Хімік - 09

Зі святом Вас, захисники Вітчизни!

ILIGHT — Tue, 22 Feb 2011 04:45:31 GMT

23 лютого народ України святкує День захисника Вітчизни. Хочеться побажати вам, шановна сильна половина, ніколи, ні за яких умов не здаватися, швидко долати життєві труднощі, мати красиві мрії і гідні цілі.

Вищi військові навчальні заклади
Національна академія оборони України
Українська військово-медична академія
Харківський університет Повітряних Сил імені Івана Кожедуба
Військовий інститут Одеського національного політехнічного університету(сформовано на базі Факультету підготовки офіцерів запасу Одеського ордена Леніна інституту Сухопутних Військ)
Севастопольська Академія Військово-морських сил імені П.С.Нахімова
Полтавський військовий інститут зв’язку
Житомирський військовий орденів Жовтневої Революції і Червоного Прапора інститут радіоелектроніки імені С. П. Корольова
Військовий інститут телекомунікацій та інформатизації Національного технічного університету України «Київський політехнічний інститут»
Академія сухопутних військ імені гетьмана Петра Сагайдачного
Військовий інститут Київського національного університету імені Тараса Шевченка
Харківський гвардійський ордена Червоної Зірки інститут танкових військ імені Верховної Ради України Національного технічного університету «Харківський політехнічний інститут»
Військово-інженерний інститут Подільської державної агротехнічної академії
Військовий двічі орденів Червоного Прапора інститут ракетних військ і артилерії імені Богдана Хмельницького Сумського державного університету
Національна академія державної прикродонної служби ім. Богдана Хмельницького (м. Хмельницький)

Військові навчальні підрозділи вищих навчальних закладів
Факультет підготовки лікарів для зброїних сил України Національного Медичного Університету ім. О. О. Богомольця
Факультет військової підготовки Національного авіаційного університету
Військовий юридичний факультет Національної юридичної академії України імені Я.Мудрого
Факультет військової підготовки Національного аграрного університету України
Факультет військової підготовки Академії державної податкової служби України
Факультет військової підготовки Харківського державного технічного університету будівництва і архітектури
Кафедра військової підготовки Академії муніципального управління
Кафедра військової підготовки Київського національного університету технологій та дизайну
Кафедра військової підготовки Національного транспортного університету
Кафедра військової підготовки Національної металургійної академії України
Кафедра військової підготовки Національного гірничого університету України
Кафедра військової підготовки Дніпропетровського національного університету
Кафедра військової підготовки Дніпропетровського національного університету залізничного транспорту
Кафедра військової підготовки Донецького національного технічного університету
Кафедра військової підготовки Запорізького національного технічного університету
Кафедра військової підготовки Івано-Франківського національного технічного університету нафти та газу
Кафедра військової підготовки Державної льотної академії України
Кафедра військової підготовки Східноукраїнського національного університету імені Володимира Даля
Кафедра військової підготовки Миколаївського державного університету
Кафедра військової підготовки Одеської національної морської академії
Кафедра військової підготовки Одеської національної академії зв'язку ім. О. С. Попова
Кафедра військової підготовки Одеської національної юридичної академії
Кафедра військової підготовки Одеської державної академії будівництва і архітектури
Кафедра військової підготовки Одеського державного екологічного університету
Кафедра військової підготовки Українського державного університету водного господарства та природокористування
Кафедра військової підготовки Харківського національного автомобільно-дорожного технічного університету
Кафедра військової підготовки Харківського національного технічного університету радіоелектроніки
Кафедра військової підготовки Чернівецького національного університету імені Юрія Федьковича

Військові коледжі
Чернігівський юридичний коледж Державного департаменту України з питань виконання покарань, ДКВС
Миколаївський військовий автомобільний коледж
Військово-морський коледж Севастопольської Академії Військово-морських сил імені П.С.Нахімова
Васильківський коледж Військово-Повітряних Сил
Відділення підготовки помічників лікарів для Збройних Сил України Вінницького медичного коледжу імені Д. К. Заболотного
Військовий коледж сержантського складу Кам'янець-Подільського національного університету імені Івана Огієнка

Військові ліцеї та ліцеї з посиленою військово-фізичною підготовкою
Київський військовий ліцей імені Івана Богуна
Волинський обласний ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою http://millicey.org.ua/
Донецький ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою
Запорізький обласний ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою «Захисник» Сайт ліцею "Захисник"
Кам'янець-Подільський ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою
Криворізький міський ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою
Кримський республіканський інтернат-ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою
Луганський ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою імені героїв Молодої гвардії
Львівський державний ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою імені Героїв Крут
Мукачівський ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою Сайт ліцею "Мукачівський ліцей з ПВФП"
Одеський ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою
Острозький обласний ліцей-інтернат з посиленою військово-фізичною підготовкою
Полтавський обласний ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою
Прикарпатський військово-спортивний ліцей-інтернат
Сумський ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою ім. І.Г. Харитоненка
Харківський обласний ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою
Чернігівський ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою (ЧЛПВФП) (Напів-офіційний сайт ліцею)
Буковинський ліцей-інтернат з посиленою військово-фізичною підготовкою ( )
Севастопольський військово-морський ліцей з посиленою військово-фізичною підготовкою

Хімічна освіта і наука в Україні

ILIGHT — Tue, 22 Feb 2011 04:22:23 GMT

Хімічна освіта і наука в Україні

УДХТУ — Український державний хіміко-технологічний університет (єдиний хімічний університет України)
ІОХ — Інститут органічної хімії НАН України
ІБОНХ — Інститут біоорганічної хімії та нафтохімії НАН України
ІНФОВ — Інститут фізико-органічної хімії та вуглехімії імені Л.М. Литвиненка НАН України.

Факультети
Хімтех КПІ — Хіміко-технологічний факультет Національного технічного університету України «Київський політехнічний інститут»
Хімфак КНУ — Хімічний факультет Київського національного університету імені Тараса Шевченка
Хімтех ХПІ — Хіміко-технологічний факультет Національного технічного університету України «Харківський політехнічний інститут»
Хімтех ОНПУ — Хіміко-технологічний факультет Одеського національного політехнічного університету
Хімфак СТІ — Хімічний факультет Технологічного інституту Східноукраїнського національного університету імені Володимира Даля (м. Сєвєродонецьк)
ФЕХТ ДонНТУ — Факультет екології та хімічної технології Донецького національного технічного університету
Хімфак ДонНУ — Хімічний факультет Донецького національного університету
ІХХТ — Інститут хімії та хімічних технологій Національного університету «Львівська політехніка»
Хімфак ТНУ — Хімічний факультет Таврійського національного університету ім. В. І. Вернадського.
Хімфак ЛНУ — Хімічний факультет Львівського Національного Університету імені І. Я. Франка.

Міжнародний рік хімії

ILIGHT — Tue, 22 Feb 2011 04:16:24 GMT

2011 рік оголошено Міжнародним роком хімії.
Міжнародний рік хімії 2011 (МРХ 2011) має на меті відзначити внесок хімії у покращення добробуту людства у всьому світі. Девіз року «Хімія – наше життя, наше майбутнє».
Рішення щодо проголошення 2011 року Міжнародним роком лісів було прийнято ще 20 грудня 2006 року в резолюції Генеральної Асамблеї, яка закликала секретаріат Форуму ООН з лісів виступити у ролі координатора проведення Року.
Дні ООН в Україні, 2011 рік

Міжнародні роки Організації Об’єднаних Націй 2011
Починаючи з 1959 року Організація Об’єднаних Націй проголошує міжнародні роки задля того, щоб привернути увагу до основних проблем та заохотити міжнародну спільноту вирішувати питання, що є глобально важливими для людства.
Генеральна Асамблея ООН проголосила 2011 рік: Міжнародним роком молоді, Міжнародним роком лісів, а також Міжнародним роком хімії.
Міжнародний рік молоді
18 грудня 2009 року, Генеральна Асамблея ООН прийняла Резолюцію A/RES/64/134 про відзначення Міжнародного року молоді у період з 12 серпня 2010 до 12 серпня 2011 під девізом: діалог та взаєморозуміння. Цей рік співпадає з 25-тою річницею відзначення Міжнародного дня молоді, започаткованого 1985 року для заохочення участі молодих людей у вирішенні питань розвитку та миру.
Міжнародний рік лісів
Генеральна Асамблея ООН резолюцією 65/229 проголосила 2011 рік Міжнародним роком лісів, щоб підвищити рівень обізнаності громадськості про проблеми збереження лісів та про їх важливість для забезпечення людської життєдіяльності, а також, щоб нагадати, що саме люди відповідальні за раціональне використання, збереження та сталий розвиток лісів. Міжнародний рік лісів 2011 покликаний показати багатогранну цінність лісів: вони надають притулок як для людей так і для різноманітних видів рослин і тварин, вони є джерелом продовольства, лікувальних трав, чистого повітря і води, крім того вони відіграють ключову роль у підтримці стабільності клімату і довкілля на Землі.
Організатор: Форум ООН зі збереження лісів, DESA

Міжнародний рік хімії

Міжнародний рік хімії 2011 (МРХ 2011) має на меті відзначити внесок хімії у покращення добробуту людства у всьому світі. Під девізом року «Хімія – наше життя, наше майбутнє» уже запланований ряд інтерактивних, розважальних, та освітніх заходів для усіх вікових категорій. Громадські організації, освітні установи, а також ЗМІ запрошуються до відзначення року на місцевому, регіональному та національному рівнях.
Організатор: ЮНЕСКО

Міжнародний рік людей африканського погодження

У 2011 році відзначатиметься Міжнародний рік людей африканського погодження. Міжнародний рік спрямований на зміцнення регіонального і міжнародного співробітництва на благо людей африканського походження, для забезпечення їх економічних, культурних, соціальних, громадянських і політичних прав, участі та інтеграції у всі сфери діяльності суспільства: політичну, економічну, соціальну і культурну, популяризацію їх різноманітної спадщини і культури.
Організатор: Офіс ООН з прав людини

Силікатна кислота

ILIGHT — Tue, 22 Feb 2011 03:58:49 GMT

Силікатна кислота H2SiO3 - сполука кремнію, назву якої утворено він латинської назви елемента Silicium. Силікатна кислота дуже слабка. Вона слабкіша навіть за карбонатну кислоту.
Силікатну кислоту можна одержати дією будь-якої кислоти на розчини силікату калію або натрію, наприклад:
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl

При цьому вона виділяється у вигляді білого драглистого осаду, який містить значну кількість води. У воді H2SiO3 нерозчинна, але у подрібненому стані має властивість утворювати колоїдний розчин. При нагріванні силікатна кислота поступово зневоднюється, а при прожарюванні повністю втрачає воду і перетворюється на силікатний ангідрид SiO2.

Взагалі силікатних кислот існує багато. Їх формули заведено записувати як сполуки силікатного ангідриду з водою, зв'язуючи формули крапкою. Наприклад, формулу метасилікатної кислоти H2SiO3 записують так: SiO2 • H2O. Формулу ортосилікатної кислоти H2SiO4 записують: SiO2 • 2H2O.

Крім мета- і ортосилікатної кислоти існує багато так званих полісилікатних кислот, в молекулах яких міститься більше одної молекули силікатного ангідриду. Їх позначають такою загальною формулою: (SiO2)n • (H2O)m. Наприклад,
H2Si2O5, або 2SiO2•H2O;
H4Si3O8, або 3SiO2•2H2O;
H2Si4O9, або 4SiO2•H2O

Солі силікатної кислоти називають силікатами, а полісилікатних - полісилікатами. Їх зазвичай зображують формулами окремих оксидів, що входять до складу полісилікату, зв'язуючи формули оксидів крапками в єдину формулу полісилікату:
олівін - MgO•FeO•SiO2.

Нітратна кислота

ILIGHT — Tue, 22 Feb 2011 03:54:08 GMT
Нітратна кислота
Азо́тна кислота́, нітра́тна кислота (HNO3) — сильна одноосновна кислота. Отримується при окисленні аміаку або реакції сірчаної кислоти з нітратом калію. Висококорозійна кислота, реагує з більшістю металів, сильний окислюючий агент. Використовується для нітрації та одержання ефірів органічних сполук, при виробництві сірчаної кислоти, нітратів, вибухових речовин, пластмас, барвників.

Фізичні властивості

Нітратна кислота являє собою безбарвну димучу рідину з їдким запахом, легко розкладається, забарвлюючись у жовтий колір. Густина 1,53 г/см³. Кипить при 86°С, замерзає при — 41°С. На повітрі HNO3 «димить» внаслідок притягання її парами вологого повітря і утворення дрібненьких крапельок туману.

Нітратна кислота нестійка і вже під впливом сонячного світла поступово розкладається:
4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O

При нагріванні розклад її значно прискорюється. Утворюваний діоксид азоту розчиняється в HNO3 і надає їй жовтуватого кольору. У водних розчинах нітратна кислота значно стійкіша. З водою HNO3 змішується в будь-яких співвідношеннях.

Нітратна кислота належить до сильних кислот, у водних розчинах вона практично повністю дисоціює:

У продаж нітратна кислота звичайно поступає у вигляді 68%-ного розчину з густиною 1,4 г/см³.
Хімічні властивості

Нітратна кислота — дуже сильний окисник. Окислює сірку (до H2SO4), фосфор (до фосфорної кислоти), руйнує органічні речовини. Ступінь відновлення HNO3 залежить від її концентрації і активності відновника. Концентрована HNO3 відновлюється до NO2, а розведена — звичайно до NO. Нітратна кислота взаємодіє майже зі всіма металами, за винятком золота, платини і деяких інших, утворюючи солі — нітрати. Так, при дії концентрованої нітратної кислоти на мідь утворюється нітрат міді, діоксид азоту і вода:
Cu + 2HNO3 + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

При дії ж розведеної нітратної кислоти на мідь утворюється нітрат міді, монооксид азоту (а не діоксид; як при дії концентрованої HNO3) і вода:
3CuO + 2HNO3 + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO ^| + 4H2O

При взаємодії нітратної кислоти з металами водень не виділяється, як, наприклад, при взаємодії з металами хлоридної і розведеної сульфатної кислот. Водень не виділяється з HNO3 навіть активними металами. Так, при дії розведеної HNO3 на магній вона відновлюється до геміоксиду азоту:
4Mg + 2HNO3 + 8HNO3 = 4Mg(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O

При взаємодії нітратної кислоти з ще активнішими металами вона може відновлюватися навіть до аміаку.

Розведена нітратна кислота легко реагує з алюмінієм і залізом, а концентрована без нагрівання з ними не реагує. Це пояснюється тим, що під дією концентрованої HNO3 на поверхні цих металів утворюється міцний, нерозчинний в HNO3 шар оксиду, який ізолює метал від кислоти і тим запобігає його руйнуванню. Завдяки цьому концентровану нітратну кислоту можна зберігати і транспортувати в алюмінієвій і залізній тарі.

Нітратна кислота легко окиснює не тільки метали, а й неметали. Наприклад, вона легко при нагріванні окиснює сірку і фосфор до сульфатної і фосфатної кислот:
S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

Деякі речовини можуть запалюватись нітратною кислотою і горіти в ній. Так, коли кусочок розжареного вугілля вкинути в концентровану HNO3, він буде горіти у ній яскравим полум'ям, а скипідар спалахує при дотику з нею. Тому концентрована кислота в пожежному відношенні дуже небезпечна.

Азотна кислота взаємодіє з багатьма органічними сполуками, утворюючи нітросполуки (азотування).

Одержання

У сучасній хімічній промисловості нітратну кислоту добувають шляхом каталітичного окиснення аміаку до монооксиду азоту з наступним окисненням NO киснем [повітря] (метод І. І. Андрєєва) при 700—900 °C до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту і поглинанням останнього водою. Каталізатор — платинова сітка.

Хімічні процеси, що відбуваються при виробництві нітратної кислоти, можна представити рядом реакцій: Суміш аміаку з повітрям у певному співвідношенні спалюють у спеціальному приладі на платиновій сітці, яка служить каталізатором (без каталізатора аміак окиснюється до вільного азоту):
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Одержуваний монооксид азоту охолоджують і окиснюють киснем повітря до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту:
2NO + O2 = 2NO2(N2O4)

Суміш діоксиду і гемітетраоксиду поглинають водою і одержують розчин суміші нітратної і нітритної кислот:
N2O4 + H2O = HNO3 + HNO2

Нітритна кислота нестійка, особливо при деякому нагріванні, і легко розкладається на монооксид і діоксид азоту і воду:
2HNO2 = NO + NO2 + H2O

Процес поглинання оксидів азоту водою проводять при надлишку кисню. Тому утворюваний за останньою реакцією монооксид азоту відразу перетворюється в діоксид азоту і знову вступає в процес утворення нітратної кислоти. В результаті утворюється лише нітратна кислота.

У лабораторних умовах нітратну кислоту можна одержати взаємодією нітратів з концентрованою сульфатною кислотою при легкому нагріванні, наприклад:
NaNO3 + H2SO4 = HNO3↑ +NaHSO4

Застосування

Нітратна кислота є одним з найважливіших продуктів хімічної промисловості. Вона виробляється у дуже великих кількостях, використовується для виробництва азотних добрив, у кольоровій металургії для розділення металів, а також хімічній промисловості для виробництва пластмас, вибухових речовин, целулоїду і фотокіноплівки, штучного волокна, органічних барвників, лікувальних речовин тощо.

Сульфатна кислота

ILIGHT — Tue, 22 Feb 2011 03:43:20 GMT
Сульфатна кислота (сірчана кислота) — H2SO4

Фізичні властивості
Хімічно чиста сульфатна кислота являє собою важку безбарвну маслянисту рідину. Продається звичайно її 96,5% — ний водний розчин густиною 1,84 г/см3 або так званий «олеум», тобто розчин SO3 в H2SO4. У воді H2SO4 розчиняється дуже добре (змішується з водою в необмежених кількостях). При цьому виділяється тепло, і розчин дуже сильно нагрівається (навіть до кипіння води). Тому при додаванні води до концентрованої сульфатної кислоти остання розбризкується внаслідок швидкого перетворення води в пару. Через це при розведенні концентрованої H2SO4 треба кислоту вливати у воду (а не навпаки!) тонким струменем при старанному розмішуванні розчину скляною паличкою. Виділення тепла обумовлюється утворенням гідратів H2SO4 • H2O, H2SO4 • 2H2O і ін.

Концентрована H2SO4 активно вбирає вологу, завдяки чому її часто застосовують для висушування газів, які хімічно не взаємодіють з нею. Концентрована сульфатна кислота руйнує рослинні і тваринні організми, і працювати з нею слід дуже обережно. Якщо кислота попаде на шкіру, її треба негайно змити великою кількістю води і промити уражене місце розведеним розчином амоніаку. Сульфатна кислота руйнує також багато органічних речовин, зокрема вуглеводи — дерево, папір, бавовняні тканини, цукор тощо. Руйнування цих речовин обумовлюється тим, що концентрована сульфатна кислота віднімає від них водень і кисень у вигляді води, а вуглець залишається у вигляді пористого вугілля. Обвуглювання цукру, наприклад, можна схематично зобразити таким рівнянням:
C12H22O11 + (nH2SO4) -> 12C +11H2O (nH2SO4)
Хімічні властивості
Сульфатна кислота — у водних розчинах дисоціює майже повністю та відноситься до сильних кислот:

Н2SО4 == 2Н+ + SО42-

Солі сульфатної кислоти мають назву сульфати. Наприклад: Mg SО4 — Магній сульфат.

При дії розведеної сульфатної кислоти на метали, які у електрохімічному ряді активності металів розташовані ліворуч водню, виділяється водень.

Mg + Н2SО4 =Н2+ Mg SО4

ZnO + H2SO4 =ZnSO4 + H2O

ZnO + 2H+ +SO42- = Zn 2+ +SO42- + H2O

ZnO + 2H+ = Zn2+ + H2O

2NaOH + H2SO4= Na2SO4 + 2H2O

2Na++ 2OH- +2H+ +SO42- =2Na++ SO42- + 2H2O

H++OH- = H2O

Якісна реакція на сульфат-йон -утворення білого сірчистого осаду з солями Барію.
К2SО4 +Ва(NO3)2=BaSO4+2KNO3
Застосування

Застосування сульфатної кислоти дуже широке і різноманітне. Головним споживачем її є виробництво мінеральних добрив — суперфосфату і сульфату амонію, а також нафтова промисловість для очистки газу, мінеральних масел та інших нафтопродуктів. У хімічній промисловості цю кислоту застосовують при виробництві барвників, штучного волокна, залізного купоросу FeSO4•7H2O, мідного купоросу CuSO4 • 5H2O і інших продуктів.

Сульфатна кислота є важливим продуктом хімічної промисловості. Вона у великих кількостях застосовується у виробництві мінеральних добрив, волокон, пластмас, барвників, вибухових речовин, у металургії в процесі добування міді, нікелю, урану та інших металів. Використовується також як осушувач газів.

Серед сульфатів велике практичне значення мають мідний і залізний купороси СuS04 • 5Н20 і FeS04 • 7Н20. Вони використовуються в сільському господарстві для боротьби із шкідниками рослин, у виробництві фарб, для просочення деревини як антисептичний засіб.

Купороси — технічна назва кристалогідратів сульфатів деяких важких металів (міді, заліза, цинку, нікелю), тобто це солі, кристали яких містять кристалізаційну воду.

Гіпс СаS04 • 2Н20 і сульфат кальцію СаS04 використовують у будівництві, медицині та інших галузях.

Сульфат натрію Na2S04 застосовують у виробництві скла. Він входить до складу природною мінералу Nа2S04 • 10Н2О глауберової солі, яка використовується в медицині як проносний засіб.

Сульфати калію К2S04 і амонію (NН4)2S04 використовують як добрива.

Сульфат барію ВаS04 застосовують у виробництві паперу, гуми та білої мінеральної фарби, а також у медицині для рентгеноскопії шлунку («Барієва каша»)

Найбільш сучасний спосіб добування сульфатної кислоти у промисловості — це контактний. Як сировина використовується пірит FeS2 (залізний, або сірчаний, колчедан.

Перша стадія процесу — випалювання колчедану і добування діоксиду сульфуру:

4FeS2 + 11О2 = 2Fe203 + 8S02↑; ΔH= −13476 кДж.

Цей процес відбувається у колчеданних печах, з яких виходить випалювальний газ. Він містить, окрім діоксиду сульфуру S02, ще кисень, азот, водяну пару та інші домшки. Його очищають, висушують і подають на другу стадію виробництва у контактний апарат.

Друга стадія — окиснення діоксиду сульфуру і добування триоксиду сульфуру:

2S02 + 02 ⇔2SО3 ΔH = −197,9 кДж.

Окиснення відбувається в контактному апараті за наявності каталізатора і високої температури.

Але ви можете запитати, навіщо тут висока температура, якщо реакція екзотермічна. Адже ми знаємо, що згідно з принципом Ле Шательє зміщенню рівноваги у бік утворення S03 сприятимуть низька температура і високий тиск.

Це справедливо, але річ у тім, що високий тиск застосувати майже неможливо, бо S02 одразу перейде у рідкий стан. І низькі температури використати не можна, бо швидкість реакції буде надто малою. Тому й застосовують каталізатор V205, щоб пришвидшити процес, а каталізатор сам стає активним лише при 450 °C. Ось чому, незважаючи на екзотермічність реакції, використовують ще додаткове нагрівання. Теплоту, яка виділяється під час реакції, відводять і використовують для нагрівання випалювального газу, який встигає охолонути, проходячи складну систему очисних споруд перед надходженням у контактний апарат (див. схему виробництва сульфатної кислоти на вклейці).

Отже, процес окиснення S02 в S03 здійснюється склад но, бо ця реакція оборотна й екзотермічна. Умови її здійснення визначаються в основному згідно з принципом Ле Шательє.

Третя стадія виробництва — поглинання триоксиду сульфуру утворення сульфатної кислоти H2S04.

Добутий у контактному апараті триоксид сульфуру S03 надходить у поглинальну башту — абсорбер, де поглинається концентрованою сульфатною кислотою (масова частка H2S04 96—98%). В абсорбері S03 взаємодіє з водою, що міститься у концентрованому розчині сульфатної кислоти, утворюючи безводну, 100%-ву сульфатну кислоту, яка надається моногідратом:

S03 + Н20 = H2S04; ΔH = −130,6 кДж

Чистою водою поглинати триоксид сульфуру S03 не можна, оскільки утворюється дуже стійкий «туман» з дрібних крапель сульфатної кислоти, який погано конденсується.

Кінцевий продукт виробництва — олеум (розчин S03 у моногідраті). Його розбавляють водою до сульфатної кислоти потрібної концентрації.

Оксиди. Оксиди неметалів.

ILIGHT — Fri, 18 Feb 2011 06:04:50 GMT
Оксидами називаються складні речовини, до яких входять два елементи, один з яких оксиген.

Майже всі хімічні елементи утворюють оксиди. І досі ще не добуто оксиди трьох елементів - благородних газів: гелію, неону, аргону.

Оксиди класифікують на

Солетворні

основні

кислотні

амфотерні Несолетворні

(байдужі, або

індиферентні)

СО, N2O, NO і ін.

Солетворні оксиди здатні утворювати солі під час взаємодії з кислотами або кислотами.

Основними називаються такі оксиди, яким відповідають основи. Ці оксиди металів. Для них характрний фонний тип зв'язку. У металів, які входять до складу основних оксидів, ступінь окислення буває не вище + 3. Наприклад, No2O, CaO, FeO, NiO, CuO, ін.

Кислотними називають оксиди, яким відповідають кислоти. Утворюються неметалами і деякими металами, що виявляють високі ступені окислення. Наприклад, CO2, P2O5, SO2SO3, SiO2, CrO3, Mn2O7, ін.

Амфотерними називаються такі оксиди, які залежно від умов виявляють основні або кислотні властивості. До них належать деякі оксиди металів: ZnO, Al2O3, Cr2O3, PbO і ін.

Номенклатура.

Назви оксидів утворюються так:

СО - карбону (ІІ) оксид;

СО2 - карбону (IV) оксид;

FeO - феруму (ІІ) оксид;

Al2O3 - алюмінію оксид.

Якщо елемент утрвоює кілька оксидів, то в їх назвах зазначається ступінь окислення елемента римською цифрою в дужках.

Існують сполуки елементів з оксигеном, які лише формально належать до класу оксидів. До них належать пероксиди. Їх розглядають як солі пероксиду гідрогену Н2О2-1.
Кислотні оксиди

До кислотних оксидів відносять такі оксиди, які взаємодіють з основними та амфотерними оксидами, а також з їх гідроксидами з утворенням солей. Наприклад:
P2О5 + 3СаО = Са3(РО4)2
SO3 + ZnO = ZnSO4
CO2 + 2NaOH = Na2СО3 + Н2О

Кислотні оксиди називають звичайно ангідридами (зневодненими кислотами), вказуючи цим, що їх можна одержати з кислот, віднімаючи від них елементи води. Кислотні оксиди утворюються неметалами та деякими металами, які проявляють змінну валентність. Валентність металів у кислотних оксидах буває, від 4+ до 7+. Наприклад CrO3 — хроматний ангідрид (валентність хрому 6+ ), Mn2O7 — ангідрид марганцю (валентність марганцю 7+ ) і т. д.

Деякі кислотні оксиди взаємодіють з водою, утворюючи відповідні гідроксиди, тобто кислоти. Однак більшість з них безпосередньо з водою не взаємодіють, і тому їх гідроксиди, тобто кислоти, що їм відповідають, одержують посереднім шляхом.
Індиферентні оксиди

Індиферентними називають такі оксиди, які не взаємодіють ні з кислотами, ні з основами і солей не утворюють. Тому їх називають ще несолетвірними оксидами. Індиферентних оксидів небагато. До них належать монооксид вуглецю — CO, геміоксид азоту — N2O, монооксид азоту — NO і деякі інші.
Азот утворює кілька оксидів, у тому числі NO — монооксид азоту, N2O3 — сесквіоксид азоту, NO2 — діоксид азоту і N2O5 — геміпентаоксид (півп'ятиоксид) азоту.

Хлор серед інших оксидів утворює Cl2O7 — гемігептаоксид хлору, а осмій — OsO4 тетраоксид осмію. Більше чотирьох атомів кисню, що припадають на один атом елементу, в нормальних оксидів не буває.

Також, оксиди з змінною валентністю елементів можуть записуватися з додаванням валентності елемента. Наприклад, CO2 - оксид карбону (IV) або Карбон (IV) оксид.

Крім того, деякі оксиди мають ще й особливі назви. Наприклад, діоксид вуглецю CO2 — називають вуглекислим газом, діоксид сірки, SO2 — сірковим газом, монооксид вуглецю СО — чадним газом тощо. Більшість оксидів неметалів називають ангідридами відповідних кислот. Наприклад, триоксид сірки SO3 називають сульфатним ангідридом (ангідридом сульфатної кислоти Н2SO4), геміпентоксид фосфору P2O5 — фосфатним ангідридом (ангідридом фосфатної кислоти Н3РО4) і т. д.

Неметали

ILIGHT — Fri, 18 Feb 2011 05:56:51 GMT

Неметали – прості речовини, які не мають властивостей металів, а саме: металічного блиску, непридатні для кування, погано проводять тепло, електричний струм. У хімічних реакціях атоми неметалів, як правило, одержують електрони. До неметалів зараховують 22 хімічних елементи: водень (гідроґен), азот, кисень (оксиґен), флуор, хлор, інертні гази, бром, карбон, фосфор, сульфур, селен, йод, астат, телур, бор. Типові оксиди неметалів є ангідридами. Різкої межі між металами, металоїдами та неметалами немає.
Якщо в Періодичній системі умовно провести лінію по діагоналі від Бора до Астату, то праворуч угорі в головних підгрупах будуть розташовані елементи-неметали. До них належать: Гідроген, Гелій, Бор, Карбон, Нітроген, Оксиген, Флуор, Неон, Силіцій, Фосфор, Сульфур, Хлор, Аргон, Арсен, Селен, Бром, Криптон, Телур, Йод, Ксенон, Астат, Радон.
Елемент Оксиген розташований в 2-му періоді, VI групі Періодичної системи. Порядковий номер — 8, відносна атомна маса — 16.
В атомі Оксигену два неспарені електрони, отже, він двовалентний. В Оксигену висока електронегативність, тому в сполуках для нього характерний ступінь окиснення –2, крім сполук із Флуором (ступінь окиснення +1 і +2) і пероксидів (ступінь окиснення –1).
Елемент Сульфур розташований в 3-му періоді, VI групі Періодичної системи. Порядковий номер — 16. Відносна атомна маса — 32.
З урахуванням можливості переходу електронів з s- та p- підрівнів на вільний d-підрівень для Сульфуру в сполуках характерні ступені окиснення –2, +4, +6, рідше +2.
Алотропні модифікації Оксигену. У вільному стані Оксиген утворює дві алотропні модифікації: кисень і озон
Алотропні модифікації Сульфуру. При кімнатній температурі Сульфур перебуває у вигляді -сірки (ромбічна модифікація), що являє собою жовті крихткі кристали без запаху, нерозчинні у воді. За температур вище відбувається повільне перетворення -сірки в -сірку (моноклінна модифікація), що є майже білими кристалічними пластинками.
Поширення Оксигену в природі. Оксиген — найпоширеніший елемент на Землі. Його вміст у земній корі складає близько 55,1 %. Оксиген як хімічний елемент входить до складу води, мінералів (відомо понад 1400 мінералів, що містять Оксиген), органічних речовин.
Поширення Сульфуру в природі. У природі Сульфур зустрічається у вигляді самородної сірки (проста речовина); входить до складу сульфідів і сульфатів, що утворюють багато мінералів, є компонентом природного вугілля та нафти. Сульфур — життєво важливий елемент: він входить до складу білків.
Сірка відома людині з давніх-давен. Легендарний давньогрецький поет Гомер, який жив між XII і VIII ст. до н. е. і вважається автором епічних поем "Іліада" і "Одіссея", зазначає, що сірка застосовувалась для куріння під час релігійних обрядів. Вона входила до складу славнозвісного в історії стародавнього світу грецького вогню. Секретом його виготовлення володіли грецькі царі протягом чотирьох віків. У 941 р. під стінами Царграду було знищено флот київського князя Ігоря. Літописець, розповідаючи про цю подію, зазначає, що греки пускали вогонь, ніби блискавку на небі, яка спалювала воїнів Ігоря, через що вони не змогли подолати греків. Про найдавніше знайомство людини з сіркою свідчить і походження її назви (від санскритського слова "сіра", що означає світло-жовтий).

Дезоксирибонуклеїнова кислота

ILIGHT — Sat, 22 May 2010 04:18:39 GMT
Дезоксирибонуклеїнова кислота

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.

Структура частини подвійної спіралі ДНК

Дезоксирибонуклеї́нова кислота́ (ДНК) — один із двох типів природних нуклеїнових кислот, який забезпечує зберігання, передачу з покоління в покоління і реалізацію генетичної програми розвитку і функціонування живих організмів. Основна роль ДНК в клітинах — довготривале зберігання інформації про структуру РНК і білків.

У клітинах еукаріотів (наприклад, тварин, рослин або грибів) ДНК знаходиться в ядрі клітини в складі хромосом, а також в деяких клітинних органелах (мітохондріях і пластидах). У клітинах прокаріотів (бактерій і архей) кільцева або лінійна молекула ДНК, так званий нуклеоїд, знаходиться в цитоплазмі і прикріплена зсередини до клітинної мембрани. У них і у нижчих еукаріот (наприклад дріжджів) зустрічаються також невеликі автономні кільцеві молекули ДНК, так звані плазміди. Крім того, одно- або дволанцюжкові молекули ДНК можуть утворювати геном ДНК-вірусів.

З хімічної точки зору, ДНК — це довга полімерна молекула, що складається з послідовності блоків — нуклеотидів. Кожний нуклеотид складається з азотистої основи, цукру (дезоксирибози) і фосфатної групи. Зв'язки між нуклеотидами в ланцюжку утворюються за рахунок дезоксирибози і фосфатної групи. У переважній більшості випадків (окрім деяких вірусів, що містять одноланцюжкові ДНК) макромолекула ДНК складається з двох ланцюжків, орієнтованих азотистими основами один проти одного. Ця дволанцюжкова молекула утворює спіраль. В цілому структура молекули ДНК отримала назву «подвійної спіралі».

У ДНК зустрічається чотири види азотистих основ (аденін, гуанін, тимін і цитозин) (виняток становлять випадки пізніших модифікацій нуклеотидів, наприклад метилювання). Азотисті основи одного з ланцюжків сполучені з азотистими основами іншого ланцюжка водневими зв'язками згідно принципу комплементарності: аденін з'єднується тільки з тиміном, гуанін — тільки з цитозином. Послідовність нуклеотидів дозволяє «кодувати» інформацію про різні типи РНК, найбільш важливими з яких є інформаційні, або матричні (мРНК), рибосомальні (рРНК) і транспортні (тРНК). Всі ці типи РНК синтезуються на матриці ДНК (тобто за рахунок копіювання послідовності ДНК у послідовність макромолекули, що синтезується) у процесі транскрипції і беруть участь у біосинтезі білків (процесах сплайсингу і трансляції). Крім кодуючих послідовностей, ДНК клітин містить послідовності, що виконують регуляторні і структурні функції. Ділянки кодуючої послідовності разом із регуляторними ділянками називаються генами.

У геномах еукаріотів містяться також довгі послідовності без очевидної функції (некодуючі послідовності, інтрони). Також у складі геному досить поширені генетичні паразити — транспозони і вірусні або схожі на них послідовності.

Розшифровка структури ДНК (виконана в 1953 році) стала одним з поворотних моментів в історії біології. За видатний внесок у це відкриття Френсісу Кріку, Джеймсу Ватсону і Морісу Вілкінсу була присуджена Нобелівська премія з фізіології і медицини 1962 рок

Карбонові кислоти

ILIGHT — Sun, 21 Mar 2010 06:27:08 GMT

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.

Карбонові кислоти (рос. карбоновые кислоты, англ. carboxylic acids, нім. Karbonsäuren f pl) – органічні сполуки, що містять одну або декілька карбоксильних груп СООН. За кількістю цих груп розрізняють одноосновні (бензойна, оцтова кислота), двоосновні (щавлева, фталева) та багатоосновні (лимонна) К.к.

До складу К.к. можуть входити також інші функційні групи, напр., -ОН, -NH2, C=O. К.к. значно слабкіші за мінеральні кислоти. Ароматичні карбонові кислоти сильніші за насичені аліфатичні. Утворюють солі та різні похідні речовини: галогенангідриди, аміди, складні ефіри. Мають різноманітне промислове застосування і велике біологічне значення.

У молекулах карбонових кислот, як і в молекулах спиртів, містяться гідроксильні групи, унаслідок чого кислоти виявляють деяку схожість із спиртами. Але в кислотах гідроксильна група знаходиться під впливом групи атомів карбоксилу, в той час як в спиртах на неї впливає вуглеводневий радикал. Вплив карбонільної групи на гідроксил проявляється, зокрема, в тому, що атом водню гідроксильної групи в кислотах значно більш «кислотний», ніж у спиртах: легше заміщується металом і може відщеплюватися у вигляді катіона, наприклад:

СН3СООН ↔ СН3СОО + Н+

З лугом ці кислоти утворюють солі:

СН3СООН + NaOH = СН3COONa + Н2О

Карбонові кислоти є слабкими кислотами, тому їх солі зазнають гідролізу. Залежно від числа карбоксильних груп в молекулі, карбонові кислоти підрозділяються на одноосновні, двоосновні і т.д.