Inertinės dujos

Nemetalai

Inertinės dujos

Šios dujos yra VIII A grupės elementai. Jų molekulės vienatomės. Išorinio lygmens elektronų konfigūracija s2p6, išskyrus He – 1s2.
Paplitimas gamtoje. Ore yra 0,934 argono, 0,00182 neono, 0,000542 helio, 0,000114 kriptono ir 0,0000087 ksenono. Helio yra ir kai kurių gamtinių dujų sudėtyje. Labai daug helio yra Saulėje. Šis elementas pirma ir buvo atrastas Saulėje, tyrinėjant jos spektrą. Helis yra antras elementas pagal paplitimą Visatoje.
Fizikinės savybės. Visos inertinės dujos yra bespalvės, labai mažai tirpsta vandenyje, praleidžia elektros srovę, tuo pačiu ima švytėti: helis – geltonai, neonas – raudonai, argonas – mėlynai, kriptonas – žalsvai violetine spalva ksenonas – violetine spalva, radonas – baltai. Skystas helis pasižymi supertakumu. Radonas yra radioaktyvus.
Gavimas. Gaunamos iš oro, panaudojant fizikinius metodus (distiliuojant suskystintą orą).
Cheminės savybės. Kol kas pavyko gauti tik ksenono ir kriptono junginius (XePtF6, KrF2 ir pan.).
Panaudojimas. Heliu užpildomi dirižabliai, mišiniu su deguonimi – giluminių akvalangų balionai, skystas helis yra pats šalčiausias skystis (-271º C), todėl naudojamas įvairiems tyrinėjimams. Neonu ir argonu užpildyti vamzdeliai naudojami reklaminiams apšvietimams. Argonas naudojamas inertinei aplinkai sukurti metalurginiuose ir cheminiuose procesuose. Radonas – spindulinei vėžio terapijai.

Dujų tūrio dalis mišinyje – φ

φ = V(grynų dujų)/V(mišinio) •100

Santykinis dujų tankis – D

Dorą(He) = M(He)/M(oro)

M(oro) = 29g/mol

Dvandenilį (He) = M(He)/M(H2)

Galima palyginti bet kokių dujų molines mases. Jei D reikšmė didesnė už vienetą, dujos tiek kartų yra sunkesnės už orą ar kitas dujas, bet jei D reikšmė mažesnė už vienetą, gautas dydis jau neparodo kartų skaičiaus ir reikėtų palyginamąsias dujas sukeisti vietomis.

Pratimai ir uždaviniai:
1. Inertinių dujų virimo temperatūros yra tokios: He – -271º C, Ne – -249º C, Ar – -189º C, Kr – – 157º C, Xe – – 112º C, Rn – – 71º C. Pagal šiuos duomenis nubrėžkite inertinių dujų virimo temperatūrų priklausomybės nuo masės skaičiaus grafiką. Padarykite išvadą apie šią priklausomybę.

2. Paskaičiuokite, kiek kartų inertinės dujos yra lengvesnės ar sunkesnės už orą.

3. Koks tūris argono yra 1 m3 oro? Kokia bus šių dujų masė?

4. Parašykite neono ir kriptono išorinio lygmens elektronų konfigūraciją ir grafiškai pavaizduokite jų išsidėstymą išoriniame lygmenyje. Paaiškinkite, kodėl iki šiol nėra gauti neono junginiai.

Vandenilis

Vandenilio molekulė dviatomė, ryšys kovalentinis nepolinis. Elektronų konfigūracija 1s1.
Paplitimas gamtoje. Vandenilis labiausiai Visatoje paplitęs elementas. Jis sudaro 90 visų atomų skaičiaus ir 75 Visatos masės. Žemėje jis sudaro 1 žemės plutos masės (devintas pagal paplitimą) ir 17 visų atomų skaičiaus (trečias pagal paplitimą). Grynas randamas tik viršutiniuose atmosferos sluoksniuose. Junginiai: vanduo, visos organinės medžiagos, nemažai mineralų.
Vandenilis turi tris izotopus: 1H – protis , 2H – deuteris (D) ir 3H – tritis (T). Deuteris sudaro sunkųjį vandenį, kurio nemažai yra apatiniuose vandenynų vandens sluoksniuose. (Iš 100 l vandens galima gauti 7,5 ml 60 sunkiojo vandens).
Fizikinės savybės. Tai bespalvės bekvapės dujos, beveik netirpsta vandenyje (1 l ištirpsta 2 ml). 14,5 karto lengvesnės už orą, virimo temperatūra –252,6º C.
Gavimas.
1. Pramonėje:
a) vandens dujų sintezės būdu (virš įkaitinto kokso leidžiant vandens garus)
C(k) + H2O(d) -1000ºC CO(d) + H2(d)
b) gamtinių dujų (metano) konversijos vandens garais būdu
CH4(d) + H2O(d) -1100ºC CO(d) + 3H2(d)
c) termiškai skaidant metaną
CH4(d) -1500ºC C(k) + 2H2(d)
d) vandens elektrolizės būdu
2H2O(s) -elektrolizė O2(d) + 2H2(d)
e) gaunamas kaip šalutinis produktas NaCl tirpalo elektrolizės metu, naftos perdirbime.
3. Laboratorijoje:
a) metalams reaguojant su rūgštimis
b) vandens elektrolizės būdu
c) aliuminiui ar cinkui reaguojant su šarmų tirpalais
Cheminės savybės.
1. reaguoja su nemetalais – vandenilis reduktorius
2. reaguoja su metalais – vandenilis oksidatorius
3. redukuoja metalus iš metalų oksidų
4. reaguoja su organinėmis medžiagomis (hidrinimas)
C2H4(d) + H2(d) –katalizatorius,tº C2H6(d)
Panaudojimas. Amoniako ir chloro vandenilio sintezei, organinių junginių sintezei, naftos perdirbimui, margarino gamybai (margarinas – hidrintas aliejus), metalurgijoje, kriogeninėje technikoje (gr. kryos – šaltis, ledas), kaip raketų kuras. Vandenilinė bomba – tai branduolinis ginklas, kurio galingumas tūkstantį kartų didesnis už atominės. Veikimas paremtas deuterio ir tričio skilimu. Vienas iš jos kūrėjų buvo rusų mokslininkas Nobelio Taikos premijos laureatas Andrejus Sacharovas (1921 – 1989).
Pratimai ir uždaviniai:
1. Parašykite visų galimų vandens molekulių formules, jei deguonis taip pat turi izotopus 16O ir 18O.
2. Parašykite reakcijų lygtis vandenilio gavimui laboratorinėmis sąlygomis.
3. Parašykite vandenilio chemines savybes iliustruojančių reakcijų lygtis.
4. Kokį tūrį vandens reikia elektrolizuoti, kad vandenilio išsiskirtų tiek pat, kiek jo gaunama suskaidžius 1 m3 metano?
5. Kiek gramų vandenilio gausime 2,7 g aliuminio paveikę druskos rūgšties pertekliumi? Kokios talpos indo reikės šiam vandeniliui surinkti? 2Al(k) + 6HCl(aq)  2AlCl3(aq) + 3H2(d)
6. 0,84 g metalo hidrido paveikus vandeniu susidarė 896 ml dujų (n.s.). kokio metalo hidridas buvo paimtas? MeH2(k) + 2H2O(s)  Me(OH)2(k) + 2H2(d)
7. 100 g vandens ištirpinta 2,3 g natrio. Kokia susidariusios medžiagos masės dalis gautame tirpale ir koks dujų tūris išsiskyrė?
8. 3,425 g metalo paveikus vandeniu, išsiskyrė 560 ml vandenilio (n.s.) koks metalas buvo paimtas reakcijai? Me(k) + 2H2O(s)  Me(OH)2(aq) + H2(d)

VII A grupės elementai – halogenai

Visų halogenų molekulės dviatomės, ryšys kovalentinis nepolinis. Išorinio lygmens elektronų konfigūracija s2p5.

Paplitimas gamtoje. Grynų halogenų gamtoje nėra. Pagrindiniai chloro mineralai yra halitas, silvinitas, karnalitas; fluoro – fluoritas. Bromas ir jodas mineralų nesudaro. Bromo junginiai yra lydintys chloro junginius, o jodo daug yra jūrų dumbliuose (jūros kopūstai). Visų halogenų jonų yra jūros vandenyje.

Fizikinės savybės. Fluoras – šviesiai žalsvos spalvos aštraus kvapo dujos, virimo temperatūra –181,1ºC. Tirpumas vandenyje neištirtas, nes jis reaguoja su vandeniu.
Chloras- geltonai žalios spalvos aštraus kvapo nuodingos dujos, 2,5 kartus sunkesnės už orą dujos. Tirpsta organiniuose tirpikliuose ir vandenyje (1 l vandens 2 l chloro). Tirpalas vadinamas chloro vandeniu (Cl2(aq)). Virimo temperatūra -34ºC.
Bromas – raudonai rudos spalvos aštraus kvapo lakus skystis, virimo temperatūra 58,8ºC. Gerai tirpsta organiniuose tirpikliuose, blogiau vandenyje (1 l vandens 35 g bromo). Tirpalas vadinamas bromo vandeniu (Br2(aq)). Patekės ant odos sukelia ilgai negyjančius nudegimus.
Jodas – tamsiai pilkos spalvos kieta kristalinė medžiaga, turi metalinį blizgesį ir specifinį kvapą. Lydymosi temperatūra 114ºC. Lengvai kaitinant sublimuojasi (pereina iš kietos būsenos į dujinė aplenkiant skystą). Garai – violetinės spalvos. Gerai tirpsta organiniuose tirpikliuose, mažai – vandenyje (1 l vandens 5,5 g jodo).

Gavimas. Fluoras gaunamas iš KF•HF lydalo elektrolizės būdu švininėje aparatūroje.
Chloras pramonėje gaunamas iš natrio chlorido tirpalo arba lydalo elektrolizės būdu, laboratorijoje – stiprius oksidatorius veikiant druskos rūgštimi.
2KMnO4(k) + 16HCl(aq)  2MnCl2(aq) + 5Cl2(d) + 2KCl(aq) + 8H2O(s)
Bromas – pramonėje gaunamas per bromidų tirpalus leidžiant chlorą.
2KBr(aq) +Cl2(d)  2KCl(aq) + Br2(s)
Laboratorijoje – bromo vandenilio rūgščiai reaguojant su oksidatoriais.
KClO3(k) + 6HBr(aq)  3Br2(s) + KCl(aq) + 3H2O(s)
Jodas – pramonėje gaunamas iš jodidų tirpalų kaip ir bromas arba iš jūrų dumblių pelenų, laboratorijoje – kaip chloras ir bromas.
2FeCl3(k) + 2HI(aq)  2FeCl2(aq) + 2HCl(aq) + I2(k)

Cheminės savybės. Halogenai yra labai stiprūs oksidatoriai.
1. Reaguoja su metalais (išskyrus auksą ir sidabrą)
2. Reaguoja su nemetalais (išskyrus deguonį, azotą ir anglį)
2P(k) + 3Cl2(d)  2PCl3(k)
Fluoras reaguoja ir su anglim.
3. Reaguoja su vandeniu
Cl2(d) + H2O(s)  HCl(aq) + HClO(aq)
4. Reaguoja su šarmais
Cl2(d) + 2NaOH(aq)  NaCl(aq) + NaClO(aq) + H2O(s)
5. Aktyvesni halogenai išstumia mažiau aktyvius halogenus iš jų druskų tirpalų.
Cl2(d) + 2KBr(aq)  2KCl(aq) + Br2(s)

Panaudojimas. Fluoras naudojamas polimerų gamybai (teflonas), aukštos temperatūros tepalų gamybai, šaldymo skysčių gamybai (freonai), dantų pastos gamybai.
Chloras naudojamas popieriaus ir audinių balinimui, geriamojo vandens dezinfekavimui, druskos rūgšties, organinių junginių, pesticidų ir herbicidų , vaistų gamybai.
Bromas naudojamas organinių junginių, vaistų, fotopopieriaus, benzino priedų gamybai.
Jodas – spalvotoje fotografijoje, dažų, vaistų, halogeninių lempų gamybai.

Svarbiausi halogenų junginiai. Vandeniliniai junginiai.
Visi vandenilio halogenidai gerai tirpsta vandenyje sudarydamos rūgštis. Fluoro vandenilio rūgštis yra silpna, visos kitos – stiprios. Rūgščių stiprumas didėja didėjant halogeno atominiam skaičiui.
Vandenilio fluoridas yra skystis, virimo temperatūra 19,9ºC, su vandeniu maišosi bet kokiais santykiais. Fluoro vandenilio rūgštis reaguoja su stiklu, todėl laikoma plastmasiniuose arba parafinuotuose induose.
SiO2(k) +4HF(aq)  SiF4(d) + 2H2O(s)
Vandenilio chloridas bespalvės troškaus kvapo dujos, 1,26 karto sunkesnės už orą, labai gerai tirpsta vandenyje (1 l vandens 500 l). Virimo temperatūra -84ºC.
Dujos reaguoja su amoniaku ir organinėm medžiagom.
NH3(d) + HCl(d)  NH4Cl(k)
Tirpalas vadinamas druskos rūgštimi. Jos koncentracija nebūna didesnė kaip 42. Ore druskos rūgštis rūksta. Ji pasižymi visomis rūgščių savybėmis, be to yra stiprus reduktorius.
KClO3(k) + 6HCl(aq)  KCl(aq) + 3Cl2(d) + 3H2O(s)
Vandenilio chloridas pramonėje gaunamas tiesioginės sintezės būdu, kaip šalutinis produktas organinių junginių gamyboje arba natrio chloridą veikiant koncentruota sieros rūgštimi. Šiuo būdu jis gaunama ir laboratorijoje.
NaCl(k) + H2SO4(konc.)  NaHSO4(k) + HCl(d)
Jeigu kaitinti
2NaCl(k) + H2SO4(konc.) -tº Na2SO4(aq) + 2HCl(d)
Druskos rūgštis naudojama organinėje sintezėje druskų gavimui, metalų išėsdinimui.
Vandenilio bromidas ir vandenilio jodidas pasižymi tokiomis pat savybėmis kaip ir vandenilio chloridas, tik gaunami yra fosforo (III) bromidą arba jodidą veikiant vandeniu.
PBr3(k) + 3H2O(s)  H3PO3(aq) + 3HBr(d)
Deguoniniai junginiai.
Halogenai turi atitinkamus oksidus, bet jie gaunami netiesioginių reakcijų metu. Fluoro junginys su deguonimi – deguonies fluoridas.
Hipochloritinė rūgštis HClO susidaro chlorui reaguojant su vandeniu. Tai silpna rūgštis ir lengvai skyla išskirdama atominį deguonį
HClO(aq)  HCl(aq) + O(d)
Chlorkalkės gaunamos gesintas kalkes veikiant chloru. Tai purūs balti milteliai.
Ca(OH)2(k) + Cl2(d)  CaOCl2(k) + H2O(s)
Jos naudojamos dezinfekavimui, nes yra labai stiprus oksidatorius
CaOCl2(k) + CO2(d)  CaCO3(k) + Cl2(d)
Bertoleto druska arba kalio chloratas KClO3 gaunama karštame kalio šarme tirpinant chlorą
6KOH(aq) + 3Cl2(d)  5KCl(aq) + KClO3(k) + 3H2O(s)
Naudojama deguonies gavimui, sprogstamųjų medžiagų, degtukų gamybai.
Jonų atpažinimas. Atpažįstami sidabro jonais. Susidaro junginiai netirpstantys azoto rūgštyje. AgCl – baltos spalvos, AgBr – gelsvos spalvos, AgI – geltonos spalvos.
Pratimai ir uždaviniai.
1. Parašykite fluoro ir chloro elektronų konfigūracijas ir pavaizduokite grafiškai elektronų išsidėstymą nesužadintoje ir sužadintoje būsenoje. Kokie oksidacijos laipsniai būdingi šiems elementams?
2. Gamtoje egzistuoja du chloro izotopai 35Cl – 75 ir 37Cl – 25. Kokia vidutinė chloro molinė masė?
3. Yra tokie bromo junginiai: KBr, Br2, NaBrO, KBrO3. Kuo reakcijose (oksidatoriais ar reduktoriais) gali būti šie junginiai, jei bromo junginių su oksidacijos laipsniu +7 nėra?
4. Parašykite druskos rūgšties chemines savybes, iliustruodami jas bendrosiomis ir joninėmis lygtimis.
5. Išlyginkite šias reakcijų lygtis elektronų balanso metodu. Nurodykite oksidatorių ir reduktorių:
a) H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4+ H2O
b) Na2SO3+ KMnO4 +H2SO4  Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4+ H2O
c) K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4  K2SO4+ Cr2(SO4)3 + H2O
d) HCl + MnO2  Cl2 + MnCl2 + H2O

VIA grupės elementai. Deguonis
Deguonies molekulė dviatomė, ryšys kovalentinis nepolinis.
Paplitimas gamtoje. Tai labiausiai gamtoje paplitęs elementas. Jis sudaro 49,13 žemės plutos masės. Gryno deguonies yra ore (21), oksidų, hidroksidų ir įvairių druskų pavidalu yra mineraluose ir uolienose, vandens sudėtyje, taip pat organinių junginių sudėtyje. Deguonis turi dvi alotropines modifikacijas – O2 ir O3. Alotropija – tai elemento savybė sudaryti kelias skirtingas vienines medžiagas.
Fizikinės savybės. Deguonis – bespalvės bekvapės dujos, mažai tirpsta vandenyje. Virimo temperatūra – 183C. Skystas deguonis yra melsvos spalvos, jį traukia magnetas (paramagnetinės savybės).
Ozonas – melsvos spalvos dujos turi specifinį kvapą, mažai tirpsta vandenyje, lengvai skyla, turi dezinfekuojančių savybių.
Gavimas. Pramonėje deguonis gaunamas iš suskystinto oro.
Laboratorijoje
1. Kaitinant kalio permanganatą
2KMnO4(k) -t K2MnO4(k) + MnO2(k) + O2(d)
2. Skaidant Bertoleto druską
2KClO3(k) -t 2KCl(k) + 3O2(d)
3. Elektrolizuojant vandenį
4. Skaidant vandenilio peroksidą
2H2O2(s) kat. 2H2O(s) + O2(d)
Katalizatoriai – tai medžiagos, kurios padidina reakcijos greitį, o pačios po reakcijos lieka nepakitę.
Ozonas gamtoje susidaro ultravioletinių spindulių poveikyje
3O2(d) UV 2O3(d)
Laboratorijoje gaunamas naudojant ozonatorių. Tai prietaisas, kurio pagalba per deguonį leidžiama elektros srovė.
Panaudojimas. Deguonis – metalurgijos ir chemijos pramonėje, raketų kuro oksidatorius, medicinoje.
Ozonu dezinfekuojamos ligoninių ir poliklinikų patalpos.
Deguonies cheminės savybės. Deguonis reakcijose yra oksidatorius. Dažnai reakcijas su deguonimi vadiname degimu, nors degimas yra oksidacijos – redukcijos reakcijos, kurių metu išsiskiria šviesa ir šiluma. Degimo metu nebūtinai oksidatorius yra deguonis.
1. Reaguoja su nemetalais (išskyrus halogenus ir inertines dujas)
2. Reaguoja su metalais (išskyrus auksą ir platiną)
3Fe(k) + 2O2(d) -t Fe3O4(k) geležies nuodegos sudarytos iš dviejų oksidų FeO ir Fe2O3
3. Reaguoja su sudėtinėmis medžiagomis
CH4(d) + 2O2(d) -t CO2(d) + 2H2O(d)
Ozono cheminės savybės. Ozonas yra labai stiprus oksidatorius. Jis lengvai skyla
O3(d)  O2(d) + O(d)
reaguoja su kalio jodido tirpalu
O3(d) + 2KJ(aq) + H2O(s)  I2(k) + O2(d) + 2KOH(aq)
Deguonies atpažinimas. Deguonis atpažįstamas rusenančia skalele. Ji užsiliepsnoja.
Vandenilio peroksidas. H2O2 molekulėje yra deguonies tiltelis -O-O- .Jungtis silpna, todėl vandenilio peroksidas lengvai skyla, net šviesos poveikyje, todėl laikomas tik tamsaus stiklo buteliuose. Jis naudojamas baliklių gamybai, peroksidų gavimui, polimerizacijos reakcijoms, antiseptinių priemonių gamybai, paveikslų restauracijai.
Pratimai ir uždaviniai:
1. Parašykite deguonies reakcijų su vieninėmis medžiagomis lygtis, kurių metu gaunami: azoto (II) oksidas, anglies (II) oksidas, sieros (IV) oksidas, fosforo (V) oksidas, kalcio oksidas, natrio peroksidas.
2. Parašykite etanolio (C2H5OH), benzino (C8H18), vario (II) sulfido degimo reakcijų lygtis, kai žinoma, kad susidaro sudėtines medžiagas sudarančių elementų oksidai.
3. Kiek gramų kalio permanganato reikia suskaidyti, kad susidarytų 1 l deguonies? Kokia bus deguonies masė?
4. Koks tūris deguonies susidarys ant žaizdos užpylus 1 ml 3 vandenilio peroksido tirpalo, jei jo tankis 1 g/ml?

Siera

Sieros molekulė sudaryta iš aštuonių atomų, susijungusių į žiedą S8, bet paprastumo dėlei siera žymima S.
Paplitimas gamtoje. Siera sudaro 0,05 žemės plutos masės. Ji randama tiek gryna, tiek junginiuose, dažniausiai sulfidų ir sulfatų pavidalu (FeS2 – piritas, PbS – galenitas, HgS – cinoberis, Na2SO4  10H2O
– Glauberio druska, CaSO4  2H2O – gipsas), taip pat organinių junginių sudėtyje. Sieros vandenilio yra ištirpę kai kuriuose mineraliniuose vandenyse. Sieros (IV) oksidas susidaro ugnikalnių išsiveržimų metu.
Fizikinės savybės. Siera yra kieta kristalinė geltonos spalvos medžiaga. Turi tris alotropines modifikacijas: rombinę, monoklininę ir plastinę. Stabiliausia yra rombinė siera. Jos lydymosi temperatūra 112,8C. siera netirpsta vandenyje, bet gerai tirpsta organiniuose tirpikliuose.
Gavimas. Siera pramoniniu būdu gaunama iš natūralių jos telkinių. Laboratorijoje jos praktiškai negauna.
Panaudojimas. Naudojama sieros rūgšties gamybai, kaučiuko vulkanizacijai (vulkanizuotas kaučiukas yra guma), kovai su žemės ūkio kenkėjais, parako gamybai, degtukų gamybai, medicinoje odą gydančių preparatų gamybai.
Cheminės savybės. Siera pasižymi tiek oksidacinėmis tiek redukcinėmis savybėmis.
1. Reaguoja su nemetalais (išskyrus azotą ir anglį)
5S(k) + 2P(k) -t P2S5(s)
2. Reaguoja su metalais (tik su gyvsidabriu normaliom sąlygom)
Hg(s) + S(k)  HgS(k)
3. Reaguoja su koncentruota sieros rūgštimi
S(k) + 2H2SO4(konc)  3SO2(d) + 2H2O(s)
Svarbiausi junginiai.
Sieros vandenilis ir sieros vandenilio rūgštis.
Fizikinės savybės. Tai bespalvės dujos, turi specifinį kvapą (supuvusio kiaušinio), nuodingos. Virimo temperatūra -60C. 1 l vandens ištirpsta 2,5 l sieros vandenilio. Tirpalas – silpna sieros vandenilio rūgštis.
Gavimas. Gaunamas tiesioginės sintezės būdu, arba sulfidus veikiant rūgštimis. Gamtoje susidaro yrant baltymams.
Cheminės savybės. Sieros vandenilis yra stiprus reduktorius.
1. Dega
2H2S(d) + 3O2(d)  2SO2(d) + 2H2O(s)
2. Reaguoja su sidabru (nuo to juoduoja sidabriniai dirbiniai)
2H2S(d) + Ag(k) + 2O2(d)  2AgS(k) + 2H2O(s)
3. Reaguoja su oksidatoriais
2H2S(d) + SO2(d)  3S(k) + 2H2O(s)
4. Sieros vandenilis ir sieros vandenilio rūgštis reaguoja su hidroksidais, baziniais oksidais, druskomis.
Sieros vandenilio rūgštis sudaro normalias (Na2S natrio sulfidas) ir rūgščias (NaHS natrio vandenilio sulfidas) druskas
Sieros (IV) oksidas.
Fizikinės savybės. Sieros (IV) oksidas bespalvės troškaus kvapo dujos, virimo temperatūra -10C. 1 litre vandens ištirpsta 40 l dujų. Tirpalas – silpna sulfitinė rūgštis.
Gavimas. Gaunamas deginant sierą, sieros vandenilį, sulfidus, sulfitus veikiant rūgštimis, variui reaguojant su koncentruota sieros rūgštimi.
Cheminės savybės.
1. Pasižymi rūgštinių oksidų savybėmis.
2. Reaguoja su deguonimi
2SO2(d) + O2(d) -t 2SO3(d)
Panaudojimas. Sieros (IV) oksidas yra tarpinis produktas sieros rūgšties gamyboje, naudojamas kaip popieriaus, vilnos balinimo priemonė, daržovių saugyklų dezinfekavimui.
Sulfitinė rūgštis H2SO3 yra labai silpna ir egzistuoja tik tirpaluose. Ji sudaro normalias (Na2SO3 natrio sulfitas) ir rūgščias (NaHSO3 natrio vandenilio sulfitas) druskas.

Sieros (VI) oksidas

Sieros (VI) oksidas yra tarpinis produktas sieros rūgšties gamyboje. Tai bespalvis skystis , virimo temperatūra 45C. Gerai tirpsta vandenyje, tirpimo metu išsiskiria didelis šilumos kiekis. Jis taip pat tirpsta koncentruotoje sieros rūgštyje. Tirpalas vadinamas oleumu. Sieros (VI) oksido oleume yra 60. Šis oksidas pasižymi visomis rūgštinių oksidų savybėmis.
Sieros rūgštis.
Fizikinės savybės. Koncentruota rūgštis yra sunkus (98,3 tirpalo tankis 1,841 g/cm3), klampus skystis, lydymosi temperatūra 10,4C. Labai higroskopiška (sugeria vandenį). Tirpstant vandenyje išsiskiria didelis šilumos kiekis, todėl skiedžiant sieros rūgštį ji pilama plona srovele į vandenį pastoviai maišant.
Gavimas. Pramonėje sieros rūgšties gamyba kontaktiniu būdu vykdoma keliomis pakopomis:
1. Pirito (sieros, sieros vandenilio, sieros) deginimas. Naudojamas verdančio sluoksnio principas, leidžiant oro ir deguonies mišinį
4FeS2(k) + 11O2(d) -t 2Fe2O3(k) + 8SO2(d)
2. Sieros (IV) oksido valymas ir džiovinimas. Nuo stambių dulkių dujos valomos ciklone, nuo smulkių – elektrofiltre. Džiovinama koncentruota sieros rūgštimi džiovinimo kolonose.
3. Sieros (VI) oksido sintezė. Ji vykdoma kontaktiniame aparate prie 470 – 490C temperatūros, naudojant vanadžio (V) oksido katalizatorių. Kadangi susidarant SO3 išsiskiria daug šilumos, ji sunaudojama naujoms SO2 ir O2 porcijoms šildyti.
4. Oleumo gamyba. Susidaręs sieros (VI) oksidas tirpinamas koncentruotoje sieros rūgštyje.
Panaudojimas. Sieros rūgštis naudojama druskos, azoto, fosforo bei organinių rūgščių gamybai, trąšų gamybai, dujų valymui ir džiovinimui, dažų, lakų, sprogstamųjų medžiagų gamybai, kaip akumuliatorių elektrolitas
Cheminės savybės. Praskiesta sieros rūgštis pasižymi visomis rūgštims būdingomis savybėmis. Koncentruota sieros rūgštis yra stiprus oksidatorius. Jos savybės:
1. Reaguoja su metalais išskyrus Au ir Pt, o šalta nereaguoja su Fe. Priklausomai nuo metalo aktyvumo ir rūgšties koncentracijos susidaro H2S, S ar SO2. Koncentruotai sieros rūgščiai reaguojant su metalais vandenilis neišsiskiria.
Cu(k) + 2H2SO4(konc)  CuSO4(aq) + SO2(d) + 2H2O(s)
2. Reaguoja su siera ir anglimi
2H2SO4(konc) + C(k)  CO2(d) + 2SO2(d) + 2H2O(s)
3. Iš organinių junginių atima vandenį (dehidratuoja), pvz. iš cukraus
C12H22O11(k)  12C(k) + 11H2O(s)
Sieros rūgštis sudaro normalias (K2SO4 kalio sulfatas) ir rūgščias (KHSO4 kalio vandenilio sulfatas) druskas.
Sulfato jonų atpažinimas. Sulfato jonai atpažįstami bario jonais. Ba2+(aq) + SO42-(aq)  BaSO4(k) baltos spalvos nuosėdos, netirpsta azoto rūgštyje.
Pratimai ir uždaviniai:
1. Parašykite sieros reakcijų su vandeniliu, natriu, kalciu, aliuminiu, geležimi lygtis. Nustatykite, oksidatoriumi ar reduktoriumi yra siera šiose reakcijose.
2. Parašykite praskiestos sieros rūgšties chemines savybes reakcijų bendrosiomis ir joninėmis lygtimis.
3. Parašykite sieros vandenilio rūgšties reakcijas su natrio hidroksidu, kai susidaro normali ir rūgšti druska.
4. Parašykite kalio sulfido ir kalio sulfito reakcijų su druskos rūgšties tirpalu lygtis.
5. Skirtingos koncentracijos sieros rūgštis reaguodama su cinku gali redukuotis iki sieros vandenilio, sieros arba sieros (IV) oksido. Parašykite šių reakcijų lygtis ir išlyginkite jas elektronų balanso metodu.
6. Sieros vandenilis dega. Kokio tūrio oro reikės 10m3 sieros vandenilio sudeginti.
7. 100 g vandens buvo ištirpinta 20 g sieros (VI) oksido. Parašykite įvykusios reakcijos lygtį. Kokia gautos medžiagos masės dalis yra tirpale?
8. 1 litre vandens ištirpo 30 litrų sieros (IV) oksido. Parašykite įvykusios reakcijos lygtį. Kokia gautos medžiagos masės galis yra tirpale?

VA grupės elementai
Azotas

Azoto molekulė dviatomė. Ryšys kovalentinis nepolinis.
Paplitimas gamtoje. Azotas sudaro 0,01% žemės plutos masės. Jo yra gryno ore (78%) ir junginiuose: NaNO3 – Čilės salietra, be to visuose gyvuose organizmuose baltymų sudėtyje.
Fizikinės savybės. Tai bespalvės bekvapės dujos, netirpsta vandenyje, virimo temperatūra -195,8°C.
Gavimas. Pramonėje azotas gaunamas iš suskystinto oro, laboratorijoje skaidant amonio nitritą
NH4NO2(k) -t°® N2(d) + H2O(d)
Panaudojimas. Azotas naudojamas amoniako sinteze, inertinės aplinkos sudarymui, elektros lemputėms užpildyti, kaip šaldymo agentas medicinoje.
Cheminės savybės. Azotas yra labai inertiškas.
1. Reaguoja su deguonimi ir vandeniliu
N2(d) +O2(d) -t°® 2NO(d) temperatūra 2000°C
N2(d) + 3H2(d) -t°® 2NH3(d)
2. Reaguoja su aktyviais metalais
6K(k) + N2(d) -t°® 2K3N(k)

Svarbiausi junginiai
Amoniakas
Fizikinės savybės. Tai bespalvės aštraus kvapo dujos, virimo temperatūra -33,6°C. Labai gerai tirpsta vandenyje, tirpalas turi šarminę terpę, nes vyksta jonizacija. 1 l ištirpsta 700 l amoniako. Koncentruotas tirpalas yra 25%.
Gavimas. Pramonėje gaunamas tiesioginės sintezės būdu, o laboratorijoje – kaitinant amonio chloridą su šarmais
NH4Cl(k) + NaOH(k) -t°® NaCl(k) + NH3(d) + H2O(d)
Panaudojimas. Naudojamas kaip trąša, azoto rūgšties gamybai, azotinių trąšų gamybai, kaip šaldymo agentas, medicinoje.
Cheminės savybės. Amoniakas yra stiprus reduktorius
1. Dega
a) be katalizatoriaus
4NH3(d) + 3O2(d) -t°® 2N2(d) + 6H2O(d)
b) su katalizatoriumi
4NH3(d) + 5O2(d) -t°® 4NO(d) + 6H2O(d)
2. Aukštoje temperatūroje reaguoja su aktyviais metalais
2Al(k) + 2NH3(d) -t°® 2AlN(k) + 3H2(d)
3. Reaguoja su rūgštimis sudarydamas tiek normalias tiek rūgščias druskas
NH3(d) + H2SO4(aq) ® NH4HSO4(aq)
Amoniako vandeninis tirpalas NH4OH pasižymi šarmų savybėmis.
Amoniako atpažinimas. Amoniako dujos atpažįstamos drėgnu indikatoriniu popieriumi – rodo šarminę terpę.
Amonio jono atpažinimas. Amonio jonas NH4+ atpažįstamas hidroksido jonais
NH4+(aq) + OH-(aq) -t°® NH3(d) + H2O(s) jaučiamas amoniako kvapas.

Azoto oksidai
Azotas sudaro penkis oksidus: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5
Azoto (I) oksidas yra bespalvės bekvapės dujos, jaudinančiai veikia nervų sistemą (linksminančios dujos). Tai indiferentinis oksidas.Gaunamas termiškai skaidant amonio nitratą
NH4NO3(k) -t°® N2O(d) + 2H2O(d)
Azoto (II) oksidas bespalvės bekvapės dujos, susidaro azotui reaguojant su deguonimi, degant amoniakui, metalams reaguojant su azoto rūgštimi. Tai indiferentinis oksidas. Normaliom sąlygom reaguoja su deguonimi
2NO(d) + O2(d) ® 2NO2(d)
Azoto (III) oksidas. Tai tamsiai mėlynos spalvos skystis, kuris verda prie 3,5°C suskildamas į NO ir NO2. Tirpsta vandenyje sudarydamas nitritinę rūgštį HNO2. Pasižymi rūgštinių oksidų savybėmis.
Azoto (IV) oksidas. Tai rudos spalvos nuodingos dujos, turi specifinį kvapą. Atšaldžius dimerizuojasi į bespalvį N2O4. Tirpsta vandenyje sudarydamas dviejų rūgščių mišinį
2NO2(d) + H2O(s) ® HNO2(aq) + HNO3(aq)
o su šarmais – dviejų atitinkamų druskų mišinį.
Šis oksidas gaunamas metalams reaguojant su koncentruota azoto rūgštimi, NO reaguojant su deguonimi, skylant nitratams. Jis naudojamas azoto rūgšties gamybai.
Azoto (V) oksidas. Kieta kristalinė medžiaga, gerai tirpsta vandenyje sudarydamas azoto rūgštį. Pasižymi rūgštinių oksidų savybėmis. Gaunamas azoto (IV) oksidui reaguojant su ozonu
2NO2(d) + O3(d) ® N2O5(k) + O2(d)
Tai nestabilus junginys ir gali sprogti.

Azoto rūgštis
Fizikinės savybės. Tai bespalvis skystis, pastovėjęs gelsta. Turi specifinį azoto (IV) oksido kvapą. Naudojamas 63 – 65% tirpalas, o ne 100%, nes tokia skyla
4HNO3(konc) ® 2H2O(s) + 4NO2(d) + O2(d)
Labai gerai tirpsta vandenyje ir yra stipri rūgštis.
Gavimas.
1. Nitratus veikiant koncentruota sieros rūgštimi
NaNO3(k) + H2SO4(konc) -t°® NaHSO4(k) + HNO3(d)
2. Lankinis metodas. Oras leidžiamas virš elektros lanko, susidaręs NO atšaldomas, reaguoja vėl su deguonimi ir gauto NO2 ir deguonies mišinys leidžiamas per vandenį
N2(d) + O2(d) ® 2NO(d)
2NO(d) + O2(d) ® 2NO2(d)
4NO2(d) + O2(d) +2H2O(s) ® 4HNO3(aq)
3. Amoniakinis metodas. Šiuo būdu NO gaunamas oksiduojant amoniaką virš platininio katalizatoriaus. Toliau kaip lankiniame metode.
Panaudojimas. Naudojama lakų dažų, vaistų, trąšų, sprogstamųjų medžiagų gamybai.
Cheminės savybės. Azoto rūgštis pasižymi visomis rūgščių savybėmis, tik jai reaguojant su metalais nesusidaro vandenilis. Kadangi azoto rūgštis yra labai stiprus oksidatorius, todėl priklausomai nuo metalo aktyvumo ir rūgšties koncentracijos susidaro NH3 (NH4NO3), N2, N2O, NO, N2O3 ar NO2
Cu(k) + 4HNO3(konc) ® Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(d) + 2H2O(s)
Azoto rūgštis nereaguoja tik su Au, Pt, Ir, o koncentruota dar ir su Al, Fe, Cr.
Koncentruota rūgštis reaguoja su siera ir fosforu.
Azoto ir druskos rūgščių mišinys santykiu 1:3 vadinamas karališka degtine nes jame tirpsta auksas ir platina.
Azoto rūgštis reaguoja su organinėmis medžiagomis (nitrinimas).
Nitratų skilimas MeNO3(k) -t°®
Metalai
iki Mg Mg – Cu po Cu
MeNO2(k) + O2(d) MeO(k) + NO2(d) +O2(d) Me(k) + NO2(d) + O2(d)
Nitrato jono atpažinimas. Nitrato jonai atpažįstami variu ir koncentruota sieros rūgštimi. Skiriasi rudos spalvos NO2 dujos.
Amonio, natrio, kalio ir kalcio nitratai vadinami salietromis.
Pratimai ir uždaviniai:
1. Parašykite praskiestos ir koncentruotos azoto rūgšties reakcijų su gyvsidabriu (susidaro NO ir NO2) ir išlyginkite jas elektronų balanso metodu.
2. Parašykite natrio, kalcio, geležies (II), sidabro nitratų skilimo reakcijų lygtis ir išlyginkite jas elektronų balanso metodu.
3. Parašykite amoniako reakcijų su druskos, sieros ir fosforo rūgštimis, kai susidaro normalios ir rūgščios druskos reakcijų lygtis.
4. Buvo atšaldyti 5 l azoto (IV) oksido. Kokį tūrį užims susidariusios dujos?
Fosforas

Fosforo molekulė sudaryta iš keturių atomų.
Paplitimas gamtoje. Fosforas randamas tik junginiuose. Pagrindiniai mineralai: fosforitas – Ca3(PO4)2 ir apatitas 3Ca3(PO4)2CaF, be to jo yra baltymų sudėtyje bei kaulų ir dantų sudėtyje.
Fizikinės savybės. Fosforas sudaro kelias alotropines atmainas, kurios skiriasi savo savybėmis.
Baltasis fosforas kieta kristalinė medžiaga, lydosi 44C temperatūroje, švyti tamsoje, labai nuodingas, netirpsta vandenyje, ore savaime užsiliepsnoja (laikomas vandenyje).
Raudonasis fosforas amorfinė medžiaga, tamsoje nešvyti ir savaime neužsiliepsnoja.
Juodasis fosforas kieta medžiaga, panaši į grafitą, praleidžia elektros srovę.
Gavimas. Fosforas gaunamas redukuojant jį iš kalcio fosfato anglimi
2Ca3(PO4)2(k) + 10C(k) + 6SiO2(k) -tº 6CaSiO4(k) + 10CO(d) + P4(d)
Cheminės savybės. Labai lengvai reaguoja su deguonimi ir chloru(esant chloro ar deguonies trūkumui susidaro fosforo III junginiai)
4P(k) + 5O2(d)  2P2O5(k)
Reaguoja su vandeniliu sudarydamas fosfiną
2P(k) + 3H2(d)  2PH3(d)
Panaudojimas. Raudonasis fosforas naudojamas degtukų gamybai, dūminių ir padegamųjų bombų gamybai, fosforo rūgšties gamybai.
Fosforo oksidai ir fosforo rūgštys. Fosforas sudaro du oksidus P2O3, P2O5. Fosforo (III) oksidas yra fosforitinės rūgšties H3PO3 anhidridas, o fosforo (V) oksidas sudaro tris rūgštis: metafosforo HPO3, pirofosforo H4P2O7 ir ortofosforo H3PO4.
Ortofosforo rūgštis arba tiesiog fosforo rūgštis bespalviai kristalai, gerai tirpsta vandenyje, vidutinio stiprumo rūgštis. Būdama tribaze ji sudaro trijų tipų druskas: divandenilio fosfatus KH2PO4, vandenilio fosfatus K2HPO4 ir fosfatus K3PO4. Fosforo rūgštis nėra nuodinga.
H3PO4 pasižymi visomis rūgštims būdingomis savybėmis, nepasižymi oksidacinėmis savybėmis.
Panaudojimas. Naudojama fosforinių trąšų gamybai.

Trąšos

Medžiagos, dažniausiai druskos, kurių sudėtyje yra augalams reikalingų medžiagų, vadinamos trąšomis.
Pagrindinai elementai, kurių augalams reikia dideliais kiekiais C,O,H, N,P,K, Ca, Mg, Fe, S. Trąšos, kurių sudėtyje yra N,P, K vadinamos makrotrąšomis.
Šių elementų reikia labai nedidelių kiekių B, Cu, Co, Mn, Zn, Mo, I. Trąšos, kuriose jų yra vadinamos mikrotrąšomis.
Trąšos skirstomos į paprastas, sudėtines ir kompleksines.

Trąšos
Paprastos Sudėtinės Kompleksinės
Turi tik vieną mitybos elementą (K, N, P) Turi 2 ir daugiau mitybos elementų viename junginyje Turi 2 ir daugiau mitybos elementų. Sudaromos sumaišant kelis junginius
Azotinės trąšos – įvairios salietros (NaNO3, NH4NO3, Ca(NO3)2), amoniakas, amonio druskos, karbamidas (CO(NH2)2.
Fosforinės trąšos – tai kalcio fosfatai, kalcio vandenilio fosfatai, fosforitmilčiai, kaulų miltai.
Kalio trąšos – silvinitas KCl., ka Amofosas (NH4H2PO4 ir (NH4)2HPO4)
Kalio salietra KNO3 Nitrofoska NH4NO3 + (NH4)2HPO4 + KCl
Nitrofosas NH4NO3 + (NH4)2HPO4 + NH4H2PO4
Įvairiūs trąšų mišiniai

Augalams trūkstant azoto augalai auga lėtai, lapai gelsta, stiebai silpni.
Trūkstant kalio blogai vystosi stiebai, lapų galai geltonuoja ir pagaliau nudžiūsta.
Stokojant kalcio silpnai vystosi šaknys, vėliau nudžiūsta stiebų viršūnėlės ir jauni lapeliai, augalas nebeauga.
Trūkstant fosforo blogai vystosi jaunų augalų šaknys, geltonuoja lapų pakraščiai, nesiformuoja žiediniai pumpurai, augalai trumpai ir negausiai žydi.
Trūkstant geležies augalai suserga chloroze – lapai pasidaro blyškiai geltoni, paruduoja, apmiršta.
Augalų tinkamas tręšimas garantuoja kad augalai bus sveiki ir duos gerą derlių.
Trąšų maistingumas skaičiuojamas pagal fosforo kiekį jose (perskaičiuotas į P2O5 kiekį procentais), azoto kiekį (gryną azotą N procentais), kalio kiekį (perskaičiuotą į K2O kiekį procentais).
Pratimai ir uždaviniai:
1. Į 10 l vandens įberta 50 g natrio nitrato. Kokia trąšų masės dalis gautame tirpale?
2. Apskaičiuokite natrio nitrato maistingumą procentais.
3. Kokios masės amonio salietros reikės norint patręšti 25 ha plotą, jei 1 ha reikia 45 kg azoto?
4. Kokioje masėje amonio salietros yra tiek azoto, kiek jo yra 10,1 g kalio salietros?
5. Amonio sulfate azotas sudaro 20•%. Kiek šių trąšų reikia 1 ha bulvių patręšti, jei tręšimo norma yra 0,4t azoto 1 ha.
6. Karbamidas gaunamas veikiant amoniaką anglies (IV) oksidu dideliame slėgyje ir šildant
2NH3(d) + CO2(d)  CO(NH2)2(k) +H2O(d)
Kokį tūrį amoniako reikia sunaudoti norint gauti 100 kg karbamido?
7. Kurių trąšų maistingumas didesnis: Ca(H2PO4)2 ar NH4H2PO4 perskaičiavus į P2O5?
8. Kokia druska ir kiek gramų jos susidarė reaguojant 11,2 l amoniako su 179 ml 24% fosforo rūgšties tirpalo (tankis 1,14 g/ml)?
9. Genetinis ryšys tarp azoto junginių gali būti išreiškiamas tokia schema:

Amonio hidroksidas

Amonio druskos

Azoto (IV) oksidas

Amoniakas

Azoto (II) oksidas

Azoto rūgštis

Azotas

Nitratai

Parašykite reakcijų lygtis įrodančias šį genetinį ryšį.

IV A grupės elementai
Anglis

Paplitimas gamtoje. Anglis gamtoje randama tiek gryna – deimantas, grafitas -, tiek junginiuose – akmens anglis, nafta, klintys, marmuras, kreida (CaCO3), magnezitas, dolomitas. Ji yra pagrindinė organinių junginių sudedamoji dalis. Ore yra anglies dioksido.
Fizikinės savybės. Anglis sudaro tris alotropines atmainas: deimantą, grafitą ir karbiną.
Deimantas bespalvė kieta kristalinė medžiaga. Pati kiečiausia gamtoje randama medžiaga. Blogai praleidžia šilumą, nepraleidžia elektros srovės, laužia šviesos spindulius. Šlifuoti deimantai vadinami briliantais. Naudojamas pjovimo ir šlifavimo įrankiams gaminti, juvelyrikoje.
Grafitas – tamsiai pilkos spalvos kristalinė medžiaga, turi silpną metalinį blizgesį, riebus pačiupinėjus, praleidžia elektros srovę. Naudojamas pieštukų, tepalų, elektrodų ( pvz. sausuose elementuose) gamybai, atominiuose reaktoriuose kaip neutronų lėtintuvas.
Karbinas – smulkiakristaliniai juodos spalvos milteliai, pasižymi puslaidininkių savybėmis,gamtoje neegzistuoja.
Aktyvuota anglis – tai medžio anglis iškaitinta vandens garuose. Ji pasižymi adsorbcinėmis savybėmis – t.y. jos paviršius sugeria dujines ir skystas medžiagas. Naudojama dujokaukėse, garų surinktuvuose, vandens filtruose, cukraus sirupui valyti, medicinoje.
Cheminės savybės. Normaliom sąlygom anglis inertiška. Kaitinama reaguoja su:
1. deguonimi:
a) kai deguonies pakanka
C(k) +O2(d)  CO2(d)
b) kai deguonies trūksta
2C(k) + O2(d)  2CO(d)
2. vandeniliu
C(k) + 2H2(d)  CH4(d)
3. aktyviais metalais
4Al(k) + 3C(k)  Al4C3(k)
4. redukuoja metalus iš metalų oksidų
ZnO(k) + C(k)  Zn(k) + CO(d)

Svarbiausi junginiai
Anglies (II) oksidas. Tai bespalvės bekvapės dujos, nuodingos, nes jungiasi su hemoglobinu. Dideli jo kiekiai yra automobilių išmetamose dujose, jei blogai sureguliuotas degimas. Tai indiferentinis oksidas. Stiprus reduktorius.
CuO(k) + CO(d)  Cu(k) + CO2(d)
Ore jis dega melsva liepsna
2CO(d) + O2(d)  2CO2(d)
Naudojamas metalurgijoje ir kai kurių degių dujų gamybai.
Anglies (IV) oksidas. Tai bespalvės bekvapės dujos, sunkesnės už orą, mažai tirpsta vandenyje, lengvai suskystinamos. Garuodamas CO2 labai atšąla ir pavirsta kieta medžiaga, vadinama “sausu ledu“, kuris sublimuojasi (pereina iš kietos į dujinę būseną aplenkiant skystą).
Ore CO2 yra 0,04. Jį augalai naudoja fotosintezės reakcijai, kurios metu į aplinką išskiriamas deguonis 6CO2 + 6H2O  C6H12O6 (gliukozė)+6O2 Tačiau dideli šio oksido kiekiai į aplinką patenka pūnant organiniams junginiams, kvėpuojant gyviems organizmams ir degimo reakcijų metu (dažniausiai kuro degimo). Dėl žmonių veiklos nuo 19 a. CO2 koncentracija padidėjo 11 ir atmosferos temperatūra pakilo 1C. Šis reiškinys vadinamas “šiltnamio efektu“. Mokslininkai prognozuoja kad CO2 koncentracija gali padidėti 10 kartų, o atmosferos temperatūra pakils 10 – 12C.
Gavimas:
a) termiškai skaidant netirpius karbonatus
CaCO3(k) -t CaO(k) + CO2(d)
b) termiškai skaidant vandenilio karbonatus
2NaHCO3(k) -t Na2CO3(k) CO2(d) +H2O(s)
c) karbonatus veikiant rūgštimis
CaCO3(k) +2HCl(aq)  CaCl2(aq) +CO2(d) H2O(s)
d) deginant organines medžiagas
CH4(d) +2O2(d)  CO2(d) + 2H2O(d)
Cheminės savybės: pasižymi rūgštinių oksidų savybėmis, nepalaiko degimo.
Panaudojimas: naudojamas gaisrų gesinimui, gazuotų gėrimų gamybai, sausas ledas naudojamas greitai gendančių produktų pervežimui ir laikymui.
Atpažinimas: CO2 atpažįstamas leidžiant jį pro kalkinį vandenį (kalcio hidroksido tirpalą, kuris iš pradžių susidrumsčia, o vėliau vėl pasidaro skaidrus
Ca(OH)2(aq) +CO2(d)  CaCO3(k) + H2O(s)
CaCO3(k) + CO2(d) + H2O(s)  Ca(HCO3)2(aq)
Anglies rūgštis ir jos druskos: H2CO3 yra silpna dvibazė rūgštis, susidarydama tirpale skyla, sudaro normalias ir rūgščias druskas, svarbiausios iš kurių yra: Na2CO3 – soda, naudojama muilo, stiklo gamybai, tekstilės, naftos perdirbimo pramonėje; NaHCO3 – geriamoji soda, naudojama medicinoje, konditerijoje, gesintuvų užpildymui; CaCO3 – klintys, naudojamos dirvos nurūgštinimui, negesintų kalkių gamybai, kreida ir marmuras naudojami statybose; K2CO3 – potašas naudojamas stiklo gamyboje.
Karbonatų jonų atpažinimas vykdomas rūgštimis – skiriasi CO2 dujos
CO32 – (aq) + 2H+(aq)  CO2(d) + H2O(s)

Silicis

Paplitimas gamtoje: silicis yra antras pagal paplitimą gamtoje elementas, sudaro 29 Žemės plutos masės. Dalis jo (12) yra SiO2 pavidale – kvarcas( kalnų krištolas), kvarcinis smėlis, jaspis, chalcedonas, opalas,agatas, ametistas, kita dalis (75) – silikatų pavidale – lauko špatai, žėrutis, olivinas
Fizikinės savybės: kristalinis silicis neskaidrus ir turi metalinį blizgesį, praleidžia elektros srovę ir pasižymi puslaidininkių savybėmis.
Panaudojimas: naudojamas saulės baterijų ir puslaidininkių gamybai, metalurgijos pramonėje.
Cheminės savybės: silicis yra inertiškas ir normaliom sąlygom reaguoja tik su fluoru, o aukštoje temperatūroje su deguonimi
Si(k) + 2F2(d)  SiF4(k)
Svarbiausi junginiai: SiO2 rūgštinis oksidas, netirpsta vandenyje, reaguoja su šarmais ir fluoro vandenilio rūgštimi (jos negalima laikyti stikliniuose induose), naudojamas stiklo gamyboje. SiO2 turi atominę kristalinę gardelę.
Stiklas būna įvairių rūšių: kvarcinis stiklas gaminamas iš gryno silicio dioksido ir pasižymi tuo kad smarkiai įkaitintas ir staigiai atšaldytas jis nesutrūkinėja, todėl iš jo gaminami laboratoriniai indai, be to jis praleidžia ultravioletinius spindulius; langų stiklas gaminamas iš kvarcinio smėlio, klinčių ir sodos, lėtai kietėja todėl iš jo lengvai formuojami dirbiniai; sunkiai lydomas stiklas gaminamas vietoj sodos naudojant potašą; krištolas gaminamas panaudojant švino oksidą; spalvotas stiklas gaminamas naudojant įvairių metalų oksidus. Be to iš įvairių stiklo rūšių yra gaminama stiklo vata, stiklo pluoštas.
Cementas – pagrindinė statybinė medžiaga – gaminamas iš molio turinčio daug silicio dioksido, klinčių, šlakų bei pelenų. Ši masė sumaišyta su vandeniu sukietėja. Cemento vandens ir žvyro mišinys vadinamas betonu, o jei betone yra geležinė armatūra (virbai) – gelžbetoniu.
Keramika gaminama iš molio. Ji skirstoma į statybinę (plytos, čerpės, drenažo vamzdžiai), apdailos (apdailos plytos, plytelės, kokliai), dailiąją (indai, meno dirbiniai ir pan.). Plačiai žinomi porcelianiniai dirbiniai, kurių gamybai naudojamas baltasis molis – kaolinas- kvarcas ir lauko špatai(porcelianą pirmieji pagamino kinai); fajansiniai dirbiniai yra gaminami iš tų pačių žaliavų, skiriasi gamybos technologija (fajansą pirmieji pagamino italai).
Pratimai ir uždaviniai:
1. Parašykite anglies (IV) oksido ir silicio oksido chemines savybes reakcijų lygtimis.
2. Parašykite vanadžio (V) oksido ir geležies (III) oksido reakcijų su anglies (II) oksidu ir su anglimi, lygtis.
3. Turime 20 g 4% kalcio hidroksido tirpalo. Koks tūris anglies (IV) oksido turi būti perleistas per šį tirpalą, kad susidariusios nuosėdos išnyktų?

Parašykite komentarą

El. pašto adresas nebus skelbiamas.