Химия подготовка к зно и дпа комплексное издание. Самый активный металл - это какой? Ряд окисления металлов

Для анализа активности металлов используют либо электрохимический ряд напряжений металлов, либо их положение в Периодической таблице. Чем активнее металл, тем легче он будет отдавать электроны и тем более хорошим восстановителем он будет в окислительно-восстановительных реакциях.

Электрохимический ряд напряжений металлов.

Особенности поведения некоторых окислителей и восстановителей.

а) кислородсодержащие соли и кислоты хлора в реакциях с восстановителями обычно переходят в хлориды:

б) если в реакции участвуют вещества, в которых один и тот же элемент имеет отрицательную и положительную степени окисления - они встречаются в нулевой степени окисления (выделяется простое вещество).

Необходимые навыки.

1. Расстановка степеней окисления.
Необходимо помнить, что степень окисления - это гипотетический заряд атома (т.е. условный, мнимый), но он должен не выходить за рамки здравого смысла. Он может быть целым, дробным или равным нулю.

Задание 1: Расставьте степени окисления в веществах:

2. Расстановка степеней окисления в органических веществах.
Помните, что нас интересуют степени окисления только тех атомов углерода, которые меняют своё окружение в процессе ОВР, при этом общий заряд атома углерода и его неуглеродного окружения принимается за 0.

Задание 2: Определите степень окисления атомов углерода, обведённых рамкой вместе с неуглеродным окружением:

2-метилбутен-2: – =

уксусная кислота: –

3. Не забывайте задавать себе главный вопрос: кто в этой реакции отдаёт электроны, а кто их принимает, и во что они переходят? Чтобы не получалось, что электроны прилетают из ниоткуда или улетают в никуда.

Пример:

В этой реакции надо увидеть, что иодид калия может являться только восстановителем , поэтому нитрит калия будет принимать электроны, понижая свою степень окисления.
Причём в этих условиях (разбавленный раствор) азот переходит из в ближайшую степень окисления .

4. Составление электронного баланса сложнее, если формульная единица вещества содержит несколько атомов окислителя или восстановителя.
В этом случае это необходимо учитывать в полуреакции, рассчитывая число электронов.
Самая частая проблема - с дихроматом калия , когда он в роли окислителя переходит в :

Эти же двойки нельзя забыть при уравнивании, ведь они указывают число атомов данного вида в уравнении .

Задание 3: Какой коэффициент нужно поставить перед и перед

Задание 4: Какой коэффициент в уравнении реакции будет стоять перед магнием?

5. Определите, в какой среде (кислой, нейтральной или щелочной) протекает реакция.
Это можно сделать либо про продуктам восстановления марганца и хрома, либо по типу соединений, которые получились в правой части реакции: например, если в продуктах мы видим кислоту , кислотный оксид - значит, это точно не щелочная среда, а если выпадает гидроксид металла - точно не кислая. Ну и разумеется, если в левой части мы видим сульфаты металлов, а в правой - ничего похожего на соединения серы - видимо, реакция проводится в присутствии серной кислоты.

Задание 5: Определите среду и вещества в каждой реакции:

6. Помните, что вода - вольный путешественник, она может как участвовать в реакции, так и образовываться.

Задание 6: В какой стороне реакции окажется вода? Bо что перейдёт цинк?

Задание 7: Мягкое и жесткое окисление алкенов.
Допишите и уравняйте реакции, предварительно расставив степени окисления в органических молекулах:

(хол. р-р.)

7. Иногда какой-либо продукт реакции можно определить, только составив электронный баланс и поняв, каких частиц у нас больше:

Задание 8: Какие продукты ещё получатся? Допишите и уравняйте реакцию:

8. Во что переходят реагенты в реакции?
Если ответ на этот вопрос не дают выученные нами схемы, то нужно проанализировать, какие в реакции окислитель и восстановитель - сильные или не очень?
Если окислитель средней силы, вряд ли он может окислить, например, серу из в , обычно окисление идёт только до .
И наоборот, если - сильный восстановитель и может восстановить серу из до , то - только до .

Задание 9: Во что перейдёт сера? Допишите и уравняйте реакции:

9. Проверьте, чтобы в реакции был и окислитель, и восстановитель.

Задание 10: Сколько ещё продуктов в этой реакции, и каких?

10. Если оба вещества могут проявлять свойства и восстановителя, и окислителя - надо продумать, какое из них более активный окислитель. Тогда второй будет восстановителем.

Задание 11: Кто из этих галогенов окислитель, а кто восстановитель?

11. Если же один из реагентов - типичный окислитель или восстановитель - тогда второй будет «выполнять его волю», либо отдавая электроны окислителю, либо принимая у восстановителя.

Пероксид водорода - вещество с двойственной природой , в роли окислителя (которая ему более характерна) переходит в воду, а в роли восстановителя - переходит в свободный газообразный кислород.

Задание 12: Какую роль выполняет пероксид водорода в каждой реакции?

Последовательность расстановки коэффициентов в уравнении.

Сначала проставьте коэффициенты, полученные из электронного баланса.
Помните, что удваивать или сокращать их можно только вместе. Если какое-либо вещество выступает и в роли среды, и в роли окислителя (восстановителя) - его надо будет уравнивать позднее, когда почти все коэффициенты расставлены.
Предпоследним уравнивается водород, а по кислороду мы только проверяем !

1. Задание 13: Допишите и уравняйте:

Не спешите, пересчитывая атомы кислорода! Не забывайте умножать, а не складывать индексы и коэффициенты.
Число атомов кислорода в левой и правой части должно сойтись!
Если этого не произошло (при условии, что вы их считаете правильно), значит, где-то ошибка.

Возможные ошибки.

1. Расстановка степеней окисления: проверяйте каждое вещество внимательно.
Часто ошибаются в следующих случаях:

а) степени окисления в водородных соединениях неметаллов: фосфин - степень окисления у фосфора - отрицательная ;
б) в органических веществах - проверьте ещё раз, всё ли окружение атома учтено;
в) аммиак и соли аммония - в них азот всегда имеет степень окисления ;
г) кислородные соли и кислоты хлора - в них хлор может иметь степень окисления ;
д) пероксиды и надпероксиды - в них кислород не имеет степени окисления , бывает , а в - даже ;
е) двойные оксиды: - в них металлы имеют две разные степени окисления, обычно только одна из них участвует в переносе электронов.

Задание 14: Допишите и уравняйте:

Задание 15: Допишите и уравняйте:

2. Выбор продуктов без учёта переноса электронов - то есть, например, в реакции есть только окислитель без восстановителя или наоборот.

Пример: в реакции свободный хлор часто теряется. Получается, что электроны к марганцу прилетели из космоса…

3. Неверные с химической точки зрения продукты: не может получиться такое вещество, которое вступает во взаимодействие со средой!

а) в кислой среде не может получиться оксид металла, основание, аммиак;
б) в щелочной среде не получится кислота или кислотный оксид;
в) оксид или тем более металл, бурно реагирующие с водой, не образуются в водном растворе.

Задание 16: Найдите в реакциях ошибочные продукты, объясните, почему они не могут получаться в этих условиях:

Ответы и решения к заданиям с пояснениями.

Задание 1:

Задание 2:

2-метилбутен-2: – =

уксусная кислота: –

Задание 3:

Так как в молекуле дихромата 2 атома хрома, то и электронов они отдают в 2 раза больше - т.е. 6.

Задание 5:

Если среда щелочная, то фосфор будет существовать в виде соли - фосфата калия.

Задание 6:

Так как цинк - амфотерный металл, в щелочном растворе он образует гидроксокомплекс . В результате расстановки коэффициентов обнаруживается, что вода должна присутствовать в левой части реакции :серная кислота (2 молекулы).

Задание 9:

(перманганат не очень сильный окислитель в растворе; обратите внимание, что вода переходит в процессе уравнивания вправо!)

(конц.)
(концентрированная азотная кислота очень сильный окислитель)

Задание 10:

Не забудьте, что марганец принимает электроны , при этом хлор их должен отдать .
Хлор выделяется в виде простого вещества .

Задание 11:

Чем выше в подгруппе неметалл, тем более он активный окислитель , т.е. хлор в этой реакции будет окислителем. Йод переходит в наиболее устойчивую для него положительную степень окисления , образуя йодноватую кислоту.

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H 2 , Cu, Ag, Hg, Au

Чем левее стоит металл в ряду стандартных электродных потенциалов, тем более сильным восстановителем он является, самый сильный восстановитель – металлический литий, золото – самый слабый, и, наоборот, ион золото (III) – самый сильный окислитель, литий (I) – самый слабый.

Каждый металл способен восстанавливать из солей в растворе те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него, например, железо может вытеснять медь из растворов ее солей. Однако следует помнить, что металлы щелочных и щелочно-земельных металлов будут взаимодействовать непосредственно с водой.

Металлы, стоящее в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов разбавленных кислот, при этом растворяться в них.

Восстановительная активность металла не всегда соответствует его положению в периодической системе, потому что при определении места металла в ряду учитывается не только его способность отдавать электроны, но и энергия, которая затрачивается на разрушение кристаллической решетки металла, а также энергия, затрачиваемая на гидратацию ионов.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом большинство металлов образует оксиды – амфотерные и основные:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 .

Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 .

С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например,

Cu + Cl 2 = CuCl 2 .

С водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды – солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -1.

2Na + H 2 = 2NaH.

С серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты:

С азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании:

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .

С углеродом образуются карбиды:

4Al + 3C = Al 3 C 4 .

С фосфором – фосфиды:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Металлы могут взаимодействовать между собой, образуя интерметаллические соединения :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Металлы могут растворяться друг в друге при высокой температуре без взаимодействия, образуя сплавы .

Сплавы

Сплавами называются системы, состоящие из двух или более металлов, а также металлов и неметаллов, обладающих характерными свойства, присущими только металлическому состоянию.

Свойства сплавов – самые разнообразные и отличаются от свойств их компонентов, так, например, для того чтобы золото стало более твердым и пригодным для изготовления украшений, в него добавляют серебро, а сплав, содержащий 40 % кадмия и 60 % висмута, имеет температуру плавления 144 °С, т.е намного ниже температуры плавления его компонентов (Cd 321 °С, Bi 271 °С).

Возможны следующие типы сплавов:

Расплавленные металлы смешиваются между собой в любых соотношениях, неограниченно растворяясь друг в друге, например, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni и другие. Эти сплавы однородны по составу, обладают высокой химической стойкостью, проводят электрический ток;

Расправленные металлы смешиваются между собой в любых соотношениях, однако при охлаждении расслаиваются, и получается масса, состоящая из отдельных кристалликов компонентов, например, Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb и другие.

Металлы, легко вступающие в реакции, называются активными металлами. К ним относятся щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий.

Положение в таблице Менделеева

Металлические свойства элементов ослабевают слева направо в периодической таблице Менделеева. Поэтому наиболее активными считаются элементы I и II групп.

Рис. 1. Активные металлы в таблице Менделеева.

Все металлы являются восстановителями и легко расстаются с электронами на внешнем энергетическом уровне. У активных металлов всего один-два валентных электрона. При этом металлические свойства усиливаются сверху вниз с возрастанием количества энергетических уровней, т.к. чем дальше электрон находится от ядра атома, тем легче ему отделиться.

Наиболее активными считаются щелочные металлы:

• литий;
• натрий;
• калий;
• рубидий;
• цезий;
• франций.

К щелочноземельным металлам относятся:

• бериллий;
• магний;
• кальций;
• стронций;
• барий;
• радий.

Узнать степень активности металла можно по электрохимическому ряду напряжений металлов. Чем левее от водорода расположен элемент, тем более он активен. Металлы, стоящие справа от водорода, малоактивны и могут взаимодействовать только с концентрированными кислотами.

Рис. 2. Электрохимический ряд напряжений металлов.

К списку активных металлов в химии также относят алюминий, расположенный в III группе и стоящий левее водорода. Однако алюминий находится на границе активных и среднеактивных металлов и не реагирует с некоторыми веществами при обычных условиях.

Свойства

Активные металлы отличаются мягкостью (можно разрезать ножом), лёгкостью, невысокой температурой плавления.

Основные химические свойства металлов представлены в таблице.

Активные металлы легко вступают в реакции, поэтому в природе находятся только в составе смесей - минералов, горных пород.

Рис. 3. Минералы и чистые металлы.

Что мы узнали?

К активным металлам относятся элементы I и II групп - щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Их активность обусловлена строением атома - немногочисленные электроны легко отделяются от внешнего энергетического уровня. Это мягкие лёгкие металлы, быстро вступающие в реакцию с простыми и сложными веществами, образуя оксиды, гидроксиды, соли. Алюминий находится ближе к водороду и для его реакции с веществами требуются дополнительные условия - высокие температуры, разрушение оксидной плёнки.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 388.

В учебниках химии при изложении темы «Кислоты» в том или ином виде упоминается так называемый вытеснительный ряд металлов, составление которого часто приписывается Беке́тову.

Например, в самом распространенном некогда учебнике для 8‑го класса Г. Е. Рудзитиса и Ф. Г. Фельдмана (с 1989 по 1995 г. он был издан общим тиражом 8,3 млн экземпляров), говорится следующее. На опыте легко убедиться, что магний быстро реагирует с кислотами (на примере соляной кислоты), несколько медленнее – цинк, еще медленнее – железо, а медь с соляной кислотой не реагирует. «Аналогичные опыты были проделаны русским ученым Н. Н. Бекетовым, – пишут далее авторы учебника. – На основе опытов он составил вытеснительный ряд металлов: K, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au. В этом ряду все металлы, стоящие до водорода, способны вытеснять его из кислот». Сообщается также, что Бекетов – «основоположник физической химии. В 1863 г. составил вытеснительный ряд металлов, который называется по имени ученого». Далее учащимся сообщают, что в ряду Бекетова металлы, стоящие левее, вытесняют металлы, стоящие правее, из растворов их солей. Исключение составляют самые активные металлы. Аналогичные сведения можно найти и в других школьных учебниках и пособиях, например: «Русский химик Н. Н. Бекетов исследовал все металлы и расположил их по химической активности в вытеснительный ряд (ряд активности)» и т. п.

Здесь может возникнуть несколько вопросов.

Вопрос первый. Неужели до опытов Бекетова (т. е. до 1863 г.) химики не знали, что магний, цинк, железо и ряд других металлов реагируют с кислотами с выделением водорода, а медь, ртуть, серебро, платина и золото этим свойством не обладают?

Вопрос второй. Неужели химики до Бекетова не замечали, что одни металлы могут вытеснять другие из растворов их солей?

Вопрос третий. В книге В. А. Волкова, Е. В. Вонского, Г. И. Кузнецова «Выдающиеся химики мира. Биографический справочник» (М.: Высшая школа, 1991) сказано, что Николай Николаевич Бекетов (1827–1911) – «русский физикохимик, академик… один из основоположников физической химии… Исследовал поведение органических кислот при высоких температурах. Синтезировал (1852 г.) бензуреид и ацетуреид. Выдвинул (1865 г.) ряд теоретических положений о зависимости направления реакций от состояния реагентов и внешних условий… Определил теплоты образования оксидов и хлоридов щелочных металлов, впервые получил (1870 г.) безводные оксиды щелочных металлов. Используя способность алюминия восстанавливать металлы из их оксидов, заложил основы алюминотермии… Президент Русского физико‑химического общества....». И ни слова о составлении им вытеснительного ряда, вошедшего (в отличие, например, от уреидов – производных мочевины) в школьные учебники, изданные многомиллионными тиражами!

Вряд ли следует порицать авторов биографического справочника в забвении важного открытия русского ученого: ведь и Д. И. Менделеев, которого уж никак нельзя упрекнуть в непатриотизме, в своем классическом учебнике «Основы химии» тоже ни разу не упоминает вытеснительного ряда Бекетова, хотя 15 раз ссылается на различные его работы. Чтобы ответить на все эти вопросы, нам придется совершить экскурс в историю химии, разобраться в том, кто и когда предложил ряд активности металлов, какие эксперименты провел сам Н. Н. Бекетов и что же представляет собой его вытеснительный ряд.

На первые два вопроса ответить можно так. Конечно, и выделение водорода из кислот металлами, и различные примеры вытеснения ими друг друга из солей были известны задолго до рождения Бекетова. Например, в одном из руководств шведского химика и минералога Торнберна Улафа Бергмана, изданном в 1783 г., рекомендуется при анализе полиметаллических руд вытеснять из растворов свинец и серебро с помощью железных пластинок. При проведении же расчетов на содержание железа в руде следует учитывать ту его часть, которая перешла в раствор из пластинок. В том же руководстве Бергман пишет: «Металлы можно вытеснить из растворов их солей другими металлами, при этом наблюдается некоторая последовательность. В ряду цинк, железо, свинец, олово, медь, серебро и ртуть цинк вытесняет железо и т. д.». И, конечно, не Бергман впервые обнаружил эти реакции: подобные наблюдения восходят еще к алхимическим временам. Самый известный пример такой реакции использовали в Средние века шарлатаны, публично демонстрировавшие «превращение» железного гвоздя в красное «золото», когда опускали гвоздь в раствор медного купороса. Сейчас эту реакцию демонстрируют на уроках химии в школе. В чем же заключается сущность новой теории Бекетова? До появления химической термодинамики протекание реакции в том или ином направлении химики объясняли понятием сродства одних тел к другим. Тот же Бергман, основываясь на известных реакциях вытеснения, развивал с 1775 г. теорию избирательного сродства. Согласно этой теории, химическое сродство между двумя веществами при данных условиях остается постоянным и не зависит от относительных масс реагирующих веществ. То есть если тела А и В соприкасаются с телом С, то соединяться с С будет то тело, которое обладает к нему бо′льшим сродством. Например, железо имеет большее сродство к кислороду, чем ртуть, и поэтому именно оно будет в первую очередь окисляться им. Предполагалось, что направление реакции определяется исключительно химическим сродством реагирующих тел, причем реакция идет до конца. Бергман составил таблицы химического сродства, которыми химики пользовались до начала XIX в. В эти таблицы вошли, в частности, различные кислоты и основания.

Почти одновременно с Бергманом французский химик Клод Луи Бертолле развивал другую теорию. Химическое сродство также связывалось с притяжением тел друг к другу, однако выводы делались другие. По аналогии с законом всемирного притяжения Бертолле считал, что и в химии притяжение должно зависеть от массы реагирующих тел. Поэтому ход реакции и ее результат зависят не только от химического сродства реагентов, но и от их количеств. Например, если тела А и В могут реагировать с С, то тело С распределится между А и В сообразно их сродствам и массам и ни одна реакция не дойдет до конца, так как наступит равновесие, когда одновременно сосуществуют АС, ВС и свободные А и В. Очень важно, что распределение С между А и В может изменяться в зависимости от избытка А или В. Поэтому при большом избытке тело с малым сродством может почти полностью «отобрать» тело С от своего «соперника». Но если один из продуктов реакции (АС или ВС) удаляется, то реакция пройдет до конца и образуется только тот продукт, который уходит из сферы действия.

Свои выводы Бертолле сделал, наблюдая за процессами выпадения осадков из растворов. Эти выводы звучат на удивление современно, если не считать устаревшей терминологии. Однако теория Бертолле была качественной, она не давала способов измерить величины сродства.

Дальнейшие успехи теории были основаны на открытиях в области электричества. Итальянский физик Алессандро Вольта в конце XVIII в. показал, что при соприкосновении различных металлов возникает электрический заряд. Проводя опыты с различными па́рами металлов и определяя знак и величину заряда одних металлов по отношению к другим, Вольта установил ряд напряжений: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. Используя пары разных металлов, Вольта сконструировал гальванический элемент, сила которого была тем больше, чем дальше отстояли друг от друга члены этого ряда. Причина этого в те годы была неизвестна. Правда, еще в 1797 г. немецкий ученый Иоганн Вильгельм Риттер предсказал, что в ряду напряжений металлы должны стоять в порядке уменьшения их способности соединяться с кислородом. В случае цинка и золота этот вывод не вызывал сомнений; что же касается других металлов, то надо отметить, что их чистота была не очень высока, поэтому ряд Вольты не всегда соответствует современному.

Теоретические воззрения на природу происходящих при этом процессов были весьма смутными и часто противоречивыми. Знаменитый шведский химик Йёнс Якоб Берцелиус в начале XIX в. создал электрохимическую (или же дуалистическую, от лат . dualis – «двойственный») теорию химических соединений. В соответствии с этой теорией, предполагалось, что каждое химическое соединение состоит из двух частей – положительно и отрицательно заряженных. В 1811 г. Берцелиус, исходя из химических свойств известных ему элементов, расположил их в ряд так, что каждый член в нем был электроотрицательным по отношению к предшествующему и электроположительным по отношению к последующему. В сокращенном варианте к электроотрицательным элементам были отнесены следующие (в нисходящем порядке):

O, S, N, Cl, Br, S, Se P, As, Cr, B, C, Sb, Te, Si.

Затем следовал переходный элемент – водород, а за ним – электроположительные элементы (в порядке увеличения этого свойства):

Au, Pt, Hg, Ag, Cu, Bi, Sn, Pb, Cd, Co, Ni, Fe, Zn, Mn, Al, Mg, Ca, Sr, Ba, Li, Na, K.

Этот ряд, если переписать все металлы в обратном порядке, весьма близок к современному. Некоторые различия в порядке расположения металлов в этом ряду объясняются, вероятно, недостаточной очисткой веществ во времена Берцелиуса, а также некоторыми другими свойствами металлов, которыми руководствовался Берцелиус. По Берцелиусу, чем дальше отстоят элементы друг от друга в этом ряду, тем больше в них противоположные электрические заряды и тем более прочные химические соединения они друг с другом образуют.

Теория дуализма Берцелиуса в середине XIX в. была господствующей. Ее несостоятельность показали основатели термохимии французский ученый Марселен Бертло и датский исследователь Юлиус Томсен. Они измеряли химическое сродство работой, которую может произвести химическая реакция. На практике ее измеряли по тепловому эффекту реакции. Эти работы привели к созданию химической термодинамики – науки, которая по зволяла, в частности, рассчитывать положение равновесия в реагирующей системе, в том числе равновесие в электрохимических процессах. Теоретическую основу ряда активности (и ряда напряжений) в растворах заложил в конце XIX в. немецкий физикохимик Вальтер Нернст. Вместо качественной характеристики – сродства или способности металла и его иона к тем или иным реакциям – появилась точная количественная величина, характеризующая способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде. Такой величиной является стандартный электродный потенциал металла, а соответствующий ряд, выстроенный в порядке изменения потенциалов, называется рядом стандартных электродных потенциалов. (Стандартное состояние предполагает, что концентрация ионов в растворе равна 1 моль/л, а давление газов равно 1 атм; чаще всего стандартное состояние рассчитывают для температуры 25 °С.)

Стандартные потенциалы наиболее активных щелочных металлов были рассчитаны теоретически, поскольку измерить их экспериментально в водных растворах невозможно. Для расчета потенциалов металлов при разных концентрациях их ионов (т. е. в нестандартных состояниях) используют уравнение Нернста. Электродные потенциалы определены не только для металлов, но и для множества окислительно‑восстановительных реакций с участием как катионов, так и анионов. Это позволяет теоретически предсказывать возможность протекания разнообразных окислительно‑восстановительных реакций в различных условиях. Следует отметить также, что в неводных растворах потенциалы металлов будут другими, так что последовательность металлов в ряду может заметно измениться. Например, в водных растворах потенциал медного электрода положителен (+0,24 В) и медь расположена правее водорода. В растворе же ацетонитрила СН3СN потенциал меди отрицателен (–0,28 В), т. е. медь расположена левее водорода. Поэтому в этом растворителе идет такая реакция: Cu + 2HCl = CuCl2 + H2.

Теперь настало время, чтобы ответить на третий вопрос и выяснить, что же именно изучил Бекетов и к каким выводам он пришел.

Один из виднейших русских химиков Н. Н. Бекетов после окончания (в 1848 г.) Казанского университета работал некоторое время в Медико‑хирургической академии в лаборатории Н. Н. Винина, затем в Петербургском университете, а с 1855 по 1886 г. – в Харьковском университете. Вскоре после получения в 1857 г. университетской кафедры химии Бекетов отправился на год за границу «с назначением сверх получаемого содержания тысячи рублей в год» – по тем временам это была крупная сумма. Во время пребывания в Париже он опубликовал (на французском языке) результаты своих выполненных ранее в России исследований о вытеснении некоторых металлов из растворов водородом и о восстановительном действии паров цинка. На заседании Парижского химического общества Бекетов доложил работу о восстановлении SiCl4 и BF3 водородом. Это были первые звенья в цепи исследований, посвященных вытеснению одних элементов другими, которые Бекетов начал в 1856‑м и закончил в 1865 г.

Уже за границей Бекетов обратил на себя внимание. Достаточно процитировать слова Д. И. Менделеева, с которым Бекетов встретился в Германии: «Из русских химиков за границей я узнал Бекетова… Савича, Сеченова. Это все… такие люди, которые делают честь России, люди, с которыми рад‑радехонек, что сошелся».

В 1865 г. в Харькове была издана диссертация Бекетова «Исследование над явлениями вытеснения одних элементов другими». Эта работа была переиздана в Харькове в 1904 г. (в сборнике «В память 50‑летия ученой деятельности Н. Н. Бекетова») и в 1955 г. (в сборнике «Н. Н. Бекетов. Избранные произведения по физической химии»).

Ознакомимся с этим трудом Бекетова более подробно. Он состоит из двух частей. В первой части (в ней шесть разделов) весьма подробно излагаются результаты экспериментов автора. Первые три раздела посвящены действию водорода на растворы солей серебра и ртути при различных давлениях. Бекетову казалось чрезвычайно важной задача выяснения места водорода в ряду металлов, а также зависимость направления реакции от внешних условий – давления, температуры, концентрации реагентов. Он проводил опыты как в растворах, так и с сухими веществами. Химикам было хорошо известно, что водород легко вытесняет некоторые металлы из их оксидов при высоких температурах, но неактивен при низких температурах. Бекетов выяснил, что активность водорода увеличивается с повышением давления, что он связал с «большей густотой» реагента (сейчас сказали бы – с более высоким давлением, т. е. концентрацией газа).

Изучая возможность вытеснения металлов водородом из растворов, Бекетов поставил ряд довольно рискованных экспериментов. Впервые в истории химии Бекетов применил давления, превышающие 100 атм. Опыты он проводил в темноте, в запаянных стеклянных трубках с несколькими изгибами (коленами). В одно колено он помещал раствор соли, в другое – кислоту, а в конец трубки – металлический цинк. Наклоняя трубку, Бекетов заставлял цинк падать в кислоту, взятую в избытке. Зная массу растворившегося цинка и объем трубки, можно было оценить достигаемое давление водорода. В некоторых опытах Бекетов уточнил давление по степени сжатия воздуха жидкостью в тонком капилляре, припаянном к трубке. Вскрытие трубки всегда сопровождалось взрывом. В одном из опытов, в котором давление достигало 110 атм, взрыв при вскрытии трубки (оно проводилось в воде под опрокинутым цилиндром) вдребезги разбил толстостенный цилиндр, объем которого в тысячу раз превышал объем трубки с реагентами.

Опыты показали, что действие водорода зависит не только от его давления, но и от «крепости металлического раствора», т. е. от его концентрации. Восстановление серебра из аммиачного раствора AgCl начинается еще до полного растворения цинка при давлении около 10 атм – прозрачный раствор буреет (сначала на границе с газом, потом по всей массе), а через несколько дней на стенках оседает серый порошок серебра. При атмосферном давлении реакция не наблюдалась. Восстанавливалось серебро также из нитрата и сульфата, а на ацетат серебра водород действовал и при атмосферном давлении. Из солей ртути при высоком давлении выделялись шарики металла, а вот нитраты меди и свинца восстановить не удалось даже при высоком давлении водорода. Восстановление меди наблюдалось только в присутствии серебра и платины при давлении до 100 атм. Платину Бекетов использовал для ускорения процесса, т. е. как катализатор. Он писал, что платина более способствует вытеснению некоторых металлов, чем давление, так как водород на поверхности платины «подвергается большему притяжению и должен иметь наибольшую плотность». Сейчас мы знаем, что адсорбированный на платине водород активируется за счет его химического взаимодействия с атомами металла.

В четвертом разделе первой части Бекетов описывает опыты с углекислым газом. Он изучал его действие на растворы ацетата кальция при разных давлениях; обнаружил, что обратная реакция – растворение мрамора в уксусной кислоте при определенном давлении газа прекращается даже при избытке кислоты.

В последних разделах экспериментальной части Бекетов описал действие паров цинка при высокой температуре на соединения бария, кремния, алюминия (последний элемент он называет глинием, как это было принято в те годы). Восстанавливая цинком тетрахлорид кремния, Бекетов впервые получил достаточно чистый кристаллический кремний. Он установил также, что магний восстанавливает алюминий из криолита (фтороалюминат натрия «собственного приготовления») и кремний из его диоксида. В этих опытах была также установлена способность алюминия восстанавливать барий из оксида и калий – из гидроксида. Так, после прокаливания алюминия с безводным оксидом бария (с небольшой добавкой хлорида бария для понижения температуры плавления) образовался сплав, состоящий по результатам анализа, на 33,3 % из бария, остальное – алюминий. В то же время многочасовое прокаливание алюминия с растертым в порошок хлоридом бария не привело ни к каким изменениям.

Не совсем обычная реакция алюминия с КОН проводилась в изогнутом ружейном стволе, в закрытый конец которого помещались куски КОН и алюминий. При сильном накаливании этого конца появлялись пары́ калия, которые конденсировались в холодной части ствола, «откуда добыты несколько кусочков мягкого металла, горящего фиолетовым пламенем». Позднее сходным образом были выделены рубидий и цезий.

Вторая часть труда Бекетова посвящена теории вытеснения одних элементов другими. В этой части Бекетов сначала проанализировал многочисленные экспериментальные данные – как собственные, так и проведенные другими исследователями, в том числе бреславским профессором Фишером, а также Дэви, ГейЛюссаком, Берцелиусом, Вёлером. Особо отмечены «несколько интересных фактов осаждения металлов мокрым путем», обнаруженных английским химиком Уильямом Одлингом. При этом случаи вытеснения одних элементов другими «мокрым путем», т. е. в растворах, и «сухим путем», т. е. при прокаливании реагентов, Бекетов рассматривает совместно. Это было логично, так как невозможно экспериментально провести реакции в водных раст ворах с участием щелочных и щелочноземельных металлов, по скольку они активно реагируют с водой.

Затем Бекетов излагает свою теорию, призванную объяснить различную активность элементов. Расположив все металлы в ряд по их удельному весу (т. е. по плотности), Бекетов обнаружил, что он довольно хорошо согласуется с известным вытеснительным рядом. «Следовательно, – делает вывод Бекетов, – место металла… в вытеснительном ряде может быть довольно верно определено и, так сказать, заранее предсказано его удельным весом». Некоторая неопределенность наблюдается только между «соседними по удельному весу металлами». Так, калий – обычно «более энергичный» элемент и, например, вытесняет натрий из NaCl при прокаливании, хотя калий и более летуч. Однако известны и обратные процессы: например, натрий может вытеснять калий из его гидроксида и ацетата. «Что касается отношения первой щелочной группы ко второй и отношения металлов второй группы между собой, то они еще мало исследованы», – пишет Бекетов.

Бекетов встретился и с более серьезными затруднениями. Например, ему удалось восстановить цинк алюминием из раствора ZnCl2 и не удалось – из раствора ZnSO4. Кроме того, алюминий «совершенно не восстанавливал из растворов железо, никель, кобальт, кадмий». Бекетов объяснил это тем, что алюминий «действует преимущественно на воду», и предполагал, что эти реакции должны пойти в отсутствие воды, – «сухим путем». Действительно, в последующем Бекетов обнаружил такие реакции и фактически открыл алюминотермию.

Другое затруднение заключалось в том, что некоторые металлы выпадали из правила удельных весов. Так, медь (плотность 8,9) в ряду активности расположена не до, а после свинца (плотность 11,4 – значения плотностей у Бекетова немного отличаются от современных). Такая «аномалия» заставила Бекетова попытаться все же вытеснить более активный свинец менее активной медью. Он помещал медные пластинки в горячие насыщенные растворы хлорида свинца – нейтральные и кислые, в аммиачный раствор оксида свинца, нагревал медь с сухими оксидом и хлоридом свинца. Все опыты были неудачны, и Бекетов был вынужден признать «отступление от общего правила». Другие «аномалии» касались серебра (плотность 10,5) и свинца, а также серебра и ртути (плотность 13,5), поскольку и свинец, и ртуть восстанавливают «более легкое» серебро из растворов его солей. Аномалию с ртутью Бекетов объяснил тем, что этот металл жидкий и потому его активность выше, чем следует из правила удельных весов.

Бекетов распространил свое правило и на неметаллы. Например, в ряду хлор (плотность жидкого хлора 1,33), бром (плотность 2,86), йод (плотность 4,54) самый легкий элемент одновременно и самый активный (фтор был получен Муассаном только 20 лет спустя). То же наблюдается и в ряду O, S, Se, Te: кислород – самый активный и довольно легко вытесняет остальные элементы из их соединений с водородом или с щелочным металлом.

Бекетов объяснил свое правило по аналогии с механикой: удельный вес связан с массой частиц (т. е. атомов) и с расстоянием между ними в простом веществе. Зная плотности металлов и их относительные атомные массы, можно рассчитать относительные расстояния между атомами. Чем больше расстояние между ними, тем легче, по Бекетову, атомы разъединяются в химических процессах. С этим же связано и взаимное «сродство» различных элементов, и способность вытеснять друг друга из соединений. Рассчитав относительное расстояние между атомами в разных металлах и приняв за эталон калий, Бекетов получил следующие значения: K – 100, Na – 80, Ca – 65, Mg – 53, Al – 43 и т. д. вплоть до платины.

Дальнейшее краткое изложение теории Бекетова, касающееся относительной прочности химических соединений (а именно с этим связана способность одних элементов вытеснять другие), можно найти в учебнике Д. И. Менделеева «Основы химии» (цитируется по изданию 1947 г. с использованием современной терминологии): «…Профессор Н. Н. Бекетов в сочинении „Исследования над явлениями вытеснения“ (Харьков, 1865), предложил особую гипотезу, которую мы изложим почти словами автора.

Для алюминия оксид Al2O3 прочнее галогенидов AlCl3 и AlI3. В оксиде соотношение Al: O = 112: 100, для хлорида Al: Cl = 25: 100, для йодида Al: I = 7: 100. Для серебра оксид Ag2O (соотношение 1350: 100) менее прочен, чем хлорид (Ag: Cl = = 100: 33), а йодид наиболее прочен (Ag: I = 85: 100). Из этих и подобным им примеров видно, что наиболее прочны те соединения, у которых массы соединяющихся элементов становятся почти одинаковыми. Поэтому существует стремление больших масс соединяться с большими, а малых – с малыми, например: Ag2O + 2KI дают K2O + 2AgI. По той же причине при повышенных температурах разлагаются Ag2O, HgO, Au2O3 и тому подобные оксиды, составленные из неравных масс, тогда как оксиды легких металлов, а также вода разлагаются не так легко. Самые термостойкие оксиды – MgO, CaO, SiO2, Al2O3 приближаются к условию равенства масс. По той же причине HI разлагается легче, чем HCl. Хлор не действует на MgO и Al2O3, но действует на CaO, Ag2O и т. п.

Для понимания истинных отношений сродств, – делает заключение Менделеев, – еще далеко недостаточно и тех дополнений к механической теории химических явлений, которые дает Бекетов. Тем не менее в его способе объяснения относительной прочности многих соединений видна весьма интересная постановка вопросов первостепенной важности. Без подобных попыток невозможно обнять сложные предметы опытных знаний».

Итак, не умаляя заслуг замечательного химика, следует признать, что, хотя теория Н. Н. Бекетова сыграла заметную роль в развитии теоретической химии, приписывать ему установление относительной активности металлов в реакции вытеснения водорода из кислот и соответствующего ряда активности металлов не следует: его механическая теория химических явлений осталась в истории химии как один из многочисленных ее этапов.

Почему же в некоторых книгах Бекетову приписывают то, что он не открывал? Эта традиция, как и многие другие, появилась, вероятно, в конце 40‑х – начале 50‑х гг. ХХ в., когда в СССР свирепствовала кампания борьбы с «низкопоклонством перед Западом», а все более или менее заметные открытия в науке авторы просто обязаны были приписывать исключительно отечественным ученым, и даже цитирование зарубежных авторов считалось крамолой (именно в те годы родилась шутка о том, что «Россия – родина слонов»). Например, М. В. Ломоносову приписывали открытие закона сохранения энергии, который был открыт только в середине XIX века. Вот конкретный пример изложения истории науки тех времен. В книге Владимира Орлова «О смелой мысли» (М.: Молодая гвардия, 1953) изобретения в области электричества описываются такими словами: «Иностранцы разорили колыбель электрического света… Замечательное русское изобретение похитили американцы… Эдисон в Америке жадно принялся усовершенствовать русское изобретение… Зарубежные ученые калечат электрическую лампу, созданную гением русских людей… Американские империалисты опозорили электричество… Вслед за ними югославские фашисты опозорили электрический свет…» – и т. д. и т. п. Отдельные отголоски тех недоброй памяти времен, видимо, и остались в некоторых учебниках, и от них следует избавляться. Как говорил один из историков химии, «Ломоносов достаточно велик, чтобы не приписывать ему чужие открытия».

«Свеча горела…»

Явления, наблюдающиеся при горении свечи, таковы, что нет ни одного закона природы, который при этом не был бы так или иначе затронут.

Майкл Фарадей. История свечи

Этот рассказ посвящен «экспериментальному расследованию». Главное в химии – эксперимент. В лабораториях всего мира поставили и продолжают ставить миллионы разнообразных экспериментов, однако крайне редко профессиональный исследователь делает это так, как некоторые юные химики: а вдруг получится что‑нибудь интересное? Чаще всего у исследователя есть четко сформулированная гипотеза, которую он стремится либо подтвердить, либо опровергнуть экспериментально. Но вот опыт закончен, результат получен. Если с гипотезой он не согласуется, значит, она неверна (конечно, если эксперимент поставлен грамотно и он несколько раз воспроизводится). А если согласуется? Значит ли это, что гипотеза верна и ее пора переводить в категорию теории? Начинающий исследователь порой так и считает, но опытный с выводами не спешит, а прежде крепко думает, нельзя ли объяснить полученный результат как‑нибудь иначе.

Примеров того, как подобное «думанье» полезно, история химии знает тысячи. Следующие три рассказа как раз посвящены тому, как опасно бывает полагать, что «удачный» эксперимент доказывает верность гипотезы. Иногда на уроках показывают такой опыт. В тарелку с водой пускают плавать небольшой деревянный или пенопластовый кружок, на котором укреплена горящая свеча. На кружок со свечой опускают перевернутую стеклянную банку и ставят ее в таком положении на дно тарелки. Через некоторое время свеча гаснет, и часть банки заполняется водой. Этот опыт должен якобы показать, что лишь пятая часть воздуха (кислород) поддерживает горение. Действительно, на первый взгляд похоже, что вода поднялась примерно на пятую часть, хотя более точные измерения обычно не проводят. На первый взгляд опыт прост и достаточно убедителен: ведь кислорода в воздухе действительно 21 % по объему. Однако с точки зрения химии в нем не все в порядке. Действительно, свечи делают из парафина, а парафин состоит из предельных углеводородов состава С n H2 n +2 с 18–35 атомами углерода. Уравнение реакции горения можно в общем виде записать так: С n H2 n +2 + (3 n + 1)/2 O2 → n CO2 + (n + 1)H2O. Так как n велико, то коэффициент перед кислородом очень близок к 1,5 n (для n = 18 разница между (3 n + +1)/2 и 1,5 n составит менее 2 %, для n = 30 она будет еще меньше). Таким образом, на 1,5 объема израсходованного кислорода выделяется 1 объем СО2. Поэтому даже если весь кислород из банки (его там 0,21 по объему) израсходуется, то вместо него после сгорания должно выделиться 0,21: 1,5 = 0,14 объема углекислого газа. Значит, вода вовсе не должна заполнить пятую часть банки!

Но верно ли это рассуждение? Ведь углекислый газ, как известно, хорошо растворяется в воде. Может быть, он весь «уйдет в воду»? Однако процесс растворения этого газа очень медленный. Это показали специальные опыты: чистая вода в перевернутую банку, наполненную СО2, за час почти не поднимается. Эксперимент же со свечой продолжается менее минуты, поэтому даже при условии полного израсходования кислорода вода должна войти в банку всего на 0,21 – 0,1 = 0,07 ее объема (около 7 %).

Но и это не все. Оказывается, свеча «сжигает» в банке далеко не весь кислород, а лишь малую часть его. Анализ воздуха, в котором погасла свеча, показал, что в нем все еще содержится 16 % кислорода (интересно, что примерно до такого же уровня снижается содержание кислорода в нормальном выдохе человека). Значит, вода практически вовсе не должна заходить в банку! Опыт, однако, показывает, что это не так. Как же его объяснить?

Самое простое предположение: горящая свеча нагревает воздух, его объем увеличивается, и часть воздуха выходит из банки. После охлаждения воздуха в банке (это происходит достаточно быстро) давление в ней понижается, и в банку под действием внешнего атмосферного давления заходит вода. В соответствии с законом идеальных газов (а воздух в первом приближении можно считать идеальным газом), чтобы объем воздуха увеличился на 1/5, его температура (абсолютная) также должна увеличиться на 1/5, т. е. повыситься с 293 К (20 °С) до 1,2 · 293 = 352 К (около 80 °С). Не так уж много! Нагрев воздуха пламенем свечи на 60° вполне возможен. Осталось только проверить экспериментально, выходит ли воздух из банки во время опыта.

Первые эксперименты, однако, это предположение как будто не подтвердили. Так, в серии опытов, проведенных с широкогорлой банкой объемом 0,45 л, не было заметно никаких признаков «выбулькивания» воздуха из‑под края банки. Другое неожиданное наблюдение: вода в банку, пока горела свеча, почти не заходила.

И лишь после того, как свеча гасла, уровень воды в перевернутой банке быстро поднимался. Как это объяснить?

Можно было предположить, что, пока свеча горит, воздух в банке нагревается, но при этом увеличивается не его объем, а давление, что и препятствует засасыванию воды. После прекращения горения воздух в банке остывает, его давление падает, и вода поднимается вверх. Однако это объяснение не годится. Во‑первых, вода – не тяжелая ртуть, которая не дала бы воздуху выходить из банки при небольшом увеличении давления. (Ртутный затвор использовали когда‑то все физики и химики, изучавшие газы.) Действительно, вода в 13,6 раза легче ртути, а высота водяного затвора между краем банки и уровнем воды в тарелке мала. Поэтому даже небольшое повышение давления неизбежно вызвало бы «пробулькивание» воздуха через затвор.

Еще серьезнее второе возражение. Даже если уровень воды в тарелке был бы бо́льшим и вода не выпускала бы из банки нагретый воздух, находящийся под повышенным давлением, то после остывания воздуха в банке и его температура, и давление вернулись бы к исходным значениям. Так что не было бы никаких причин для воздуха заходить в банку.

Загадку удалось разрешить, только изменив небольшую деталь в ходе эксперимента. Обычно банку «надевают» на свечу сверху. Так, может быть, в этом и кроется причина странного поведения воздуха в банке? Горящая свеча создает восходящий поток нагретого воздуха, и, когда банка движется сверху, горячий воздух вытесняет из банки более холодный еще до того, как край банки коснется воды. После этого температура воздуха в банке, пока свеча горит, уже мало изменяется, вот воздух и не выходит из нее (а также не заходит внутрь). А после прекращения горения и остывания горячего воздуха в банке давление в ней заметно понижается, и внешнее атмосферное давление загоняет в банку часть воды.

Чтобы проверить это предположение, в нескольких опытах банку «надевали» на свечу не сверху, а сбоку, почти касаясь краем банки пламени, после чего быстрым движением вниз ставили банку на дно тарелки. И сразу же из‑под края банки начинали бурно выходить пузырьки воздуха! Естественно, после прекращения горения свечи вода засасывалась внутрь – примерно до того же уровня, что и в предыдущих опытах.

Так что данный опыт со свечой никак не может иллюстрировать состав воздуха. Зато он еще раз подтверждает мудрое высказывание великого физика, вынесенное в эпиграф.

Приближаемся к равновесию…

Рассмотрим еще одно ошибочное объяснение эксперимента, в котором тоже происходит нагрев газов. Это объяснение проникло и в популярные статьи по химии, и даже в вузовские учебники. Так, в ряде зарубежных учебников по общей химии описывается красивый эксперимент, суть которого мы проиллюстрируем цитатой из учебника Ноэла Уэйта «Химическая кинетика». «Метод релаксации. Метод Эйгена, за который автор был удостоен в 1967 г. Нобелевской премии по химии, называют релаксационным методом. Реагирующая система достигает состояния равновесия при определенных условиях. Эти условия (температура, давление, электрическое поле) затем быстро нарушают – быстрее, чем смещается равновесие. Система снова приходит в равновесие, но теперь уже при новых условиях; это называют „релаксировать к новому положению равновесия”. Пока происходит релаксация, следят за изменение какого‑то свойства системы…

Эксперимент, демонстрирующий явление релаксации.

В некоторых случаях состояние равновесия устанавливается настолько медленно в новых условиях, что за изменением концентрации можно проследить с помощью обычной лабораторной техники и наблюдать тем самым явление релаксации. В качестве примера рассмотрим переход диоксида азота (темно‑бурый газ) в димер (бесцветный газ):

Наполните стеклянный газовый шприц примерно 80 см3 газа. Быстро нажмите поршень шприца и сожмите газ до 50–60 см3. Убедитесь, что окраска газа изменилась. Сначала произойдет быстрое потемнение газа, так как концентрация NО2 возрастет, но затем наступит медленное посветление, поскольку высокое давление способствует образованию N2О4, и равновесие будет достигнуто при новых внешних условиях».

В ряде учебников аналогичное описание приводится, чтобы проиллюстрировать принцип Ле Шателье: при повышении давления газа равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул, в данном случае – в сторону бесцветного димера N2О4. При этом текст сопровождается тремя цветными фотографиями. На них видно, как сразу после сжатия желтовато‑бурая вначале смесь становится темно‑бурой, а на третьей фотографии, сделанной через несколько минут, газовая смесь в шприце заметно светлеет.

Иногда добавляют, что поршень нужно нажимать как можно быстрее, чтобы равновесие за это время не успело сдвинуться.

На первый взгляд такое объяснение выглядит очень убедительно. Однако количественное рассмотрение процессов в шприце полностью опровергает все выводы. Дело в том, что указанное равновесие между диоксидом азота NО2 и его димером (тетраоксидом азота) N2О4 устанавливается чрезвычайно быстро: за миллионные доли секунды! Поэтому невозможно сжать газ в шприце быстрее, чем это равновесие установится. Даже если двигать поршень в стальном «шприце» с помощью взрыва, равновесие, скорее всего, успевало бы установиться по мере движения поршня из‑за его инерционности. Как же еще можно объяснить наблюдаемое в этом эксперименте явление? Конечно, уменьшение объема и соответствующее повышение концентрации газов приводит к усилению окраски. Но не это главная причина. Каждый, кто накачивал ручным насосом велосипедную камеру, знает, что насос (особенно алюминиевый) сильно нагревается. Трение поршня о трубку насоса здесь ни при чем – в этом легко убедиться, сделав несколько холостых качаний, когда воздух в насосе не сжимается. Нагрев происходит в результате так называемого адиабатического сжатия – когда теплота не успевает рассеяться в окружающем пространстве. Значит, и при сжимании смеси оксидов азота она должна нагреваться. А при нагревании равновесие в этой смеси сильно сдвигается в строну диоксида.

Насколько нагреется смесь при сжатии? В случае сжатия воздуха в насосе нагрев легко рассчитать, воспользовавшись уравнением адиабаты для идеального газа: TV γ–1 = const, где Т – температура газа (в кельвинах), V – его объем, γ = С р / С v – отношение теплоемкости газа при постоянном давлении к теплоемкости при постоянном объеме. Для одноатомных (благородных) газов γ = 1,66, для двухатомных (к ним принадлежит и воздух) γ = 1,40, для трехатомных (например, для NO2) γ = 1,30 и т. д. Уравнение адиабаты для воздуха, сжимаемого от объема 1 до объема 2, можно переписать в виде Т 2/ Т 1 = (V 1/ V 2)γ–1. Если поршень резко вдвинуть до середины насоса, когда объем воздуха в нем уменьшится вдвое, то для отношения температур до и после сжатия получим уравнение Т 2/ Т 1 = = 20,4 = 1,31. И если Т 1 = 293 К (20 °С), то Т 2 = 294 К (111 °С)!

Непосредственно применить уравнение идеальных газов для расчета состояния смеси оксидов азота сразу после сжатия нельзя, так как в этом процессе изменяются не только объем, давление и температура, но и число молей (соотношение NO2 N2O4) в ходе химической реакции. Задачу можно решить только путем численного интегрирования дифференциального уравнения, которое учитывает, что работа, производимая в каждый момент движущимся поршнем, затрачивается, с одной стороны, на нагрев смеси, с другой – на диссоциацию димера. При этом предполагается, что известны энергия диссоциации N2О4, теплоемкости обоих газов, величина γ для них и зависимость положения равновесия от температуры (все это табличные данные). Расчет показывает, что если исходную смесь газов при атмосферном давлении и комнатной температуре быстро сжать до половины объема, то смесь нагреется всего на 13 °С. Если сжать смесь до уменьшения объема втрое, температура повысится уже на 21 °С. А даже небольшое нагревание смеси сильно сдвигает положение равновесия в сторону диссоциации N2О4.

А дальше происходит просто медленное остывание газовой смеси, что вызывает такой же медленный сдвиг равновесия в сторону N2О4 и ослабление окраски, что и наблюдается в эксперименте. Скорость охлаждения зависит от материала стенок шприца, их толщины и других условий теплообмена с окружающим воздухом, например от сквозняков в комнате. Существенно, что при постепенном сдвиге равновесия вправо, в сторону N2О4, происходит димеризация молекул NО2 с выделением тепла, что уменьшает скорость остывания смеси (примерно как замерзание воды в больших водоемах в начале зимы не дает температуре воздуха быстро понижаться).

Почему же никто из экспериментаторов не почувствовал нагрев шприца, когда вдвигал поршень? Ответ очень прост. Теплоемкости газовой смеси и стекла (в расчете на единицу массы) отличаются не очень сильно. Но масса стеклянного поршня в десятки, а иногда и в сотни раз выше, чем масса газа. Поэтому даже если вся теплота остывающей газовой смеси будет передана стенкам шприца, эти стенки нагреются всего на доли градуса.

Рассмотренная система с равновесием между двумя оксидами азота имеет и практическое значение. При небольшом давлении смесь NО2 и N2О4 и легко сжижается. Это позволяет использовать ее как эффективный теплоноситель, несмотря на ее высокую химическую активность и коррозионное действие на аппаратуру. В отличие от воды, которая, принимая тепловую энергию, например, от ядерного реактора, сильно нагревается и даже может испариться, передача теплоты к смеси оксидов азота приводит в основном не к ее нагреву, а к химической реакции – разрыву связи N–N в молекуле N2О4. Действительно, разрыв связи N–N в одном моле вещества (92 г) без его нагрева требует затраты 57,4 кДж энергии. Если такую энергию передать 92 г воды при температуре 20 °С, то 30,8 кДж пойдет на нагрев воды до кипения, а остальные 26,6 кДж приведут к испарению около 11 г воды! В случае же оксидов азота смесь нагревается не сильно, в более холодных местах установки циркулирующая смесь немного охлаждается, равновесие сдвигается в сторону N2О4, и смесь вновь готова отбирать тепло.