Vajad kellegagi rääkida?
Küsi julgelt abi LasteAbi
Logi sisse Registreeri konto

LÄMMASTIK JA FOSFOR (0)

1 Hindamata
Punktid
Vasakule Paremale
LÄMMASTIK JA FOSFOR #1 LÄMMASTIK JA FOSFOR #2 LÄMMASTIK JA FOSFOR #3 LÄMMASTIK JA FOSFOR #4 LÄMMASTIK JA FOSFOR #5 LÄMMASTIK JA FOSFOR #6 LÄMMASTIK JA FOSFOR #7 LÄMMASTIK JA FOSFOR #8 LÄMMASTIK JA FOSFOR #9 LÄMMASTIK JA FOSFOR #10 LÄMMASTIK JA FOSFOR #11 LÄMMASTIK JA FOSFOR #12 LÄMMASTIK JA FOSFOR #13 LÄMMASTIK JA FOSFOR #14 LÄMMASTIK JA FOSFOR #15 LÄMMASTIK JA FOSFOR #16 LÄMMASTIK JA FOSFOR #17 LÄMMASTIK JA FOSFOR #18
Punktid 10 punkti Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 10 punkti.
Leheküljed ~ 18 lehte Lehekülgede arv dokumendis
Aeg2014-05-03 Kuupäev, millal dokument üles laeti
Allalaadimisi 11 laadimist Kokku alla laetud
Kommentaarid 0 arvamust Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid
Autor kiizumiizu16 Õppematerjali autor

Märksõnad

Sarnased õppematerjalid

thumbnail
1
doc

Väävel,lämmastik,fosfor

Lämmastik Lihtainena õhu koostises, paljudes ühendites, valkude koostises. Saamine: Vedela õhu destillatsioon, NH4NO2 lahuse keetmisel. Omadused: Ei reageeri teiste ainetega, värvitu, lõhnatu, maitsetu, vees lahustuv, ei põle, lahjendab õhku. Ühendid: Ammoniaak(NH3), Tsiili salpeeter(NaNO3). Oksiidid: N2O(naerugaas), NO, NO2, N2O5, HNO3(lämmastikhape), HCN(vesiniktsüaniidhape). Fosfor Looduses esineb ühenditena fosforiitide ja apatiitide näol. Allotroobid: Valge ja punane fosfor. Valge: vahataoline, vees ei lahustu, helendab pimedas, peenestatult süttib toatemperatuuril, väga mürgine. Nahale sattudes põhjustab mürgistust, haavandeid. Punane: Tumepunane, pulber, tekib valge fosfori soojendamisel õhu juurdepääsuta. Vähem tuleohtlik, ei helenda, pole mürgine, lõhnatu. Õhu juurdepääsul kuumutades sublimeerub ja tekib valge fosfor. Väävel Mittemetall, kollane, tahke, rabe, kergestisüttiv. Looduses esineb puhtana ning ühenditena.

rekursiooni- ja...
thumbnail
14
pptx

LÄMMASTIK JA FOSFOR

LÄMMASTIK JA FOSFOR ÜLDISELOOMUSTUS · VA rühma tuntuimad ja tähtsamad elemendid on LÄMMASTIK ja FOSFOR · Rühmas ülevalt alla elementide aatomiraadiused kasvavad, mittemetallilisus tugevasti väheneb. · Selles rühmas on elementide aatomite väliskihis 5 elektoni (puudu 3 elektroni) · Maksimaalne oksüdatsiooniaste V ja madalaim oksüdatsiooniaste ­III. LIHTAINED · LÄMMASTIK koosneb kaheaatomilistest molekulidest. · LÄMMASTIKUL allotroope ei esine. · Tavatingimustes esineb värvusetuna ja on lõhnatu. · Vees peaaegu ei lahustugi. · Keemistemperatuur -196 kraadi. · FOSFORi põhiline allotroop on kihilise ehitusega punane fosfor. · Valge fosfor ­ tugevalt mürgine tetraeedrilistest molekulidest koosnev fosfor on ebapüsiv ja keemiliselt aktiivsem. Kuumutamisel ühtlaselt inertses keskkonnas läheb see üle PUNASEKS FOSFORIKS.

Keemia
thumbnail
30
pptx

LÄMMASTIK JA FOSFOR

LÄMMASTIK JA FOSFOR ÜLDISELOOMUSTUS • VA rühma tuntumad ja tähtsamad elemendid LÄMMASTIK ja FOSFOR • Rühmas ülevalt alla elementide aatomiraadiused kasvavad, mittemetallilisus tugevasti väheneb. • Selles rühmas on elementide aatomite väliskihis 5 elektoni (puudu 3 elektroni) • Maksimaalne oksüdatsiooniaste V ja madalaim oksüdatsiooniaste –III. LIHTAINED • LÄMMASTIK koosneb kaheaatomilistest molekulidest. • LÄMMASTIKUL allotroope ei esine. • Tavatingimustes esineb värvusetuna ja on lõhnatu. • Vees peaaegu et ei lahustugi. • Keemistemperatuur -196 kraadi. • FOSFORi põhiline allotroop on kihilise ehitusea punane fosfor. • Valge fosfor – tugevalt mürgine tetraeedrilistest molekulidest koosnev fosfor on ebapüsiv ja keemiliselt aktiivsem. Kuumutamisel ühtlaselt

Keemia
thumbnail
23
ppt

Lämmastik ja fosfor

Lämmastik ja fosfor VA rühma elemendid Tüüpilised mittemetallilised elemendid Väliskihil 5 elektroni Moodustavad ühendeid o.a ­III kuni V Saavad nii liita kui loovutada elektrone Elektronegatiivsemate elementidega (hapnikuga) on lämmastikul ja fosforil positiivne o.a Metalliliste elementidega (vesinikuga) on negatiivne o.a Lämmastik Nitrogenium ­ N 2 stabiilset isotoopi massiarvudega 14 ja 15 O.a ­III kuni V N+7| 2) 5) 1s²2s²2p³ Mittemetall Lämmastik Aatommass on 14,0067 N2 Molekuli läbimõõt on 0,32 nanomeetrit Inimeses on lämmastikku 1800 g / 70 kg kohta Sulamistemp on ­ 210ºC Keemistemp on ­196ºC Füüsikalised omadused Lõhnata, maitseta, värvuseta gaas 78% Maa atmosfäärist Oluline bioelement Kuulub valkude ja nukleiinhapete koostisesse Ammooniumnitriti lagndamisel NH4NO2 = N2 + 2H2O Keemilised omadused Toatemp mõne metalliga( Li , U)

Keemia
thumbnail
1
doc

Lämmastik ja fosfor

N2 P +7 | 2) 5) +15 | 2) 8) 5) Aatomi ehitus 1s² 2s² 2p³ 1s² 2s² 2p 3s² 3p³ NH3 ­ ammoniaak PH3 ­ fosfaan HNO3 ­ lämmastikhape H3PO4 ­ fosforhape HNO2 ­ lämmastikushape Oksüdatsiooniaste min: III max: V min: III max: V 1) lihtainena õhus (78%) 1) ühenditena kuulub valkude Leidumine koostisesse 2) ühenditena valkude koostises 2) Ca(PO4)2 -na fosforiidi ja apatiidi 3) salpeetritena (KNO3) jt ühenditena koostises

Keemia
thumbnail
6
docx

Lämmastik ja raud

Lämmastik on kõikidest lihtaine molekulidest keemiliselt kõige püsivam, kuna tema molekulis esineb kahe lämmastiku aatomi vahel kolmikside. Sel põhjusel on ta lihtainena keemiliselt väga passiivne ehk väheaktiivne gaas (lähedane väärisgaasidele) ning paljude metallide ja mittemetallidega toatemperatuuril ei reageeri. Toatemperatuuril reageerib lämmastk ainult mõnede metallidega (Li, Ra) oksüdeerides neid nitriidideks (Li3N, Ra3N2): 6Li + N2 = 2Li3N 3Ra + N2 = Ra3 N2 Lämmastiku aatomitevahelist kolmiksidet aitab nõrgestada ja seega teda keemiliselt aktiivsemaks muuta ainult elektrilahendus (kaarleek) või väga kõrge temperatuur (üle 2000 °C). Sel põhjusel tekibki näiteks äikese ajal õhku alati lämmastikoksiidi, kuna kõrgel temperatuuril ühineb lämmastik hapnikuga lämmastikoksiidiks: N2 + O2 2NO Vesinikuga reageerib lämmastik samuti ainult kõrgtemperatuuril ja rõhul katalüsaatorite manulusel: N2 + 3H2 2NH3

Anorgaaniline keemia
thumbnail
2
docx

Lämmastiku ja fosfori kokkuvõte

Lämmastiku leidumine looduses : Lihtainena õhus 78%, Ühenditena valkudes, aminohaetes. Füüsikalised omadused : Värvuseta, Lõhnata, maitseta, õhust kergem, vees lahustub halvasti, saab koguda läbi vee ja katseklaasi suue alla poole, ei põle. Tähtsus inimorganismis : Tähtis valkude ja nukleiinhapete koostises. Lämmastiku saamine : Laboris NH4NO3 = N2 +2H2O, Tööstuses õhu vedeldamisel. Keemilised omadused : molekulis on kolmikside, väheaktiivne ja inertne. Lämmastiku kasutamine : inertsuse pärast : metallurgias, keemiatööstuses, toidutööstuses Dilämmastik(Naerugaas) : Ebapüsiv, värvusetu, nõrgalt meeldiva lõhnaga, annab lõbsa meele olu, narkoos. Kasutatakse : meditsiinis narkoosina, autode tuunimine. Lämmastikoksiid : värvusetu, lõhnatu, mürgine gaas, kasutatakse lämmastik happe tootmiseks. Saadakse N2 + O2 = 2NO(Kõrge temp). Lämmastikdioksiid : Saamine 2NO +O2 =2NO2. Omadused : Pruuni

Keemia
thumbnail
5
doc

Lämmastik

lahustuv gaas. Suuremate kontsentratsioonide puhul on ammoniaak mürgine gaas, mis kahjustab silmi ja tekitab hingamislihaste krampi. Väikestes kogustes sissehingamisel mõjub ammoniaak ergutavalt. Sel põhjusel kasutatakse ammoniaagi 10%-list vesilahust ehk nuuskpiiritust ergutina minestuse puhul. Tänapäeval saadakse ammoniaaki lämmastiku katalüütilisel reaktsioonil vesinikuga kõrgel temperatuuril ja rõhul: N2 + 3H2 2NH3 Õhus leidub praktiliselt piiramatult lämmastikku vabal kujul, kuid lämmastiku molekulid on passiivsed, mistõttu tema ühendeid oli väga raske saada. Lämmastikuühendeid kasutati palju põllumajadanduses väetistena, sõjanduses ja kaevandustes lõhkeainetena, tehnikas ja olmes paljude kemikaalide ja materjalide tootmiseks. Ammoniaagi saamismeetodi väljatöötamine lahendas lämmastiku sidumise probleemi. Ammoniaagi molekul on kolmnurkse püramiidi kujuline ning tugevalt polaarne

Keemia



Lisainfo

Esitlus Lämmastiku ja Fosfori kohta

Meedia

Kommentaarid (0)

Kommentaarid sellele materjalile puuduvad. Ole esimene ja kommenteeri



Sellel veebilehel kasutatakse küpsiseid. Kasutamist jätkates nõustute küpsiste ja veebilehe üldtingimustega Nõustun