Leidsid 33 sarnast õppematerjali, mis on seotud failiga "Ammoniaak". Need materjalid aitavad sul teemat sügavamalt mõista.
ammoonium, soolad, ammoniaak, nh4cl, ammooniumsoolad, 4nh3, gaas, 6h2o, 2nh3, ammooniumnitraat, nh4oh, veeldub, 2so4, ammooniumkloriid, nh4hco3, nh4no3, cacl, hingamislihaste, krampi, sattudes, pimedaks, ammoniaakhüdraat, cacl2, 2so2, ammooniumsulfaat, kristalsed, salmiaak, naoh, märja, siniseks, potentsiaalselt, toksiline, plasmas, lewis, katioonlämmastik keemiliselt väheaktiivne ja toatemperatuuril teiste ainetega praktiliselt ei reageeri. Kõrgel temperatuuril nõrgenevad lämmastiku aatomite vahelised sidemed ja lämmastik muutub keemiliselt mõnevõrra aktiivsemaks. Lämmastiku molekuli läbimõõt nanomeetrites on 0,32 Lämmastiku kasutamine: Lämmastikku kasutatakse ammoniaagi tootmiseks, inertse keskkonna loomiseks (nt. kergesti süttivate ainete , puhaste metallide ja sulamite töötlemisel). Ammoniaak on omakorda lämmastikhappe, väetiste, ravimite, lõhke- ja värvainete tootmise lähteaine. Vedelat lämmastikku kasutatakse madala temperatuuri tekitamiseks, nt. külmutusseadmetes. Lõhkeainete tootmiseks vajaliku lämmastikhappe efektiivse saamismeetodi leidmise vajadus andis Venemaal eriti teravalt tunda Esimeses maailmasõja ajal salpeetri raske saamise tõttu Tsiilist. Salpeeter oli lähtematerjaliks lämmastikhappe saamisel juba alkeemikute poolt väljatöötatud meetodil.
Lämmastik, lämmastikuühendid Created by Janus +I N2O +II NO & N2O2 +IV NO2 & N2O4 +V (max) N2O5 -III (min) NH3 ammoniaak 0 N2 lämmastik dilämmastikoksiid lämmastikoksiid lämmastikdioksiid dilämmastikpentoksiid Naerugaas H Elektronide arv on … püsiv radikaal Dimeer
Omadused Lämmastik on värvusetu, maitsetu, lõhnatu, vees vähe lahustuv, õhust veidi kergemgaas. Tema sulamistemperatuur ja keemistemperatuur on vastavalt -210 °C ja -195,8 °C Lihtainena koosneb lämmastik kaheaatomilistest molekulidest N2. 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 v.a. 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
Lämmastik Leidumine : õhus 78% Füüsikalised omadused : N2 on värvusetu gaas, lahustub halvasti vees, puudub lõhn ja maitse , õhust veidi kergem. Keemilised omadused. N : +7/2)5) oa V , III, -III N2 molekulis on kovalentne kolmikside N ja sellepärast on ta tavaliselt temperatuuril inertne. Kõrgemal t-l side laguneb ja lämmastiku aatomid muutuvad aktiivseks ning reageerib N2 + O2 -> NO2 N2 + 3 H2 -> 2 NH3 Kasutamine : hõõglampides , toodetakse ammoniaaki , lämmastikhapet.
kaaliumpermanganaadi vm tugeva oksüdeerijaga: 2 KMnO4 + 16 HCl 5 Cl2 + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O 3. Tööstuses saadakse kloori peamiselt sulatatud naatriumkloriidi või NaCl vesilahuse elektrolüüsil. Halogeniidid Omadused · Moodustavad vesikikhalogeniite H Hal · Terava lõhnaga · Mürgised gaasid, kõige mürgisem on HF · 2 NaCl + H2SO4(konts) 2 HCl + Na2SO4 · Eralduv gaasiline HCl on õhust raskem gaas, mida kogutakse solindrisse või kolbi. · Vesinikhalogeniidid lahustuvad hästi vees, andes vesinikhalogeniidhapped · Soolhape sisaldab vesinikkloriidi maksimaalselt 40% · Kontsentreeritud soolhape susiseb( suitseb ) õhu käes. · Soolhape on tugev hape, polaarsed molekulid on lahuses täielikult dissotseerinud ioonideks. HCl + H2O H3O - + Cl - · Vesinik bromiik ja vesinik jodiidhaped on tugevad happed · Vesinik flouriidhapped on aga nõrk hape
· Erinev aatomite paigutus kristallvõres(nt teemant ja grafiit) Vesinik VIIA rühmas sellepärast ka, et tal on halogeenidega sarnaseid omadusi. Hapniku ja räni järel üks levinumaid elemente. Lihtainena on teda suhteliselt vähe. Esineb looduses isotoopidena. Tavaline vesinik ehk prootium, raske vesinik ehk deuteerium(1 prooton, 1 neutron), üliraske vesinik ehk triitium( 1 prooton, 2 neutronit). Isotoop on radioaktiivne. Lihtainena: · Lõhnatu, maitsetu, värvusetu gaas · Kõige kergem · Vees väga vähe lahustuv · Keemistemperatuur -253 C, molekulivahelised jõud nõrgad, sellepärast on madal Keemilised omadused: · Suhteliselt väheaktiivne · Enamasti käitub redutseerijana, o.-a. I · Reageerimisel aktiivsete metallidega käitub oksüdeerijana, tekivad hüdriidid. O.-a. I. Saamine: · Tsingi reageerimisel väävel- või soolhappe lahusega.(tekib ZnCl ja vesinik) · Vee elektrolüüsil (vesinik ja hapnik)
(asendusreaktsioonil) Kippi aparaadis: Zn+H2SO4=ZnSo4+H2 b) aktiivsete metallide (leelismetallide) ja vee reageerimisel: 2Na+2H2O=2NaOH+H2 c) vee elektrolüüsil: 2H2O=2H2+O2 Tööstuslikult toodetakse vesiniku 1) vee elektrolüüsil, 2) veegaasist C+H2O=CO+H2 d) loodusliku gaasi (metaani) konverteerimisel: 1400*C CH4+2H2O--------CO2+4H2 3. Füüsikalised omadused. Vesinik on värvuseta, lõhnata, maitseta gaas. Ta on kõige kergem gaas. Vees lahustub vesinik halvasti, hästi lahustub ta mõnedes metallides, näiteks pallaadiumis. Vesiniku suure soojusjuhituvuse tõttu jahtuvad kuumad kehad vesinikus 7 korda kiiremini kui õhus. 4. Keemilised omadused. a) Vesinik põleb õhus ja hapnikus veeauruks: 2H2+O2=2H2O Vesiniku ja hapniku segu plahvatab süütamisel. Gaasisegu, mis koosneb kahest mahuosast vesinikust ja ühest mahuosast hapnikust, nimetatakse paukgaasiks. b) Kõrgel tempeartuuril
Hüdrolüüs - keemiline reaktsioon, kus keemiline ühend veega reageerides laguneb. Vesinik H:Viimasel kihil ainult 1 elektron, H:+1/1). Esineb ainult ühenditena (orgaanilised ained, elusloodus) Maal, kuna kergem kui õhk. Saamine elektrolüüs (vesi tavaliselt), laboris Metall + hape (va. konts. lämmastik- ja väävelhape) ja süsinikuga. O-a (siin ja edaspidi oksüdatsiooni aste) I..-I. Molekulaarne aine(H2), hästi väikese tihedusega, seetõttu ka kerge, lõhnatu, värvitu gaas, vähe lahustub vees, hästi madal keemistemperatuur. Molekulidevahelised jõud nõrgad. Peaaegu alati redutseerija (o-a I), aktiivsete metallide reageerides tekib aga hüdriid (o-a -I) 2Li + H2= 2LiH. Hüdriid on väga tugevad redutseerijad. Kasutatakse raketikütuse segudes, tootmistel ja oksiidide saamiseks, energeetikas. Halogeenid Hal2: p-orbitaali metallid, ns2np5 , viimasel kihil 7 elektroni. Molekulaarsed mittemetallid. Väga tugevad oksüdeerijad lihtainena. O-a -I...VII (va. F)
Kõigi elementide kohta üldiselt. 1. Ainete keemilised omadused (reaktsioonivõrrandid). Raskemad ja uuemad reaktsioonivõrrandid: ammooniumsool+leelis, ammooniumsoola lagunemine ja saamine, nitraadi lagunemine, ammoniaak+hapnik, metall + lämmastikhape, alus + hape = vesiniksool + vesi, ränidioksiid + leelis, silikaat + hape, silikaat+sool. 2. Ainete nimetamine, valemite kirjutamine, aineklassi määramine (sh ammooniumsoolad, silikaadid ja vesiniksoolad). 3. Elementide o-a (min, max) ja redoksomadused. Näide: Määra elemendi o-a ühendis. Kas selle aine koostises käitub element a)oksüdeerijana, b)redutseerijana, c)nii oksüdeerija kui ka redutseerijana? mittemetallidel Min o-a rühma nr 8 (alati negatiivne arv) REDUTSEERIJA Max o-a rühma nr OKSÜDEERIJA Kui on vahepealne o-a, siison nii oksüdeerija kui ka redutseerija. 4. Aine lahustumine vees, vesilahuse pH, kasutamine väetisena.
o Väävel on halb elektri-ja soojusjuht, vees ei lahustu Kasutamine: külmutusvedelikuna, ammoniaagi lähteainena, tulekustutites toitegaasina Väävli kasutamine :Väävelhappe tootmiseks lähtainena; Kummi hulkaniseerimiseks Lämmastiku ühendid : (kautsukist kummi valmistamiseks); Taimekaitsevahendina Ammoniaak NH3 ;Lõhkeainete tootmisel Füüsikalised omadused : Värvitu; Õhust kergem; Terava iseloomuliku lõhnaga; Vees hästi Väävli ühendid lahustuv; Keemistemp -33C; Aurustumisel neelab palju soojust H2s divesiniksulfaat Keemilised omadused
suhtes. 2. Saadus suldiif 3. Leelis + leelis muldmettallid reag. Toa temp. 4. Enamiku mettalidega reag. Alles kuumutamisel 5. Vesiniku juhtimine keemiseni kuumutamisel väävlisse tekib H2S 6. Redutseerijana käitub aktiivsemate mettalidegamoodustades tugeva ühendi. S+ H2 = H2S S+ Fe = FeS S+ HNO3(konts) = H2SO4 S+ O2 =SO2 · Sulfiidid Divesiniksülfiid (H2S) Väga mürgine, Õhust raskem gaas värvusetu H2S juhtimine vette moodustub nõrk hape H2S + (1 mol) NaOH =NaHS H2S + (2mol) NaOH= Na2S Hüdrolüüsil aluseline keskond Tugevad redutseerijad Põleb õhus sinaka leegiga 2H2S+ 3O2= 2SO2 + 2H2O kui pole piisavalt hapniku 2H2S + O2 = 2S + 2H2O · Väävlihapnikuühendid Väävlishape = H2SO3 2H2SO3 + O2 = 2H2SO4 SO3 on tugev oksüdeeruja eraldab palju soojust H2SO4 on väävelhape Lahejendatud väävelhape
loovutada elektrone. Tugenevad metallidele vastupidi. Füüsikalised omadused on üksteise suhtes väga erinevad(värvus, sulamistemp.),ei juhi elektrit ega soojust, rabedad. 2. Allotroopia - nähtus, kus üks ja sama element saab esineda mitme erineva lihtainena. Isotoopia - keemilise elemendi aatomi tüüp, mis erineb massiarvu poolest. Halogeenid - VIIA rühma elemendid fluor, kloor, broom, jood, astaat. Osoon ehk trihapnik(O3) - sinakas, mürgine, terava lõhnaga gaas, laguneb. Kasut. joogivee desinfitseerimiseks. Berthollet - sool KclO3 ehk kaaluimkloraat, plahvatusohtlik, lõhkeainete või süütesegude tugev oksüdeerija, üks põhiline osa tikupeadel. Ortofosforhape(H3PO4) - valge kristalne aine, lahustub väga hästi vees. Keskimise tugevusega hape. Amoniaakhüdraat - ammoniaagi esinemisvorm vesilahuses(NH3*H2O),tekib ammoniaagi seostumisel vesiniksideme abil vee molekuliga.
1)Väävel ja väävelhape Tavalistes tingimustes esineb vähendab väävli (SO2) emissiooni korstna kaudu. Selle gaasi vahel peab tagama optimaalse temperatuuri. Kolonni väävel helekollases tahkes vormis rombiliste voi meetodi puhul võetakse 4-kihilises kolonnis gaas välja ülemises osas asub restil katalüsaatori kiht. Kolonni monokliinsete kristallidena või tumeda, amorfse massina kolmanda katalüsaatori kihi järel ning suunatakse nn alumises osas on soojusvaheti. Gaasi liikumine kolonnis on (nn plastiline väävel). Üleminek rombilise ja vahepealsesse absorberisse, sealt aga läbi organiseeritud selliselt, et kindlustada optimaalne
Lihtainena fosforit looduses peaaegu ei leidu, ta esineb peamiselt kaltsiumfosfaati CA3(PO4)2 sisadavate mineraalide koostises ( fosforiit, apatiit jt) LÄMMASTIK LIHTAINENA . Lihtainena koosneb lämmastik kaheaatomilistest molekulidest N2. Kuigi lämmastik on üsna kõrge elektronegatiivsusega element ( võrreldav klooriga) on ta lihtainena keemiliselt väheaktiivne. Füüsikaliste omaduste poolest on lämmastik lähedane hapnikule: maitsetu,lõhnatu,värvuseta gaas, vees üsna vähe lahustuv. Laboratoorselt võib lämmastikku saada mitmete ainete,eelkõige ammoniumnitriti (NH4NO2) kuumutamisel. NH4NO2 -> N2+2H2O LÄMMASTIK LIHTAINENA Väga kõrgel temperatuuril ( üle 3000 C) reageerib lämmastik hapnikuga,moodustades lämmastikoksiidi. N2+O2 -> 2NO Kõrgel temperatuuril võib lämmastik reageerida ka mitmete metallidega( moodustades nitriide) ning eritingimustel ka vesinikuga, moodustades ammoniaagi NH3. AMMONIAAK JA AMMOONIUMÜHENDID .
*Saamine: ELKTROLÜÜS VEE ELEKTROLÜÜS 2H2O 2H2 + O2 LABORIS Zn + H2SO4 = H2 + ZnSO4 VEEGAASIST C + H2O = CO + H2 Veegaas *Hapnik asub 2 perioodis ja VI A rühmas. On 8elektroni, molaarmass on 16. õhus on hapniku 21%. Lihtainena on ta O2, võib leiduda ka O3-na, see on osoonikihina. Normaalolek on gaasiline. O: +8| 2)6) oksüdatsiooni aste II Lihtainena O2 *Omadused: Maitseta, värvuseta ja lõhnatu gaas. Õhust veidi raskem Lahustub vees (0,01g/l)(kalad!) Välk, EL säde (3O2=2O3 osoon) Kõrgpingega saab hapnikus osooni tekitada. *Keemilised omadused Lihtained põlevad hapnikuks : CO2 SO4 P4O10 MgO Lihtained põlevad hapnikuks: CO2 ; H2O ( CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O ) Fe2O3 ; SO2 ( 4HeS + 7O2 2Fe2O3 + 4SO2 ) Põlevad ära süsihappegaasiks ja veeauruks. *Saamine: 1. vee elektrolüüs 2H2O O2 + 2H2 2. vedela õhu lahutamine N2 + O2 3. fotosüntees taimedes
2CH4 + O2 → 2CO + 4H2 CH4 + 2H2O → CO2 + 4H2 3. Tööstuslikes vee elektrolüüsiprotsessides (kõrvalproduktina leeliste tootmisel jm.): katoodil - : 4H2O + 4e → 2H2 + 4OH- anoodil + : 2H2O - 4e → 4H+ + O2 4. Laboris kõige sagedamini: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 (sisaldab lisandina HCl ja happe aerosooli) 5) Välitingimustes mõnikord hüdriididest: CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2 1 mol = 42 g 2 . 22,4 l 2.1.3. Omadused Kergeim gaas (ja üldse aine), 14,5 korda õhust kergem Molekul kaheaatomiline: H2 Parim gaasiline soojusjuht Difundeerub kergesti läbi paljude materjalide, väga “liikuv” kõrgemal temp-l läbib ka metalle Lahustub halvasti vees ja org. lahustites, hästi mõnedes metallides (Pd, Pt) Aatomi H ja molekuli H2 mõõtmed väga väikesed, molekulis sidemeenergia kõrge: raskesti polariseeritav
· Lihtsaim võimalik aatom. · Sageli ei paigutata teda perioodilisustabelis kindlasse rühma (võiks olla 1. või 17./VIIA rühm). · Universumis levinuim element (~89%). Maal on teda suhteliselt vähe: vesi, fossiilsed kütused. Saamine : laboratoorselt Zn (s) + 2H+ (aq) = Zn2+ (aq) + H2 (g) Tööstuses CH4(g) + H2O(g) =Ni CO(g) + 3H2(g) CO(g) + H2O(g) =Fe / Cu CO2(g) + H2(g) · Vesinik on värvitu, lõhnatu ja maitsetu gaas. · Vesinik on väga väikese tihedusega 0,089 g/l · Kondenseerub alles 20 K juures. · Kasutamine aastas toodetakse 3·108 kg. Pool sellest kulub ammoniaagi sünteesiks. Kolmandik metallide hüdrometallurgiliseks ekstraktsiooniks: Cu2+ (aq) + H2(g) Cu(s) + 2H+ (aq) Margariini tootmine jms. 8. Vesiniku olulisemad ühendid (hüdriidid ja oksiidid): kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid. · Vesinik annab nii katiooni (H+) kui aniooni (hüdriidioon H-).
tasakaalustatud tekkereaktsioonid. Kõik pea-alarühmade elemendid (v.a.väärisgaasid) moodustavad vesinikuga binaarseid ühendeid hüdriidi valem on seotud pea-alarühma numbriga · Tugevalt elektropositiivsed (leelis- ja leelismuld) metallid moodustavad soolataolisi hüdriide, kus vesinik on hüdriidioonina, H-. Ioonilised on leelis- ja leelisemuldmetallide hüdriidid, nt KH ja CaH2. Ioonilised hüdriidid on kõrge sulamistemp tahked kritallilised ained ehk soolad. Esimese rühma s-elementide hüdriidid on nagu enamik nende elementide halogeniide NaCl struktuuriga. Keemilises mõttes käituvad ioonilised hüdriidid aluseliste ühenditena. KH+HOH=KOH +H2 Metallilised hüdriidid on elektrijuhid, metalse läikega ja evivad ka teisi metallilistele ainetele iseloomulikke omadusi. Vastavad metallilised ühendid tekivad siis, kui valentstsoonis saavutatakse teatav elektronide konts. Ti2H, TiH, TiH2. Metallilised
............................................................................................. 4 Tähtsamad lämmastiku ühendid..............................................................................4 Viited....................................................................................................................... 4 Mis on Lämmastik? Lämmastik (tähis N) on keemiline element järjenumbriga 7. Lämmastik on tavatingimustes lõhnatu, värvitu ja maitsetu gaas, mis moodustab Maa atmosfäärist mahult 78,09% (massilt 1 75,51%). Lämmastik on universumis esinemissageduselt 6. element ning maakoores 32. element. Lämmastik on mittemetall ning esineb looduses keemiliselt väga püsivate kaheaatomiliste lihtaine molekulidena. Aatomi ja molekuli ehitus N: +7| 2) 5) Lämmastiku aatomnumber on 7, ta kuulub perioodilisustabeli VA rühma elementide hulka, asudes 2. perioodis
Aineklass Nimetuste süsteem Füüsikalised omadused Keemilised omadused Leidumine/kasutamine alkaan Järelliide –aan Hüdrofoobsed. 1) Täielik põlemine kiire oksüdatsioon Maagaas (CH4) CnH2n+2 C1-C4 –gaasiline Süsinikahela pikenedes C6H12 + 8O2 → 5CO2 + 6H2O Nafta (vedelate alkaanide segu C5-C8 –vedel tihedus, st°,kt°suurenevad. 2) Oksüdeerumine halogeeniga Parafiin (tahke-te alkaanide segu) Nt. CH4 –metaan Sama süsinike arvu korral on Radikaaliline asendus, tekivad halogeeniühendid C5-C9 (bensiin)
Lämmastik ja tema ühendid Lämmastik Ladina keeles nitrogenium Tähis N Keemiline element järjenumbriga 7 Kaks stabiilset isotoopi Lämmastik on mittemetall Moodustab püsivaid kaheaatomilisi lihtaine molekule Ühendites on lämmastiku oksüdatsiooniaste 3 kuni +5 On õhu peamine koostisosa 78% Omadused Tavatingimustes on värvitu ja lõhnatu gaas kondenseerub temperatuuril 196° C värvituks vedelikuks moodustab 78 protsenti Maa atmosfäärist aeroobsed organismid ei saa lämmastikku hingamiseks kasutada suuremas kontsentratsioonis lämmatava toimega Kõrgema rõhu all mõjub narkootiliselt Väga kõrgel temperatuuril(üle 3000 OC) reageerib lämmastik : hapnikuga: N2 + O2 => 2NO vesinikuga: N2 + 3H2 => 2NH3 metallidega: N2 + 3Ca => Ca3N2 Lämmastik ei põle ega soodusta põlemist. Kasutamine:
Omadused Lämmastik on värvusetu, maitsetu, lõhnatu, vees vähe lahustuv, õhust veidi kergem gaas. Tema sulamistemperatuur ja keemistemperatuur on vastavalt -210 °C ja -195,8 °C Lihtainena koosneb lämmastik kaheaatomilistest molekulidest N2. 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)
Paljude soolade lahused ei ole neutraalsed,vaid hüdrolüüsi tõttu happelised või aluselised.Soolade hüdrolüüs on tingitud nende reageerimisest veega. Puhverlahused on teatud ainete vesilahused,mis on võimelised säilitama oma pH mõõduka koguse happe või aluse lisamisel (sest nad on võimelised siduma H+ või OH- ).Tähtsamad puhverlahused on: 1. ammooniumpuhver, mille pH~9, koosneb ammoniaakhüdraadist NH3 · H2O ja ammooniumkloriidist NH4Cl. 2. etanaatpuhver, mille pH~4,5, koosneb etaanhappest CH3COOH ja naatriumetanaadist CH3COONa. Molaarne kontsentratsioon näitab lahustunud aine moolide arvu 1 dm3 lahuses.Ühiku mol/dm3 asemel kasutatakse tihti lühemat varianti M. Näiteks 2mol/dm3=2M. Katioonid on positiivse laenguga ioonid: H+,NH4+,kõik metallide ioonid.NH4+ on ammooniumioon, mis võib kuuluda soolade koostisse nagu metallide ioonidki. Anioonid on negatiivse laenguga ioonid: OH-,happejääkioonid.
Tsükloalkaanid Tsüklilised alifaatses süsivesinikud üldvalemiga CnH2n Tsükloheksaani ja tsüklopentaani leidub naftas. Nad on head lahustid. Tsükloheksaanist toodeti kunagi nn heksakloraani, Kaasajal keelatud taimekaitsevahendit ( looduskeskkonnas liiga püsiv) Tsüklopropaani kasutatakse narkoosivahendina "Suured" tsüklid - alates C5 ei erine keemilistelt omadustelt alkaanidest Põlevad C6H12 +15 O2 = 6CO2 + 6H2O Annavad asendusreaktsiooni halogeenidega C6H12 + 6 Cl2 = C6H6Cl6 + 6 HCl Liitumisreaktsioone praktiliselt ei anna "Väikesed" tsüklid C3 ja C4 on ebapüsivad, sest sidemetevahelised nurgad on oluliselt väiksemad tetraeedri sisenurgast (109,5 0). Suuremad tsüklid pole tasapinnalised ja sidemetevahelised nurgad on neis normaalsed Väikesed tsüklid võivad anda liitumisreaktsioone - tsükkel seejuures avaneb ja tekib biradikaal.
Tsükloalkaanid Tsüklilised alifaatses süsivesinikud üldvalemiga CnH2n Tsükloheksaani ja tsüklopentaani leidub naftas. Nad on head lahustid. Tsükloheksaanist toodeti kunagi nn heksakloraani, Kaasajal keelatud taimekaitsevahendit ( looduskeskkonnas liiga püsiv) Tsüklopropaani kasutatakse narkoosivahendina "Suured" tsüklid - alates C5 ei erine keemilistelt omadustelt alkaanidest Põlevad C6H12 +15 O2 = 6CO2 + 6H2O Annavad asendusreaktsiooni halogeenidega C6H12 + 6 Cl2 = C6H6Cl6 + 6 HCl Liitumisreaktsioone praktiliselt ei anna "Väikesed" tsüklid C3 ja C4 on ebapüsivad, sest sidemetevahelised nurgad on oluliselt väiksemad tetraeedri sisenurgast (109,50). Suuremad tsüklid pole tasapinnalised ja sidemetevahelised nurgad on neis normaalsed Väikesed tsüklid võivad anda liitumisreaktsioone - tsükkel seejuures avaneb ja tekib biradikaal.
2. Leidumine looduses: leidub nii ehedalt kui ühenditena: ehedalt: päikeses, atmosfäri ülemistes kihtides ühenditena: vesi, taim- ja loomorganismid, looduslikud kütused 3. Füüsikalised omadused: Värvuseta, lõhnata, maitseta, õhust 14,5 korda kergem gaasiline aine. Vees praktiliselt ei lahustu, lahustub mitmetes metallides. 4. Keemilised omadused: Redutseerija, st loovutab elektrone. Reageerib aktiivsete mittemetallidega: 2H2 + O2 => 2H2O N2 + 3H2 => 2NH3 (amoniaak) H2 + S => H2S (divesiniksulfiid) H2 + Cl2 => 2HCl (vesinikkloriid) Reageerib hapnikku sisaldavate ainetega, võttes ära hapniku: CuO + H2 => Cu + H2O Reageerides väga aktiivsete metallidega käitub vesibik oksüdeerijana, moodustab hüdriide: 2Na + H2 => 2NaH Segades hapnikuga moodustab väga ohtliku paukgaasi, see on väga ohtlik segu, kõige ohtlikum kui hapnikku on segus 2 osa, vesinikku 1 osa. 5. Saamine: Tööstuses: veest või looduslikust gaasist: CH4 + H2O => CO + 3H2
3 Keemilised omadused a) happeline oksiid + vesi = HAPE (mitte kõik) SO3 + H2O = H2SO4 NB! SiO2 + H2O (liiv) b) happeline oksiid + aluseline oksiid = SOOL SO3 + CaO = CaSO4 c) happeline oksiid + alus = SOOL + VESI CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O [lubja kivistumise reaktsioon] P4O10 + 12NaOH = 4Na3PO4 + 6H2O NB! Kui happeline oksiid reageerib alustega, tekib selle happe sool, mida see oksiid tekitab: SO3 H2SO4 SO2 H2SO3 d) happeline oksiid + happelisne oksiid hape sool metall 3. Amfoteersed oksiidid AMFOTEERSUS keemilise elemendi või ühendi [n hüdroksiidi Zn(OH)2] võime reageerida tingimustest olenevalt kas aluse või happena. (Amfoteerne oksiid reageerib nii hapete kui ka alustega).
2HCl + Na2S = 2NaCl + H2S 5. hapnikhape = vastav oksiid + vesi H2CO3 = CO2 + H2O Saamine: 1. hapnikhappeid saadakse vastava happelise oksiidi reageerimisel veega. (va. Ränihapet) N: SO3 + H2O = H2SO4 2. hapnikku mittesisaldavaid happeid saadakse 5. vastavate lihtainete reageerimisel vesinikuga N: H2 + Cl2 = 2HCl 6. vastavate soolade reageerimisel tugevama happega N: FeS + H2SO4 = FeSO4 + H2S Soolad Soolad koosnevad metallioonist ja happejääkioonist Liigitus: Lahustuvuse järgi Vees lahustuvad Vees lahustumatud Kõik N, Na- soola vt. lahustuvuse tabelit Kõik nitraadid BaSO4; AgCl jt. Koostise järgi Lihtsoolad Vesiniksoolad NaCl; Na2SO4 NaHPO4 = 2Na+ + HPO4-2 Na3PO4 = 3Na+ + PO4-3 NaH2PO4 = Na+ + H2PO4- Keemilised omadused: 1
Nimetuses põhirühmale antakse väiksem kohanumber. C3H7CHO. Üldiselt aldehüüdid vees ei lahustu sest neil puudub vesinikside. Keemilised omadused- a)hõbepeegli reaktsioon (Ag2O) b) Aldehüüdid oksüdeeritakse vastavaks happeks. c)Aldehüüdid redutseeritakse vastavaks alkoholiks d)Aldehüüdid reageerivad alkoholidega. Metanaal e formaldehüüd (HCHO)- on terava lõhnaga , mürgine gaas . Kasutatakse vaikude ja polümeeride valmistamisel. Formaliin on metanaali 38% vesilahus (mürgine , antiseptiliste omadustega) Kasutatakse anatoomiliste preparaatide säilitamiseks, muudab valgud tihedaks ja vees mittelahustuvaks. Etanaal e atseetaldehüüd (CH3CHO) toa temperatuuril keev, mürgine vedelik, õuna lõhnaga. Kasutatakse etaanhappe, ravimite, värvainete tootmisel. Ketoonid Nimetamiseks on kaks võimalust. a) lõppliide oon (tunnusele väikseim
MgSO4 - looduses merevees, mitmete mineraalidena, kasut. MgO saamisel, tekstiilitööstuses, meditsiinis jm.CaSO4 - esineb looduses mitme eri vormina. Väga suur tähtsus ehitusmaterjalina (puistematerjal, plaadid jm.), kipsvormid skulptuuridele, bareljeefid jm. Karbonaadid - looduses levinud Ca karbonaadid: CaCO3 ja Ca(HCO3)2. CaCO3 - lubjakivi (paekivi), kriit, marmor, kasutatakse tohututes kogustes ehitusmaterjalina. Ca ja Mg soolad põhjustavad vee kareduse: vähendab vee lahustamisvõimet, tekitab katlakivi, vähendab seebi pesemisvõimet, toidu - joogi kvaliteeti jne. 13. rühm: B Al Ga In Tl Boor (B) - Boorhape on ainus anorgaanil. hape, mida leidub looduses üsna puhtal kujul. Lihtaine kujul eraldati esmakordselt 1808 Gay-Lussac, Thenard Leidumine looduses: tähtsamad mineraalid: kolemaniit Ca[B3O4(OH)3]·H2O: uleksiitCaNa[B5O6(OH)6]·5H2O Boor lihtainena: on pooljuht, toatemperatuuril praktil
5) kirjutada ühendite punktstruktuure. Loeng 5-6 Aine makroolekud 1) Tahkised, vedelikud ja gaasid. Aine füüsikaline e. agregaatolek (faas) on nn. makroomadus, mis on omane suurele hulgale osakestele (näit. üks mool ca 6 korda 1023 osakest). Füüsikalisi olekuid iseloomustavad erinevad füüsikalised omadused ja erinev potensiaalse ja kineetilise energia suhe. Esimene on tingitud molekulide vastastikmõjudest, viimane liikumisest. Agregaatolekuid on kolm: tahke,vedelik ja gaas. Kineetiline molekulaarne teooria seletab nende olekute tüüpilisi omadusi. Olek sõltub tõmbejõududest aine osakeste (ioonide, molekulide, aatomite) vahel ja osakeste kineetilisest enrgiast. Ioonilistes ainetes ja metallides on osakeste vahel tavaliselt tugevad ioonjõud ja seetõttu on nad toatemperatuuril tahked, moodustades ioonilisi kristalle. Kristallide struktuur on korrapärane: iga ioon omab teatud kindla naabri.
Selline rida on homoloogiline rida. Rea üldvalem on CnH2n+2. Homoloogilise rea ühendid: 1 4 on gaasid; 5 16 on vedelikud; 17 - ... on tahked ained. Molekulmassi suurenemisega kasvab homoloogide tihedus, sulamis- ja keemistemperatuur ning agregaatolek muutub: C1C2 C5C16 C17 gaas vedelik tahke Veest kergemad. Vees ei lahustu, aga lahustuvad orgaanilistes ainetes (benseen, eeter). Kõik alkaanid on värvuseta. Gaasid lõhnata, vedelikud bensiinilõhnaga ja tahked lõhnata. IV KEEMILISED OMADUSED Iseloomulikuks reaktsioonitüübiks on asendusreaktsioon. Created by Riho Rosin 6 13666324649407.doc.doc 1. Põlemine: Kõik põlevad. Madalamad alkaanid põlevad kahvatu, vähemärgatava leegiga.
Selline rida on homoloogiline rida. Rea üldvalem on CnH2n+2. Homoloogilise rea ühendid: 1 4 on gaasid; 5 16 on vedelikud; 17 - ... on tahked ained. Molekulmassi suurenemisega kasvab homoloogide tihedus, sulamis- ja keemistemperatuur ning agregaatolek muutub: C1C2 C5C16 C17 gaas vedelik tahke Veest kergemad. Vees ei lahustu, aga lahustuvad orgaanilistes ainetes (benseen, eeter). Kõik alkaanid on värvuseta. Gaasid lõhnata, vedelikud bensiinilõhnaga ja tahked lõhnata. IV KEEMILISED OMADUSED Iseloomulikuks reaktsioonitüübiks on asendusreaktsioon. 1. Põlemine: Kõik põlevad. Madalamad alkaanid põlevad kahvatu, vähemärgatava leegiga. CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O Õhuga segatult moodustuvad nad plahvatava segu. 2
annaabi.ee 
