Право же, не ради торжества исторической правды затеян наш рассказ.

Разве не увлекательно путешествовать по сложным историческим лабиринтам, которыми шли научные идеи, прежде чем они вылились в сухие строки учебника? Ведь если копнуть поглубже, за любой формулой, за любым выводом откроется полная драматизма эпопея, которая достойна подлинно «Паустовской» кисти! И побольше бы таких книжек, как «Кара-Бугаз». Они отучают смотреть на многие «обыденные вещи» холодным, безразличным взглядом. А там — кто знает? — из искорки чисто читательского любопытства, глядишь, разгорится неугасимое пламя исследовательской жажды…

«Кара-Бугаз» — одна из тех редких книжек, где нечего ни убавить, ни прибавить. И все же, уж коли речь зашла об истории обуздания «черной пасти», наверное, стоило бы помянуть, что не кто иной, как Курнаков, еще в 1909 году предложил направить исследовательскую группу во главе с Подкопаевым на Кара-Богаз-Гол. «Исследования, проведенные под непосредственным руководством академика Курнакова, — писал впоследствии Подкопаев, — дали возможность коренным образом изменить взгляд на Кара-Бугаз, как неисчерпаемое месторождение глауберовой соли».

И не кто иной, как Курнаков, своими работами обратил внимание на огромное промышленное значение освоения Кара-Богаз-Гола для России.

«Действительно, — доказывал Николай Семенович, — необычайная и единственная в своем роде мощность месторождения, относительная легкость добычи и дешевизна сообщения ставят Кара-Бугаз на первое место среди других источников сернонатриевой соли не только в нашем отечестве, но и в целом мире. Ввиду громадных запасов сернонатриевой соли в Кара-Бугазе и горьких озерах Арало-Каспийского бассейна изучение методов использования названного вещества составляет одну из основных задач русской химической технологии. Сюда относятся: добывание соды и серной кислоты, получение сернистых, серноватистых солей, замена угленатриевой соли в стекольном, глиноземном и других производствах».

Добавим: серная кислота — важнейшее сырье в производстве полимеров и удобрений.

Неисчерпаемая кладовая богатств! И это тот самый Кара-Богаз, которому лейтенант Жеребцов твердой рукой подписал свой приговор… Но даже если бы бравый лейтенант оказался более проницательным, тогдашней химии все равно не по плечу оказалось бы овладение «котлом, где выкипает каспийская вода». Лишь физико-химический анализ вручил науке надежные методы изучения подобных систем.

Механизм осаждения соли в заливе — каков он?

Много разных солей содержат воды Кара-Богаза. Но главные составные части рассола: поваренная соль, сернокислый натрий и хлористый магний. Анализ во время экспедиций дал интересные результаты. Концентрация соли в Кара-Богазе в десятки раз выше по сравнению с Каспием. И соотношение между компонентами иное. В водах залива доля сернокислого натрия возрастает, а поваренной соли падает. В чем дело? Курнаков сделал вывод, что сульфат натрия выпадает из раствора в процессе обменной реакции: MgSO4 + 2NaCl↔MgCl2 + Na2SO4.

Разбираясь в фазовых равновесиях, читатель уже сталкивался с четырехфазной системой «айсберг в море»: соль — лед — раствор — пар. Система была двухкомпонентной: поваренная соль + вода. В присутствии всех четырех фаз число степеней свободы — помните? — равнялось нулю. Но нас не интересует столь редкостное стечение обстоятельств (во всяком случае, для Кара-Богаз-Гола). Разберем лучше тот случай, когда температура изменяется, оставаясь все время выше 0 градусов. У системы появляется лишняя степень свободы. Одна из фаз (лед) исчезает. Остаются солевой осадок, раствор и пары над ним. И до тех пор пока на дне лежат кристаллы соли, раствор при любых температурах останется насыщенным. А если солевой осадок не так уж велик? Тогда в какой-то момент он может раствориться целиком. При дальнейшем нагревании системы (теперь уже двухфазной) раствор окажется ненасыщенным. Иными словами, дальнейшему повышению температуры уже не будет однозначно отвечать рост концентрации. Равновесная система раствор — пар утратит зависимость еще от одного параметра — концентрации. И, следовательно, обретет дополнительную степень свободы.

Реальная картина равновесий в любом море, конечно, сложнее. Там, помимо поваренной соли, в воде растворены многие другие соединения. Правда, их количества незначительны сравнительно с ее концентрацией. Так что пренебречь ими — грех не велик. Иное дело рассол Кара-Богаз-Гола. Здесь нельзя не учитывать присутствие сульфата магния. Тем более что он не просто присутствует, а еще вступает с поваренной солью в обменное взаимодействие: MgSO4 + 2NaCl↔Na2SO4 + MgCl2.

Пара взаимно противоположных стрелок — обозначение химического равновесия. Процесс течет в обе стороны.

Нечто в этом же роде наблюдал и Бертолле во время египетской кампании Наполеона. Именно тогда ученый сделал вывод, что химическое взаимодействие — процесс обратимый. В это было трудно поверить. Ведь большинство реакций, с которыми химики имели дело, шло, как правило, в одном направлении.

Опустите в раствор медного купороса стальное перо. Через несколько минут оно покроется золотистым налетом меди. Зато вспять процесс Fe + CuSO4→FeSO4 + Cu сам собой не идет. Если в раствор ляписа добавить поваренной соли, реакция закончится в тот момент, когда практически все азотнокислое серебро превратится в хлористое: AgNO3 + NaCl→AgCl + NaNO3. Выпадет белый творожистый осадок. А если поджечь гремучую смесь, то взрыв приводит к образованию воды: 2H2 + O2→2H2O. Два газа порождают жидкость. И во многих других случаях продукт удаляется из сферы реакции. Волей-неволей казалось, будто процесс завершается лишь с окончательным превращением исходных реагентов в конечные продукты. На самом деле это не так.

Бертолле был все-таки прав, утверждая, что в любом случае устанавливается равновесие между прямой и обратной реакциями.

Правда, равновесие может быть сильно сдвинуто. Настолько сильно, что практически все исходные вещества превратятся в конечные продукты. Но все зависит от условий реакции.

Если хорошенько нагреть водяные пары (до 2000 градусов), начнется расщепление воды: 2H2O→2H2 + O2. Но одновременно будет протекать и реакция соединения: 2H2 + O2→2H2O. Процесс обратим. То же самое справедливо и для взаимодействия N2 + 3H2↔2NH3. Когда скорости прямой и обратной реакций одинаковы, устанавливается равновесие.

Математическое выражение для скорости реакции было найдено в 1864–1867 годах норвежскими учеными К. Гульдбергом и П. Вааге. Оказывается, скорость пропорциональна произведению степеней концентраций. Слово «степень» здесь имеет прямой алгебраический смысл. Возьмем, к примеру, реакцию 2H2 + O2→2H2O. Ее скорость V1 = k1[H2]2[O2]; k1 — некая постоянная величина. Она зависит лишь от способов выражения концентрации наших реагентов H2 и O2. Величина H2 взята в квадрате потому, что стехиометрический коэффициент в уравнении реакции 2H2 + O2→2H2O равен 2. Если он равен 3, то соответственно концентрацию следует брать в кубе. (Например, для взаимодействия N2 + 3H2→2NH3.) И так далее. Скорость обратной реакций 2H2O→2H2 + O2, очевидно, выразится следующим равенством: V2 = k