Ķīmija

viss par ozonu-formulas,ietekme uz to utt

Ūdens apkures sistēmas... Gāzes apkures sistēmas... Cietā kurināmā katli... Šķidrā kurināmā katli...

Citronskābe subst. Citronskuobe Citronskābe ir bezkrāsaini, caurspīdīgi kristāli vai balts kristālisks pulveris bez smaržas, ar ļoti skābu garšu. Alkalozes gadījumos lieto 2 - 3 % citronskābes ūdens šķīdumus. Slāpju mazināšanai drudža gadījumos - kā 1% atvēsinošu dzērienu, dzirkstošu šķīdumu gatavošanai maisījumos ar nātrija hidrogenkarbonātu.

Skābeņskābe Nosaukums Skābeņskābe Ķīmiskā formula HOOC-COOH Molmasa 90.03 g/mol Blīvums 1770 kg/m3 Kušanas temperatūra 101°C Viršanas temperatūra 150°C Skābeņskābe (HOOC-COOH) ir stipra, toksiska, kristāliska skābe. Ir vienkāršākā divvērtīgā karbonskābe. Tā ir viena no spēcīgākajām organiskajām skābēm.

Varš Varš dabā un tā iegūšana Cilvēcē šo metālu pazīst jau 9000 gadu. Pazīstamākie vara minerāli ir halkopirīts CuFeS2, vara spīde Cu2S, pusdārgakmens malahīts [Cu(OH)]2CO3. Sastopami arī vara tīrradņi. Varu iegūst galvenokārt no sulfīdrūdām, jo aptuveni 80% vara dabā sastopami savienojumos ar sēru. Sulfīdrūdas koncentrē un pēctam apdedzina ar skābekli bagātinātā gaisā: 2Cu2S + 3O2  2Cu2O + 2SO2  Jēlvara (satur ~ 1% piemaisījumu) iegūšanai rūpniecībā lieto savdabīgu pirmometalurģijas metodi, poti, bagātinātu vara sulfīdrūdu apdedzina nepietiekamā gaisa daudzumā. Iegūstot Cu2O un Cu2S maisījumu, kuru karsē 1000 oC temperatūrā. Noris šāda reakcija: 2Cu2O + Cu2S  6Cu + SO2  Iegūto jēlvaru rafinē, izmantojot elektrolītisko metodi. Vara īpašības un izmantošana. Varš ir sarkanīgs, smags, samērā mīksts un plastisks metāls, tas ir viens no labākajiem siltuma un elektrības vadītājiem. Varš ir ķīmiski neaktīvs metāls. Ar gaisa skābekli varš sāk reaģēt 185 oC temperatūrā, veidojot vara (II) oksīdu, bet augstākā temperatūrā rodas vara (I) oksīds Cu2O. Taču bāziskā vara (II) karbonāta [Cu(OH)] 2CO3 zaļais apsūbējums uz vara vai tā sakausējumu virsmas ilgstošā saskarē ar gaisu veidojas pat parastajos apstākļos. Parastajos apstākļos svaigs vara pulveris reaģē ar visiem halogēniem. Sakarsēts varš deg hlorā, kā arī sēra un fosfora tvaikos, veidojot attiecīgi CuCl2, Cu2S, un vara fosfīdus Cu3P un Cu3P2. Ar ūdeņradi, oglekli un slāpekli varš nereaģē. Uz varu iedarbojas oksidējošās skābes (HNO3, H2SO4). Skābekļa klātbūtnē tas reaģē arī ar koncentrētu sālsskābi, veidojot vara (II) hlorīdu un ūdeni. Ar sārmiem varš praktiski nereaģē, taču uz to iedarbojas amonjaka ūdens skābekļa klātbūtnē, veidojot kompleksu savienojumu –tetraamīnvara (II) hidroksīdu: 2Cu + 8 NH3 + 2H2O + O2  2[Cu(NH3) 4] (OH) 2 Vairāk nekā 50% no visa iegūtā vara izlieto elektrotehnikā. To izmanto arī korozijaizsardzībā un vara sakausējumu iegūšani. Vara savienojumi. Vara (I) oksīds Cu2O (sarkanbrūns pulveris) ir bāzisks oksīds, bet vara (II) oksīds CuO (melns pulveris) ir amfotērs savienojums, kam pārsvarā ir bāziskas īpašības. Analogas īpašības piemīt arī vara (I) hidroksīdam Cu(OH) 2 (zils). CuOH un Cu2O iegūst, reducējot vara (II) hidroksīdu ar aldehīdiem vai ar glikozes šķīdumu. Viegli sildot tikko iegūta vara(II) hidroksīda nogulšņu un glikozes šķīduma maisījumu, vara(II) hidroksīda zilās nogulsnēs sāk pārvērsties dzeltenā vara (I) hidroksīda nogulsnes, kas, stiprāk karsējot, sadalās un veido sarkanas vara(I) oksīda nogulsnes. Vara(II) hidroksīdu iegūst no vara(II) sāļu ūdens šķīdumiem zilu nogulšņu veidā. Vara(II) hidroksīds ir nestabils savienojums, kas pēc ilgāka laika arī parastajos apstākļos sadalās, veidojot vara (II) oksīdu. Vara(II) hidroksīds reaģē ar skābēm, taču uz to iedarbojas arī stipri sārmju šķīdumi, veidojot kuprātus. Cu(OH) 2 šķīst arī amonjaka ūdenī –rodas tetraamīnvara(II) hidroksīds, kas šķīdumu krāso intensīvi zilā krāsā. Cu(OH) 2 + 2NaOH  Na2 [Cu(OH) 4] Cu(OH) 2 + 4NH3  [Cu(NH3) 4] (OH) 2 Vara(I) sāļi ir maz pazīstami. Vara(I) hlorīds CuCl ir balta kristāliska viela, kas nešķīst ūdenī. Vara(II) sāļi ir stabili savienojumi. Tie visbiežāk veido kristālhidrātus zilā krāsā, bet šo sāļu šķīdumi, atkarībā no koncentrācijas, ir dažādos zilās un zaļās krāsas toņos. Tas izskaidrojams ar krāsaina hidratēta vara [Cu(H2O) 4]2+ veidošanos. No vara sāļiem vislielākā nozīme ir vara(II) sulfātam. Bezūdens vara(II) sulfāts CuSO4 ir balta, ļoti higroskopiska pulverveida viela, kas aktīvi absorbē mitrumu (ūdenī) no gaisa, iegūstot aizvien spilgtāku debeszilu krāsu, tādēļ to izmanto ūdens klātbūtnes konstatēšanai šķidrās organiskās vielās. Vara(II) sulfāta ūdens šķidrumam ir raksturīga debeszila krāsa. To ietvaicējot, iegūst vara(II) sulfāta kristālhidrāta CuSO4  5H2O gaišzilus kristālus. Šāda sastāva vara(II) sulfātu sauc arī par vara vitriolu. Ja to karsē, tas pakāpeniski dehidratējas un 258 oC temperatūrā pilnībā zaudē ūdeni, pārvēršoties baltā pulverveida vielā –bezūdens vara(II) sulfātā. Vara vitriolu izmanto metālu elektrolītiskai pārklāšanai ar varu, to lieto minerālkrāsu rūpniecībā, kā arī citu vara sakausējumu iegūšanai. Vara vitriola šķīdumu ūdenī lieto par augu aizsardzības līdzekli –fungicīdu, lai apkarotu dažādas sēnīšu slimības. Ar to kodina sēklas, apmiglo augus, piesūcina kokmateriālus. No vara(II) sulfāta iegūst tetraamīnvara(II) hidroksīda šķīdumu. Tajā šķīst celoloze, tāpēc to izmanto celolozes apstrādē un mākslīgā zīda ražošanā. Bāziskais vara(II) karbonāts [Cu(OH)] 2CO3 ir smaragdzaļa kristāliska viela, kas karsējot viegli sadalās. Malahītu izmanto par dekoratīvu materiālu arhitektūrā un dažādu mākslas priekšmetu izgatavošanā. Mazvērtīgo malahītu lieto vara, vara(II)oksīda un vara(II) hlorīda iegūšanai, to izmanto arī zaļu krāsu izgatavošanai un pirotehnikā. Mākslīgi bāzisko vara(II) karbonātu iegūst šādā ķīmiskā reakcijā: 2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O  [Cu(OH)] 2CO3  + 2Na2SO4 + CO2  Cu2+ jonu pazīšanai izmanto bezkrāsainu liesmu –tā krāsojas zaļa vai zilganzaļa. Zelts. Zelts dabā un tā iegūšana. Zemeslodes kontinentos šis elements izkliedēts visai nevienmērīgi un sastopams galvenokārt kā tīrradnis sīku graudiņu veidā kvarca smiltīs vai citos kvarca iežos, no kuriem to atdala, izskalojot ar ūdeni. Vislielākie zelta tīrradņu kristāli atrasti Austrālijā, to masa ir no 88,5 kg līdz 111,6 kg. Retāk sastopami zelta minerāli, piemēram, kalaverīts AuFe2, silivanīts AuAgFe4 u.c. Piemaisījuma veidā zelts sastopams svina, vara un dzelzs sulfīdu rūdā. Ievērojamākās zelta atradnes ir DĀR, Kanādā, ASV, Austrālijā, Indijā un Krievijā –Urālos. Tīru zeltu iegūst pēc hidrometalurģijas metodes. Zelta īpašības un izmantošana. Zelts ir smags, mīksts un plastisks metāls ar spoži dzeltenu spīdumu, tas ļoti labi vada elektrību un siltumu. Zelts ir ķīmiski inerts metāls. Tas nezaudē savu spīdumu pat visai agresīvā vidē, tāpēc ir iecienītākais cēlmetāls. Tomēr sasmalcināta zelta reaģēt spēja paaugstinātā temperatūrā pieaug. Piemēram, nedaudz sakarsēts (150 oC) zelta pulveris reaģē ar halogēniem: 2Au + 3Cl2  2AuCl3 Savienojumos zeltam visvairāk raksturīgā oksidēšanās pakāpe ir +3. Vislabāk zelts reaģē ar nātrija vai kālija cianīdu, uz to iedarbojas “karaļūdens” -koncentrētas slāpekļskābes un sālsskābes maisījums: Au + HNO3 + 4HCl  H(AuCl4) + NO + 2H2O Rodas tetrahlorzeltskābe, kas veido gaišdzeltenus kristālus. To izmanto par zelta preperātu apzeltīšanas procesos, jo karsējot H(AuCl4) pakāpeniski sadalās: H(AuCl4)  AuCl3  AuCl  Au No tetrahlorzeltskābes šķīduma ar sārmiem var izgulsnēt brūnu zelta(III) hidroksīdu Au(OH) 3, ko sauc par zeltskābi, jo šī viela ir amfotērs savienojums, kuram pārsvarā ir skābas īpašības. Nedaudz karsēta (100 oC), zeltskābe sadalās un veido brūnu zelta(III) oksīdu, kurš nedaudz augstākā temperatūrā turpina sadalīties, izdalot zeltu brīvā veidā. Tīru zeltu lieto galvaniskajos pārklājumos, stikla, porcelāna un citu izstrādājumu apzeltīšanai, taču visbiežāk izmanto zeltu saturošus sakausējumus, no kuriem gatavo juvelierizstrādājumus, medaļas, monētas, zobu protēzes, speciālas detaļas radiotehnikā un elektrotehnikā. Zelta sakausējumu svarīgākie kompomenti ir varš, sudrabs, niķelis, platīns. Izplatītākie ir zelta sakausējumi ar raudzi 333, 583, 750. Cinks. Cinks dabā un tā iegūšana. Dabā brīvā veidā tas nav sastopams. Pazīstamākie cinka minerāli irsafelerīts jeb cinka māns ZnS un galmejs jeb cinka špats ZnCO3. Ievērojamākās cinka rūdas atradnes ir ASV, Austrālijā, Altajā, Ziemeļkaukāzā, Beļģijā, Francijā, Anglijā, Vācijā, Polijā. Cinku iegūst izmantojot pitometalurģijas un elektrometalurģijas metodes. Cinka īpašības un izmantošana. Cinks ir zilganbalts metāls, parastajos apstākļos trausls, bet temperatūras intervālā no 100 līdz 150 oC –plastisks, viegli lokāms un velmējams. Temperatūrā virs 200 oC tas atkal kļūst trausls. Cinks gaisā pārklājas ar plānu oksīda un hidrogēnkarbonāta kārtiņu, kas to pasargā no tālākas oksidēšanās. Stipri sakarsēts cinks gaisā sadeg ar zaļganu liesmu un veido baltus cinka oksīda dūmus. Tas reaģē ar halogēniem, fosforu, sēru. Ja cinka un sēra pulvera maisījumu ar kvēlojošu skaliņu sakarsē vienā vietā, tad maisījums spoži uzliesmo un gaisā uzšaujas baltas cinka sulfīda dūmu mākonis. Cinkam piemīt visas raksturīgās vidēji aktīvā metāla īpašības. Ar ūdeni tas parastajos apstākļos nereaģē, taču stipri sakarsēts cinks reaģē r ūdens tvaiku, sērūdeņradi un amonjaku: Zn + H2O  ZnO + H2  Zn + H2S  ZnS + H2  3Zn + 2NH3  Zn3N2 + 3H2  Cinks reaģē ar sārmju šķīdumiem. Cinka savienojumi. Cinka oksīds ZnO ir balta pulverveida viela. Tas ir amfotērs savienojums. Cinka oksīdu izmanto izturīgas baltās eļļas krāsas izgatavošanai un par papildvielu gumijas ražošanā, to lieto kā sausinošu, savelkošu un antiseptisku līdzekli dažādās kosmētiskās un medicīniskās ziedēs. Cinka hidroksīdu Zn(OH) 2 baltu nogulšņu veidā iegūst no šķīstošajiem cinka sāļiem. Tas ir amfotērs hidroksīds un, līdzīgi vara(II) hidroksīdam, šķīst amonjaka ūdenī, veidojot tetraamīnicinka hidroksīdu [Zn(NH3) 4](OH) 2. Cinka hidroksīds karsējot sadalās. Cinka hlorīds ZnCl2 ir ļoti higroskopisks, bet tā kausējumā labi šķīst metālu oksīdi, tāpēc šo sāli izmanto par ūdens absorbentu un par kušņiem metālapstrādē. Ar cinka hlorīdu piesūcina kokmateriālus, lai pasargātu tos no pūšanas. Titāns Atrašanās dabā. Šī elementa Zemes dzīlēs ir vairāk nekā vara, cinka un svina. Minerāli, kas satur titānu, ir izkliedēti. Visvairāk tie sastopami dzelzs rūdās, nedaudz arī smilšu sastāvā. Pazīstamākie no titāna minerāliem ir rutils TiO2. Iegūšana. Lai iegūtu titānu, tā minerālus visbiežāk pārvērš titāna (IV) hlorīdā, ko reducē ar magniju inertā (argona) atmosfērā. Īpašības. Titāns ir gaiši pelēks, viegls, plastisks, mehāniski izturīgs metāls, taču tā fizikālās un mehāniskās īpašības ir atkarīgas no šī metāla tīrības pakāpes. Parastajos apstākļos titāns ir inerts, tam ir augsta korozijizturība, jo šī metāla virsmu pārklāj blīva titāna(IV) oksīda aizsargkārtiņa. Paaugstinātā temperatūrā titāna ķīmiskā aktivitāte ievērojami pieaug. Piemēram, sakarsēts titāns tīrā skābeklī aizdegas un veido titāna(IV) oksīdu, titāna reakcijā ar hloru rodas titāna (IV) hlorīds, bet, ievietots tīrā slāpeklī, sakarsēts titāns veido titāna nitrīdu TiN. Izmantošana. Titānu lieto vieglu, termiski, mehāniski un ķīmiski izturīgu sakausējumu ražošanā. Ferotitāns ir dzelzs un titāna sakausējums, to izmanto par konstrukciju materiāliem aviācijas un raķešu rūpniecībā, kuģu būvē un citur. Titāna savienojumi. Pazīstami ir titāna (II, III, IV) savienojumi. Stabilākie no tiem ir titāna (IV) savienojumi. Titāna (IV) oksīds TiO2 ir balta, kristāliska viela. Tas ir amfotērs oksīds, jo paaugstinātā temperatūrā reaģē ar koncentrētiem skābju šķīdumiem un sārmu kausējumiem, piemēram: TiO2 + 2H2SO4  Ti(SO4) 2 + 2H2O TiO2 + 2NaOH  Na2TiO3 + H2O Nātrija titāns Na2TiO3 ir svarīgs titāna savienojums. To lieto termiski izturīga stikla un keramikas izstrādājumu ražošanā, par balto pigmentu, par komponentu dažādos luminiscējošos sastāvos, par papild vielu plastmasās. Titāna (IV) hidroksīds Ti(OH) 4 ir balta, kristāliska, ūdenī nešķīstoša viela, ko iegūst no titāna (IV) sāļiem. Ti(OH) 4 ir nestabils savienojums, tas sadalās, vispirms veidojot maz pazīstamu skābi –titānskābi H2TiO3, kas turpina sadalīties un veido titāna (IV) oksīdu. Titāna sāļi ir higroskopiski, ūdens šķīdumos tie stipri hidrolizējas. Titāna (IV) halogenīdi ir gaistoši, to tvaiki hidrolizējas pat gaisa mitruma ietekmē, piemēram: TiCl4 + 2H2O  TiO2 + 4HCl  Titāna sāļu izmantošanas iespējas nav lielas. Titāna(IV) hlorīdu galvenokārt lieto titāna ražošanai. Sevišķi tīra titāna iegūšanai izmanto titāna (IV) jodīdu TiI4, kas temperatūrās virs 1000 oC pilnīgi sadalās. No titāniem gatavo augstvērtīgus elektriskos kondensatorus. Bārija titānu BaTiO3 izmanto ultraskaņas aparatūrā un adapteros. Titāna nitrīdu TiN un titāna karbīdu TiC lieto grūti kūstošu materiālu izgatavošanai. Sudrabs. Sudrabs dabā un iegūšana. Pazīstamākais sudraba minerāls ir argentīns Ag2S, bet dabā tas visbiežāk sastopams citu metālu sufrīdu sastāvā. Ievērojamākās sudraba rūdu atradnes ir Meksikā, ASV, Peru, Altajā, Vidusāzijā. Sastopami arī sudraba tīrradeņi. Lai iegūtu tīru sudrabu, izmanto hidrometalurģijas metodi. Sudraba īpašības un izmantošana. Sudrabs ir smags, taču mīksts un plastisks metāls ar spoži baltu spīdumu. Tam piemīt visaugstākā siltuma un elektrības vadītspēja. Sudrabs ir ķīmiski neaktīvs metāls, taču tā joni ārkārtīgi mazās koncentrācijās spēj pāriet ūdenī, kas tāpēc kļūst sterils, jo sudrabam piemīt antiseptiskas īpašības. Sudrabs nereaģē ar skābekli O2 ne parastajos apstākļos, ne augstākās temperatūrās, taču ozons O3 šo metālu oksidē pat istabas temperatūrā (20 oC): 2Ag + O3  Ag2O + O2 Sudrabam ir tieksme savienoties ar sēru. Ja šo metālu paberzē ar sēra gabaliņu, tas nomelnē, jo rodas sudraba sulfīds Ag2S. Sudrabs ir cēlmetāls, to izmanto sakausējumos, no kuriem gatavo juvelierizstrādājumus, sadzīves priekšmetus, monētas, medaļas. Izplatītākie ir sudraba sakausējumi ar raudzi 800 un 875. Pazīstamākie ir sudraba sakausējumi ar varu. Tīru sudrabu lieto elektrotehnikā, radiotehnikā, elektronikā. Stikla pārklājumus ar sudrabu izmanto spoguļu un termosu izgatavošanai. Sudraba savienojumi. Sudraba(I) oksīds Ag2O ir tumšbrūna kristāliska viela, ko iegūst sudraba nitrāta reakcijā ar sārmjiem: 2AgNO3 + 2KOH  Ag2O + 2KNO3 + H2O Sudraba(I) oksīda veidošanās šajā reakcijā izskaidrojama ar to, ka sudraba(I) hidroksīds AgOH eksistē tikai ļoti atšķaidītos šķīdumos, bet lielākā koncentrācijā tas sāk sadalīties par Ag2O un H2O. Sudraba(I) oksīds nedaudz šķīst ūdenī un reaģē ar to, veidojot vājas koncentrācijas šķīdumu, kuram ir sārmaina reakcija: Ag2O + H2O  2AgOH 300 oC temperatūrā sudraba(I) oksīds sadalās par sudrabu un skābekli. Ag2O + 4NH3 + H2O  2[Ag(NH3) 2]OH Sudraba(I) savienojumi viegli reducējas, izdalot sudrabu. Par reducētājiem visbiežāk izmanto aldehīdus. Pēc šādas metodes no sudraba oksīda amonjakālā šķīduma t.s. sudraba spoguļa reakcijā iegūst sudraba pārklājumu uz stikla. Ag2O lieto organiskajā sintēzē. Nozīmīgākais sudraba sāls ir sudraba(I) nitrāts AgNO3 –bezkrāsaina kristāliska viela, kas ļoti labi šķīst ūdenī. Sudraba(I) nitrātu izmanto galvenokārt citu sudraba savienojumu iegūšanai. Piemēram, sudraba oksīda amonjakālo šķīdumu, ko lieto apsudrabošanā un organiskajā sintēzē, pagatavo no sudraba(I) nitrāta 2% šķīduma ūdenī, iedarbojoties uz to ar vājās koncentrācijas amonjaka ūdenī tāda daudzumā, lai radušās brūnās Ag2O nogulsnes izšķīstu: 2AgNO3 + 2NH3 + H2O  Ag2O + 2NH4NO3 Ag2O + 4NH3 + H2O  2[Ag(NH3)2] OH ____________________________________ 2AgNO3 + 6NH3 + 2H2O  2[Ag(NH3) 2] OH + 2NH4NO3 Sudraba oksīda amonjakālo šķīdumu ilgstoši uzglabāt ir bīstami, jo diamīnsudraba(I) hidroksīds sadalās un veido melnas pārslveidīgas sudraba(I) nitrāta Ag3N nogulsnes. Šis savienojums ir nestabils un sadaloties var izraisīt eksploziju: 3[Ag(NH3) 2]OH  Ag3N + 5NH3  + 3H2O 2Ag3N  6ag + N2 Sudraba(I) nitrātu izmanto medicīnā sudraba preperātu ražošanā. AgNO3 piemīt audus savelkoša un pretiekaisuma iedarbība. Lielākās koncentrācijās to izmanto čūlu un kārpu piededzināšanai. Ar AgNO3 un AgCL piesūcina baktericīdo papīru, ko izmanoto brūču, nobrāzumu un apdegumu dezinficēšanai. No AgNO3 pagatavo arī sudraba koloīdos šķīdumu; tos lieto gļotādu dezinficēšanai. Sudraba(I) nitrāta šķīdumu ūdeni lieto par reaģentu halogenīdjonu pierādīšanai, jo visi sudraba halogenīdi, izņemot AgF, ir ūdenī praktiski nešķīstoši savienojumi, uz kuriem neiedarbojas koncentrētās skābes.