ДОБУВАННЯ ХРОМО-КАЛІЄВОГО ГАЛУНУ

Розчиніть 10 г дихромату калію в 100 мл води і добавте 15 мл сірчаної кислоти. У розчин, охолоджений до кімнатної температури, добавляйте порціями етанол. Стежте, щоб температура не була вище від 40°С. Спирту візьміть на ЗО—50% більше, порівняно з обчисленою за наведеним рівнянням кількістю:

К2Сг20, + ЗС2Н5ОН + 4H2S04 = ЗСН3СНО + Cr2(S04)g +

K2S04 + 7Н20.

Під час реакції відновлення хрому (VI) до хрому (III) та окислення спирту до альдегіду колір розчину змінюється від оранжевого (колір іонів Cr2072-) до синьо-зеленого (колір іонів [Сг(Н20)6]з+).

Розчин помістіть у фарфорову чашку і трохи упарте. Потім залиште його для кристалізації хромо-калієвого галуну KCr(S04)2-12Н20. Галун виділятиметься з розчину у вигляді кристалів октаедричної форми. Висушіть ці кристали на фільтрувальному папері.

СИНІВ ПЕРОКСИД ХРОМУ

Налийте у велику пробірку 5—6 мл води, добавте кілька крапель розчину дихромату калію К2СГ2О7, 3 мл розведеної сірчаної КИСЛОТИ, 3%-НОгО розчину пероксиду ВОДНЮ Н202 і 2—3 мл діетилового ефіру. Добре збовтайте рідину. При взаємодії солі хрому з пероксидом водню в кислому середовищі утворюється пероксид хрому СгОб синього кольору:

К2Сг207 + 4НА + H2S04 = 2Сг05 -4- K2S04 + 5Н20.

У пероксиді хром має ступінь окислення +6. Ця сполука стійкіша у розчині ефіру, ніж у воді, проте поступово розкладається і в ньому.

ОКИСЛЕННЯ ХРОМУ (III)

Налийте в пробірку розчину солі хрому (III), наприклад, сульфату хрому (III), надлишок їдкого калі та пропустіть струмінь хлору. Відбудеться реакція окислення-відновлення за рівнянням:

Cr2(S04)3 + 16КОН + ЗС12 = 2К2Сг04 + 6КС1 +

+ 3K2S04 + 8Н20.

Ізумрудно-зелений колір розчину хроміту (точніше гідроксо-солі хрому), КСг02 або Ks[Cr(OH)g] зміниться на жовтий колір розчину хромату К2СЮ4.

Замість хлору можна використати бром.

МОЛІБДЕНОВА СИНЬ

Налийте в невеликий стакан 15—20 мл розчину молібдату амонію (NH4)2Mo04. Підкисліть розчин соляною кислотою і вкиньте у нього кілька гранул цинку. (Водень у момент виділення — сильний відновник). Молібдат амонію відновлюється до сполуки, відомої під назвою «молібденова синь». Ця речовина утворює колоїдний розчин синього кольору, який набуває згодом зеленого і, нарешті, бурого кольору. Це явище пояснюється різним станом колоїдного розчину.

Так само діють на підкислений розчин молібдату (та вольфрамату) інші відновники: хлорид олова (II), сірководень тощо.

МІНЕРАЛЬНІ «ХАМЕЛЕОНИ»

Відомий російський хімік В. М. Севергін вжив термін «мінеральний хамелеон» до манганату калію КгМпО*, який може змінювати своє забарвлення.

Щоб добути манганат калію, перманганат калію нагрівають до його розкладу:

2KMn04 = К2Мп04 + Мп02 + 02.

Якщо манганат калію розчинити у воді, утвориться розчин зеленого кольору. Проте цей колір швидко переходить у синьо-фіалковий, фіалковий і, нарешті, в малиновий. Одночасно виділяється бурий осад оксиду марганцю (IV), змулений у воді. Відбувається реакція окислення-відновлення марганцю:

ЗК2Мп04 + 2Н20 = 2КМп04 + Мп03 + 4КОН.

Розчиніть манганат калію в лужному середовищі. Утвориться стійкий розчин зеленого кольору. Долийте до нього (по стінках стакана) концентрованої сірчаної кислоти. Зелений розчин на дні поступово стане рожевим (КМп04).

Мінеральним «хамелеоном» можна назвати також і перманганат калію.

Налийте в три стакани, місткістю 250 мл кожний, по 100 мл дистильованої води і добавте по 2—3 мл розчину перманганату калію. До першого розчину добавте 3—5 мл концентрованої сірчаної кислоти, до другого — стільки ж їдкого натру. Колір розчину в усіх трьох стаканах однаковий — рожево-фіолетовий.

До кожного розчину доливайте частинами по 1 мл розчину сульфіту натрію. У першому стакані розчин стане безбарвним, оскільки перманганат у кислому середовищі відновлюється до сполуки марганцю (II). Іони Мп2+ — безбарвні. У другому стакані розчин стане зеленим. Цього кольору надають розчину ман-ганат-іони МпО^. Речовина в третьому стакані матиме буре забарвлення. Його надає змулений у воді тонкий осад оксиду марганцю (IV) Мп02.

Як бачимо, мінеральний «хамелеон» змінює свій колір залежно від умов реакції. Рівняння реакцій відповідно мають вигляд:

2КМп04 + 5Na2S03 + 3H2S04 = 2MnS04 + 5Na2S04 + + K2S04 + 3H20.

2KMn04 + Na2S03 + 2NaOH = K2Mn04 + Na2Mn04 +

-P Na2S04 -p H20,

2K Mn04 + 3Na2S03 -p H20 = 2Mn03 -f 3Na2S04 + 5FOH

ЗМАГАННЯ МОЛЕКУЛЯРНОГО та АТОМАРНОГО ВОДНЮ

Усім добре відомо, що водень — відновник. А чи відновлюватиме водень такі сильні окислювачі, як перманганат калію або дихромат калію? Про відновлення цих речовин свідчить зміна кольору розчинів.

Підготуйте апарат Кіппа для добування водню. У три стакани налийте відповідно розчини перманганату калію (0,01 и), дихромату калію (0,01 н) та розведений розчин хлориду заліза

33

(III). Підкисліть розчини сірчаною кислотою (1 : 5) і пропускайте в них струмінь водню протягом 2—3 хв. Колір розчинів не зміниться. Вкиньте в ці ж розчини кілька гранул цинку. Через деякий час перший розчин знебарвиться, другий — з оранжевого стане зеленим, третій — з жовтого перетвориться на зеленуватий.

У чому ж річ? Водень з апарата Кіппа — молекулярний (Нг), а в результаті взаємодії цинку з кислотою утворювався атомарний (Н) водень, який і вступав у реакцію з окислювачем. Висновок зробити неважко: водень в атомарному стані (в момент утворення) — енергійніший відновник, ніж у молекулярному.