Выполнила учитель химии и биологии Микаилова Мариям Сулеймановна

Цель: Повысить познавательную активность учащихся к химии, через демонстрацию ее занимательной стороны.

Задачи:

Подчеркнуть значение химии в жизни и деятельности человека.

Продолжить знакомство учащихся с химией.

Воспитание соблюдения правил техники безопасности, на примере выполнения демонстрационных опытов

Место проведения мероприятия : кабинет химии и биологии.

Оборудование: штатив с пробирками, коническая колба, химические стаканы, спички, стеклянные палочки, лабораторный штатив, скальпель, вата, наждачная бумага, железный нож фарфоровая чашка, лучина.

Реактивы:

Карбонат натрия, спирт этиловый , раствор NH 3 10%-ный и 25%-ный, раствор пероксида водорода, соляная кислота (конц.), серная кислота(конц.), сахарная пудра, порошок магния, хлорид кальция 10%-ный раствор, хлорид бария 10%-ный раствор, сульфат магния 10%-ный раствор, хлорида железа(Ш), тиоцианата калия 5%-ный раствор, нитрат калия (насыщ. р-р.), сульфат меди(2), дихромат калия, гидроксид натрия или калия 20%-ный раствор, слабый раствор йода, раствор фенолфтолеина, хромата калия , металлический натрий, кристаллический перманганат калия, серная кислота 10%-ный раствор, фторид лития, хлорид натрия, нитрат стронция или лития, хлорид калия, нитрат бария, борная кислоты.

Подготовка к мероприятию: до начала мероприятия были распределены роли между учениками 11 класса, все опыты были заранее проделаны. Приглашены учащиеся начальных и средних классов.

Литература:

В.А.Алексинский Занимательные опыты по химии Книга для учителя. М.: Просвещение, 1995.

Г.И Штремплер Химия на досуге. Загадки, игры, ребусы. Книга для учащихся М.: Просвещение, 1993.

М. ЮГорковенко. Поурочные разработки по химии: 8класс.- М.: ВАКО, 2007.Г.

Занимательные задания и эффектные опыты по химии/ Б.Д. Степин, Л.Ю. Аликберова. – М.: Дрофа, 2006.

П. Хомченко, Ф.П. Платонов, И.Н. Чертков Демонстрационный эксперимент по химии. Пособие для учителей. М.: Просвещение, 1978.

Ход мероприятия:

Вступительное слово учителя:

Добро пожаловать на вечер химии, который проведут ученицы 11 класса для вас.

Химия –удивительная наука. Она нужна всем: повару, шоферу, садоводу, строителю и многим другим С одной стороны, она очень конкретна и имеет дело с бесчисленными полезными и вредными веществами вокруг нас.. С другой стороны это наука абстрактна: она изучает мельчайшие частицы, которые не увидишь в самый сильный микроскоп, рассматривает грозные формулы и сложные законы.

Сейчас ученицы 11 класса Кинжибаева Таня, Омарова Заира, Зузова Анна и Пономаренко Даша проведут и покажут ряд демонстрационных опытов, которые откроют для вас красивую и таинственную сторону химии…»

Даша: Ну конечно, без сомненья Надо химию учить,

Без познанья всех явлений Невозможно нынче жить.

Таня: Надо лучше успевать Нам, друзья, в учении

И не следует вздыхать Что химия – мучение!

Заира: Если б химии не знали, Топали б пешком всегда:

Без горючего автобус Не поедет никогда!

Аня: Чтобы мы росли нормально, Крепкими и сильными,

Витамины выпускает Тоже наша химия!

Даша: Чтоб растения росли, Вещества изобрели.

Хорошо бы нам такие – Быстро б выросли большие.

Таня: Каучук в природе редок, Без него не проживешь.

Мы ходили бы по лужам В валенках и без калош!

Заира: Широко вошли к нам в быт Разные пластмассы

За короткий очень срок Их признали массы!

Аня: Полимер пусть, для волос, Стимулирующий рост,

Поскорей изобретут Тогда косы вырастут.

Опыты:

Аня: Опыт № 1 Описание:

Нет дыма без огня – гласит старая русская пословица. Оказывается, с помощью химии можно получить дым без огня. И так, внимание! Облако из колбы:

Участник вечера берет две стеклянные палочки, на которые накручено понемногу ваты, и смачивает их: одну в концентрированной азотной (или соляной) кислоте, другую в водном 25%-ом растворе аммиака. Палочки следует поднести друг к другу. От палочек поднимается белый дым.

Сущность опыта – образование азотнокислого (хлористого) аммония.

Таня: Опыт № 2 Описание:

Участник вечера наливает в один стеклянный стакан (цилиндр) конц. соляную кислоту,а в другой –25% раствор аммиака. Оба цилиндра закрыть крышками и поставить друг от друга на некотором расстоянии. Перед опытом показать что цилиндры «пустые». Во время демонстрации опыта цилиндр с соляной кислотой на стенках перевернуть вверх дном и поставить на крышку цилиндра с аммиаком. Крышку убрать: образуется белый дым – признак химической реакции.

Заира: Опыт № 3 Описание:

В один стакан насыпают 2 чайные ложки хлорида кальция СаС1 2 , а в другой - столько же карбоната натрия Na 2 C 0 3 и наливают в каждый стакан воды примерно на 1/4 их объема. Затем полученные растворы сливают вместе, и жидкость становится белой, как молоко. Этот опыт надо демонстрировать быстро, так как карбонат кальция СаС0 3 выпадает в осадок и зрители могут заметить, что это вовсе не молоко. Но если добавить к смеси избыток соляной кислоты, то «молоко», закипев, мгновенно превращается в «газированную воду».

Если к разбавленному водному раствору хлорида бария ВаС1 2 добавить раствор сульфата калия или магния, образуется белый осадок сульфата бария BaS 0 4 , похожий на творог.

Обладая некоторыми специальными химическими знаниями можно перейти из одного сока в другой Апельсин, лимон, яблоко.

Таня: Опыт № 4 Описание:

Сначала показываем зрителям стакан с раствором дихромата калия, который оранжевого цвета. Потом, добавив щелочь, превращаем «апельсиновый сок» в «лимонный». Затем делаем, наоборот: из «лимонного сока» - «апельсиновый», для этого добавляем немного серной кислоты, затем добавляем немного раствора пероксида водорода и «сок» стал «яблочным».

Даша: Какие вы знаете способы добывания огня? Из зала приводят примеры. Попробуем обойтись без этих средств. В походе может возникнуть ситуация, при которой спички промокли, зажигалка сломалась или потерялась, но это не помеха для человека знакомого с химией, он может разжечь костер без спичек или зажигалки. Сейчас я покажу способ, как это можно сделать.

Аня: Опыт № 5. Костер без спичек

Описание: Участник вечера делает смесь, размером с горошину из кристаллического перманганата калия и концентрированной серной кислоты. Помещаем смесь в фарфоровую чашечку и сверху на нее ложем лучинки (дрова), таким образом, что бы они не касались смеси. Смачиваем ватку обильно спиртом и выдавливаем каплю спирта на смесь. Костер загорается.

Сущность опыта – происходит энергичное окисление спирта кислородом, который выделяется при взаимодействии серной кислоты с перманганатом калия. Выделяющееся при этой реакции тепло зажигает костер.

Заира: Опыт № 6. «Золотой нож».

Описание: Приготовить, очищенный наждачной бумагой железный нож. Этот нож опустить в концентрированный раствор сульфата меди. Нож становится «золотым».

Аня: Опыт № 7. «Получение вина и молока». Описание:

Получение вина – взаимодействие фенолфталеина и щелочи;

получение молока – взаимодействие серной кислоты и хлорида бария.

Даша: Опыт № 8. Описание:

Участник вечера высыпает в стакан, поставленный на блюдце, сахарную пудру (30 г), туда же вливает 26 мл концентрированной серной кислоты и перемешивает смесь стеклянной палочкой. Через 1-1,5 минуты смесь в стакане темнеет, вспучивается и в виде рыхлой массы поднимается над краями стакана.

Сущность опыта – серная кислота отнимает от молекул сахара воду, окисляет углерод в углекислый газ, одновременно образуется сернистый газ. Выделяющиеся газы выталкивают массу из стакана.

Таня: Опыт № 9. Описание:

Участник вечера помещает в фарфоровые чашки ватные тампоны, смоченные этиловым спиртом. На поверхность тампонов он насыпает следующие соли: хлорида натрия, нитрата стронция (или нитрата лития), хлорида калия, нитрата бария (или борной кислоты). На металлической доске или на кусочке стекла участник готовит смесь (кашицу) из перманганата калия и концентрированной серной кислоты. Он берет стеклянной палочкой немного этой массы и касается поверхности тампонов. Тампоны вспыхивают и горят разными цветами: желты, красным, фиолетовым, зеленым.

Сущность опыта – ионы щелочных и щелочноземельных металлов окрашивают пламя в различные цвета.

Дорогие ребята, я так устал и проголодался, что прошу вас разрешить мне немного покушать.

Аня: Ведущий обращается к участнику вечера: - Дай мне, пожалуйста, чай и сухарь.

Участник вечера дает ведущему стакан с чаем и белый сухарь.

Ведущий смачивает сухарь в чае – сухарь синеет.

Ведущий : - Безобразие, ты же меня чуть не отравил!

Участник вечера: - Простите мен, я, наверное, перепутал стаканы.

Сущность опыта – в стакане находился раствор йода. Крахмал, находящийся в сухаре, посинел.

Таня: Опыт № 10. Бежит –растворяется, а остановится – взрывается (химическая загадка) Описание: Поместить чашку в Петри с водой очищенный от оксидных пленок металлический натрий. Кусочек натрия «бегает», уменьшается в объеме и постепенно исчезает. После добавления раствора фенолфтолеина появляется малиновый цвет, характерный для щелочей.

(Заира) По имени Вулкана, бога огня древних римлян, названы огнедышащие горы – вулканы, внезапно просыпающихся и уничтожающие окрест все живое во время страшных извержений. Свои домашние вулканы придумали и химики, самый известный из которых проделал немецкий химик Рудольф Бёттгер. Он получил оранжево-красное вещество и решил испытать его на способность воспламеняться от горячей лучины. Давайте посмотрим, что же произошло

Заира: Опыт № 11. Вулкан Бёттгера: Описание:

Насыпаем немного дихромата калия в фарфоровую чашечку, затем добавляем немного порошка магния, хорошо перемешиваем смесь и формируем в чашечке горкой. Прикасаемся к вершине «вулкана» горящей лучиной. Горящая смесь выбрасывает большое количество искр, это напоминает извержение вулкана. Сам вулкан при этом непрерывно растет и меняет цвет, из оранжевого в зеленый.

Даша: Опыт № 12. Описание:

«Марсианский пейзаж». На плакате, заранее фенолфталеином написать «химия – удивительная наука», а затем при показе опыта бесцветную надпись протереть тампоном, смоченным щелочью. Надпись окрасится в малиновый цвет.

Да, оказывается, все может гореть, но, однако не все может сгорать.

Таня: Опыт № 12. «Несгораемый платок». Описание:

Прополоскать платок в воде, затем слегка отжать и хорошо пропитать спиртом. Платок захватить тигельными щипцами и поджечь его. Спирт вспыхнет, но платок не сгорает.

Хирургия. Некоторые химики научились творить настоящие чудеса, с помощью изготовленной ими же живой воды заживляют раны.

Аня: Опыт № 13. «Хамелеон».

Описание: В стакан налить раствор хромата калия, подкислив несколькими каплями серной кислоты. Помешивая раствор стеклянной палочкой, прилить раствор пероксида водорода: появляется синяя окраска, которая вскоре становится зеленой.

Оперируем без боли, правда, будет много крови.

(Даша читает стишок, Заира проводит опыт)

При каждой операции нужна стерилизация.

Йодом смочим мы обильно, чтобы было все стерильно.

Не вертитесь, пациент! Нож подайте, ассистент!

Посмотрите, прямо струйкой кровь течет, а не вода

Но сейчас я вытру руку – от пореза – ни следа!

Заира: Опыт № 14. «Нанесение раны и ее исцеление».

Описание: Заранее готовили растворы хлорида железа(Ш), тиоцианата калия, фторида лития. Выбрали добровольца, смочите ватку «спиртом» (тиоцианат калия) и протерли ему руку, затем продезинфицировали скальпель, раствором «иода» (хлорид железа (Ш)). Провели «скальпелем»по участку кожи, обработанному «спиртом», и потекла «кровь». После этого «заживляем рану», для этого смачиваем ватку в «живой воде» (раствор фторид лития). «Кровь» исчезнет, а под ней - здоровая кожа.

Мы показали вам лишь некоторые чудеса химии. А закончить наш химический фейерверк хотим гимном химиков:

Нам суждено пролить все то, что льется.

Просыпать то, чего нельзя пролить!

Наш кабинет химическим зовется!

Мы рождены, чтоб химию любить!

Все выше, и выше, и выше

Летит рыжий бром к небесам

И кто этим бромом подышет,

Тот рыжим становится сам!

Закрытие:

Таня: Спасибо за внимание. Наш химический вечер подходит к концу. Ребята мы надеемся, что вам все понравилось и вы по другому взглянули на эту сложную и иногда скучную науку.

До новых встреч дорогие ребята!

Текст работы размещён без изображений и формул.
Полная версия работы доступна во вкладке "Файлы работы" в формате PDF

Оглавление

Введение 3

Теоретическая часть 5

История открытия индикаторов 5

Классификация школьных индикаторов и способы их использования 6

Водородный показатель 6

Экспериментальная часть 8

Социологический опрос 8

Приготовление индикатора из природного материала 9

Лабораторное исследование «Измерение уровня рН в средствах для умывания»………………………………………………………………………10

Заключение 14

Список используемых источников 15

Введение

В современном мире практически невозможно обойтись без косметических средств. Мыло, шампуни, скрабы, лосьоны, тоники, крема…Нам трудно представить свою жизнь без этого. Косметика сопровождает нашу жизнь с самого рождения. На прилавках магазинов множество средств разных производителей: «UNILEVER», «Beiersdorf», «Oriflame» и др. Производители - и отечественные, и зарубежные - наперебой предлагают новинки, расхваливая их замечательные свойства. Косметикой можно пользоваться с раннего возраста (например «Jonson"s Baby», «Bubchen» предназначены для детей). Основное назначение современной косметики - дать людям возможность оставаться красивыми всю жизнь. Каждое утро мы умываемся специальными косметическими средствами, в то время как наши бабушки умывались родниковой водой. А иначе нельзя: мы живем совершенно в других экологических условиях. Вода не растворит потожировые выделения кожи, смешанные с пылью и городскими выхлопами. К тому же наша вода из-под крана с хлоркой. А обычное мыло - щелочь, пересушит кожу. Необходимо использовать специальные средства для умывания, которые содержат более мягкие вещества в сравнении с мылом, и помимо очищения, ухаживают за кожей, учитывая ее тип.

Купив неподходящую одежду или обувь, ее без труда можно вернуть обратно в магазин. С косметикой такое, увы, невозможно. Чтобы не было до слез обидно из-за неудачного средства, выбирать косметику нужно тщательнее. Одним из важных ориентиров при выборе косметического средства является показатель рH.

Научившись определять РН, мы сможем изготовить косметические средства в домашних условиях, используя только экологически чистые натуральные ингредиенты. Для определения РН необходимы специальные индикаторы или индикаторные полоски. 0000000Цель: изготовление индикатора в домашних условиях; определение качества различных средств для умывания при помощи индикатора.

Задачи исследования:

Провести анализ научной литературы по данному вопросу;

Узнать историю появления индикаторов;

Изучить способы образования индикаторов;

Приготовить индикаторы из природных материалов в домашних условиях;

Провести анализ косметических средств, сделать видеосъемку исследований

Гипотеза: предположим, что индикаторы можно приготовить в домашних условиях.

Объект исследования: индикаторы

Предмет исследования: состав индикаторов

Методы: анализ научной литературы, наблюдение, лабораторный эксперимент, опыт, анкетирование, анализ полученных результатов.

Теоретическая часть

История открытия индикаторов

Индикаторы - значит «указатели». Это вещества, которые меняют цвет в зависимости от того, попали они в кислую, щелочную или нейтральную среду. Больше всего распространены индикаторы - лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый.

Самым первым появился кислотно-основный индикатор лакмус. Лакмус - водный настой лакмусового лишайника, растущего на скалах в Шотландии.

Впервые индикаторы обнаружил в 17 веке английский физик и химик Роберт Бойль. Бойль проводил различные опыты. Однажды, когда он проводил очередное исследование, зашел садовник. Он принес фиалки. Бойль любил цветы, но ему необходимо было проводить эксперимент. Бойль оставил цветы на столе. Когда ученый закончил свой опыт он случайно посмотрел на цветы, они дымились. Чтобы спасти цветы, он опустил их в стакан с водой. И - что за чудеса- фиалки, их темно- фиолетовые лепестки, стали красными. Бойль заинтересовался и проводил опыты с растворами, при этом каждый раз добавлял фиалки и наблюдал, что происходит с цветками. В некоторых стаканах цветы немедленно начали краснеть. Ученый понял, что цвет фиалок зависит от того, какой раствор находится в стакане, какие вещества содержатся в растворе. Лучшие результаты дали опыты с лакмусовым лишайником. Бойль опустил в настой лакмусового лишайника обыкновенные бумажные полоски. Дождался, когда они пропитаются настоем, а затем высушил их. Эти хитрые бумажки Роберт Бойль назвал индикаторами, что в переводе с латинского означает «указатель», так как они указывают на среду раствора. Именно индикаторы помогли ученому открыть новую кислоту - фосфорную, которую он получил при сжигании фосфора и растворении образовавшегося белого продукта в воде.

Если нет настоящих химических индикаторов, для определения кислотности среды можно успешно применять домашние, полевые и садовые цветы и даже сок многих ягод - вишни, черноплодной рябины, смородины. Розовые, малиновые или красные цветы герани, лепестки пиона или цветного горошка станут голубыми, если опустить их в щелочной раствор. Так же посинеет в щелочной среде сок вишни и смородины. Наоборот, в кислоте те же «реактивы» примут розово - красный цвет.

Растительные кислотно-основные индикаторы здесь - красящие вещества — антоцианы.Именно антоцианы придают разнообразные оттенки розового, красного, голубого и лилового многим цветам и плодам.

Красящее вещество свеклы бетаин или бетанидин в щелочной среде обесцвечивается, а в кислой - краснеет. Вот почему такой аппетитный цвет у борща с квашеной капустой.

Классификация школьных индикаторов и способы их использования.

Индикаторы имеют различную классификацию. Одни из самых распространенных - кислотно-основные индикаторы, которые изменяют цвет в зависимости от кислотности раствора.В наше время известны несколько сотен, искусственно синтезированных кислотно-основных индикаторов, с некоторыми из них можно познакомиться в школьной химической лаборатории.

Фенолфталеин (продается в аптеке под названием "пурген") - белый или белый со слегка желтоватым оттенком мелкокристаллический порошок. Растворим в 95 % спирте, практически не растворим в воде. Бесцветный фенолфталеин в кислой и нейтральной среде бесцветен, а в щелочной среде окрасится в малиновый цвет. Поэтому фенолфталеин используется для определения щелочной среды.

Метиловый оранжевый - кристаллический порошок оранжевого цвета. Умеренно растворим в воде, легко растворим в горячей воде, практически нерастворим в органических растворителях. Переход окраски раствора от красной к желтой.

Лакмоид (лакмус) - порошок черного цвета. Растворим в воде, 95 % спирте, ацетоне, ледяной уксусной кислоте. Переход окраски раствора от красной к синей.

Индикаторы обычно используют, добавляя несколько капель водного или спиртового раствора, либо немного порошка к исследуемому раствору.

Другой способ применения - использование полосок бумаги, пропитанных раствором индикатора или смеси индикаторов и высушенных при комнатной температуре. Такие полоски выпускают в самых разнообразных вариантах - с нанесенной на них цветной шкалой - эталоном цвета или без него.

Водородный показатель

Индикатор бумажный универсальный имеет шкалу для определения среды (рН).

Водородный показатель, pH - величина, характеризующая концентрацию ионов водорода в растворах. Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, или pondus hydrogenii — вес водорода. Водные растворы могут иметь величину pH в интервале 0-14. В чистой воде и нейтральных растворах pH=7, в кислых растворах pH7. Величины pH измеряют при помощи кислотно-щелочных индикаторов.

Таблица 1. - Цвет индикатора в различных средах.

Всего две капли глицерина - и марганцовка меняет свой цвет!

Сложность:

Опасность:

Сделайте этот эксперимент дома

Почему раствор поначалу синеет?

Если внимательно следить за хамелеоном, вы заметите, что через несколько секунд после добавления глицерина в раствор он приобретёт синюю окраску. Синий цвет образуется при смешении фиолетового (от перманганата MnO 4 -) и зелёного (от манганата MnO 4 2-) растворов. Однако он достаточно быстро зеленеет – в растворе становится всё меньше MnO 4 - и больше MnO 4 2- .

Дополнение

Учёным удалось обнаружить, в какой форме марганец способен окрашивать раствор в синий цвет. Это происходит, когда он образует гипоманганат-ион MnO 4 3- . Здесь марганец находится в степени окисления +5 (Mn +5). Однако MnO 4 3- очень неустойчив, и для его получения необходимы особые условия, поэтому в нашем опыте его увидеть не получится.

Что происходит с глицерином в нашем опыте?

Глицерин взаимодействует с перманганатом калия, отдавая ему свои электроны. Глицерин взят в нашей реакции в большом избытке (его примерно в 10 раз больше, чем перманганата калия KMnO 4). Сам глицерин в условиях нашей реакции превращается глицериновый альдегид, а затем − в глицериновую кислоту.

Дополнение

Как мы уже выяснили, глицерин C 3 H 5 (OH) 3 окисляется перманганатом калия. Глицерин – это весьма сложная органическая молекула, поэтому и реакции с его участием зачастую непросты. Окисление глицерина – сложная реакция, в ходе которой образуется много различных веществ. Многие из них существуют совсем недолго и превращаются в другие, а некоторые можно найти в растворе и после окончания реакции. Такая ситуация характерна для всей органической химии в целом. Обычно те вещества, которых по итогам химической реакции получается больше всего, называют основными продуктами, а остальные – побочными.

В нашем случае основной продукт окисления глицерина перманганатом калия – это глицериновая кислота.

Для чего мы добавляем гидроксид кальция Ca(OH) 2 в раствор KMnO 4 ?

В водном растворе гидроксид кальция Ca(OH) 2 распадается на три заряженные частицы (ионы):

Ca(OH) 2 → Ca 2+ (раствор) + 2OH - .

В транспорте, магазине, кафе или в школьном классе – везде нас окружают разные люди. И ведём мы себя в таких местах по-разному. Даже если делаем одно и то же дело – например, читаем книгу. В окружении разных людей мы делаем это немного по-разному: где-то медленнее, где-то быстрее, иногда запоминаем прочитанное хорошо, а другой раз не можем вспомнить и строчки уже на следующий день. Так и перманганат калия в окружении ионов OH - ведёт себя по-особенному. У глицерина он забирает электроны «нежнее», никуда не торопясь. Именно поэтому мы можем наблюдать изменение окраски хамелеона.

Дополнение

А что произойдёт, если не добавлять раствор Ca(OH) 2 ?

Когда в растворе присутствует избыток ионов OH - , такой раствор называют щелочным (или говорят, что он имеет щелочную реакцию). Если же, наоборот, в растворе есть избыток ионов H + , такой раствор называют кислым. Почему «наоборот»? Потому что вместе ионы OH - и H + образуют молекулу воды H 2 O. А вот если ионы H + и OH - присутствуют поровну (то есть мы имеем фактически воду), раствор называют нейтральным.

В кислом растворе активный окислитель KMnO 4 становится крайне невоспитанным, даже грубым. Он очень быстро отнимает электроны у глицерина (целых 5 за раз!), и марганец превращается из Mn^+7 (в перманганате MnO 4 -) в Mn 2+ :

MnO 4 - + 5e - → Mn 2+

Последний (Mn 2+) не придаёт воде никакой окраски. Поэтому в кислом растворе марганцовка очень быстро обесцветится, и хамелеон не получится.

Похожая ситуация произойдёт и в случае нейтрального раствора перманганата калия. Только мы «потеряем» не все цвета хамелеона, как в кислом растворе, а только два – зелёный манганат MnO 4 2- получаться не будет, а значит, синее окрашивание тоже исчезнет.

Можно ли сделать хамелеона, используя что-нибудь, кроме KMnO 4 ?

Можно! Хамелеон из хрома (Cr) будет иметь следующую окраску:

оранжевый (бихромат Cr 2 O 7 2-) → зелёный (Cr 3+) → голубой (Cr 2+).

Ещё один хамелеон – из ванадия (V):

жёлтый (VO 3+) → голубой (VO 2+) → зелёный (V 3+) → лиловый (V 2+).

Вот только заставить растворы соединений хрома или ванадия менять свой цвет так красиво, как это происходит в случае марганца (марганцовки), намного сложнее. Кроме того, придётся постоянно добавлять новые вещества в смесь. Поэтому настоящий хамелеон − такой, что будет менять свой цвет «самостоятельно», − получается только из марганцовки.

Дополнение

Марганец Mn, как и хром Cr и ванадий V, – это переходные металлы – большая группа химических элементов, обладающих целым набором интересных свойств. Одна из особенностей переходных металлов – яркая и разнообразная окраска соединений и их растворов.

Например, из растворов соединений переходных металлов легко получить химическую радугу:

Каждый Охотник Желает Знать, Где Сидит Фазан:

Красный (тиоционат железа (III) Fe(SCN) 3), железо Fe;

Оранжевый (бихромат Cr 2 O 7 2-), хром Cr;

Жёлтый (VO 3+), ванадий V;

Зелёный (нитрат никеля, Ni(NO 3) 2), никель Ni;

Голубой (сульфат меди, CuSO 4), медь Cu;

Синий (тетрахлоркобальтат, 2-), кобальт Co;

Фиолетовый (перманганат MnO 4 -), марганец Mn.

Развитие эксперимента

Как изменить хамелеона дальше?

Можно ли обратить реакцию и снова получить фиолетовый раствор?

Некоторые химические реакции могут протекать как в одном направлении, так и в обратном. Такие реакции называют обратимыми и, по сравнению с общим числом химических реакций, их известно не так уж много. Можно обратить реакцию, создав особые условия (например, сильный нагрев реакционной смеси) или добавив какой-то новый реагент. Окисление глицерина перманганатом калия KMnO 4 не относится к реакциям такого типа. Более того, в рамках нашего эксперимента обратить эту реакцию невозможно. Поэтому заставить хамелеона менять свой цвет в обратном порядке у нас не получится.

Дополнение

Давайте разберёмся, существует ли способ обратить нашего хамелеона?

Сначала простой вопрос: может ли окисленный глицерин (глицериновая кислота) превратить диоксид марганца MnO 2 обратно в фиолетовую марганцовку KMnO 4 ? Нет, не может. Даже если мы будем ему сильно помогать (например, греть раствор). А всё потому, что KMnO 4 – сильный окислитель (с этим мы разобрались немного выше), в то время как глицериновая кислота обладает слабыми окислительными свойствами. Слабому окислителю невероятно трудно что-либо противопоставить сильному!

Можно ли превратить MnO 2 обратно в KMnO 4 , используя другие реагенты? Да, можно. Вот только для этого вам придётся работать в настоящей химической лаборатории! Один из лабораторных способов получения KMnO 4 – это взаимодействие MnO 2 с хлором Cl 2 в присутствии избытка гидроксида калия KOH:

2MnO 2 + 3Cl 2 + 8KOH → 2KMnO 4 + 6KCl + 4 H 2 O

Дома такую реакцию не провести – это и сложно (понадобится специальное оборудование), и небезопасно. Да и сама она будет иметь мало общего с ярким и красивым хамелеоном из нашего опыта.

Министерство образования Российской Федерации

«Химический хамелеон или история о перманганате калия»

Работу выполнили

Ученица 10 «А» класса

Милейковская Зоя

И ученик 11 «Б» класса

Кисин Сергей

Руководитель:

Санкт-Петербург

Вступление. Цели и задачи 3

Основная часть 5

Что такое перманганат калия 5

Растворимость 5

Открытие KMnO₄ 6

Способы получения 6

Другие способы получения перманганата 7

Химические свойства 9

Окислительные свойства в зависимости от среды 11

Разложение при нагревании 12

Применение марганцовки 12

Помощь при неправильном использовании 15

KMnO₄ в садоводстве 16

Заключение 16

Литература 17

Приложение 18

Опыты с марганцовкой 18

ІІ опыт 19

ІІІ опыт 20

Вступление. Цели и задачи

Перманганат калия KMnO₄ - один из наиболее сильных окислителей, очень распространенных. Это почти черные блестящие кристаллы. Раствор в воде имеет интенсивную малиновую окраску, обусловленную, оказывается ионами MnO₄. Это вещество, в быту называемое, марганцовкой является хорошим дезинфицирующим средством. А почему KMnO₄ окислитель, дезинфицирующее средство, а потому, что степень его окисления марганца равна +7. И теперь становится ясно, почему, отправляясь в поход напоминают, чтобы взяли с собой немного марганцовки, чтобы воду сделать чистой из реки или озера. Оказывается, марганцовка окисляет воду на свету и примеси, находящиеся в ней. Если растворить несколько кристалликов перманганата калия в воде и подождать некоторое время, можно заметить, что малиновая окраска постепенно станет более бледной, а затем и совсем исчезнет, на стенках сосуда останется коричневый налет, это оксид марганца выпал в осадок - MnO₂ ↓.

4KMnO₄ + 2H₂O → 4MnO₂ + 4KOH + 3O₂

Mn + 3ē → Mn 3 4

2O – 4ē → O₂ 4 3

Бактерии, органические вещества окисляются кислородом или погибают под действием щелочной среды. Воду можно профильтровать и использовать. И значит, что раствор перманганата можно хранить только в темном сосуде.

Чем больше изучаешь химию, тем больше узнаешь интересного о веществах. И больше можешь объяснить происходящие явления.

Мы и поставили перед собой цель: больше узнать о веществе, которое, несмотря ни на какие обстоятельства есть, практически в каждой домашней аптечке. Так же о веществе, которое постоянно используют на уроках природоведения , физики и химии, чтобы показать явление диффузии и окрашивающие воду в красивый розовый цвет, веществе из которого на уроках химии получают кислород, а также при помощи марганцовки получают хлор из соляной кислоты.

Основная задача – изучить более глубоко это интересное вещество, а так как в природе его нет выяснить кто впервые его получил и как его еще можно получать, какими свойствами оно обладает, на каких свойствах применяется.

Основная часть

Что такое перманганат калия

Растворимость

Растворение KMnO₄ - это темно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском. Можно считать, что растворимость перманганата хорошая, но это кажется. На самом деле растворимость этой соли при комнатной температуре (20°с) всего 6,4 г на 100 г воды. Однако раствор имеет интенсивную окраску и кажется концентрированным. Растворимость растет при повышении температуры.

Температура °с
Растворимость, г/100г воды

Вещество кристаллизируется в виде красивых темно-фиолетовых призм, почти черных. Растворы имеют темно-малиновый, а при больших концентрациях – фиолетовый цвет.

Открытие KMnO₄

Шведский ученый Готлиб Юхан Ган свои исследования посвящал изучению минералов и неорганической химии . Вместе с соотечественником Вильгельмом Карлом Шееле в ходе исследования минерала пиролюзита MnO₂ в 1774 году открыли марганец (получил его в металлическом виде), а так же получили и изучили свойства ряда соединений марганца, в том числе и перманганат калия.

Способыполучения

При сплавлении диоксида марганца MnO₂ с карбонатом и нитратом калия (K₂CO₃ и KNO₃) получился зеленый сплав, растворяющийся в воде с образованием красивого зеленого раствора. Из этого раствора были выделены темно-зеленые кристаллы манганата калия K₂MnO₄.

MnO₂ + K₂CO₃ + KNO₃ → K₂MnO₄ + KNO₂ + CO₂.

Если же раствор оставляли на воздухе, то окраска его постепенно изменялась, переходила из зеленой в малиновую, причем образовывался темно бурый осадок. Это объяснялось тем, что в водном растворе манганаты самопроизвольно превращаются в соли марганцовой кислоты HMnO₄ с образованием диоксида марганца MnO₂.

3K₂MnO₄ + 2H₂O → 2KMnO₄ + MnO₂↓ + 4KOH

При этом один ион MnO₄ окисляет два других таких же иона в ионы MnO₄, а сам восстанавливается, образуя MnO₂.

Опыты повторялись и с другими компонентами, окисляли пиролюзит.

Это может быть окисление кислородом в присутствии щелочи KOH

2MnO₂ + 4KOH + O₂ → 2K₂MnO₄ + 2H₂O

Или нитратом калия в присутствии щелочи.

MnO₂ + KOH + KNO₃ = K₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O

Но в любом случае манганат давал перманганат.

Процесс превращения манганата в перманганат обратим. Поэтому при избытке гидроксильных ионов, то есть щелочи раствор манганата может сохраниться без изменения. Но при уменьшении концентрации щелочи, зеленая окраска быстро переходит в малиновую.

Другие способы получения перманганата

При действии сильных окислителей (например, хлоре) на раствор манганата, последний полностью превращается в перманганат.

2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ + 2KCl

Может быть химическое или электрохимическое окисление соединений марганца.

MnO₂ + Cl₂ + 8KOH → 2KMnO₄ + 6KCl + 4H₂O

Манганат калия K₂MnO₄ может подвергаться электролизу. Это основной промышленный способ получения.

K₂MnO₄ + 2H₂O → 2KMnO₄ + H₂ + 2KOH

2H + 2ē → H₂ MnO₄ - ē → MnO₄

Восстановление окисление

В промышленности перманганат еще получают электролизом концентрированного гидроксида калия KOH с марганцевым анодом Mn. В процессе электролиза материал анода постепенно растворяется с образованием фиолетового раствора, содержащего перманганат анионы. На катоде выделяется водород .

Mn + 2KOH + 6H₂O → 2KMnO₄ + 7H₂

Катод анод

2H + 2ē → H₂(восстановление) Mn – 7ē → Mn(окисление)

Умеренно растворимый в воде перманганат калия выделяется в виде осадка и было бы заманчиво вместо привычной марганцовки производить перманганат натрия NaMnO₄. Гидроксид натрия доступнее, чем гидроксид калия. Однако в этих условиях выделить NaMnO₄ не возможно, в отличии от перманганата калия, он прекрасно растворяется в воде (при 20°с его растворяемость в воде 144 г на 100г воды).

Химические свойства

По химическим свойствам KMnO₄ сильный окислитель, так как степень окисления +7, и название он получил по системе названий перманганат. При высокой степени элемента прибавляют префикс пер и суффикс ат.

Легко переводит Fe в Fe, что используют при анализе определения солей Fe (двухвалентного железа).

2KMnO₄ + 8H₂SO₄ + 10FeSO₄ → 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + 8H₂O + K₂SO₄

· Обесцвечивается и слегка желтеет.

· Сернистая кислота переходит в серную.

2KMnO₄ + 5H₂SO₃ → 2H₂SO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O

· А из соляной кислоты выделяется хлор.

2KMnO₄ + 16HCL → 5CL₂ + 2KCL + 2MnCL₂ + 8H₂O

Mn +5ē → Mn 5 2

2CL – 2ē → CL 2 5

(это лабораторный способ получения хлора)

ü Надо помнить, что хлор является ядовитым веществом и проводить этот опыт нужно в вытяжном шкафу.

Перманганат химически несовместим с углем, сахаром (сахарозой) C₁₂H₂₂O₄, с легковоспламеняющимися жидкостями – может произойти взрыв.

2KMnO₄ + C → K₂MnO₄ + CO₂ + MnO₂

без разрыва связи C – C.

2KMnO₄ + 5C₂H₅OH + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5C₂H₄O₂ + K₂SO₄

(спирт) (кислота)

2KMnO₄ + 3C₂H₄ + 4H₂O → 3CH₂ – CH₂ + 2MnO₂ + 2KOH

(этен) OH OH (окисление этилена)

Когда KMnO₄ взаимодействует с концентрированной серной кислотой - образуется оксид.

2KMnO₄ + H₂SO₄(конц.) → Mn₂O₇ + H₂O + K₂SO₄

ü Mn₂O₇ - маслянистая темно-зеленая жидкость. Хорошо реакция проходит с сухой солью. Mn₂O₇ единственный жидкий оксид металла; tпл. = 5,9°, неустойчив, легко взрывается. При t = 55° или при сотрясении. При контакте с ним воспламеняется спирт.

Это, кстати, один из способов зажечь спиртовку, не имея спичек. В фарфоровую чашку поместить несколько кристалликов KMnO₄, осторожно добавить 1-2 капли H₂SO₄(конц.) и аккуратно перемешать кашицу стеклянной палочкой. Затем палочкой дотронуться до фитилька спиртовки.

Mn₂O₇ + C₂H₅OH + 12H₂SO₄ → 12MnSO₄ + 10CO₂ + 27H₂O

KMnO₄ - окислитель как неорганических, так и органических веществ. Чем больше электронов способен принять окислитель в ходе реакции, тем больше количество молей другого вещества он будет окислять. А число электронов зависит от условий проведения реакции, например, от кислотности.

Подкисленный крепкий раствор KMnO₄ буквально сжигает многие органические вещества, превращая их в CO₂ и H₂O.

Например, окисление щавелевой кислоты

H₂C₂O₄ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 10CO₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

2C – 2ē → 2C 5 окисление

Mn + 5ē → Mn 2 восстановление

§ Этим пользуются химики для мытья лабораторной посуды, сильно загрязненной плохо смываемыми останками органических веществ, этим также иногда пользуются при мытье окон (осторожно).

Окислительные свойства в зависимости от среды

В зависимости от кислотной среды KMnO₄ может быть восстановлен до разных продуктов:

· Кислая среда

В кислой среде – до соединений марганца (ІІ).

2KMnO₄ + 4K₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5K₂SO₄ + 3H₂O

Раствор обесцвечивается, так как соединения марганца (ІІ) бесцветны.

· Нейтральная среда

В нейтральной среде – до соединений марганца (ІV).

2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O → 2MnO₂↓ + 3K₂SO₄ + 2KOH

MnO₂ придает раствору бурый оттенок, так как он выпадает в осадок.

· Сильно щелочная среда

В сильно щелочной среде – до соединений марганца (VІ).

2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2KOH → 2K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Образуется изумрудно-зеленый раствор манганата калия. Этот раствор можно еще получить на пламени спиртовки, не очень крепкий раствор KMnO₄ с добавлением твердой щелочи KOH.

4 KMnO₄ + 4KOH → 4K₂MnO₄ + O₂ + 2H₂O

Разложение при нагревании

При нагревании KMnO₄ разлагается. Это часто используют для получения кислорода в лаборатории. Достаточно t = 200°с.

KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

Внесенная тлеющая лучина в пробирку с выделившимся кислородом вспыхивает ярким пламенем. Работать нужно осторожно, в отверстие вложить ватку-фильтр, чтобы с током кислорода в воздухе не попадали твердые вещества продуктов разложения.

Применение марганцовки

Применяется KMnO₄ опять-таки на высокой окисляющей способности перманганат-иона, обеспечивающей антисептическое действие.

Разбавленные растворы (около 0,1 %) перманганата калия нашли широчайшее применение в медицине, как антисептическое средство для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. В качестве рвотного средства для приема внутрь при некоторых отравлениях используют разбавленный раствор.

При соприкосновении с органическими веществами выделяется атомарный кислород. Образующийся при восстановлении препарата оксид образует с белками комплексные соединения – альбумитаны (за счет этого KMnO₄ в малых концентрациях оказывает вяжущее, а в концентрированных растворах раздражающее, прижигающее и дубящее действие). Обладает также дезодорирующим эффектом. Эффективен при лечении ожогов и язв.

Способность KMnO₄ обезвреживать некоторые яды лежит в основе использования его растворов для промывания желудка при отравлениях неизвестными ядом и пищевых токсигенфекций.

(При попадании внутрь всасывается, оказывая гематоксическое действие).

В частности KMnO₄ можно использовать при отравлении синильной кислотой HCN, фосфором.

ü HCN – жидкость с запахом горького миндаля, очень ядовита.

2HCN + 2 KMnO₄ → N₂ + 2KOH + 2MnCO₃.

§ KOH нейтрализуется;

§ HCL желудочного сока.

KOH + HCL → KCL + H₂O

А карбонат марганца переходит в CO₂ и H₂O и растворимую соль MnCL₂.

Перманганат может применяться в других сферах.

В 1888 году русский ученый Егор Егорович Вагнер открыл реакцию окисления органических соединений содержащих этиленовую связь, действием на эти соединения 1% раствора KMnO₄ в щелочной среде (реакция Вагнера).

Используя этот способ он доказал непредельный характер ряда терпенов (установил строение пинена – основного компонента русских сосновых скипидаров).

KMnO₄ в щелочном растворе являются слабым окислителем. Например, если пропускать через этот раствор этилен C₂H₄ окраска марганцовки исчезает по мере окисления этилена в этан 1,2 диол или этиленгликоль.

3CH₂ = CH₂ + 2KMnO₄ + 4H₂O → 3CH₂ – CH₂ + MnO₂↓ + 2KOH

Образуется также коричневая суспензия диоксида MnO₂. Обесцвечивание холодного разбавленного раствора KMnO₄ является качественной реакцией на присутствие углерод-углеродный кратной связи С=С, так как очень немногие органические соединения окисляются таким способом.

Щелочной раствор KMnO₄ хорошо отмывает лабораторную посуду от жиров и других органических веществ.

Растворы – концентрации 3 г/л широко применяются для тонирования фотографий.

Перманганат в кислых растворах являются сильным окислителем широко применяется в титриметрическом анализе, резкий переход фиолетовой (ионы MnO₄) к бледно-розовой (ионы Mn) делает недопустимым использования индикаторов. Ионы MnO₄ окисляют H₂S, сульфиды, иониды, бромиды, хлориды, нитриты, перекись водорода.

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O + 5O₂

Французский химик и физик Гей-Люссак Жозеф Луи ввел в химию метод объемного анализа. В 1787 году К. Бертолле описал метод окислительно-восстановительного титрования, в том числе и перманганатормию. Этим методом можно определить количественно: щавелевую, муравьную сероводородную, перекись водорода, железо в солях (ІІ). Марганец в солях марганца (ІІ), индикатор при этом методе не требуется, если титруемые растворы бесцветны, так при титровании раствор KMnO₄ должен обесцвечиваться, и когда реакция закончена, каждая избыточная капля раствора KMnO₄ будет окрашивать титруемый раствор в розовый цвет.

В пиротехнике используется в качестве окислителя, но редко, так как при использовании выделяются красящие вещества.

Помощь при неправильном использовании

Часто для лечения десен в стоматологии проводят, казалось, странную процедуру. Раствором марганцовки смазывают десна, а потом наносят перекись водорода. Выделившейся кислород O₂ и будет являться главным лечебным средством, поэтому процедуру называют «Кислородные ванночки».

Для разных целей используют разную концентрацию:

Промывание ран
Полоскание горла
Для смазывания язвенных и ожоговых поверхностей
Для спринцевания и промывания желудка

А если использование было непродуманным, концентрированным раствором, могут возникнуть ожоги и раздражения.

При передозировке: резкая боль в полости рта, живота, рвота, слизистая оболочка отечная, фиолетового цвета. При пониженной кислотности желудочного сока – одышка. Смертельная доза для детей:

o Около – 3 г.

Смертельная доза для взрослых:

o 0,3-0,5 г на кг веса.

Лечение: метиленовый синий

1) 50мл 1% раствора;

2) Аскорбиновая кислота внутривенно – 30мл 5% раствора.

KMnO₄ в садоводстве

Садоводы в своей практике часто используют марганцовку, на двух свойствах: окислительные и источник калия и марганца. Ион калия нужен растениям, как питательный элемент, а анион MnO₄ действует как окислитель на источники болезни: грибки, плесени и т. д., а также как микроэлемент.

KMnO₄ → K + MnO₄

Хороший народный рецепт для повышения урожайности клубники. Ранней весной с грядки убрать прошлогодние листья, приготовить розовый раствор марганцовки и теплым раствором полить всю плантацию клубники из лейки (дождиком).

Садоводы считаю, что уничтожают все инфекции и повышается урожайность за счет того, что у марганцовки не очень большая растворимость и ионы калия не вымываются из почвы.

Заключение

Перманганат калия неизменный представитель любой домашней аптечки. Его называют минеральным хамелеоном. Способность изменять окраску в водном растворе – фиолетово-малиновая, в присутствии кислот красный, при сильном разбавлении розовый. А при добавлении, например, H₂O₂ перекиси водорода – окраска исчезает.

Этот сильный окислитель обладает дезинфицирующим действием. Широко применяется в медицине, и как окислитель во многих отраслях производства, в химических лабораториях.

Литература

v – Препаративная химия;

v – «Синтезы органических препаратов»;

v Реми Г. – «Курс неоранической химии» том І.

v – «Популярная библиотека химических элементов». Москва, наука – 1983 года;

v Интернет-энциклопедия Википедия - www. wikipedia. org

Приложение

Опыты с марганцовкой

Марганцовка растворяется в воде. Раствор окрашивается в розовый цвет, сначала – розовый, а потом интенсивный.

→ →→

→ →https://pandia.ru/text/78/118/images/image006_25.jpg" alt="SL380294.JPG" width="587" height="440">

ІІІ опыт

При действии на кристаллы KMnO₄ холодной концентрированной серной кислоты (сильно водоотнимающего средства) разлагается, образуется оксид марганца.

ü Mn₂O₇ - зеленовато-черная маслянистая жидкость.

Если в эту жидкость обмакнуть стеклянную палочку и поднести к фитильку спиртовки – она загорается.

https://pandia.ru/text/78/118/images/image008_15.jpg" alt="SL3rfsdfsdfsd80297.JPG" width="251" height="188"> →

→ → ,

Опыт можно видоизменить – смочить спиртом ватку и отжать спирт в смесь KMnO₄ и H₂SO₄, то есть в Mn₂O₇. Происходит вспышка (окисление).

https://pandia.ru/text/78/118/images/image013_10.jpg" alt="SL380308.JPG" width="203" height="271 id="> →

→→ →

→

Марганцовка с глицерином

Если насыпать в фильтровальную бумагу KMnO₄ и смочить соль глицерином. Завернуть в пакетик, то через семь минут появляется дымок и пакет загорается.

https://pandia.ru/text/78/118/images/image018_2.jpg" alt="SL380299.JPG" width="274" height="206">→

→→ →

Пантелеев Павел Александрович

В работе даются объяснения возникновения цвета у различных соединений, а также исследуются свойства веществ-хамелеонов.

Скачать:

Предварительный просмотр:

Химия цвета. Вещества-хамелеоны

Секция: естествознание

Выполнил: Пантелеев Павел Николаевич,

Ученик 11 «А» класса

Средней общеобразовательной школы №1148

им. Ф. М. Достоевского

Преподаватель: Кармацкая Любовь Александровна

1. Введение. Стр.2

2. Природа цвета:

2.1. органических веществ; Стр.3

2.2. неорганических веществ. Стр.4

3. Воздействие среды на цвет. Стр.5

4. Вещества-хамелеоны. Стр.7

5. Экспериментальная часть:

5.1. Переход хромата в бихромат и обратно; Стр.8

5.2. Окислительные свойства солей хрома (VI); Стр.9

5.3. Окисление этанола хромовой смесью. Стр.10

6. Фотохромизм. Стр.10

7. Выводы. Стр.13

8.Список использованных источников. Стр.14

1. Введение.

На первый взгляд, может показаться трудным дать объяснение природы цвета. Почему вещества имеют разные цвета? Каким образом цвет вообще возникает?

Интересно, что в глубинах океана обитают существа, в теле которых течёт кровь голубого цвета. Одни из таких представителей – голотурии. При этом кровь рыб, выловленных в море, красная, подобно крови многих других крупных существ.

От чего же зависит цвет различных веществ?

Прежде всего, цвет зависит не только от того, как окрашено вещество, но и от того, как оно освещено. Ведь в темноте всё кажется чёрным. Цвет также определяют химические структуры, преобладающие в веществе: например, цвет листьев растений бывает не только зелёным, но и синим, фиолетовым и др. Это объясняется тем, что в таких растениях помимо хлорофилла, придающего зелёный окрас, преобладают и другие соединения.

Голубая кровь у голотурий объясняется тем, что у них в пигменте, обеспечивающим цвет крови, вместо железа содержится ванадий. Именно его соединения придают голубую окраску жидкости, содержащейся в голотуриях. В глубинах, где они обитают, содержание кислорода в воде очень мало и им приходится приспосабливаться к этим условиям, поэтому в организмах возникли соединения, совершенно иные, чем у обитателей воздушного окружения.

Но мы ещё не ответили на поставленные выше вопросы. В данной работе мы постараемся дать полные, развёрнутые ответы на них. Для этого следует провести ряд исследований.

Целью данной работы и будет дать объяснение возникновения цвета у различных соединений, а также исследовать свойства веществ-хамелеонов.

В соответствии с целью поставлены задачи

Вообще, цвет является результатом взаимодействия света с молекулами вещества. Этот результат объясняется несколькими процессами:
* взаимодействием магнитных колебаний светового луча с молекулами вещества;

* избирательным поглощением тех или иных световых волн молекулами с разными структурами;

* воздействием лучей, отражённых или прошедших через вещество, на сетчатку глаза или на оптический прибор.

Основой для объяснения цвета является состояние электронов в молекуле: их подвижность, способность переходить с одного энергетического уровня на другой, перемещаться от одного атома к другому.

Цвет связан с подвижностью электронов в молекуле вещества и с возможностью перехода электронов на ещё свободные уровни при поглощении энергии кванта света (элементарная частица светового излучения ).

Цвет возникает в результате взаимодействия квантов света с электронами в молекулах вещества. Однако, из-за того, что состояние электронов в атомах металлов и неметаллов, органических и неорганических соединениях различно, механизм появления цвета у веществ также отличается .

2.1 Цвет органических соединений.

У органических веществ , обладающих цветом (а далеко не все они имеют это свойство), молекулы схожи по своей структуре: они, как правило, большие, состоят из десятков атомов. Для возникновения цвета в этом случае значение имеют не электроны отдельных атомов, а состояние системы электронов всей молекулы .

Обычный солнечный свет - это поток электромагнитных волн. Световая волна характеризуется длиной – расстоянием между соседними максимумами или двумя соседними впадинами. Она измеряется в нанометрах (нм). Чем короче волна, тем больше её энергия, и наоборот.

Окраска вещества зависит от того, какие волны (лучи) видимого света оно поглощает. Если солнечный свет веществом совсем не поглощается, а отражается и рассеивается, то вещество будет казаться белым (бесцветным). Если же вещество поглощает все лучи, то оно кажется чёрным.

Процесс поглощения или отражения определённых лучей света связан с особенностями строения молекулы вещества. Поглощение светового потока всегда связано с передачей энергии электронам молекулы вещества. Если в молекуле содержатся s-электроны (образующие сферическое облако ), то для возбуждения их и перевода на другой энергетический уровень требуется большая энергия. Поэтому соединения, имеющие s-электроны, всегда кажутся бесцветными. В то же время p-электроны (образующие облако в форме восьмёрки ) возбуждаются легко, так как связь, осуществляемая ими менее прочная. Такие электроны содержатся в молекулах, имеющих сопряжённые двойные связи. Чем длиннее цепь сопряжения, тем больше p-электронов и тем меньше требуется энергии для их возбуждения. Если энергия волн видимого света (длины волн от 400 до 760 нм) будет достаточной для возбуждения электронов, то появляется окраска, которую мы видим. Лучи, затраченные на возбуждение молекулы, будут ей поглощаться, а непоглощённые будут восприниматься нами как окраска вещества .

2.2 Цвет неорганических веществ.

У неорганических веществ цвет обусловлен электронными переходами и переносом заряда от атома одного элемента к атому другого. Решающую роль здесь играет внешняя электронная оболочка элемента.

Как и в органических веществах, возникновение цвета здесь связано с поглощением и отражением света.

Вообще, окраска вещества складывается из суммы отражённых волн (или прошедших через вещество без задержки). При этом цвет вещества означает, что из всего диапазона длин волн видимого света им поглощаются определённые кванты. В молекулах окрашенных веществ энергетические уровни электронов расположены близко друг к другу. Например, вещества: водород, фтор, азот – кажутся нам бесцветными. Это происходит из-за того, что кванты видимого света не поглощаются ими, так как не могут перенести электроны на более высокий уровень. То есть, через эти вещества проходят ультрафиолетовые лучи, не воспринимаемые человеческим глазом, поэтому и сами вещества для нас не имеют цвета. У цветных веществ, например, хлора, брома, йода, электронные уровни расположены теснее друг к другу, поэтому кванты света в них способны перевести электроны из одного состояния в другое .

Опыт. Влияние иона металла на окраску соединений.

Приборы и реактивы: четыре пробирки, вода, соли железа(II), кобальта(II), никеля (II), меди (II).

Выполнение опыта. В пробирки наливаем 20-30 мл воды, вносим по 0,2 г солей железа, кобальта, никеля и меди и перемешиваем до растворения. Окраска раствора железа стала жёлтой, кобальта – розовой, никеля - зелёной, а меди – синей.

Вывод: Как известно из химии, структура этих соединений одинакова, однако они имеют различное число d-электронов: у железа – 6, у кобальта – 7, у никеля – 8, у меди – 9. Это число влияет на окраску соединений. Поэтому и видно различие в цвете.

3. Воздействие среды на цвет.

Ионы в растворе окружены оболочкой растворителя. Слой таких молекул, непосредственно примыкающих к иону, называют сольватной оболочкой .

В растворах ионы могут воздействовать не только друг на друга, но и на окружающие их молекулы растворителя, а те в свою очередь на ионы. При растворении и в результате сольватации возникает цвет у иона ранее бесцветного. Замена воды на аммиак углубляет цвет. Аммиачные молекулы деформируются легче и интенсивность окраски усиливается.

Теперь сравним интенсивность окраски соединений меди.

Опыт №3.1. Сравнение интенсивности окраски соединений меди.

Приборы и реактивы: четыре пробирки, 1-процентный раствор CuSO 4, вода, НCl, раствор аммиака NH 3, 10-процентный раствор гексацианоферрата(II) калия.

Выполнение опыта. В одну пробирку помещаем 4 мл CuSO 4 и 30 мл H 2 O, в другие две – 3 мл CuSO 4 и 40 мл H 2 O. Добавляем в первую пробирку 15 мл концентрированной НCl – появляется жёлто-зелёная окраска, во вторую – 5 мл 25-процентного раствора аммиака – появляется синяя окраска, в третью – 2 мл 10-процентного раствора гексацианоферрата(II) калия – наблюдаем красно-бурый осадок. В последнюю пробирку добавляем раствор CuSO 4 и оставляем для контроля.

2+ + 4Cl - ⇌ 2- + 6H 2 O

2+ + 4NH 3 ⇌ 2+ + 6H 2 O

2 2 + 4- ⇌ Cu 2 + 12 H 2 O

Вывод: При уменьшении количества реагента (вещества, участвующего в химической реакции ), необходимого для образования соединения, происходит увеличение интенсивности окраски. При образовании новых соединений меди происходит перенос заряда и изменение цвета.

4. Вещества-хамелеоны.

Понятие «хамелеон» известно, прежде всего, как биологический, зоологический термин, обозначающий пресмыкающееся, обладающее способностью менять окраску своего кожного покрова при раздражении, перемене цвета окружающей среды и т. п.

Однако «хамелеонов» можно встретить и в химии. Так в чём же связь?

Обратимся к химическому понятию:
Вещества-хамелеоны - это вещества, меняющие свою окраску в химических реакциях и свидетельствующие об изменениях в исследуемой среде. Выделяем общее – изменение цвета (окраски). Именно это и связывает данные понятия. Вещества-хамелеоны известны с давних времён. В старинных руководствах по химическому анализу рекомендуется использовать «раствор хамелеона» для определения в образцах неизвестного состава содержания сульфита натрия Na 2 SO 3 , пероксида водорода Н 2 O 2 или щавелевой кислоты Н 2 С 2 O 4 . «Раствор хамелеона» - это раствор перманганата калия КМnO 4 , который при химических реакциях, в зависимости от среды, меняет свою окраску по-разному. Например, в кислотной среде ярко-фиолетовый раствор перманганата калия обесцвечивается из-за того, что из перманганат-иона МnO 4 - образуется катион, т.е. положительно заряженный ион Мn 2+ ; в сильнощелочной среде из ярко-фиолетового МnO 4 - получается зелёный манганат-ион МnO 4 2- . А в нейтральной, слабокислой или слабощелочной среде конечным продуктом реакции будет нерастворимый чёрно-бурый осадок диоксида марганца МnO 2 .

Добавим, что благодаря своим окислительным свойствам, т.е. способности отдавать электроны или забирать их у атомов других элементов, и наглядному изменению окраски в химических реакциях перманганат калия нашел широкое применение в химическом анализе.

Значит, в данном случае «раствор хамелеона» (перманганата калия) используется в качестве индикатора, т.е. вещества, показывающего наличие химической реакции или изменения, произошедшие в исследуемой среде.
Существуют и другие вещества, называемые «хамелеонами». Мы рассмотрим вещества, содержащие элемент хром Cr.

Хромат калия - неорганическое соединение, соль металла калия и хромовой кислоты с формулой K 2 CrO 4 , жёлтые кристаллы, растворимые в воде.

Бихрома́т ка́лия (двухромовокислый калий, ка́лиевый хро́мпик) - K 2 Cr 2 O 7 . Неорганическое соединение, оранжевые кристаллы, растворимые в воде. Высокотоксичен.

5. Экспериментальная часть.

Опыт №5.1. Переход хромата в бихромат и обратно.

Приборы и реактивы: раствор хромата калия К 2 СrO 4 , раствор бихромата калия К 2 Cr 2 O 7 , серная кислота, гидроксид натрия.

Выполнение опыта. К раствору хромата калия добавляем серную кислоту, в результате происходит изменение окраски раствора из жёлтого в оранжевый цвет.

2К 2 CrO 4 + Н 2 SO 4 = К 2 Cr 2 O 7 + К 2 SO 4 + Н 2 О

К раствору бихромата калия добавляю щёлочь, в результате происходит изменение окраски раствора из оранжевой в жёлтую.

К 2 Cr 2 O 7 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 2КOH + Н 2 О

Вывод: В кислой среде хроматы неустойчивы, ион жёлтого цвета превращается в ион Cr 2 O 7 2- оранжевого цвета, а в щелочной среде реакция протекает в обратном направлении:
2 Cr 2 O 4 2- + 2Н + кислая среда - щелочная среда Cr 2 O 7 2- + Н 2 О.

Окислительные свойства солей хрома (VI).

Приборы и реактивы: раствор бихромата калия К 2 Cr 2 O 7 , раствор сульфита натрия Na 2 SO 3 , серная кислота H 2 SO 4 .

Выполнение опыта. К раствору К 2 Cr 2 O 7 , подкисленному серной кислотой, добавляем раствор Na 2 SO 3. Наблюдаем изменение окраски: оранжевый раствор стал зелёно-синим.

Вывод: В кислой среде хром восстанавливается сульфитом натрия от хрома (VI) до хрома (III): К 2 Cr 2 O 7 + 3Na 2 SO 3 + 4H 2 SO 4 = К 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3Na 2 SO 4 + 4H 2 O.

Опыт №5.4. Окисление этанола хромовой смесью.

Приборы и реактивы: 5%-ный раствор бихромата калия К 2 Cr 2 O 7 , 20%-ный раствор серной кислоты H 2 SO 4 , этиловый спирт (этанол).

Выполнение опыта: К 2 мл 5%-ного раствора бихромата калия приливаем 1 мл 20%-ного раствора серной кислоты и 0,5 мл этанола. Наблюдаем сильное потемнение раствора. Разбавляем раствор водой, чтобы лучше увидеть его оттенок. Получаем раствор жёлто-зелёного цвета.
К 2 Cr 2 O 7 + 3C 2 H 5 OH+ H 2 SO 4 → 3CH 3 -CОН + Cr 2 О 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O
Вывод: В кислотной среде этиловый спирт окисляется бихроматом калия. При этом образуется альдегид. Этот опыт показывает взаимодействие химических хамелеонов с органическими веществами.

Опыт 5.4. наглядно иллюстрирует принцип, по которому действуют индикаторы для обнаружения алкоголя в организме. Принцип основан на специфическом ферментативном окислении этанола, сопровождающегося образованием пероксида водорода (Н 2 О 2 ), вызывающего образование окрашенного хромогена, т.е. органического вещества, содержащего хромофорную группу (хим. группа, состоящая из атомов углерода, кислорода, азота).

Таким образом, эти индикаторы визуально (по цветовой шкале) показывают содержание алкоголя в слюне человека. Они применяются в медицинских учреждениях, при установлении фактов употребления алкоголя и алкогольного опьянения. Область применения индикаторов – любая ситуация, когда необходимо установить факт употребления алкоголя: проведение предрейсовых осмотров водителей транспортных средств, выявление нетрезвых водителей на автодорогах автоинспекцией, использование при экстренной диагностике, как средство самоконтроля и др.

6. Фотохромизм.

Познакомимся с интересным явлением, где также происходит изменение цвета веществ, фотохромизмом.

Сегодня очками со стеклами-хамелеонами вряд ли кого-то удивишь. Но история открытия необычных веществ, меняющих свой цвет в зависимости от освещенности, очень интересна. В 1881 году английский химик Фипсон получил от своего друга Томаса Гриффита письмо, в котором тот описывал свои необычные наблюдения. Гриффит писал, что входная дверь почты, расположенной напротив его окон, в течение дня меняет свой цвет - темнеет, когда солнце в зените, и светлеет в сумерках. Заинтересовавшись сообщением, Фипсон исследовал литопон - краску, которой была окрашена дверь почты. Наблюдение его друга подтвердилось. Фипсон не смог объяснить причину явления. Однако обратимой цветной реакцией не на шутку заинтересовались многие исследователи. И в начале ХХ века им удалось синтезировать несколько органических веществ, названных "фотохромами", то есть "светочувствительными красками". Со времен Фипсона ученые многое узнали о фотохромах – веществах, меняющих окраску под действием света.

Фотохромизм, или тенебресценция - явление обратимого изменения окраски вещества под действием видимого света, ультрафиолета.

Воздействие света вызывает в фотохромном веществе , атомарные перестройки, изменение заселённости электронных уровней. Параллельно с изменением цвета вещество может менять показатель преломления, растворимость, реакционную способность, электропроводимость, другие химико-физические характеристики. Фотохромизм присущ ограниченному числу органических и неорганических, природных и синтетических соединений.

Различают химический и физический фотохромизм:

• химический фотохромизм: внутримолекулярные и межмолекулярные обратимые фотохимические реакциями (таутомеризация (обратимая изомерия), диссоциация (расщепление), цис-транс-изомеризация и др.);
• физический фотохромизм: результат перехода атомов или молекул в разные состояния. Изменение окраски в этом случае обусловлено изменением заселённости электронных уровней. Такой фотохромизм наблюдается при воздействии на вещество только мощных световых потоков.

Фотохромы в природе:

• Минерал тугтупит способен менять цвет от белого или бледно-розового до ярко-розового.

Фотохромные материалы

Существуют следующие типы фотохромных материалов: жидкие растворы и полимерные плёнки (высокомолекулярные соединения ), содержащие фотохромные органические соединения, стекла с равномерно распределёнными в их объёме микрокристаллами галогенидов серебра (соединения серебра с галогенами ), фотолиз (распад под действием света ) которых обусловливает фотохромизм; кристаллы галогенидов щелочных и щёлочно-земельных металлов, активированные различными добавками (например, CaF 2 /La,Ce; SrTiO 3 /Ni,Mo).

Эти материалы применяются в качестве светофильтров переменной оптической плотности (т. е. регулируют поток света) в средствах защиты глаз и приборов от светового излучения, в лазерной технике и т.д.

Фотохромные линзы

Фотохромная линза на свету, частично прикрытая бумагой. Между светлой и темной частями виден второй уровень цвета, так как фотохромные молекулы расположены на обеих поверхностях линзы поликарбоната и других пластмасс . Фотохромные линзы обычно темнеют в присутствии ультрафиолета и светлеют при его отсутствии меньше чем за минуту, но полный переход из одного состояния в другое происходит от 5 до 15 минут.

Выводы.

Итак, цвет различных соединений зависит:

*от взаимодействия света с молекулами вещества;

*у органических веществ цвет возникает в результате возбуждения электронов элемента и их перехода на другие уровни. Важно состояние системы электронов всей большой молекулы;

*у неорганических веществ цвет обусловлен электронными переходами и переносом заряда от атома одного элемента к атому другого. Большую роль играет внешняя электронная оболочка элемента;

*на окраску соединения влияет внешняя среда;

*важную роль играет число электронов в соединении.

Список использованных источников

1. Артеменко А. И. «Органическая химия и человек» (теоретические основы, углублённый курс). Москва, «Просвещение», 2000.

2. Фадеев Г. Н. «Химия и цвет» (книга для внеклассного чтения). Москва, «Просвещение», 1977.