте кальций и магний, укажите их сходство и различие.
16. Какое практическое значение имеет алюминий?
17. В каком виде алюминий находится в природе? Назовите его соеди-
нения.
18. Как получают алюминий?
19. Что собой представляет чистое железо?
20. Каков состав чугуна, стали и так называемого «ковкого железа»?
21. Какие важнейшие руды железа вы знаете?
22. В чем еущноеть процесса выплавки чугуна и его переработки на сталь?
ГЛАВА XI
ОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА
Углерод образует вещества не только неорганические
(углекислый газ, окись углерода, угольную кислоту и ее соли),
но и органические.
§ 1. Вещества неорганические и органические
В состав органических веществ входят элементы: углерод, во-
дород, кислород, азот, сера, фосфор и др.
•Раньше, примерно до середины XIX в., органические вещества
противопоставляли неорганическим, думали, что органические
вещества могут получаться только в организмах растений и
животных под действием особой «жизненной силы». Учение о
«жизненной силе» называлось иначе виталистическим (от слова
vita, что означает «жизнь»). Это учение извращало правильный,
научный взгляд на природу. Оно приводило к утверждению о том,
что в природе существуют какие-то нематериальные, сверхъестест-
венные силы, — содействовало идеалистическим, религиозным
представлениям. Оно тормозило развитие науки, приводило к ут-

верждению о том, что создать искусственно органические вещества
невозможно.
Дальнейшее развитие химии обнаружило всю несостоятель-
ность виталистического учения. Немецкий ученый Велер (в 1828 г.)
из неорганического вещества впервые искусственно получил орга-
ническое вещество — мочевину. Затем также искусственно были
получены другие органические вещества: уксусная кислота, жиры.
В 1861 г. наш русский ученый А. М. Бутлеров впервые синтезиро-
вал сахаристое вещество. Под влиянием многочисленных синте-
зов лженаучное учение о «жизненной силе» потерпело полный
крах.
В настоящее время синтезируются самые различные органиче-
ские вещества, которые раньше получались только в растительных
и животных организмах,—синтезируются даже такие вещества,
какие не встречаются в природе: пластмассы, взрывчатые вещества,
волокна, красители, лекарства и многие, многие другие органиче-
ские вещества. Теперь с полной достоверностью установлено, что
все вещества, и неорганические и органи-
ческие, состоят из одних и тех же химиче-
ских элементов и что особенность органических веществ
зависит не от какой-то особой силы, а от характерных свойств этих
веществ.
В настоящее время к органическим веществам
относят все вообще соединения углерода
(кроме его окислов, угольной кислоты и
ее солей), как природные естественные,
так и искусственные.
Органических веществ известно очень много—больше милли-
она, тогда как неорганических веществ — не больше пятидесяти
тысяч. Особенность органических веществ определяется свойст-
вами углерода и характером его связи с другими элементами, т. е.
строением веществ.
§ 2. Теория строения А. М. Бутлерова
Теорию химического строения веществ создал наш русский
ученый А. М. Бутлеров (1828—1886).
В создании теории строения А. М. Бутлеров исходил из того,
что углерод четырехвалентен и что атомы углерода могут соеди-
няться не только с другими элементами, но и между собой — об-
разовывать цепи углеродных атомов.
Валентность атомов углерода условно изображают черточками.
Так, например, формулу метана (CH4) записывают так:

Атомы углерода, соединяясь между собой, могут образовывать,
например, такие цепи:
или циклы:
Условно обозначенные черточками, свободные валентные связи
в углеродных цепях используются на присоединение к атомам уг-
лерода атомов или целых групп других элементов.
Строение веществ выражается структурными фор-
мулами.
Структурные формулы показывают не только количество ато-
мов каждого элемента, но и их взаимную связь в молекуле данного
вещества.
Молекулы целого ряда веществ имеют
состав одинаковый, а строение разное. Это
различие можно выразить только структурными формулами. Так,
например, винный (этиловый) спирт и метиловый эфир имеют со-
став одинаковый С3НвО; строение же их молекул разное:
Этиловый спирт
Метиловый эфир
Сущность самой структурной теории А. М. Бутлерова сводится
к следующим основным положениям:
1. Соединение атомов в молекулах проис-
ходит в соответствии с их валентностью;
свободных валентностей у атомов в соеди-
нениях не остается.
2. Атомы в молекулах соединяются друг
с другом в определенной последователь-
ности.
3. Свойства веществ зависят от их хими-
ческого строения, т. е. от порядка соедине-
ния атомов друг с другом.

Органические вещества по своему строению и характерным хи-
мическим свойствам подразделяются на классы: углеводороды,
спирты, эфиры, кислоты, жиры, углеводы, белки и др.
Ознакомимся кратко с этими классами и их важнейшими пред-
ставителями.
§ 3. Углеводороды
Углерод образует очень много соединений с водородом.
Соединения углерода с водородом носят Название угле-
водороды.
Простейший углеводород — метан.
Метан (CH4) образуется в природе при гниении остатков расте-
ний, выделяется со дна стоячих вод, болот; поэтому его называют
еще болотным газом. Образуется метан и в каменноуголь-
ных шахтах, в рудниках; поэтому его называют также руднич-
ным газом. Следует, однако, заметить, что под рудничным га-
зом иногда неправильно понимают смесь метана с кислородом воз-
духа и с другими находящимися в шахтах газами. Такая смесь
образующихся в шахтах газов, конечно, содержит и метан, но
свойства ее совсем непохожи на свойства метана. Эта смесь сильно
взрывается, чистый же метан не взрывается — горит совершенно
спокойно.
Метан находится в довольно больших количествах и в нефтя-
ных месторождениях вместе с другими так называемыми при-
родными газами. Так, например, саратовский природный
газ, который в настоящее время используется в Москве, почти
целиком состоит из метана.
Природный газ выделяется из земли во многих местах. Выходы
природного газа, например, имеются в окрестностях Баку. Здесь
сохранились развалины древних храмов огнепоклонников, кото-
рые выделяющийся из земли с незапамятных времен горящий при-
родный газ считали огнем «вечным», «божественным» и поклоня-
лись ему. Теперь природный газ используется для освещения,
отопления, приведения в действие различных двигателей. На при-
родном газе работает целый ряд промышленных предприятий.
Природный газ также используется (и чем дальше, тем еще
больше будет использоваться) как химическое сырье для произ-
водства из него исключительно ценных и нужных для современ-
ной техники и для всего народного хозяйства синтетических высо-
комолекулярных органических соединений — так называемых
полимеров: пластических масс, синтетических каучуков,
химических волокон и т. п.
Метан — бесцветный газ, не имеет запаха, легкий (почти в два
раза легче воздуха); в воде плохо растворяется.
В молекуле метана, как видно из приведенной (на стр. 189) фор-
мулы строения, валентность углерода насыщена атомами водорода
полностью. Таким строением метана определяются его химические

свойства: он на воздухе не окисляется, соединяется с кислородом
только при высокой температуре.
С кислородом (или воздухом) метан образует сильно взрывча-
тую смесь. В рудниках, содержащих метан, пользоваться обычной
керосиновой лампой ни в коем случае нельзя. Наши советские руд-
ники в большинстве случаев теперь электрифи-
цированы. Только на некоторых из них пока
еще используются лампы, но лампы особые,
так называемые рудничные (рис. 121).
Рудничные лампы бывают разные,
принцип их действия один и тот же. Все они
Рис. 121. Руд-
ничная лампа.
Рис. 122. Пламя газа: а—под металлической сеткой;
б —над металлической сеткой.
имеют специальное предохранительное приспособление — металли-
ческую (медную) сетку. Медная сетка — очень хороший провод-
ник. Она поглощает значительное количество теплоты; быстро
отводит его во все стороны и отдает окружающему воздуху
(рис. 122). Благодаря большой теплоотдаче горение на поверх-
ность сетки не передается. Взрывчатая смесь рудничного газа сво-
бодно проникает внутрь лампы и может там давать вспыш-
ку, но эта вспышка через сетку наружу не распространяется. Когда
же во внутренней части предохранительной сетки происходит
более сильная вспышка, то лампа совсем гаснет.
Ацетилен (С2Н2 имеет структурную формулу
н_с = с-н.
Ацетилен — бесцветный газ, немного легче воздуха, мало рас-
творимый в воде. Горит сильно коптящим пламенем; при более же
усиленном доступе воздуха горит ослепительно белым светом.
Применяется ацетилен довольно широко для получения
очень высоких температур. В последнем случае в пламя ацетилена
вдувают чистый кислород. В таком ацетилено-кислородном пла-

мени температура достигает 3500°. Это пламя используют в специ-
альной горелке (рис. 123).
Ацетилено-кислородным пламенем производят автоген-
ную Сварку металлов (рис. 124), а также резку металла (рис. 125).
На основе реакции, открытой нашим ученым М. Г. Кучеровым,
ацетилен теперь используют для получения целого ряда других
Рис. 123. Ацетилено-кислородная горелка.
веществ: спирта, синтетического каучука, пластических масс, ук-
сусной кислоты и многих других важнейших веществ.
Ацетилен получают действием воды на карбид каль-
ция — CaC2.
Карбид кальция бурно реагирует с водой, образуя ацетилен
С2Н2 и гашеную известь Ca(ОН)2:
CaC2 + 2Н20 = Ca (ОН). + С2Н2.
Нефть — маслянистая жидкость темно-коричневого цвета,
представляет собой смесь самых разнообразных углеводородов.
Из нефти выделяют целый ряд
очень ценных продуктов. Для
этого нефть подвергают так
называемой дробной пере-
гонке.
Рис. 124. Сварка железа при помощи
ацетилено-кислэродного пламени.
Рис. 125, Резка металла при
помощи ацетилено-кислородного
пламени.
При температуре до 150° перегоняются самые легкокипящие
вещества. Они имеют общее название сырого бензина или
газолина. Путем последующей разгонки при разных темпе-

ратурах из газолина получают различные сорта бензина: авиацион-
ный бензин, бензин первого сорта и др. При дальнейшем нагрева-
нии от 150 до 300° собирают вещества, которые носят общее назва-
ние сырого керосина. Из этой части получают керосин.
Та часть нефти, которая остается после отгона сырого бензина
и сырого керосина, носит название мазута. Мазут частью
применяется как топливо, частью подвергается дальнейшей пере-
гонке, в результате которой п злу чают соляровое масло,
а также самые разнообразные смазочные масла (веретен-
ное, цилиндровое, машинное и др.). После отгонки смазочных ма-
сел остается черный смолообразный гудрон, который обычно
используют для шоссейных дорог, мостовых, тротуаров и т. д.
При переработке нефти получают также вазелин, парафин и
целый ряд других продуктов.
Наиболее ценный и важный продукт бензин является основой
всей современной, особенно авиационной, техники. Между тем
бензина при перегонке нефти получается очень немного (10—20%).
С целью увеличения добычи бензина в последнее время стали
применять так называемый крекинг нефти.
Крекинг нефти состоит в расщеплении молекул — превраще-
нии веществ, кипящих при высокой температуре, в вещества, ки-
пящие при более низкой температуре («крекинг» значит «расще-
пление»). Керосин, соляровое масло и даже мазут под повышенным
давлением нагревают до 400—500°. Таким путем, например из ке-
росина, получают до 60% высококачественного бензина.
Впервые еще в 1891 г. спохюб расщепления нефти разработал
и практически осуществил русский инженер-химик В. Г. Шухов
(1853—1939 гг.).
Особенно большую роль в исследовании и переработке нефти
сыграл советский ученый акад. Н.Д. Зелинский.
Наша страна исключительно успешно разрешает важнейшую
задачу: нефть- не сжигать, а перерабатывать в более ценные про-
дукты. Именно на этом настаивал наш великий соотечественник
Д. И. Менделеев, заявляя: «нефть — не топливо, топить можно
и ассигнациями» (ассигнации — это бумажные деньги).
В семилетнем плане развития народного хозяйства СССР на
1959—1965 гг. очень большое внимание уделено резкому повыше-
нию использования нефтепродуктов и нефтяных (как и природных)
газов для производства спирта, моющих средств, синтетического
каучука, искусственного волокна и многих других важнейших ве-
ществ.
§ 4. Спирты
Спиртов известно очень много.
Спиртами вообще называют производные углево-
дородов, в молекуле которых один или несколько атомов
водорода замещены гидроксильной группой (ОН).

С. В. Лебедев (1874- 1934).
Наиболее широко распрост-
ранены спирты: винный (этило-
вый) и древесный (метиловый).
Винный спирт (С2Н6ОН)
имеет структурную формулу:
Винный спирт получают бро-
жением сахаристых веществ
под влиянием особых дрожже-
вых грибков. Для этого исполь-
зуют крахмал, содержащийся в
клубнях картофеля, зернах ржи,
пшеницы, кукурузы и т. п. Му-
ку или измельченный карто-
фель заваривают горячей во-
дой. По охлаждении прибав-
ляют солод, получаемый из проросших зерен ячменя. В солоде
имеется особое вещество — диастаз, который действует как
катализатор и превращает крахмал в сахаристое вещество.
К осахаренному крахмалу прибавляют дрожжи и ведут брожение.
Полученную «бражку» затем подвергают перегонке. Получают
сырой спирт. Этот спирт очищают и получают совершенно
чистый винный спирт.
Чистый винный спирт — бесцветная жидкость, кипит при 78°.
Последнее время винный спирт получают также из дерева, ацети-
лена, нефти и даже из неорганического сырья: из угля, извести
и воды.
Винный спирт имеет очень широкое применение. Его исполь-
зуют для приготовления лаков, политур, лекарств, одеколона,
духов, спиртных напитков и т. п., также для производства краси-
телей, синтетического каучука, искусственного шелка, бездымного
пороха и др. Особенно большое значение винный спирт имеет
в производстве синтетического каучука по методу нашего совет-
ского ученого С. В. Лебедева.
Академик Сергей Васильевич Лебедев — выдающийся ученый бутле-
ровской школы наших отечественных химиков-органиков. Он продолжал
работы А. М. Бутлерова и своего непосредственного учителя А. Е. Фавор-
ского по полимеризации углеводородов. Еще в 1909 г. полимеризацией изо-
прена и бутадиена С. В. Лебедев впервые получил образцы синтетического
каучука. В 1913 г. он опубликовал специальную работу о теоретических осно-
вах синтеза каучука. В 1930 г. получил бутадиеновый,синтетический каучук
из спирта. Организовал первый в мире советский завод синтетического каучу-
ка. За выдающиеся заслуги награжден орденом Ленина.

Древесный спирт CH3ОН имеет структурную формулу:
Называется он древесным потому, что образуется при су-
хой перегонке дерева.
Древесный спирт, как и винный, — бесцветная горючая жид-
кость. Эта жидкость очень ядовита: употребление ее внутрь может
вызвать слепоту.
Используют его для производства красящих и других веществ,
в качестве хорошего растворителя, а также для приготовления
спиртовых лаков, формалина, пластических масс и других веществ.
Глицерин. Спирты могут содержать различное количество гид-
роксильных групп.
Спирты, содержащие в своей молекуле одну гидроксиль-
ную группу, называют одно а томным и; спирт же
с несколькими гидроксильными группами называют мно-
гоатомными.
Винный и древесный спирты — одноатомные. К многоатомным
же спиртам относится, например, глицерин.
Глицерин — спирт трехатомный, в его молекуле три
гидроксильные группы:
CH2 — CH—CH2
он он он.
Глицерин — бесцветная, густая жидкость сладковатого вкуса,
хорошо растворяющаяся в воде. Применяется глицерин в произ-
водстве взрывчатых веществ, например нитроглицерина и дина-
мита, в мыловарении, для приготовления незамерзающих раство-
ров (нужных для моторов в зимних условиях), а также для подсла-
щивания вин.
§ 5. Органические кислоты
Очень распространены в природе и имеют большое практиче-
ское значение органические кислоты.
В состав всех органических кислот входит группа COOH или
иначе
Эта группа носит название карбоксил.
Органическими (карбоновыми) кислотами называют ве-
щества — производные углеводородов, содержащие в своем
составе одну или несколько карбоксильных групп — COOH.

Муравьиная кислота имеет состав HCOOH. В отличие от всех
остальных органических (карбоновых) кислот она в своей моле-
куле, помимо карбоксильной группы, содержит не остаток угле-
водорода, а только водород. Ее структурная формула:
Муравьиная кислота — бесцветная жидкость с острым специ-
фическим запахом. Ее выделяют муравьи, она содержится в воло-
сках крапивы — от нее-то и зависит их обжигающее действие
на кожу. Содержится она также в винограде и других растениях.
Применяется при крашении тканей, выделке кожи и других хи-
мических процессах.
Вещество, имеющее состав Н • CHO, или иначе
носит название муравьиный альдегид (или формальдегид). Раствор
(примерно 40-процентный) муравьиного альдегида представляет
собой формалин. Формалин имеет очень резкий специфический за-
пах. Он сильно ядовит. Является очень хорошим дезинфицирующим
средством. Применяется в сельском хозяйстве для протравлива-
ния семян перед посевом; убивает споры грибка-паразита (головни).
Используется и в фармацевтической промышленности для произ-
водства лекарств, например уротропина. Особенно большое приме-
нение формалин получил за последнее время в производстве пла-
стических масс, играющих исключительно важную роль
в современной технике и обыденной жизни.
Уксусная кислота CH3 COOH имеет структурную формулу:
Чистая уксусная кислота —- твердое кристаллическое вещество,
по внешнему виду напоминающее лед; в таком виде ее называют
ледяной. В продажу обычно поступает 90—95-процентная уксус-
ная кислота.
Получают уксусную кислоту различными способами: при раз-
ложении дерева, нагреванием без доступа воздуха, т. е. при сухой
перегонке дерева, при переработке спирта и др.
За последнее время стал применяться особенно выгодный спо-
соб получения уксусной кислоты из неорганического сырья: вместо
дерева, спирта и других органических веществ в качестве исход-
ных материалов для получения уксусной кислоты теперь исполь-

А. Е. Фаворский (1860— 1945).
зуют уголь и известь. В основу
этого процесса положена реак-
ция взаимодействия карбида
кальция с водой.открытая впер-
вые нашим русским химиком
М. Г. Кучеровым еще в 1888 г.
При этом образуется газ ацети-
лен С2Н2, который затем уже
и превращают в уксусную кис-
лоту. Такой способ — синтез
сложного вещества из менее сло-
жного, получение органического
вещества из неорганических
веществ — в настоящее время
приобретает исключительно
важное значение.
Большую роль в синтезе
органических веществ из неор-
ганического сырья сыграл наш
академик А. Е. Фаворский.
Алексей Евграфович Фавор-
ский — достойный ученик основопо-
ложника современной органической
химии А. М. Бутлерова. Он на основе структурной теории глубоко исследовал
многочисленные органические вещества. Положил начало промышленному
способу получения синтетического каучука. Разработал очень выгодный спо-
соб получения уксусного альдегида из ацетилена. Со своими учениками син-
тезировал многие сотни новых органических веществ. Организовал обширную
школу советских химиков-органиков, из которой в числе целого ряда
крупных ученых вышел, например, академик С. В. Лебедев.
За разработку важнейших теоретических и практических народно-
хозяйственных проблем А. Е. Фаворский был высоко оценен советским
правительством: он лауреат Государственной премии и Герой Социалистичес-
кого Труда.
Уксусная кислота — очень ценное вещество в совре-
менной промышленности. Она применяется для синтеза целого
ряда красителей, лекарственных веществ, для производства ис-
кусственного шелка, невоспламеняющейся кинофотопленки, мно-
гих душистых веществ, лаков для самолетов и др. В виде слабого
(3—5-процентного) раствора уксусная кислота применяется как
приправа к пище, для консервирования овощей, рыбы и т. д.
Высокомолекулярные (жирные) кислоты. Некоторые органи-
ческие (карбоновые) кислоты в своем составе содержат большое ко-
личество атомов углерода и называются высокомолекулярными.
К высокомолекулярным, например, относятся кислоты: стеарино-
вая (С17НзбCOOH) и олеиновая (С,7Нз3COOH).
Стеариновая кислота — твердое вещество, а олеиновая — жид-
кость. Эти кислоты получают из жиров, поэтому их называют
жирными.

§ 6. Жиры
Растительные и животные жиры и масла представляют собой
в основном смеси различных сложных эфиров.
Сложные эф и р ы — это вещества, получающиеся
при взаимодействии органических кислот со спиртами.
Так, например, при взаимодействии уксусной кислоты с эти-
ловым спиртом получается уксусноэтиловый эфир:
CH3COOH + С2Н6ОН = CH3СООС2Нб + Н20.
уксусная кислота этиловый спирт уксусноэтиловый эфир
В состав жиров входят эфиры, образованные главным образом
трехатомным спиртом — глицерином (CH2ОН CHOH СН2ОН) и
высокомолекулярными кислотами: стеариновой (C17H36COOH),
олеиновой (CiyHggCOOH) и др. Эти эфиры называются глине-
ридами.
Свойства жиров зависят от их состава. Глицериды, в состав
которых входят кислоты стеариновая и пальмитиновая, — веще-
ства твердые. Глицериды же, в состав которых входит олеиновая
кислота, — вещества жидкие. В твердых жирах, например в ко-
ровьем, бараньем, свином сале, больше глицеридов кислот сте-
ариновой и пальмитиновой, а в жидких жирах, например в подсол-
нечном, хлопковом и льняном масле, больше глицеридов олеино-
вой кислоты.
Жиры играют очень важную роль в жизни человека и живот-
ных: они являются необходимыми питательными веществами.
Жиры имеют и промышленное значение. Их используют для
производства мыла, стеарина, глицерина, различных масляных
красок и в качестве лекарств (например, касторовое масло, рыбий
жир и др.).
Мыла. При нагревании жиров со щелочами происходит реак-
ция омыления, в результате которой получаются глицерин
и соли высокомолекулярных жирных кислот.
Соли высокомолекулярных жирных кислот называются
мылами.
Мыла бывают твердые и жидкие. Мыла натриевые — твердые,
а. калиевые — жидкие. Так, например, натриевая соль стеарино-
вой кислоты (Ci7H36COONa)—мыло твердое, а калиевая соль этой
же кислоты (С17Н35СООК) — мыло жидкое.
Получение мыла требует довольно большого количества жи-
ров. Последнее время в этом производстве жиры стали заменять
другими, более дешевыми веществами. Так как из жиров для по-
лучения мыла используются жирные высокомолекулярные кисло-
ты, то эти кислоты стали заменять другими кислотами. Оказалось,
что в нефти (особенно нашей кавказской) в довольно большом ко-
личестве содержатся кислоты; их теперь с успехом используют для

получения мыла. Для получения мыла теперь найдены возмож-
ности использовать отходы ряда производств — кожевенного, ле-
сохимического и др.
§ 7. Углеводы
Важнейшим в жизни природы классом органических веществ
являются также углеводы.
Углеводами называют органические вещества, со-
стоящие из углерода, водорода и кислорода, в большинстве
имеющие в своем составе водорода вдвое больше, чем кисло-
рода (как и вода).
К углеводам, например, относятся: глюкоза, свекловичный
(или тростниковый) сахар, крахмал и клетчатка.
Глюкоза C6H12O6 — вещество твердое, кристаллическое, хорошо
растворимое в воде, сладкое на вкус. Глюкозу иначе называют
виноградным сахаром, потому что особенно много ее
содержится в соке винограда и в других сладких плодах. В при-
роде глюкоза довольно распространена: она находится почти во
всех тканях организмов животных и растений.
Для организма глюкоза очень важна: при ее окислении в тка-
нях выделяется большое количество энергии, необходимой для
жизнедеятельности организмов. Ослабленные организмы в меди-
цинской практике теперь поддерживаются искусственным введе-
нием в организм определенного количества глюкозы.
Глюкоза используется также вместо сахара в кондитерском
производстве.
В технике глюкозу получают из крахмала нагреванием послед-
него с разбавленной серной кислотой. Крахмал при этом осахари-
вается, образуется так называемая крахмальная патока.
Эту патоку и используют в кондитерском производстве.
Сахаристое вещество, подобное глюкозе, впервые (в 1861 г.)
искусственно получил А. М. Бутлеров.
Свекловичный, или тростниковый, сахар С12Н22О11 широко рас-
пространен в природе. Особенно много его в сахарном тростнике
и в сахарной свекле, из которых он главным образом и получается
(отсюда и его название). Содержится он также в соке березы, кле-
на и многих фруктов. Это обыкновенный сахар.
Чистый сахар — вещество бесцветное, кристаллическое. При
осторожном нагревании около 150° он плавится. При дальнейшем
нагревании он немного желтеет, а при охлаждении образует не-
кристаллическую прозрачную массу — леденец. При еще более
сильном нагревании буреет и превращается в карамель, а нагре-
тый еще более сильно — обугливается.
Крахмал (C6H10O5)x. Молекулярный вес крахмала до сих пор
еще не установлен. Известно лишь, какие элементы и в каком ко-
личественном соотношении входят в состав молекулы крахмала.
Поэтому формулу крахмала пишут так: (С6Н10О5)х.

Образуется крахмал, как известно, в зеленых частях растений
на свету. Откладывается он в виде зерен в различных частях ра-
стений: в корнях, клубнях, плодах и др.
Крахмал не растворяется ни в воде, ни в спирте. В горячей
воде он образует коллоидный раствор, так называемый крах-
мальный клейстер. С йодом крахмал дает характерное
синее окрашивание. .
При кипячении с разбавленными кислотами, как мы уже отме-
чали, крахмал разлагается и превращается в глюкозу С6Н12Ов.
Крахмал — одно из важнейших для организмов питательных
веществ.
Клетчатка (СвН10О5)x. Молекулярный вес клетчатки, как и крах-
мала, также пока еще не найден. На основе анализа лишь уста-
новлено, что в состав клетчатки входят те же элементы и в том же
количественном соотношении, что и в состав крахмала. Поэтому
состав клетчатки выражают такой же общей формулой, как и
крахмал (СвН10Оъ)х.
Клетчатка — главная составная часть оболочек растительных
клеток, откуда она и получила свое название. Почти чистую клет-
чатку представляют собой вата и фильтровальная бумага.
Клетчатка не растворяется ни в воде, ни в спирте. Действием
концентрированной серной кислоты она частично разлагается и
превращается в вещество, очень близкое по своим свойствам к
крахмалу. Если фильтровальную бумагу опустить на короткое
время в концентрированную серную кислоту и сразу же промыть
водой, то бумага станет более плотной и прочной.
При продолжительном нагревании с разведенной серной кис-
лотой клетчатка, как и крахмал, разлагается и превращается в
глюкозу.
Из клетчатки получают спирт, взрывчатые вещества, искусст-
венный шелк и многие другие вещества.
§ 8. Белковые вещества
Белковые вещества — важнейшие вещества в жизни
растений и животных. Они входят в состав протоплазмы. Без бел-
ковых веществ жизнь невозможна.
Белковые вещества — самые сложные, еще не совсем изучен-
ные органические соединения. В их состав, помимо углерода, водо-
рода и кислорода, входят еще азот и сера; некоторые белковые
вещества, кроме того, содержат фосфор, а иногда и другие элемен-
ты, например железо (в гемоглобине крови), магний (в хлорофил-
ловых зернах).
Белковые вещества в воде или совсем не растворяются, или же
образуют коллоидные растворы. При нагревании они разлагаются.
О составе белковых веществ мы судим по продуктам их распада.
Конечными продуктами распада белков являются так называемые
аминокислоты. Аминокислотами называются вещества,

производные органических кислот, у которых атом водорода заме-
щается аминогруппой NH2.
Так, например, уксусной кислоте, имеющей состав CH3COOH,
соответствует аминоуксусная кислота, имеющая состав
NH2.CH2COOH.
Изучение условий и продуктов распада белков дало возмож-
ность искусственно произвести обратный процесс — из простейших
продуктов распада получить более сложные соединения.
В настоящее время ^синтезированы вещества с молекулярным
весом свыше 1000, по своим свойствам приближающиеся к белкам.
Особенно значительных успехов в этом направлении добились со-
ветские ученые. Состав белковых веществ для ученых всего мира
долго оставался неразрешимой загадкой. Но советским ученым
за последние годы эту задачу, наконец, удалось разрешить. Акад.
Н. Д. Зелинский и проф. Н. И. Гаврилов установили
не только состав, но и строение ряда белковых веществ. За это
величайшее научное открытие им в 1948 г. присуждена Государст-
венная премия. В связи с праздником 800-летия нашей столицы
Москвы Н. Д. Зелинский заявил:
«Не боясь ошибиться, предвижу изумительные открытия со-
ветских химиков в области синтеза. Не сомневаюсь в том, что бе-
лок— это замечательное органическое вещество, которое, по вы-
ражению Энгельса, самой природе удается сделать при благопри-
ятных обстоятельствах только через миллионы лет, будет в неда-
леком будущем получен синтетическим путем. Открытие, которое
грядет, настолько важно, что даже трудно сегодня предопределить
его благотворные последствия для человечества».
§ 9. Взаимная связь между основными классами
органических веществ
Мы охарактеризовали углеводороды, спирты, кислоты, слож-
ные эфиры, углеводы и белковые вещества. Это — основные
классы органических веществ.
Основные классы органических веществ не изолированы друг
от друга — между ними существует самая тесная естественная,
генетическая связь. Из углеводородов действием на них металли-
ческим натрием, а затем соляной кислотой можно получить спирты:
из метана — метиловый, из этана — этиловый и т. д. При пропу-
скании паров спирта через нагретую трубку с катализатором из
спирта можно получить альдегид, например из этилового спирта—
уксусный альдегид. Окисленный альдегид превращается в соот-
ветствующую ему кислоту: уксусный альдегид — в уксусную кис-
лоту и т. д. Кислоты со спиртами образуют сложные эфиры. Смеси
различных сложных эфиров, образованных главным образом пу-
тем взаимодействия трехатомного спирта (глицерина) с высоко-
молекулярными (жирными) кислотами, представляют собой живот-

ные и растительные жиры. Конечным продуктом распада белко-
вых веществ являются в свою очередь кислоты (аминокислоты).
Таким образом, от одного класса органических веществ можно
перейти к другим классам. На взаимной связи, на взаимных пере-
ходах органических веществ и основывается современный органи-
ческий синтез — искусственное получение самых разнообразных,
необходимых в практической жизни, органических соединений.
§ 10. А. М. Бутлеров
Александр Михайлович Бутлеров — основоположник совре-
менной органической химии. Он еще в 1861 г. создал общепринятую
в настоящее время структурную теорию строения
органических веществ. Впервые вскрыл и обосновал естественную
классификацию органических ве-
ществ. Последовательно изло-
жил органическую химию с новой
точки зрения в своем знаменитом
учебнике «Введение к полному
изучению органической химии»
(1864 г.). Он на основе структурной
теории предсказал существование
многих, только впоследствии
открытых органических веществ.
Не только предсказал, но и сам
получил целый ряд новых веществ:
углеводороды, спирты, сахаристое
вещество, уротропин и др. Открыл
реакцию уплотнения (полимериза-
ции) молекул органических ве-
ществ— реакцию, которая лежит в
основе современного органическо-
го синтеза — синтетического кау-
чука, пластмасс, лекарственных и
многих других веществ. А. М. Бут-
леров создал многочисленную, ори-
гинальную, школу русских химиков-органиков, из которой вышли
такие ученые, как В. В. Марковников, А. М. Зайцев, А. Е. Фавор-
ский и др.
Еще Д. И. Менделеев с полным основанием писал: «Александр
Михайлович Бутлеров... — один из замечательнейших русских
ученых. Он русский и по ученому образованию, и по оригиналь-
ности своих трудов. Ученик знаменитого нашего академика Зини-
на, он сделался химиком не в чужих краях, а в Казани, где и
продолжает развивать самостоятельную химическую школу.
Направление ученых трудов Александра Михайловича не
составляет продолжения или развития идей его предшественников,
а принадлежит ему самому. В химии существует бутлеровская
школа и бутлеровское направление».
А. М. Бутлеров (1828—1886).

ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОВТОРЕНИЯ
1. Какие вещества называются органическими?
2. В чем сущность теории строения А. М. Бутлерова?
3. Что выражают структурные формулы?
4. Какие вещества называются углеводородами?
5. Что собой представляет метан и каково его практическое значение?
6. Что вам известно об ацетилене?
7. Каково строение метана и ацетилена?
8. Какие вещества называются спиртами?
9. Охарактеризуйте спирты: а) винный (этиловый) и б) древесный (ме-
тиловый); укажите их свойства и практическое применение.
10. К какому классу органических веществ относится глицерин и каковы
его характерные свойства?
11. Какие вещества называются органическими кислотами?
12. Охарактеризуйте кислоты: а) муравьиную и б) уксусную.
13. Приведите примеры высокомолекулярных (жирных) органических
кислот.
14. Что вы знаете о жирах и их омыления?
15. Какие вещества называются' мылами?
16. Какие вещества относят к классу углеводов?
17. Охарактеризуйте: а) глюкозу, б) свекловичный (тростниковый) сахар,
в) крахмал и г) клетчатку.
18. Что собой представляют белковые вещества и каково их значение
в жизни природы?
19. В чем выражается взаимная связь между основными классами орга-
нических веществ? (Объясните на примере.)
20. Охарактеризуйте А. М. Бутлерова как основоположника современной
органической химии.

ЗАКЛЮЧЕНИЕ
УСПЕХИ СОВЕТСКОЙ ХИМИИ
Наша страна успешно строит коммунизм. Все отрасли нашего
хозяйства требуют огромного количества самых разнообразных
материалов — продуктов химической промышленности. Химиза-
ция всего народного хозяйства СССР — одно из важнейших средств
его индустриализации.
В царской России химия и химическая промышленность нахо-
дились под непосредственным влиянием иностранцев и развивались
очень медленно. По-настоящему они стали развивать-
ся только при Советской власти. Еще в самые первые годы после
Великой Октябрьской социалистической революции наша партия
и правительство указывали, что современная химия, преобразую-
щая основы промышленного производства, открывающая новые
источники и виды дешевого сырья, создающая крупнейшие мате-
риальные ценности из наиболее простых и распространенных ве-
ществ, являющаяся могучим орудием преобразования сельского
хозяйства, по праву выдвигается вперед как один из решающих
факторов развития всего народного хозяйства нашей страны.
Третья пятилетка была названа «пятилеткой химии».
Перед советскими химиками стояли задачи: получение высо-
кокачественных металлов, сплавов и других необходимых в тех-
нике наиболее совершенных по свойствам материалов, получение
жидкого топлива, повышение урожая наших социалистических
полей, решение проблемы производства искусственного каучука,
искусственного волокна, новых источников продуктов питания,
красящих веществ, лекарств и др. -Под непосредственным руковод-
ством Коммунистической партии и правительства наши советские
ученые со всеми перечисленными задачами справились и справи-
лись весьма успешно.
Советские химики, развивая славные традиции великих сынов
нашей Родины — М. В. Ломоносова, Д. И. Менделеева, А. М. Бут-
лерова и др., превратили нашу химию в наиболее передовую от-
расль человеческих знаний и, практически используя ее, добились
в области химической промышленности серьезных достижений.

За сравнительно короткий срок советская химия по решению
целого ряда важнейших вопросов заняла в мировой науке веду-
щее место. Химики школы Н. С. Курнакова очень успешно разра-
батывают новые методы физико-химического анализа растворов, и
в частности сплавов, что помогло создать новые производства цен-
нейших сплавов, а также на научной основе организовать пере-
работку руд цветных и редких металлов.
Значительных успехов со своими многочисленными учениками
достигли академики: химики-металлурги (Герой Социалистиче-
ского Труда Байков, Бардин и др.), геохимики (Вернадский, Ферс-
ман, Белянкин и др.), химики-технологи (Брицке, Гребенщиков,
Вольфкович и др.). На теоретических исследованиях научных кол-
лективов, возглавляемых этими академиками, основываются мно-
гие крупнейшие производственные достижения в области черной
и цветной металлургии, производства минеральных удобрений и
наиболее совершенных средств борьбы с вредителями сельского
хозяйства, а также производства самых разнообразных неоргани-
ческих веществ.
Весьма ценный вклад в современную науку сделали многие
наши химики: Ребиндер, Думанский и другие — в области кол-
лоидной химии; Зелинский, Дубинин, Раковский и другие — в
области явлений адсорбции; Баландин, Казанский и другие — в
области катализа; Шилов, Семенов и другие — в области теории
горения и взрыва; Бродский, Рогинский и другие — в области
изучения механизма химических реакций методом так назы-
ваемых «меченых атомов» и т. д.
Выдающихся результатов достигли также советские химики в
области органических веществ. Коллектив старейшей школы
Н. Д. Зелинского совершенно изменил прежние представления о
химических свойствах углеводородов и обстоятельно разработал
проблему органического синтеза. Коллектив школы А. Е. Фавор-
ского разработал различные методы получения синтетического
каучука. Коллектив школ А. Е. Арбузова и А. Н. Несмеянова
успешно разрабатывает совершенно новую область химии — ор-
ганическую химию фосфора, кремния и особенно химию металло-
органических соединений. Работы советских ученых в области син-
тетического каучука, металлоорганических соединений, красите-
лей и алкалоидов в настоящее время учеными всего мира признаны
классическими. На этих теоретических положениях перечисленных
выше химических школ наша страна исключительно успешно раз-
вивает новую промышленность органического синтеза, особенно
промышленность синтетического каучука, анилино-красочную, фар-
мацевтическую, лесохимическую и др.
Нашей страной руководит Коммунистическая партия, которая
в интересах дальнейшего еще более широкого коммунистического
строительства и в интересах самого народа недавно — на майском
Пленуме ЦК (1958 г.) приняла важнейшее решение: «Об ускорении
развития химической промышленности и особенно производства

синтетических материалов и изделий из них для удовлетворения
потребностей населения и нужд народного хозяйства». В этом осно-
ва всех наших успехов, в том числе успехов в области химии и
химической промышленности.
Нашу советскую химию и химическую промышленность вместе
с выдающимися учеными развивают инженеры, техники, изобрета-
тели, передовые рабочие и колхозники — создает весь народ.
В этом сила нашей страны. В этом залог дальнейшего, еще /5олее
быстрого развития нашей советской химии и химической промыш-
ленности.

ПРАКТИЧЕСКИЕ РАБОТЫ
Приведенные ниже практические работы необходимы не только для
более отчетливого усвоения, но и для успешного выполнения программы
курса естествознания в начальной школе. Для будущего учителя началь-
ной школы они обязательны.
§ 1. Общие правила
На практических работах строго выполняйте следующие основные пра-
вила:
1. Приготовленное к работе химическое оборудование до особого указа-
ния преподавателя не трогайте.
2. Прежде чем приступить к самой работе,
прочитайте ее описание и как следует в ней раз-
беритесь.
3. Опыты делайте так, как они описаны
в учебнике, и так, как указывает преподаватель.
4. Во избежание несчастных случаев вещества
без разрешения преподавателя не пробуйте на
вкус; нюхайте вещества только так: откройте
склянку с веществом и на некотором расстоянии
от лица,, движением руки направьте воздух от
отверстия склянки к носу (рис. 126); особенно
осторожно обращайтесь с теми веществами, о кото-
рых в описании сделаны специальные предупре-
ждения.
5. Работы не только выполняйте, но продумы-
вайте, старайтесь все понять, в нужных случаях
обращайтесь к преподавателю.
6. После каждой работы в особой тетради со-
ставляйте письменный отчет о своей работе.
§ 2. Составление письменного отчета о работе
Отчет составляйте кратко, но исчерпывающе. В отчете отме-
чайте: а) что делали (с зарисовкой и записью уравнений реакций), б) что на-
блюдали и как объяснили наблюдаемое явление, в) к какому выводу пришли.
Рис. 126. Прием для
обнаружения по запаху
неизвестного газа.

Рис. 127. Основное химическое оборудование:
1 — штатив с пробирками, 2 — колбы, 3 — химический стакан, 4 — фар-
форовая чашка, 5— тигель с крышкой. 6 — фарфоровая ступка с пести-
ком, 7 — стеклянная воронка, 8 — измерительный цилиндр, 9 — метал-
лический штатив с муфтами а, кольцом б и держателем в, 10—дере-
вянная держалка для пробирок, 11 — асбестированная сетка, 12 — зажим,
13 — тигельные щипцы, 14 — ерш (щетка для мытья посуды), 15 — про-
стоквашница (кристаллизатор).

Приводим пример письменного отчета.
Работа № 8. Получение и свойства кислорода.
1. Нагревали марганцовокислый калий. Слышался треск. Кристаллы
разрушались. Получалось более темное вещество. Выделялся кислород.
2. Собрали кислород над водой в пробирки.
3. В одну пробирку с кислородом опустили тлеющую лучинку. Лучинка
вспыхнула и горела ярким пламенем.
4. В другую пробирку с кислородом опустили тлеющий уголек.
5. Попытались собрать кислород вытеснением воздуха. Опыт удался;
значит, кислород тяжелее воздуха.
Вывод.* Кислород получается при разложении (нагреванием) марган-
цовокислого калия. Кислород — газ без цвета и запаха, плохо растворяется
в воде, тяжелее воздуха. Горение веществ (лучинки и угля) он усиливает:
вещества в нем сгорают гораздо энергичнее, чем на воздухе.
§ 3. Знакомство с основным химическим оборудованием (рис. 127)
При выполнении практических работ чаще всего бывают нужны: пробир-
ки в деревянной стойке /, колбы 2, стаканы 3, фарфоровая выпаривательная
чашка 4, фарфоровый тигель 5, фарфоровая ступка с пестиком 6, стеклянная
воронка 7, цилиндр 8, стеклянная палочка, штатив металлический 9 с держа-
телем а и кольцом б, держалка деревянная 10, железная асбестированная сет-
ка //, зажим 12, щипцы 13, ерш для мытья посуды 14, простоквашница, или
так называемый кристаллизатор, 15.
Ознакомьтесь с этим основным химическим оборудованием и запомните
его.
Для практических работ обязательно еще нужна спиртовая лампочка
(спиртовка), а при наличии газа — газовая горелка.
§ 4. Знакомство со спиртовкой и горелкой
Зажгите спиртовку (рис. 128) и рассмотрите ее пламя; обратите внима-
ние на то, что это пламя имеет три части: внутреннюю (б) — темную; сред-
нюю (а) (светящуюся в форме язычка) и верхнюю — менее яркую.
Ознакомьтесь с температурой отдельных частей пламени — проделайте
следующее:
а) быстро внесите головку незажженной спички внутрь пламени и по-
держите ее некоторое время над самым фитилем; спичка загорается не сразу;
б) головкой другой спички коснитесь верхней части пламени, спичка
сразу же вспыхивает;
в) небольшую тонкую лучинку быстро внесите в пламя спиртовки, как
бы проткнув ею пламя по линии б—б; не ожидайте, пока лучинка вспыхнет,
быстро выньте ее из пламени и рассмотрите, обратите внимание на то, что
обуглилась лишь та часть лучинки, которая находилась во внешней части
пламени.
Следовательно, внешняя часть пламени имеет более вы-
сокую температуру, чем внутренняя.

Потушите спиртовку, закрыв ее колпачком.
При обращении со спиртовой лампочкой обязательно соблюдайте сле-
дующие правила:
1. Нагревайте только верхней, наиболее жаркой частью пламени
(рис. 129).
Рис. 128.
Спиртовка.
Рис. 129. Нагрева-
ние на спиртовке.
Рис. 130. Зажи-
гание спиртовки.
2. Спиртовку не задувайте, а закрывайте колпачком.
3. Не держите спиртовку открытой — спирт испаряется, а на фитиле
остается содержащаяся в спирте вода, поэтому спиртовка потом будет плохо
гореть.
4. Ни в коем случае не доли-
вайте спирта в горящую спиртов-
ку; от этого может произойти
пожар.
5. Зажигайте спиртовку, толь-
ко спичкой или лучинкой (рис. 130),
Рис. 131. Газовая горелка с обоймой:
общий вид и схематический разрез.
а не наклоняя спиртовку к другой горящей спиртовке, — это также может
вызвать пожар.
Самые употребительные горелки: с обоймой (рис. 131) и с диском
(рис. 132).

Горелка с обоймой состоит из металлической трубки с двумя
круглыми отверстиями внизу; эти отверстия расположены одно против дру-
гого. Трубка навинчивается на подставку с боковой трубкой, которая при
помощи каучуковой трубки соединяется с газовым краном. Поступающий
в горелку газ смешивается в трубке с воздухом, входящим через боковые
отверстия, и зажигается у верхнего конца горелки. Приток воздуха в го-
релку можно регулировать с помощью вращающейся муфты, надетой на
трубку и имеющей два таких же отверстия.
Горелка сдиском отличается от горелки с обоймой тем, что в
нее воздух поступает через узкую круглую щель между расширенным осно-
ванием трубки и вращающимся диском.
Приток воздуха в горелку регулируется
вращением диска, а приток газа —
вращением винта (рис. 132, Б).
Рис. 132. Газовая горелка с диском:
А—общий вид, Б — схематический разрез.
Внимательно осмотрите горелку; научитесь ее зажигать и тушить.
При работе с газовой горелкой обязательно соблюдайте следующие
правила:
1. Прежде чем зажечь горелку, сначала откройте газовый кран и подо-
ждите несколько секунд; только после этого подносите к отверстию горелки
горящую спичку.
2. Если доступ воздуха в горелку не отрегулирован, то перед зажига-
нием горелки сначала совсем прекратите доступ воздуха, а затем, когда уже
горелку зажжете, постепенно увеличивайте его до тех пор, пока не полу
чится несветящееся пламя.
3. При слишком сильном притоке воздуха пламя может проскочить
внутрь горелки. В этом случае сразу же погасите горелку и зажигайте ее
снова только после того, как она совсем остынет, предварительно несколько
уменьшив приток воздуха.
4. Тушите горелку не задуванием, а обратным поворачиванием газо-

вого крана до отказа. Тщательно следите, чтобы кран был закрыт, когда
горелка не горит.
5. Если в помещении чувствуется запах газа, проверьте все газовые
краны и тщательно закройте их:
§ 5. Правила нагревания
При нагревании веществ выполняйте следующие правила:
1. Жидкости нагревайте в химической посуде: в пробирках, колбах и
химических стаканах; в посуде из простого стекла нагревать нельзя — лоп-
нет; в пробирках и колбах (только совер-
шенно сухих) можно нагревать и твердые
вещества.
2. Нагревание пробирки начинайте с обо-
гревания: пробирку держите наклонно и мед-
Рис. 133. Нагревание жидкости
в пробирке.
Рис. 134. Простейшая держалка
для пробирки.
ленно вращайте или слегка встряхивайте. Затем нагревание сосредоточи-
вайте около дна и пробирку при этом держите по-прежнему в наклонном
положении (рис. 133) — отверстием в сторону
от себя и от работающих товарищей, так-как
горячую жидкость может выбросить из про-
бирки.
3. При длительном нагревании пробирку
держите не пальцами, а деревянной держал-
кой или в крайнем случае полоской бумаги
(рис. 134).
4. Не прикасайтесь дном пробирки к фи-
тилю: при соприкосновении горячей пробирки
с относительно холодным фитилем она может
лопнуть.
5. Колбы (плоскодонные) и стаканы нагре-
вайте только на асбестированной сетке.
6. Выпаривание жидкости можно произво-
дить на стеклянных или жестяных пластинках,
а также в фарфоровых чашках (рис. 135).
Рис. 135. Выпаривание
в фарфоровой чашке.

§ 6. Изготовление простейшего прибора
Чтобы самостоятельно собрать простейший прибор для работы с газами
(рис. 136), нужно уметь: 1) отрезать стеклянную трубку, 2) оплавить концы
трубки, 3) согнуть трубку, 4) просверлить пробку.
1. Отрезать стеклянную трубку можно так. Трубку небольшого
диаметра положите на гладкую поверхность стола и слегка надрежьте на-
пильником. После этого разломите трубку так, как показано на рисунке 137.
2. Для оплавления конца обрезанной трубки введите его в самую
горячую часть пламени и держите до тех пор, пока он раскалится; затем
сразу же выньте.
3. Согнуть трубку, особенно в первый раз, довольно трудно. Попро-
сите преподавателя показать вам, как это нужно делать. Имейте в виду, что
Рис. 136. Прибор для работы
с газами и его испытание.
Рис. 137. Разламывание стеклянной
трубки.
здесь важно соблюсти следующие условия: а) нагревать трубку на значи-
тельном участке (3—4 см) иравномерно; б) придавать трубке опреде-
ленную форму лишь тогда, когда она достаточно размягчится; в) сгибать
трубку следует очень осторожно, не вынимая ее из пламени.
4. Отверстие для трубки в пробке сделайте специальным сверлом.
Сверло подберите с таким расчетом, чтобы трубка в отверстии пробки хо-
рошо, плотно держалась.
б. Соберите прибор по рисунку 136 и проверьте, сдержит» ли
он. Для этого конец газоотводной трубки опустите в чашку с водой, а про-
бирку нагрейте слабым пламенем или просто руками. Если при этом из
трубки выделяются пузырьки расширяющегося от нагревания воздуха, зна-
чит прибор «держит».
Рис. 138. Приготовление фильтра.

§ 7. Очистка загрязненной поваренной соли
Для работы нужны: спиртовка, стаканы (два), загрязненная
поваренная соль, стеклянная палочка, фильтровальная бумага, ножницы,
воронка, железный штатив с кольцом, фарфоровая чашка.
1. В стакан налейте (примерно воды и
растворите в ней загрязненную поваренную соль;
чтобы ускорить растворение, жидкость осто-
рожно помешивайте стеклянной палочкой.
2. Получившуюся мутную жидкость про-
фильтруйте. Для этого приготовьте фильтр так,
как указано на рисунке 138, вложите фильтр в во-
ронку, укрепите воронку в кольце штатива над
чистым стаканом и осторожно по стеклянной
палочке (рис. 139) сливайте раствор на фильтр.
Обратите внимание на то, что осталось на
фильтре.
3. Профильтрованный раствор, так назы-
ваемый фильтрат, вылейте в фарфоровую
чашку и нагреванием на спиртовке выпарьте.
4. Сравните внешний вид соли, первона-
чально взятой и полученной.
Рис. 139. Фильтрование
§ 8. Получение дистиллированной воды
Для работы нужны: укрепленный в штативе прибор по рисунку
140, природная вода, поваренная соль, марганцовокислый калий (несколько
кристалликов), спиртовка, стеклянная пластинка, щипцы.
1. Соберите прибор, как указано на рисунке 140. Испытайте, «держит»
ли он.
Рис. 140. Получение дистиллированной воды:
слева — в простейшем приборе; справа — в приборе со специальным холодильником.
2. В колбу налейте (по рисунку) водопроводной или колодезной воды.
Сделайте воду соленой и окрашенной: прибавьте к ней (2-^3 г) поваренной
соли и несколько кристалликов марганцовокислого калия (или какой-либо
краски).

3. Колбу укрепите в штативе. Конец газоотводной трубки опустите в
чистую пробирку, помещенную в стакан с холодной водой. Этот стакан бу-
дет служить вам холодильником для охлаждения водяных паров, а про-
бирка — приемником для полученной перегнанной, или дистиллиро-
ванной, воды.
4. Нагревайте воду в колбе, соблюдая правила нагревания (§ 5), на
асбестированной сетке. Когда вода закипит, пары ее по газоотводной трубке
будут переходить в пробирку. Здесь будет собираться дистиллированная вода.
5. Когда в пробирке соберется некоторое количество (2—3 мл) дистилли-
рованной воды, перегонку прекратите. Сначала выньте из пробирки конец
газоотводной трубки (иначе при охлаждении воду из прибора может «засосать»
обратно в колбу) и только уже после этого уберите спиртовку и потушите ее.
6. Дистиллированную воду попробуйте на вкус.
7. На чистую стеклянную пластинку стеклянной палочкой перенесите
несколько капель полученной воды. Держа пластинку щипцами на расстоя-
нии примерно 6—8 см над пламенем спиртовки, воду выпарьте.
Вы увидите, что после удаления дистиллированной воды на пластинке
никаких следов не остается. Дистиллированная вода совершенно чистая.
8. Для сравнения возьмите на стеклянную пластинку несколько капель
колодезной воды и также выпарьте. На пластинке останется пятно. Это
остались твердые вещества, которые были растворены в колодезной воде.
Дистиллированная же вода никаких растворенных веществ не содержит.
§ 9. Разделение азота и кислорода воздуха
При отсутствии необходимого оборудования этот опыт может быть
только показан учителем.
Для работы нужны: стеклянный колокол с делениями и чашка
с водой (рис. 141), красный фосфор, железная крышка из-под гуталиновой
коробки, большая пробка, спиртовка, длинная стеклян-
ная палочка, лучинка.
1. На крышку от коробки из-под гуталина насыпьте
примерно 1/3 чайной ложки красного фосфора. Крышку
с фосфором положите на большую пробку и вместе с
последней поместите в чашку с водой.
2. Покройте фосфор открытым стеклянным коло-
колом.
3. Накалите в пламени спиртовки конец достаточно
длинной стеклянной палочки и прикоснитесь ею к фос-
фору. Как только фосфор загорится, палочку сразу же
выньте и горло колокола плотно закройте пробкой.
4. Наблюдайте за тем, как образовавшийся при го-
рении фосфора белый дым фосфорного ангидрида по-
степенно рассеивается, а вода поднимается вверх приблизительно на 1Д
объема колокола.
5. Когда поднятие воды в колоколе совсем прекратится, откройте
пробку колокола и опустите в него горящую лучинку.
6. Пользуясь учебником (гл. VI, § 1), объясните наблюдаемые вами яв-
ления и сделайте общий вывод.
Рис. 141. Разделе-
ние азота и кисло-
рода воздуха.

§ 10. Растворение веществ
Для работы нужны: пробирки, колба, спиртовка, стеклянная
палочка, калийная селитра, медный купорос, поваренная соль, стекло (в по-
рошке), раствор фенолфталеина, серная кислота (крепкая).
1. Возьмите в четыре пробирки одинаковое количество (не больше 1/3
пробирки) воды комнатной температуры.
2. В каждую пробирку опустите примерно одно и то же количество
различных веществ: в первую калийной селитры, во вторую медного купо-
роса, в третью поваренной соли и в четвертую растертого в порошок стекла.
Хорошенько взболтайте. Обратите внимание ла то, что эти вещества рас-
творяются неодинаково: лучше всего растворяется селитра, потом медный
купорос, з'атем поваренная соль, наконец, стекло.
3. В первые три пробирки прибавьте еще примерно одинаковое количе-
ство всех веществ. Жидкость опять взболтайте. Заметьте, какое вещество рас-
творяется хуже всего.
4. Постепенно, встряхивая пробирку, прибавляйте понемногу всех ве-
ществ до тех пор, пока даже при самом энергичном встряхивании жидкости
часть вещества все-таки останется нерастворенной, пока во всех пробирках
не получится насыщенный раствор.
5. Жидкость из пробирки с порошкообразным стеклом слейте и на влаж-
ное, оставшееся в пробирке стекло капните бесцветным раствором фенол-
фталеина. Обратите внимание на появление окраски. Пользуясь учебником
(гл. III, § 5), объясните это явление.
6. Насыщенные растворы в первых трех пробирках нагрейте. Обратите
внимание на то, что нерастворимого осадка во всех пробирках стало значи-
тельно меньше, а в первой осадок совсем исчез. Значит, растворимость
твердых веществ при повышении температуры увеличивается.
7. Чтобы наблюдать зависимость растворимости газов от температуры,
налейте в колбу холодной воды. Нагревайте колбу на спиртовке.
По мере нагревания из воды будут все больше и больше выделяться
пузырьки газа. Пользуясь учебником (гл. III,"§ 4), объясните это явление.
8. В две пробирки возьмите понемногу (не больше 1/3) воды. В первую
пробирку опустите небольшое количество селитры, а во вторую прилейте
немного крепкой серной кислоты. Жидкость в обеих пробирках осторожно
помешивайте стеклянной палочкой. Приложите руку ко дну сначала пер-
вой, а потом второй пробирки. Заметьте, что жидкость в первой пробирке
стала холоднее, а во второй теплее. Объясните эти явления (учебник,
гл. III, § 8).
§11. Получение и свойства углекислого газа
Для работы нужны: прибор (рис. 142), кусочки мела или мра-
мора, соляная кислота, стаканы (три), лучинка, известковая вода.
1. Соберите прибор по рисунку 142.
2. В пробирку осторожно положите несколько кусочков (только не
очень мелких) мела или лучше мрамора. В эту же пробирку прилейте не-
много, как показано на рисунке 142, разбавленной соляной кислоты. Про-
бирку быстро закройте пробкой. Конец газоотводной трубки опустите в
стакан с небольшим количеством известковой воды.

Наблюдайте за реакцией, обратите внимание на помутнение в стакане
известковой воды.
Объясните это явление. Напишите уравнение реакции.
3. Соберите углекислый газ в другой стакан.
Опустите в стакан горящую лучинку. Лучинка
гаснет. Пропускайте в этот стакан еще некоторое
время углекислый газ.
4. Углекислый газ из этого стакана перелейте,
как переливаете воду,в другой стакан. Докажите
присутствие СОг в этом стакане. Тяжелее или легче
воздуха углекислый газ?
§ 12. Получение и свойства водорода
Рис. 142. Прибор для
получения углекислого
газа.
Для работы нужны: прибор (рис.
143), цинк, разбавленная серная кислота, спир-
товка, лучинка, стакан (сухой).
1. В банку осторожно (в наклонном положе-
нии) опустите несколько кусочков цинка и при-
лейте (не больше 1/4 ее) разведенной серной кислоты.
2. В банку вставьте пробку с оттянутой газоотводной трубкой и во-
ронкой (рис. 143).
3. Выделяющийся водород соберите в перевернутую пробирку, как по-
казано на рисунке 143. Через некоторое время снимите пробирку с водородом,
закройте ее пальцем и в таком перевернутом состоянии поднесите к пла-
мени горелки (рис. 144).
Рис. 143. Получение и со-
бирание водорода.
Рис. 144. Испытание чисто-
ты водорода.
Чистый водород горит спокойно, а в смеси с воздухом — с легким взры-
вом или с резким свистом. Если водород вспыхнет со взрывом или со свис-
том, то повторяйте опыт до тех пор, пока водород не будет гореть спокойно.
Предупреждение. Смесь водорода с кислородом или с возду-
хом при поджигании сильно взрывается. Будьте очень осторожны!

4. Соберите водород в пробирку, переверните ее отверстием вверх и
подержите некоторое время в таком положении. Затем поднесите к отвер-
стию этой пробирки горящую лучинку: убедитесь в том, что водорода в про-
бирке уже не осталось — он легче воздуха.
5. Зажгите водород у конца газоотводной трубки. Подержите над пла-
менем перевернутый сухой стакан. Обратите внимание на образование капе-
лек воды.
Объясните это явление. Напишите уравнение реакции.
§ 13. Получение и свойства кислорода
Для работы нужны: прибор (рис. 145), марганцовокислый калий
или бертолетова соль), спиртовка, тазик или кристаллизатор с водой, стек-
лянные банки (три), лучинка, древесный уголь, кусочек серы.
1. Соберите прибор по рисунку 145. Проверьте, хорошо ли он сдержит».
Рис. 145. Получение кислорода.
2. Насыпьте в пробирку марганцовокислого калия или бертолетовой
соли (около l/s пробирки). Конец газоотводной трубки опустите в чашку
с водой.
3. Нагревайте пробирку: сначала очень осторожно прогрейте всю про-
бирку, а потом нагрейте только то место, где находится соль.
4. Когда начнется быстрое выделение пузырьков газа, подведите коней
газоотводной трубки под банки, наполненные водой. Соберите кислород в
три банки.
Затем выньте из воды конец газоотводной трубки и только после этого
уберите спиртовку.
5. Расщепите кончик лучинки и вложите туда кусочек древесного угля.
Уголь сначала раскалите, а потом вместе с лучинкой опустите в банку с кис-
лородом.
Наблюдайте горение угля в кислороде.
6. Из тонкой железной проволоки (можно из балалаечной струны) сде-
лайте спираль. В конце укрепите -кусочек спички. Другой конец спирали
укрепите к лучинке. Кусочек спички подожгите и вместе со спиралью опу-
стите в банку с кислородом. Наблюдайте горение железа в кислороде

7. На маленькой железной ложечке зажгите серу и опустите ее в банку
с кислородом.
Наблюдайте горение серы и обнаружьте (осторожно) запах получивше-
гося сернистого газа.
§ 14. Свойства окислов
Для работы нужны: окислы (Р2Об, CaO, MgO и CuO), пробир-
ки, раствор лакмуса, раствор фенолфталеина, стеклянная палочка.
1. Перед вами на столах находятся окислы: Р206, CaO, MgO и CuO.
Со всеми этими окислами вы уже встречались. Посмотрите на них внима-
тельно и укажите их наиболее характерные свойства.
2. Выясните, растворяются ли эти окислы в воде:
а) Возьмите очень немного белого порошка Р206 и осторожно опустите
его в пробирку. Прилейте примерно 1—2 мл воды. Хорошенько встряхните
содержимое пробирки. Что можно сказать о растворимости Р205?
б) Подобным же образом испытайте растворимость и остальных окис-
лов.
Обратите внимание на то, что Р205 растворяется хорошо, CaO и MgO
хуже, а растворимость CuO совсем незаметна.
3. Ознакомьтесь с полученными растворами окислов:
а) из каждой пробирки с растворами окислов отлейте в другие чистые
пробирки отстоявшейся, прозрачной жидкости и подействуйте на них не
сколькими каплями фиолетового раствора лакмуса; обратите внимание на
изменение цвета лакмуса; объясните это явление;
б) из каждой пробирки с растворами окислов еще отлейте в другие чи-
стые пробирки отстоявшейся, прозрачной жидкости и подействуйте на них
несколькими каплями бесцветного раствора фенолфталеина; обратите вни-
мание на изменение цвета фенолфталеина; объясните это явление.
4. Сделайте общий вывод об отношении окислов к воде. Укажите, гид-
раты каких окислов являются щелочами и каких —кислотами.
Запишите уравнения реакций получения фосфорной кислоты, гидрата
окиси кальция и гидрата окиси магния.
§ 15. Щелочи и кислоты
Для работы нужны: разбавленные кислоты (серная, соляная и
уксусная), пробирки, кусочки цинка, стеклянная палочка, стакан с водой,
едкий натр и едкая известь (в твердом виде в пробирках), раствор лакмуса,
раствор фенолфталеина.
Ознакомьтесь сначала со щелочами.
1 Прилейте в пробирку с едким натром немноро (около V4 пробирки)
воды. Осторожно встряхните пробирку. Обратите внимание на довольно
хорошую растворимость едкого натра.
2. Возьмите лучинкой каплю полученного раствора, разотрите между
пальцами и сразу же хорошо вымойте пальцы. Обратите внимание на мыл-
кость этого раствора.
3. Прилейте к этому раствору лакмуса или фенолфталеина. Обратите
внимание на изменение цвета лакмуса.

4. В пробирку с едкой известью прилейте немного воды. Взболтайте.
Заметьте, что известь мало растворима в воде.
5. Профильтруйте немного раствора. Профильтрованный раствор ис-
пытайте лакмусом.
Теперь ознакомьтесь с кислотами. У вас в пробирках находятся кисло-
ты: серная, соляная и уксусная.
1. Отлейте в чистые пробирки по 2—3 капли каждой кислоты; в каждую
из этих пробирок прилейте (до 1/4 пробирки) воды.
2. Во все пробирки прилейте раствора лакмуса. Обратите внимание на
цвет раствора.
3. В пробирку, откуда вы отливали немного кислоты, осторожно (не
пробейте дно) опустите по кусочку цинка.
Обратите внимание на выделение пузырьков газа — водорода. Заметьте,
что меньше всего пузырьков в уксусной кислоте; это кислота слабая.
4. Докажите, что при этом выделяется водород.
5. Когда выделение водорода при взаимодействии серной кислоты с
цинком закончится, возьмите каплю получившегося раствора на кусочек
стекла или жести и выпарьте. Полученную соль рассмотрите. Уравнение
этой реакции запишите.

Борисов И. Н. Химия. — 1962

ОГЛАВЛЕНИЕ