Занимательная химия для детей и взрослых

Пирофорными бывают не только чистые металлы, но и амальгамы (сплавы с ртутью), карбиды (например, карбиды урана UC, U₂C₃, UC₂), оксиды (например, FeO, CrO, UO₂), сульфиды (еще в 1828 г. Гей-Люссак получил пирофорный сульфид калия, прокаливая алюмокалиевые квасцы с углем, а так называемый пирофор Гомберга получается при замене угля сахаром), многие гидриды (например, гидриды кремния, бора, фосфора, лантаноидов и актиноидов). Температура самовоспламенения некоторых гидридов может быть значительно ниже комнатной (для силана SiH₄ она ниже температуры кипения жидкого азота и составляет –200 °С!). Гидриды некоторых металлов получить очень просто. Например, лантан реагирует с водородом уже при атмосферном давлении с образованием черного порошка гидрида, который вспыхивает на воздухе и бурно реагирует с водой. Пирофорный гидрид урана UH₃ используют для получения порошка и различных соединений урана, а пирофорный алюмогидрид лития LiAlH₄ – для восстановления органических соединений.

Пирофорны многие металлоорганические соединения. Так, используемые в органическом синтезе метиллитий LiCH₃, диметилцинк Zn(CH₃)₂, триметилбор B(CH₃)₃, триметилалюминий Al(CH₃)₃ на воздухе самовоспламеняются. Чтобы работать с такими веществами, химики либо используют вакуумные установки, либо заполняют реакционные сосуды инертным газом. С пирофорными соединениями приходится иметь дело и в химической промышленности. Примером может служить используемый в больших количествах в качестве катализатора этилат алюминия Аl(ОС₂Н₅)₃.

Вернемся теперь к опыту, который провёл юный химик, и попытаемся разобраться, что же представляет собой полученный им пирофор и почему такое разночтение по этому вопросу в разных книгах. Конечно, эта реакция не самая важная в химии, но на ее примере можно показать, какие «расследования» вынужден нередко проводить химик.

Не вызывает сомнений, что при сливании растворов железного купороса (или хлорида железа FeCl₂) и щавелевой кислоты получается железная соль щавелевой кислоты, кристаллогидрат оксалата железа(II) FeC₂O₄ · 2Н₂О, в виде желтого нерастворимого осадка. Если его высушить, а потом сильно нагреть, он превратится в черный порошок. Если этот порошок понемногу высыпа́ть на железный лист, он вспыхивает на лету. В пособии для студентов вузов З. Г. Васильевой, А. А. Грановской и А. А. Таперовой «Лабораторные работы по общей и неорганической химии» (М.: Химия, 1979, с. 265) рекомендуется при проведении эксперимента «нагревать пробирку пламенем горелки до тех пор, пока желтый порошок не станет черным, после чего отставить горелку и быстро закрыть пробирку пробкой, чтобы полученное железо не окислялось кислородом воздуха». Аналогичное описание дано в книге Ф. П. Платонова «Лекционные опыты и демонстрации по общей и неорганической химии» (М.: Высшая школа, 1976, с. 214), в которой подчеркнуто, что «наиболее просто на лекции можно получить пирофорное железо из оксалата железа». В «Практикуме по общей и неорганической химии» под редакцией М. Х. Карапетьяна и С. И. Дракина (М.: Высшая школа, 1969, с. 236), сказано, что разложением оксалатов можно получить также пирофорные порошки марганца, кобальта и никеля.

Уравнение проходящей при прокаливании оксалата реакции можно найти в весьма компетентном и выдержавшем множество изданий «Курсе общей химии» Б. В. Некрасова. В 14-м издании этого учебника (1962 г.) читаем на с. 767: «…пирофорные порошки металлов семейства железа могут быть получены восстановлением их оксидов водородом. В случае Fe удобнее пользоваться осторожным прокаливанием его оксалата, разлагающегося при этом по схеме: Fe(COO)₂ = 2CO₂ + Fe». Аналогичные утверждения можно найти и в зарубежных изданиях. Так, в 8-томной «Энциклопедии химических реакций», которая издавалась в США с 1946 по 1959 г. под редакцией К. А. Якобсона, в томе IV (он издан в 1951 г.) сказано, что при нагревании оксалата железа образуется пирофорное железо и углекислый газ, и приведено соответствующее уравнение.