Химическая кунсткамера

Самые эффектные и красивые опыты

О г л а в л е н и е

Введение

Глава 1. Химические диковинки

1.1. Искрящиеся кристаллы
       Двойные соли
      Квасцы

1.2. Оранжевый свет
       Гидрохинон и формальдегид
       Пероксид водорода

1.3. Красный осадок белого вещества
      Перманганаты
      Твердые растворы

1.4. «Гроза» в стакане
      Броматы

1.5. Облако из колбы
      Аммиак
1.6. «Елочка в снегу»
1.7. Выходки сахара
1.8. Дым «под арестом»
1.9. Дым из воды
      Диоксид углерода

1.10. Бледно-зеленое пламя
       Белый фосфор
       Аппарат Киппа

1.11 Химическая «мигалка»
        Малоновая кислота
        Фенантролин

1.12. Йодидный ион «выбрасывает» электрон
        Нитриты

Глава 2. Чудеса металлические и электрические

2.1. Ложка... исчезает
      Амальгама
2.2. Кислота-защитница
2.3. Зеркальная колба
       Юстус фон Либих
       Зеркала Архимеда

2.4. Пожар под водой
       Асбест

2.5. «Шаровая молния» в растворе

2.6. Это тоже амальгама
       Амальгама натрия

2.7. Огниво Дёберейнера
      Иоганн Вольфганг Дёберейнер
      Платинированный асбест

2.8. Неугасимый... магний

Глава 3. «Фараоновы змеи»

3.1. Тиоцианатная «змея» Вёлера
      Фридрих Вёлер
      Тиоцианаты
      Дисульфид углерода

3.2. Дихроматные змеи
      Хроматы и дихроматы
      Коллодий
      Нитраты

3.3. Содовая «гадюка»

3.4. «Черный удав» из стакана

3.5. Уротропиновый дракон
       Уротропин

3.6. Нитратный «червяк»
       Глицерин

3.7. Анилиновая «кобра» пара-Нитроацетанилид
      Анилин
      Вакуумное фильтрование

Глава 4. Дым без огня, горение без пламени

4.1. Маскирующий дым
      Нафталин
      Хлораты
      Клод-Луи Бертолле
      Гексахлорэтан
      Перхлораты

4.2. Когда парафин дымит?
       Парафин

4.3. Таинственное исчезновение

4.4. Ацетон и медная проволока
       Ацетон

4.5. Кто украл спирт?

4.6. Ацетат против огня
       Ацетаты

4.7. Еще один «дымарь»

Глава 5. Вулканы на столе

5.1. Вулкан Бёттгера

5.2. Вулкан Лемери
       Никола Лемери

5.3. Ферратный вулкан
       Ферраты

5.4. Угольный вулкан

5.5. Дымящийся вулкан
       Скипидар

5.6. Вулкан Шееле
       Карл Шееле

5.7. Рецепт термита от Ганса Гольдшмидта
      Пероксиды

5.8. Цинковые вулканы
       Тетрахлорид углерода

5.9. Искристый вулкан

5.10. Фиолетовый джинн

5.12. Огнедышащая сера

5.13. И еще «гейзеры»!

Глава 6. Чудеса с водой

6.1. Химическая хирургия

6.2. Рука-волшебница и платок-хамелеон

6.3. «Фруктовый кисель»
       Фенолфталеин
       Жидкое стекло

6.4. «Молочная река»

6.5. Вода превращается в «вино»

6.6. Кассиев золотой пурпур
      Аураты

6.7. Малиновый фонтан
       Лакмус

6.8. Раствор «хамелеона»
      Хлорная вода

6.9. «Задумчивая» реакция
        Сульфиты
        Крахмал

6.10. Союз ионов меди и йода
         Тиосульфаты
         Тетратионаты

6.11. Беспокойный металл
          Гемфри Дэви

Глава 7. Удивительные приборы и странные изобретения

7.2. Синий плотномер
       Купоросы
       Архимед

7.2. Химический барометр
       Камфора

7.3. Бумажный гигрометр

7.4. Секретные чернила
      Аммиакаты
      Гексацианоферраты

7.5. Мечта реставратора

7.6. Дьявольское наваждение
      Меркураты

7.7. Катализатор на ниточке
       Активированный уголь

7.8. Красный селен
       Барон Берцелиус

7.9. Анилиновый черный

7.10. Первый комплекс

Глава 8. Огненное волшебство

8.1. Светящаяся рука

8.2. И вдруг вспыхнула свеча!

8.3. Исчезающие кольца
      Фосфин

8.4. Цветное пламя свечи

8.5. Спиртовые огни

8.6. Вода вместо спичек, или пероксид-воспламенитель

8.7. Горящая кислота
       Жозеф-Луи Гей-Люссак

8.8. Огненный дождь... взаперти

8.9. Железо горит!
      Цитраты

8.10. Пламя – и сноп искр

Глава 9. Химический пейзаж: и сад, и аквариум

9.1. Деревья Сатурна и Юпитера Парацельс

9.2. Серебряное деревце Дианы

9.3. Кристаллы меди на графите
       Поролон
       Купраты
       Аквакатионы

9.4. Цианоферратные кустарники Ломоносова
        Михаил Васильевич Ломоносов

9.5. Хроматный осенний сад

9.6. Золотистые листочки в растворе

9.7. Химический аквариум

9.8. Оранжерея Пелиго

9.9. Фантастические пейзажи на стекле
      Желатин

9.10. Кольца Лизеганга

9.11. Заросли из серы

9.12. Замшелые камни

9.13. Целлюлозные водоросли
        Целлюлоза

9.14. Овраги и канавы... на стекле

9.15. Опавшая золотая листва

9.16. Эмалевые пейзажи на металле
        Эмаль
        Бораты

Глава 10. «Гремучие» опыты

10.1. Гремучий газ, или Летающая банка
         Антуан-Лоран Лавуазье

10.2. Кислота Каро
        Пероксосерные кислоты и их соли
        Бензол
        Нитрозобензол

10.3. Вещество, не терпящее прикосновения
        Нитриды

10.4. Фейерверк в жидкости

10.5. Бенгальские огни
         Оксалаты

10.6. Бенгальская бумага

Заключение

Введение

Случается нередко нам
И труд, и мудрость видеть там,
Где стоит только догадаться
За дело просто взяться.
                       И.А.Крылов. «Ларчик»

Химические опыты, которые часто сопровождаются красочными эффектами, нередко вызывают у тех, кто мало знаком с химией или встречается с ней впервые, вопросы: «Как это происходит?» и «Почему?»

С этих вопросов и начинается увлечение химией – наукой, полной удивительных загадок, таинственных и непонятных явлений. Стремление увидеть своими глазами, как взаимодействуют разные вещества, появляется уже в детском возрасте. Вот только два примера.

В Германии, в городе Дармштадте, гимназист Юстус Либих часто проводил химические опыты в аптеке своего отца и думал о них на уроках в гимназии. Как-то раз учитель латинского языка заметил, что Юстус не слушает его объяснений, и спросил: «Либих, почему вы не хотите учиться? В этом году вы кончаете школу. Кем станете?» Юстус встал и, не задумываясь, ответил: «Я буду химиком!» Громкий смех раздался в классе. Засмеялся и учитель, заметив: «Разве такая специальность существует?» Шел 1820 год...

Прошло всего 14 лет, и Юстус Либих стал профессором Гисенского университета, выдающимся химиком.

На другом конце Европы, в России, учился в пансионе в городе Чистополе Казанской губернии Саша Бутлеров. В 1842 г. Бутлерову было всего 14 лет, и он также увлекался химией. Под его кроватью в общежитии всегда находили склянки с химикатами. Однажды ночью, когда все спали, он стал готовить смесь для бенгальского огня, который хотел показать сверстникам днем. Но смесь неожиданно воспламенилась, пламя подпалило мальчику волосы и брови. Комната наполнилась дымом, все проснулись, и поднялся переполох. Кто-то закричал: «Пожар! Горим!» В наказание Сашу три дня ставили в угол во время обеда, а на шею вешали черную доску с надписью «Великий химик».

Через 20 лет Бутлеров действительно стал великим химиком.

Но не только Либих и Бутлеров – тысячи молодых людей в разных странах, увлеченные необычными химическими явлениями, приобщались к удивительной науке и со временем становились химиками-профессионалами. Так пришли в химию Ж.-Л. Гей-Люссак, Й.Я.Берцелиус, Р.В.Бунзен, Ф.Вёлер, Я.Х.Вант-Гофф, Н.Н.Зинин, Д.И.Менделеев, Л.А.Чугаев и другие выдающиеся ученые.

Однако вернемся к нашей книге. Она позволит выбрать и самостоятельно провести наиболее интересные опыты. При этом можно, переходя от одного опыта к другому, постепенно познавать химические явления – так же, как это делали в молодости великие химики прошлого.

Все описанные здесь опыты осуществимы, только если строго соблюдать все приведенные рекомендации. Если опыт не получился, надо обязательно найти причину. Бывает, что реагенты загрязнены примесями или взяты неподходящие количественные соотношения исходных веществ. На ход опыта часто влияют температура, степень измельчения веществ, концентрация используемых растворов, чистота посуды и даже срок хранения реактивов... Так или иначе, неудавшийся опыт порой бывает предпочтительнее удачного, т. к. помогает раскрыть те стороны химического поведения веществ, которые ранее ускользали от внимания исследователей.

Простые и эффектные опыты, описания которых вы здесь найдете, не требуют каких-то особых химических навыков, а лишь осторожности, внимания и аккуратности. Избежать неприятных неожиданностей поможет соблюдение трех простых правил.

· Первое. Не надо экспериментировать дома с незнакомыми веществами. Не забывайте, что слишком большие количества даже хорошо известных химикатов в неумелых руках могут стать опасными. Никогда не превышайте количества веществ, указанных в описании опыта.

· Второе. Прежде чем выполнять любой опыт, нужно внимательно прочесть его описание и понять свойства применяемых веществ. Для этого есть учебники, справочники и другая литература.

· Третье. Нужно быть осторожным и предусмотрительным. Если опыты связаны с горением, образованием дыма и вредных газов, следует показывать их там, где это не вызовет последствий, например в вытяжном шкафу во время занятий химического кружка или под открытым небом. Если во время опыта какие-то вещества разбрасываются или разбрызгиваются, надо обезопасить себя защитными очками либо экраном, усадить зрителей на безопасном расстоянии. Все опыты с сильными кислотами и щелочами необходимо проводить, надев очки и резиновые перчатки.

Если эти правила будут соблюдены, то ваши эксперименты будут успешными и химические вещества раскроют перед вами очарование своих чудесных превращений.

Глава 1. Химические диковинки

Я чудеса творю что день
В капризе прихотливом...
                     Г. Гейне. «Книга песен»

Некоторые химические опыты настолько удивительны, что рассказам химиков о них не верят, пока не убедятся воочию в правоте сказанного. В сущности, любые химические превращения веществ всегда поражают воображение. Но и среди них есть «чемпионы» по необычности.

1.1. Искрящиеся кристаллы

Разве можно поверить тому, что вещество при кристаллизации из водного раствора выделяет под водой сноп искр?

Но попробуйте смешать 108 г сульфата калия К₂SO₄ и 100 г декагидрата сульфата натрия Nа₂SO₄•10H₂O (глауберова соль) и добавить порциями при помешивании немного горячей дистиллированной или кипяченой воды, пока все кристаллы не растворятся. Раствор оставьте в темноте для охлаждения и кристаллизации двойной соли Nа₂SO₄•2К₂SO₄•10Н₂О. Как только начнут выделяться кристаллы, раствор будет искриться: при 60 °С слабо, а по мере охлаждения все сильнее и сильнее. Когда кристаллов выпадет много, вы увидите целый сноп искр. Если провести стеклянной палочкой по выделившимся на дне сосуда кристаллам, то снова появятся искры.

Свечение и образование искр вызваны тем, что при кристаллизации двойной соли, которая получается по реакции:

2К₂SO₄ + Nа₂SO₄ + 10Н₂О = Nа₂SO₄•2К₂SO₄•10Н₂О, выделяется много энергии, почти полностью превращающейся в световую.

Двойные соли

Двойными называют соли, образованные двумя разными катионами с одним и тем же анионом. Например, при упаривании водного раствора, содержащего 1 моль сульфата калия К₂SO₄ и 1 моль сульфата алюминия Аl₂(SO₄)₃, выделяется не смесь этих солей, а однородные кристаллы «алюмокалиевых квасцов» – додекагидрата сульфата алюминия-калия КAl(SO₄)₂•12Н₂О, имеющие характерную октаэдрическую форму:

Двойные соли можно рассматривать как комплексные соединения, существующие только в кристаллическом состоянии. При растворении в воде они полностью распадаются на ионы. Так, квасцы диссоциируют на катионы калия К⁺ и гексаакваалюминия [Аl(Н₂О)₆]³⁺, сульфат-ионы SО₄^2– и молекулы воды:

КАl(SO₄)₂•12Н₂О = К⁺ + [Аl(Н₂О)₆]³⁺ + 2SO₄^2– + 6H₂O.

Поэтому химическое поведение водных растворов двойных солей не отличается от поведения составляющих их обычных солей.

Квасцы

Квасцы – групповое название двойных солей состава МЭ(SO₄)₂•12Н₂О, где М – калий К, рубидий Rb, цезий Сs, аммоний NH₄, а Э – алюминий Аl, хром Cr, железо Fe и другие элементы со степенью окисления +3, дающие при диссоциации солей трехзарядные катионы. Квасцы хорошо растворяются в воде, их водные растворы имеют вяжущий кисловатый вкус и кислую реакцию из-за гидролиза, например:

[Аl(Н₂О)₆]³⁺ + Н₂О [Аl(Н₂О)₅(ОН)]²⁺ + Н₃О⁺.

При нагревании квасцы сначала плавятся в содержащейся в них воде, а затем эту воду теряют, образуя безводные соли. Дальнейшее нагревание превращает квасцы в смесь оксидов металлов.

1.2. Оранжевый свет

Появление этого удивительного свечения также вызвано почти полным превращением энергии химической реакции в световую. Чтобы его наблюдать, к насыщенному водному раствору гидрохинона С₆Н₄(ОН)₂ приливают 10–15%-й раствор карбоната калия К₂СО₃, формалин – водный раствор формальдегида НСНО – и пергидроль – концентрированный раствор пероксида водорода Н₂О₂. Свечение жидкости лучше наблюдать в темноте.

Свечение вызвано окислительно-восстановительными реакциями превращения гидрохинона С₆Н₄(ОН)₂ в хинон (С₆Н₄)О₂, а формальдегида НСНО – в муравьиную кислоту НСООН:

С₆Н₄(ОН)₂ + Н₂О₂ = (С₆Н₄)О₂ + 2Н₂О,
НСНО + Н₂О₂ = НСООН + Н₂О.

Одновременно протекает реакция нейтрализации муравьиной кислоты карбонатом калия с образованием соли – формиата калия НСООК – и выделением диоксида углерода СО₂ (углекислый газ), поэтому раствор вспенивается:

2НСООН + К₂СО₃ = 2НСООК + СО₂­ + Н₂О.

Гидрохинон и формальдегид

Гидрохинон (1,4-дигидроксибензол) – бесцветное кристаллическое вещество состава С₆Н₄(ОН)₂. Молекула гидрохинона содержит бензольное кольцо, в котором два атома водорода в параположении замещены на две гидроксильные группы. Гидрохинон хорошо растворим в воде, этиловом спирте и ацетоне; он – сильный восстановитель и в этом качестве используется в фотографическом процессе, входя в состав проявителя.

Под действием окислителей гидрохинон превращается в хинон (бензохинон) состава С₆Н₄О₂:

В свободном состоянии хинон образует желтые кристаллы, малорастворимые в воде, хорошо растворимые в этиловом спирте и в водных растворах щелочей.

Формальдегид НСНО (альдегид муравьиной кислоты) – бесцветное газообразное вещество с острым запахом. Водный 40%-й раствор НСНО называется формалином. При упаривании или длительном хранении формалина происходит полимеризация формальдегида с образованием параформальдегида, или параформа, – бесцветного твердого вещества. Молекулы этого продукта полимеризации формальдегида имеют строение длинных цепей состава Н(–СН₂–О–СН₂–О–СН₂–)_nОН, где n принимает значения от 8 до 100. При нагревании параформ снова превращается в газообразный формальдегид.

Впервые формальдегид получил немецкий химик Андреас Маргграф в 1740 г., а параформ выделил русский химик Александр Бутлеров в 1861 г.

Пероксид водорода

Чистый пероксид водорода Н₂О₂ – бледно-голубая сиропообразная жидкость, которая при охлаждении ниже –1 °С превращается в бледно-голубые кристаллы. Водный 30%-й раствор Н₂О₂ называют пергидролем. Безводный Н₂О₂ неустойчив при хранении, особенно на свету. Его разложение часто протекает со взрывом:

2Н₂О₂ = 2Н₂О + О₂­.

Пероксид водорода смешивается с водой в любых соотношениях и в водных растворах проявляет свойства очень слабой кислоты:

Н₂О₂ + Н₂О НО₂^– + Н₃О⁺.

Нейтральные соли пероксида водорода называют пероксидами, а кислые – гидропероксидами (например, Nа₂О₂ – пероксид натрия, NаНО₂ – гидропероксид натрия). Пероксид водорода проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства, но первые выражены сильнее.

Впервые Н₂О₂ был получен в 1818 г. французским химиком Луи Тенаром при действии охлажденной серной кислоты на пероксид бария ВаО₂:

ВaO₂ + Н₂SO₄ = Н₂О₂ + BaSO₄Ї.

Помимо Н₂О₂ в этой реакции образуется белый осадок – малорастворимый в воде сульфат бария ВаSO₄.