Как продвинуть сайт на первые места?

Вы создали или только планируете создать свой сайт, но не знаете, как продвигать? Продвижение сайта – это не просто процесс, а целый комплекс мероприятий, направленных на увеличение его посещаемости и повышение его позиций в поисковых системах.

Ускорение продвижения

Если вам трудно попасть на первые места в поиске самостоятельно, попробуйте технологию Буст, она ускоряет продвижение в десятки раз, а первые результаты появляются уже в течение первых 7 дней. Если ни один запрос у вас не продвинется в Топ10 за месяц, то в SeoHammer за бустер вернут деньги.

Начать продвижение сайта

Сервис онлайн-записи на собственном Telegram-боте

Тот, кто работает в сфере услуг, знает — без ведения записи клиентов никуда. Мало того, что нужно видеть свое расписание, но и напоминать клиентам о визитах тоже. Нашли самый бюджетный и оптимальный вариант: сервис VisitTime.
Для новых пользователей первый месяц бесплатно.

Чат-бот для мастеров и специалистов, который упрощает ведение записей:

— Сам записывает клиентов и напоминает им о визите;
— Персонализирует скидки, чаевые, кэшбэк и предоплаты;
— Увеличивает доходимость и помогает больше зарабатывать;

Начать пользоваться сервисом

Способи збирання

У природі діоксид вуглецю постійно утворюється при найрізноманітніших процесах: горінні вугілля і інших видів палива, диханні, бродінні, гнитті тощо.

В гірництві

При виділенні вуглекислого газу з підошви виробки і відсутності активного струменя повітря в нижній частині її можуть утворюватися застійні зони з високою концентрацією. В рудниковій атмосфері вуглекислий газ присутній завжди, бо утворюється у великій кількості за рахунок біохімічних та хімічних реакційокиснення, що протікають в гірничих виробках. Звичайно виділення природного вуглекислого газу в гірничі виробки незначні, винятками є виділення вуглекислого газу магматичного походження в деяких вугільних та калійних родовищах. Граничний допустимий вміст СО₂ в шахтному повітрі 0, 5-1 % (за об'ємом). При 10 % наступає непритомність, при 20-25 % — смертельне отруєння. Перша допомога при отруєнні полягає у винесенні потерпілого на свіже повітря, проведенні штучного дихання.

Сірковуглець CS₂

Сірковуглець CS₂ — прозора летка рідина з ефірним запахом.

Хімічні та фізичні властивості

Температура кипіння - 46, 2°C, густина - 1263 кг/м3. Частково розкладається під дією ультрафіолетових променів; продукти розкладу мають надзвичайно неприємний запах. Сірковуглець є отруйною речовиною. Суміш парів сірковуглецю з повітрям (1, 25-50% CS2 по об'єму) спалахує при температурі близько 100°C. Розчиняє жири, масла, смоли, каучуки, сірку, фосфор, йод, нітрат Аргентуму. Змішується у будь-яких пропорціях з ефіром, спиртом, хлороформом; мало розчинний у воді. Застосовують у виробництві віскози, для отримання тетрахлорметану, екстрагування масел та смол. Великі кількості сірковуглецю витрачаються на боротьбу з різними шкідниками сільськогосподарських культур, але головна маса його йде на приготування віскози, яку використовують для виготовлення одного з видів штучного волокна.

Сірковуглець CS2 одержують пропусканням пари сірки крізь шар розжареного вугілля. При довгому зберіганні сірковуглець жовтіє і набуває неприємного запаху.

Відомий ще один великий клас неорганічних карбонвмісних сполук – карбоніли. Карбонілами називають сполуки, які містять атоми металу і молекули СО. Утворення карбонілів характерне лише для перехідних металів. Леткі карбоніли токсичні і легко утворюють вибухові суміші з повітрям (наприклад, Fe(CO)₅, Ni(CO)₄).

Сполуки вуглецю з металами називають карбідами. Найчастіше іонні карбіди отримують взаємодією оксидів металів з вуглецем (наприклад, з графітом) при високій температурі:

СаО + 3С ® СаС₂ + СО

2Al2O3 + 9C ® Al4C3 + 6CO.

Ацетиленіди CuC₂ і Ag₂C₂ синтезують, пропускаючи потік ацетилену С2Н2 через розчин відповідних солей. Ацетиленіди вибухонебезпечні. При гідролізі ацетеленідів виділяється С2Н2.

H–Сº C–Н + 2Cu+ ® Cu–Cº C–Cu + 2H⁺

Металоподібні карбіди отримують безпосередньою взаємодією металу з вуглецем при високій температурі в електропечах: 3Fe + C ® Fe₃C.

Сполуки карбону у ступені окиснення +4.

Ступінь окиснення карбону +4 проявляється в його сполуках з більш електронегативними, ніж він сам, неметалічними елементами: CНal₄, CO₂, CS₂, COHal₂, CSHal₂.

По хімічній природі ці сполуки карбону(IV) є кислотними. Деякі з них достатньо легко взаємодіють з водою, утворюючи кислоти:

СО₂ + Н₂О = Н₂СО₃,

СОСl₂ + 2H₂O = H₂CO₃ + 2HCl.

З основними сполуками вони утворюють солі:

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O,

2KNH₂ + CO₂ = K₂CN₂ + 2H₂O,

CaS + CS₂ = CaCS₃,

Ca₃N₂ + C₃N₄ = 3CaCN2.

2.1. Галіди CHal₄. CF₄ – газ, CCl₄ – рідина, CBr₄ і CJ₄ – тверді. У воді практично не розчинні, є розчинні в органічних розчинниках.

CF₄ – хімічно і термічно стійкий.

CCl₄ може гідролізувати лише при високій t° і в присутності каталізаторів (металів):

CHal₄ + 2H₂O = CO₂ + 4HНal.

По мірі зростання довжини і зменшення енергії зв’язку в ряду

CF₄ – CCl₄ – CBr₄ – CJ₄

Стійкість сполук зменшується, а хімічна активність зростає.

CCl₄ – негорючий органічний розчинник, рідина для вогнегасників, CF₂Cl₂ – фреон (Т_пл. = -30°С) для холодильних машин і установок.

2.2. Диоксид СО₂.

Має лінійну форму молекули. О = С = О

В техніці СО₂ отримують розкладом СаСО3:

t°

СаСО₃ ® CаО + СО₂­,

а в лабораторії:

CaCO₃ + 2HCl ® CaCl₂ + CO₂­ + H₂O

Розчинність CO₂ у воді 1, 7 л CO₂ (0°С), 1л CO₂ (15°C)/1л H₂O. Деяка частина розчиненого CO₂ взаємодіє з водою з утворенням карбонатної кислоти:

CO₂ + H₂O Û H₂CO₃.

Вугільна кислота — слабка двоосновна кислота з хімічною формулою. У чистому вигляді нестійка^[1]. Утворюється в малих кількостях при розчиненні вуглекислого газу у воді^[2], в тому числі і вуглекислого газу з повітря. Утворює ряд стійких неорганічних та органічних похідних: солі (хімія) (карбонатита гідрокарбонати), естери, аміди та ін

Фізичні властивості

Молекула вугільної кислоти має плоску будову. Центральний вуглецевий атом має sp ² -гібридизацію. У гідрокарбонат- карбонат-аніонів відбуваєтьсяделокалізація π -зв'язку. Довжина зв'язку C — O в карбонат-іоні становить 129 пм.

Хімічні властивості

Рівновага у водних розчинах та кислотність

Вугільна кислота існує у водних розчинах в стані рівноваги з гідратом діоксиду вуглецю:

, константа рівноваги при 25 °C

Швидкість прямої реакції 0, 039 з^-1, зворотної — 23 з^-1.

У свою чергу розчинений гідрат діоксиду вуглецю знаходиться в рівновазі з газоподібним діоксидом вуглецю:

​ ​ ]

Дана рівновагу при підвищенні температури зсувається вправо, а при підвищенні тиску — вліво (докладніше див. Абсорбція газів).

Вугільна кислота піддається оборньому гідролізу, створюючи при цьому кисле середовище:

, константа кислотної дисоціації при 25 °C

Однак, для практичних розрахунків частіше використовують уявну константу кислотності, що враховує рівновагу вугільної кислоти з гідратом діоксиду вуглецю:

гідрокарбонат-іон піддається подальшому гідролізу по реакції

, константа кислотності при 25 °C

Таким чином, в розчинах, що містять вугільну кислоту, створюється складна рівноважна система, яку можна зобразити у загальному вигляді таким чином:

Значення pH в такій системі, яке відповідає насиченому розчину діоксиду вуглецю в воді при 25 °C і тиску 760 мм рт. ст., можна розрахувати по формулі:

, где L = 0, 034 моль/л — розчинність CO₂ в воді при вказаних умовах.

Розкладання

При підвищенні температури розчину і/або пониженні парціального тиску діоксиду вуглецю рівновагу в системі зміщується вліво, що призводить до розкладання частини вугільної кислоти на воду і діоксид вуглецю. При кипінні розчину вугільна кислота розкладається повністю:

Взаємодія з основами та солями

Вугільна кислота вступає в реакції нейтралізації з розчинами основ, утворюючи середні та кислі солі (хімія) — карбонати та гідрокарбонати відповідно:

_(конц.) ​ ​ ]

_(разб.) ​ ​ ]

​ ​ ]

​ ​ ]

При взаємодії вугільної кислоти з карбонатами утворюються гідрокарбонати:

Отримання

Вугільна кислота утворюється при розчиненні у воді діоксиду вуглецю:

Вміст вугільної кислоти в розчині збільшується при зниженні температури розчину та збільшенні тиску вуглекислого газу.

Також вугільна кислота утворюється при взаємодії її солей (карбонатів та гідрокарбонатів) з більш сильною кислотою. При цьому велика частина утворилася вугільної кислоти, як правило, розкладається на воду і діоксид вуглецю:

Застосування

Вугільна кислота завжди присутня у водних розчинах вуглекислого газу (см. Газована вода).

В біохімії використовується властивість рівноважної системи змінювати тиск газу пропорційно зміні змісту іонів оксонія (кислотності) при постійній температурі. Це дозволяє реєструвати в реальному часі хід ферментативних реакцій, що протікають із зміною pH розчину.

Органічні похідні

Вугільну кислоту формально можна розглядати як карбонову кислоту з гідроксильної групою замість вуглеводневої залишку. У цій якості вона може утворювати всі похідні, характерні для карбонових кислот

Карбонатна кислота – слабкий електроліт, що видно із наведених нижче констант дисоціації:

Як одноосновна кислота утворює кислі і середні солі, які називають відповідно гідрогенкарбонатами і карбонатами: КНСО₃ і К₂СО₃, Са(НСО₃)₂ і СаСО₃. Карбонати і гідрогенкарбонати утворюють метали, яким відповідають сильні основи, тобто лужні і лужноземельні метали. Метали, яким відповідають слабкі основи, утворюють основні карбонати (CuOH)₂CO₃ або зовсім не утворюють карбонатів (Cr(III), Al).

Карбона́ т на́ трію Na₂CO₃, або кальцинована сода, — безбарвна кристалічна речовина. Добре розчиняється у воді. З водного розчину кристалізується у вигляді декагідрату Na₂CO₃ • 10H₂O, який називають кристалічною содою. При прожарюванні вона втрачає кристалізаційну воду і перетворюється у безводну сіль Na₂CO₃, яка поступає у продаж під назвою кальцинованої соди. Кальцинована сода належить до найважливіших хімічних продуктів. Вона у дуже великій кількості застосовується в склоробній, миловарній, текстильній і паперовій промисловості, а також у паро-силовому господарстві для пом'ягшення води і в домашньому побуті.

Основні дані. Історія промислового виробництва.

Карбонат натрію Na₂CO₃, або сода, є одним з головних продуктів хімічної промисловості. У величезних кількостях сода споживається скляною, миловарною, целюлозно-паперовою, текстильною, нафтовою і іншими галузями промисловості, а також служить для отримання різних солей натрію. Застосування соди в домашньому вжитку загальновідомо.

До кінця XVIII століття вся сода, що застосовувалася в промисловості, добувалася виключно з природних джерел. Такими джерелами були природні відкладення карбонату натрію, що зустрічаються в Єгипті і деяких інших місцях, зола морських водоростей і рослин, що виростають на солончаковому ґрунті, і содові озера. У 1775 р. Французька академія наук, зважаючи на нестачу лугів у Франції, призначила премію за винахід якнайкращого способу отримання соди з куховарської солі. Проте пройшло шістнадцять років, перш ніж цим питанням зацікавився французький лікар Леблан, який розробив економічно вигідний сульфатний спосіб отримання соди і в 1791 р. здійснив його у виробничому масштабі.

У шестидесятих роках XIX століття бельгійський хімік Сольвей розробив новий «аміачний» спосіб отримання соди з хлористого натрію. Аміачний спосіб заснований на утворенні гідрокарбонату натрію при реакції між куховарською сіллю і гідрокарбонатом амонію в одному розчині.

У промисловості ця реакція здійснюється таким чином. Концентрований розчин хлористого натрію насичують при охолодженні аміаком, а потім пропускають в нього під тиском двоокис вуглецю, що одержується випаленням вапняку. При взаємодії аміаку, двоокису вуглецю і води утворюється гідрокарбонат амонію

NH₃ + СО₂ + Н₂O = NH₄HCO₃,

який, вступаючи в обмінну реакцію з хлористим натрієм, дає хлорид амонію і гідрокарбонат натрію:

NH₄HCO₃ + NaCl = NaHCO₃ + NH₄Cl

Перебіг цієї реакції обумовлений тим, що гідрокарбонат натрію мало розчинний в холодній воді і виділяється у вигляді осаду, який може бути відокремлений фільтруванням.

При прожарюванні гідрокарбонат натрію розкладається на карбонат, воду і двоокис вуглецю, що знов надходить на виробництво:

2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + СО₂ + Н₂O

Нагріваючи розчин, що містить хлористий амоній, з вапном, виділяють назад аміак:

2NH₄Cl + Са(ОН)₂ = 2NH₃ + CaCl₂ + 2Н₂O

Таким чином, при аміачному способі отримання соди єдиним відходом виробництва є хлористий кальцій, який залишається в розчині після виділення аміаку і має обмежене застосування.

Одержана за аміачним способом сода не містить кристалізаційної води і називається кальцинованою содою.

Частина гідрокарбонату натрію використовується без подальшої переробки. Так, наприклад, він під назвою питної (або двовуглекислої) соди застосовується в медицині, а також замість дріжджів.

Аміачний спосіб майже повністю витіснив сульфатний спосіб Леблана. Головна його перевага перед сульфатним способом полягає в більшій економічності (мала витрата палива).

У більшості випадків карбонати крім (Li₂CO₃) є погано розчинними, погано розчинними є і основні карбонати; значно вищу розчинність мають гідрокарбонати (за винятком NaHCO₃, який є менш розчинним, ніж його карбонат Na₂CO₃).

В карбонат-іоні С має sp²-гібридизацію: триоксокарбонат-іон

sp²- гібридизація атома С

Розчини карбонатів лужних металів внаслідок гідролізу мають сильнолужну реакцію:

K₂CO₃ + H₂O Û KHCO₃ + KOH.

Ступінь гідролізу розчинів гідрокарбонатів незначний, внаслідок чого вони, наприклад, розчин питної соди NaHCO₃, мають слабколужну реакцію.

Солі карбонатної кислоти термічно нестійкі. Термічно стійкими є лише солі лужних металів. Термічна стійкість зростає із збільшенням іонного радіуса лужного металу, тобто в ряду:

Li⁺ < Na⁺ < K⁺ < Rb⁺ < Cs⁺

Карбонати лужноземельних металів розкладаються при нижчих температурах (800 - 1000°С), ніж карбонати лужних металів. Термічна стійкість основних і середніх карбонатів малоактивних металів (Cu, Ag, Hg) незначна.

Карбона́ т ка́ льцію - найважливіша і найпоширеніша сполука кальцію. Хімічна формула СаСО₃. В природі він зустрічається у вигляді кількох різновидів: вапняк, крейда, мармур.

Властивості

Усі різновидності карбонату кальцію, крім гідрокарбонату Са(НСО₃)₂, нерозчинні у воді. Однак гідрокарбонат кальцію є речовиною нестійкою. При тривалому перебуванні на повітрі, а також при кип'ятінні його розчину Са(НСО₃)₂ розкладається з виділенням вуглекислого газу, утворенням води і нормальної солі:

· Са(НСО₃)₂ = СаСО₃? + Н₂О + СО₂?

У природних умовах гідрокарбонат кальцію утворюється при взаємодії розчиненого в природній воді вуглекислого газу з вапняками:

· СаСО₃ + Н₂О + СО₂ = Са(НСО₃)₂

Завдяки цій реакції і розчинності гідрокарбонату у воді відбувається постійне переміщення карбонатів у природі. Просочуючись крізь ґрунт і шари вапняку, природні води, які завжди містять у собі розчинний вуглекислий газ, розчиняють карбонати кальцію і виносять його у вигляді гідрокарбонату в річки й моря. Там СаСО₃ іде на побудову скелету живих морських організмів, а після їх відмирання нагромаджується на дні морів. Разом з тим у теплих місцях гідрокарбонат розкладається і у вигляді нормальної солі осідає на дні моря.

Кислотами карбонат і гідрокарбонат кальцію легко розкладається, наприклад:

· СаСО₃ + 2HCl = CaCl₂ + Н₂О + СО₂?

· Са(НСО₃)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2Н₂О + 2СО₂?

При нагріванні карбонат кальцію, не плавлячись, розкладається з утворенням оксиду кальцію і діоксиду вуглецю:

· СаСО₃ = СаО + СО₂?

Природні форми

· Кальцит

· Арагоніт

· Мармур

· Травертин

Дисульфід карбону CS₂. Дисульфід карбону в звичайних умовах – летка рідина, яка легко окиснюється; при невеликому нагріванні займається на повітрі:

CS₂ + 3O₂ = CO₂­ + 2SO₂­

Отруйна речовина, яка не розчиняється у воді, але при нагріванні (150°С) гідролізує на CO₂ H₂S.

CS₂ + H₂O = CO₂ + H₂S

Використовується як розчинник.

Тіокарбонати.

Їх можна отримати взаємодією дисульфіду карбону з основними сульфідами, наприклад:

K₂S + CS₂ = K₂[CS₃].

Калій трисульфідокарбонат (IV)

K₂CS₃ + 2HCl = 2KCl + H₂CS₃.

Водний розчин H₂CS₃ – слабка тіокарбонатна кислота, яка поступово розкладається водою:

H₂CS₃ + 3H₂O = H₂CO₃ + 3H₂S

Нітридокарбонати.

Важливе місце займає кальцій ціанамід CaCN₂. Його отримують окисненням кальцій карбіду азотом при нагріванні:

CaC₂ + N₂ = CaCN₂ + C.

Гідроген ціанамід H₂CN₂ – кристалічна речовина, легко розчинна у воді, спирті, ефірі. Проявляє слабковиражені кислотні властивості. У воді поступово розкладається:

H₂CN₂ + 3H₂O = H₂CO₃ + 2NH₃­.

Ціанати і тіоціанати.

sp- гібридному стану карбону крім CN₂^2- відповідають також іони CON^- і CSN^-:

[N = C = N]^2- [O = C = N]^- [S = C = N]^-.

Похідні CON^- і CSN^- називають ціанатами і тіоціанатами (роданідами).

HCNO – гідроген оксонітридокарбонат у водному розчині ціанатна кислота (K = 1, 2 × 10^-4) існує у вигляді таутомерних форм:

Оксонітридокарбонати (ціанати) водою поступово розкладаються:

KCNO + 2H₂O = KHCO₃ + NH₃.

HCNS гідроген сульфідонітридокарбонат (IV) (гідроген роданід)

Ціані́ ди (ціанисті метали) — солі синильної кислоти.