ioonideks (lihtained, org- ained, oksiidid) Elektrolüüt- on aine, mis vesilahustes ja sulatatud olekus jaguneb täielikult või osaliselt ioonideks (happed, aluised ja soolad) Lihtsoolad dissotseeruvad 1 astmes nt NaCl Nõrk elektrolüüdid- on ained, mis vesilahuses dissotseeruvad osaliselt ning seetõttu juhivad elektrit halvasti Lihtaine- aine, mis koosneb ühe keemilise elemendi aatomitest Tugev elektrolüüt- dissotseerub lahustumisel täielikult näiteks CaCl Happed- ained, mis eraldavad lahusesse vesinikioone Soolad- on ained, mis eraldavad lahusesse happeanioone ja metallikatioone Hüdrolüüs- keemiline reaktsioon, mille käigus lõhustuvad molekuli keemilised sidemed veega reageerides. Eksotermiline reaktsioon- keemiline reaktsioon, mille käigus VABANEB energiat. Endotermiline reaktsioon- keemiline reaktsioon, mille käigus
ka aineteks, mis liidavad prootoneid. + - NaOH Na + OH Mitmehüdroksiidsete aluste dissotsatsioon: + - Mg(OH)2 Mg OH + OH I järk + 2+ - MgOH Mg + OH II järk 2+ - Summarselt Mg(OH)2 Mg + 2OH Ammoniaakhüdraat dissotseerub nõrga alusena: + - NH3*H2O NH4 + OH 3) SOOLADE DISSOTSATSIOON Lihtsoolad dissotseeruvad positiivseteks metalliioonideks ja negatiivseteks happejääkioonideks. + - + 2- NaCl Na + Cl K2CO3 2K + CO3 Vesiniksoolad dissotseeruvad astmeliselt: + - NaHSO4 Na + HSO4 I järk
prootoneid. + - NaOH Na + OH Mitmehüdroksiidsete aluste dissotsatsioon: + - Mg(OH)2 Mg OH + OH I järk + 2+ - MgOH Mg + OH II järk 2+ - Summarselt Mg(OH)2 Mg + 2OH Ammoniaakhüdraat dissotseerub nõrga alusena: + - NH3*H2O NH4 + OH 3) SOOLADE DISSOTSATSIOON Lihtsoolad dissotseeruvad positiivseteks metalliioonideks ja negatiivseteks happejääkioonideks. + - + 2- NaCl Na + Cl K2CO3 2K + CO3 Vesiniksoolad dissotseeruvad astmeliselt:
Katse 4 : Soolade hüdrolüüs Töö eesmärk: Uurida milliste sooladega toimub hüdrolüüsreaktsioon Reaktiivid : NaCl, Na2CO3, NH4Cl, NH3·H2O Töö käik : Uurida, milliste sooladega toimub hüdrolüüsireaktsioon. Kirjutada vastavad molekulaar- ja ioonvõrrandid. Millega on seotud lahuse pH muutumine hüdrolüüsireaktsiooni tagajärjel? NaCl + H2O NaOH + HCl Na+ + OH- + HCl molekulaarsel kujul (ei dissotseeru hästi) Ioonilisel kujul, dissotseerub hästi Na2CO3 + H2O NaOH + H2CO3 Na+ + OH- + H2CO3 molekulaarsel kujul (ei dissotseeru hästi) Ioonilisel kujul, dissotseerub hästi NH4Cl + H2O NH4+ + Cl- + H2O Ioonilisel kujul, dissotseerub hästi Al2(SO4)3 + 3 H2O Al2O3 + 3 H2SO4 Al3+ + O2 - + H2SO4 molekulaarsel kujul (ei dissotseeru hästi) Ioonilisel kujul, dissotseerub hästi
) NaCl --> Na(laeng+) + Cl(laeng-) 2.) K2SO4 --> 2K(laeng+) + SO4(laeng 2-) 3.) Fe2(SO3)3 --> 2Fe(laeng 3+) + 3SO3(laeng 2-) -Vesiniksoolad (astmeliselt). 1.) MgOHBr --> MgOH(laeng+) + Br(laeng-) MgOH(laeng+) --> OH(laeng-) + Mg(laeng 2+) 2.) (CaOH)2CO3 --> 2CaOH(laeng+) + CO3(laeng 2-) CaOH(laeng+) <--> OH(laeng-) + Ca(laeng 2+) Vee dissotsatsioon. Vesi on väga nõrk elektrolüüt, kuna 556 miljoni vee molekuli kohta dissotseerub ainult 1 molekul vett. ((H20 <--> H(laeng+) + OH(laeng-) )) Vesi dissotseerub üheaegselt nii happe kui ka alusega, mistõttu on vees võrdselt nii happelisi kui ka aluselisi omadusi. Et vee molekulide dissotsiatsioonil tekib võrdselt nii vesinik kui ka hüdroksiid ioone, siis on puhtas vees nende kontsentratsioon(C) suurusega 0,0000001 mol/dm3 C(H laeng+) = C(OH laeng-) = 0,0000001 mol/dm3 (10 astmes miinus 7). Dissotsatsiooni määr
dissotseeruvad (lagunevad) soola osakesed positiivsete ja negatiivsete laengutega osakesteks. Antud protsessi nimetatakse lahustumiseks. Näiteks söögisooda ehk naatriumvesinikkarbonaadi viimisel vette dissotseerub molekul väiksemateks ioonideks vastavalt dissotsiatsiooni reaktsioonile: NaHCO3 Na+ + HCO3- Samuti on võimalik, et ainete reaktsioonil veega on produktid võimelised dissotseeruma ioonideks, näiteks süsihappegaasi ja vee reaktsioonil tekib molekul, mis vesilahuses dissotseerub ioonideks: CO2 + H20 H2CO2 Dissotsiatsiooni reaktsioon vesilahuses: H2CO2 H+ + HCO3- HCO3- H+ + CO32- DISSOTSIATSIOONIMÄÄR · Dissotsiatsioonimäär näitab, kui suur osa lahustunud aine molekulidest on jagunenud ioonideks (dissotsiatsioonimäära väljendatakse tavaliselt kümnendmurruna, kuid võib kasutada ka protsenti). · Tugevate elektrolüütide dissotsiatsioon on täielik, nõrkade puhul aga osaline ( < 0,05) ja kulgeb pöörduvalt.
happelise lahuse, ph < 4,4, roosaks, ja lahuse, mille ph > 6,2, kollaseks. Tulemused kanda tabelisse. Arvutused: HCl -> H+ + Cl– HNO2 ↔ H+ + NO2 – H2SO4 → H+ + HSO4 – ↔ 2 H+ + SO4 2– H3PO4 ↔ H+ + H2PO4 – ↔ 2 H+ + HPO4 2– ↔ 3 H+ + PO4 3– NaOH → Na+ + OH– NH3·H2O↔ NH4 + + OH– NH4 + H2O = NH4Cl + H2O = NH4OH + HCl Al2(SO4)3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2SO4 Nõrk Tugev Dissotseerub halvasti Dissotseerub hästi Järeldused: Hüdrolüüsi annavad soolad milles üks pool on hästi dissotseeruv ning teine pool on halvasti dissotseeruv. Nende pH sõltub neist moodustavatest alusest ja happest. Tugevad elektrolüüdid – lahustuvad hästi, dissotsieeruvad täielikult ioonideks Nõrgad elektrolüüdid – lahustuvad halvasti, dissotsieeruvad vaid osaliselt ioonideks Universaal indikaatorite näit oli kõige ebausaldusväärseim, pH meetri näit oli kõige täpsem
Elektrolüüdid Elektrolüüdid on ained, mis lahustumisel polaarsetes lahustites või sulas olekus juhivad elektrit. Mitteelektrolüüdid ei juhi elektrit ei lahustes ega sulas olekus. Elektrolüüdid tahkena praktiliselt elektrit ei juhi. Elektrolüütide elektrijuhtivus põhineb ioonide vabal liikumisel. Kõige tüüpilisem elektrolüüt on iooniline lahus. Ioonsed elektrolüüdid on aluste, soolade või hapete lahused. Elektrolüüdi lahus saadakse tavaliselt soola lahustamisel lahustis ja aine osakesed dissotseeruvad. Elektrolüütide tugevust ehk elektrijuhtivust saab teada selle järgi, kui suur osa lahustist dissotseerub, eristatakse tugevaid ja nõrki elektrolüüte. Tugevad elektrolüüdid on näiteks soolhape, kaaliumhüdroksiit ja naatriumkloriid. Nõrgad elekrolüüdid on näiteks äädikhape, ammoniaak, süsihape jt. Elektrolüüte on ka meie sees, näiteks lihaskoet loetakse keha elektrili...
Lahuse pH loeng pH · pH iseloomustab vesinikioonide sisaldust lahuses. Neutraalses lahuses on vesinikioone ja hüdroksiidioone võrdselt. pH · Mida rohkem on lahuses vesinikioone, seda happelisem ta on. · pH skaala võib ulatuda 0...14, kus 0...6 on happeline kk, 8...14 on aluseline kk, 7 neutraalne kk. pH · Vesi dissotseerub vastavalt võrrandile: H2O = H + OH e 2H2O = H30 +OH. · Lihtsaim viis pH määramiseks on kasut. indikaatoreid, mis oma olemuselt on kas alused või happed. pH · Olenevalt prootonite kontsentr-st lahustes, nihkub nende dissots. tasakaal kas paremale või vasakule, mis avaldub indikaatori värvi muutuses. pH · pH määramise viisid: · 1)indikaatorpaberitega · 2)ioonselektiivsed elektroodid · 3)nö eksperthinnanguna.
kutsutakse sellist ligandi POLÜDENTAATSEKS. Sõnaliide POLÜ- asendatakse konkreetsel juhul liidetega BI-, TRI-, TETRA- jne vastavalt sellele, kui mitu sidet ligand kompleksimoodustajaga on teinud. Head bidentaalsed liganid on näiteks need, millel on ,,peas" ja ,,sabaotsas" vabad elektronpaarid. Nt diamiinid jt. KOMPLEKSÜHENDEID KLASSIFITSEERITAKSE LIGANDIDE OMADUSTE ALUSEL: Kui kompleksühend dissotseerub suures ulatuses, siis on ta nagu tavaliste ühendite puhulgi, kui nad ioonideks lagunevad, head elektrolüüdid. Üldisel laguneb kompleksioon lahti sealt, kus on kõige intensiivsem iooniline side, mida on kerge lõhkuda. See esineb kompleksühendi välis ja sisesfääri vahel, sisesfäär dissotserub väga väikseses ulatuses ja harva, kuna see on juba hästi püsiv süsteem, nagu omaette kaitstud punt. Näiteid dissotseeruvast kompleksühendist:
ahjendatud HNO3 ga: 3Cu + 8HNO3 2NO+4H2O+ 3 Cu(NO3)2 NO2 Punakaspruuni värvusega terava lõhnaga mürgine gaas. Tekib: 2NO + O2 2NO2 Laboratoorselt saadakse vase reag. konts. lämmastikhappega: Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2 N2O Värvusetu lõhnatu gaas. Narkootilise toimega (naerugaas J ). Kasutati narkoosivahendina. Saadakse: NH4NO3 N2O + 2H2O 2 N2O 2N2 +O2 http://www.youtube.com/watch?v=gwWb7QVQ50g Lämmastikhape HNO3 Tähtsaim lämmastikuühend On tugev hape, sest dissotseerub täielikult Väga tugev oksüdeerija. Reageerib: 1) metalloksiididega 2) alustega 3) sooladega (va. kloriidide ja sulfaatide) Füüsikalised omadused: 1) värvuseta 2) terava lõhnaga 3) vedelik 4) "suitseb" 5) tihedus on 1,53 g/cm3 6) keemistemperatuur 86 oC Nitraadid Lämmastikhappe soolad Nitraadid koosnevad kahest ioonist metalli katioonist ja nitraatioonist (NO3) On vees hästi lahustuvad.
Organismi ainevahetus ja happe-leelise seisund Tartu Ülikool 2016 Happe-leelis seisund •• Arteriaalse vere (plasma) pH juures 7,37 – 7,43 • Keskmine : pH 7,4 • Happelised ainevahetusproduktid lähevad verre. • Happe- leelis tasakaalu hoiavad konstantsena vere puhversüsteemid, gaasivahetus kopsudes ja eritusmehhanismid neerudes. • Kõrvalekalle normaalsest pH-st pärsib vajalike ensüümide aktiivsust Neerude pH regulatsioon •• Väljutab mittelenduvaid happeid (nt väävelhapet). • Normaalse toitumise korral produtseerib inimene 24h jooksul 12-15 mooli CO2-e ja uriiniga väljutatakse 50 mmol hapet uriiniga. • Suure happe liia korral on terve neer võimeline eritama ka rohkem vesinik ioone. • Aluselise liia korral vesinikioonide sekretsioon väheneb. • väljutatakse põhiliselt seotuna ja külge Neerude pH regulatsioon • Normaalsetes tin...
Valem CH3CH2COOH- PROPAANHAPE JA CH3CH2CHCICOOH 2-KLOROBUTAANHAPE. 1.2 KARBOKSÜÜLHAPETE KEEMILISED OMADUSED Karboksüülhapped reageerivad kergesti aktiivsete metallide,metalli oksiidide ja leelistega. Mõned karboksüülhapped on mürgised või iseki väga mürgised, sest nad muutuvad organismis toksilisteks. Karboksüülhape on kõige tähtsam keemiline omadus on happelisus, seda rõhutab nende nimetus. Hape dissotseerub siis, kui on võimalik prootonit üle anda mingile alusele.karboksüülhapped reageerivad ka endast vähempüsiva happe sooladega. Karboksüülhapped reageerivad kaltalüsaatoritr manulusel alkoholidega, moodustades estreid. Karbonüülrühmas on süsinik ja hapnik seotud kaksiksidemega. 1.3 KARBOKSÜÜLHAPETE FÜÜSILISED OMADUSED Karboksüülhapete füüsikalised omadused on tingitud nende molekulide võimest moodustada tugevaid vesiniksideme
2. Elektrolüüt on aine, mille elektrijuhtivus põhineb ioonide vabal liikumisel. Kõige tüüpilisem elektrolüüt on ioonne lahus, kuid elektrolüüt võib olla ka tahke või vedel aine, näiteks metall. Ioonsed elektrolüüdid on aluste, hapete või soolade lahused. Ka osa gaase võib käituda kõrgel temperatuuril või madalal rõhul elektro-lüütidena. a. Tugev elektrolüüt on aine, mis vesilahuses peaaegu või täielikult dissotseerub ioonideks. Tugevateks elektrolüütideks on tugevad happed, tugevad alused ning soolad, mis on hästi lahustuvad Nt: H2SO4; HNO3; KOH; KCl; NaCl; HCl b. Nõrgad elektrolüüdid on ained, mis vesilahuses dissotseeruvad ioonideks vähesel määral. Nõrkadeks elektrolüütideks on nõrgad happed ja nõrgad alused Nt: H2PO 4; NH4; H2CO3; CH3COOH. c. Mitteelektrolüüt on molekulaarne aine, mis lahustumisel ei moodusta ioone.
· Värvuseta · Terava lõhnaga · Õhust peaaegu 2x kergem gaas · Mürgine · Kahjustab silmi · Tekitab hingamislihaste krampe · Tugevalt polaased molekulid · Lahustub hästi vees · Redutseerivate omadustega · Kolmnurkse püramiidi kujulised molekulid Saamine 1. Ammooniumhüdraadi lagunemisel eraldub ammoniaak ja vesi, reaktsioon on pöörduv. NH3*H2O NH3 + H2O 2. See on nõrk alus ja dissotseerub vähesel määral ja andes lahuselle ammoonium ja hüdreksiidioone: NH3*H2O HN4+ + OH 3. ammoniaakhüdraadi reageerimisel hapetega tekivad ammooniumsoolad: NH3*H2O + 2 H2SO4 (NH4)2SO4 + 2 H2O 4. kuumutamisel lagunevad kergesti ammoniaagiks ja happeks (ammooniumkloriid) NH4Cl NH3 + HCl 5. leelised tõrjuvad ammooniumsooladest välja ammooniumhüdraadi, abiks ammooniumioonide tõestamisel lahuses:
asetus. 6) Kristallvõre- kristalli koostisesse kuuluvate ioonude korrapäeane ruumiline asetus aatomite korrapärasele asetusek vastva ruumiline struktuur. Elektrolüütiline dissotsiatsioon Elektrolüüt- ioone sisaldavaid lahuseid moodustuvaine Mitteelektrolüüt- molekulaarne aine, mis lahustumisel ei moodusta ioone Dissotsioon- aineosakeste lagunemine väiksemateks osakesteks. Ioonseteainete diskosioon- Tugev elektrolüüt dissotseerub lahustumisel täielukult vabadeks ioonideks lahuses. Dissotsioono võrrandid : 1) 2) 3) 4) Elektrolüüt : NaCl- naatriumkloriid NaNO3- naatriumnitraat Mitteelektrolüüt: Orgaanilised ühendid, soolad, haped H2SO4- väävelhape NaCl- naatriumkloriid pH- vesinikioomide konsentrasiooni näitav suurus. Metallid ja mitte metallid Leelismetallid on perioodilisussüsteemi IA rühma kuuluvad metallilised elemendid: · liitium · naatrium · kaalium · rubiidium
selle loodav kehavedelikes aineosakesed (tähtis nende arv, mitte mass), põhilise osa rõhust tekitavad mineraalsoolade ioonid, eriti Na ja Cl ioonid kehas on palju NaCl ´I, palju on ka K, Ca, Mg ioone, vähem I, Zn, Sn, Co bionaarsel kujul kõik osalevad osmootse rõhu kujunemisel. Osmootse rõhu valem: P= c x I x R x T ; I elektrolüütide dissotsiatsiooni constant, mis näitab, mitmeks iooniks dissotseerub vastav elektrolüüd R konstant 0,082; T tempertuur (K) NaCl tarbimine mõjutab inimese osm rühku. Kui NaCl kontsentratsioonsuureneb, osm rõhk tõuseb. Toimuvad reaktsioonid, et hoida homöostaasi. Temperatuuri püsivust hoiab termoregulatsioonikeskus. pH-d aitab vähendada CO2 kontsentratsiooni suurendamine Kui osm rühk tüuse, tekib janu tuleb juua madala pH-ga vedelikke, nt vett (pH 0), kui osm
Tugevus Vastupidavus painutustele. Elektrijuhtivus Mida rohkem vabu elektrone, seda rohkem juhib aine elektrit. Molekulaarne aine Kovalentse sidemega ained. Mittemolekulaarne aine Ioonilise või metallilise sideme puhul. Elektrolüüdi lahused 1) Mitteelektrolüüdid Ained, mis ei anna lahusesse ioone. (Sademega ained) Nt. destilleeritud vesi, alkoholid. Elektrolüüdid -Sisaldavad vabu laengukandjaid ja dissotseerub lahuses osaliselt või täielikult ioonideks. Jaotatakse: Nõrgad elektrolüüdid Jagunevad lahuses osaliselt ioonideks (Nõrgad happed ja alused Nt. H2CO3, HNO2, H2O, H2S ) Tugevad elektrolüüdid Jagunevad lahuses täielikult ioonideks (Tugevad happed ja alused Nt. HI, HBr, HClO3, Na, K, Ca , H2SO4 ) 2) Tugev elektrolüüt esineb lahuses ainult ioonidena.
LAHUSE ELEKTRIJUHTIVUS kui lahuses on ioonid, juhib lahus elektrit. HAPE (aine, mis annab lahusesse vesinikioone) elektrolüüt, mille dissotsiatsioonil katioonidena moodustuvad üksnes vesinikioonid. HAPPELINE OKSIID mittemetallioksiid, mis vastab mingile happele; alusega reageerides annavad soola ja vee. TUGEV HAPE lahuses täielikult dissotseerumun ioonideks: H2SO4; HNO3; HCl. NÕRK HAPE lahustumisel osaliselt dissotseerub ioonideks: H2S; H2CO3; H4SiO4. ALUS EHK HÜDROKSIID (aine, mis annab lahusesse hüdroksiidioone) elektrolüüt, mille dissotsiatsioonil anioonidena moodustuvad üksnes hüdroksiidioonid. ALUSELINE OKSIID metallioksiid, mis reageerides happega annab soola ja vee. LEELIS vees lahustuv alus. IA ja IIA rühma metallid, söövitavad. NEUTRALISATSIOONIREAKTSIOON aluse ja happe vaheline reaktsioon, saadusteks sool ja vesi. LAHUSE pH SKAALA näitab keskkonna happelisust; skaala 0 kuni 14
elektrolüüdi küllastatud lahuses,kusjuures iga iooni kontsentratsioon on astmes, mis vastab tema stöhhiomeetrilisele koefitsiendile dissotsiatsioonivõrrandis. Lahustuvuskorrutis on konstantne suurus antudtemperatuuril. Ca3(PO4)2(s) ---- 3Ca2´+(aq) + 2PO43-(aq) . Vee dissotsiatsioon ja . pH on negatiivne logaritm vesinikioonide kontsentratsioonist lahuses. Vesi on äärmiselt nõrk elektrolüüt, kuna 556 miljoni vee molekuli kohta dissotseerub üks molekul vett. H2O H + OH Vesi dissotseerub üheaegselt nii happe kui alusena, mistõttu tal on võrdselt nii happelisi kui ka aluselisi omadusi. Et vee molekulide dissotsatsioonil tekib võrde arv vesinik- kui ka hüdroksiidioone, siis on ka puhtas vees nende kontsentratsioon võrdne, suurusega 0,0000001 mooli liitris C(H ) = C (OH ) = 10 mol/dm³ II. Lahuste elektrijuhtivus 9
NH4Cl + NaOH => NaCl + NH3 + H2O Eralduv NH3 tuvastatakse, kas lõhna järgi või märja lakmuspaberi abil, mis muutub siniseks, sest ammoniaak annab veega reageerides nõrga aluse. Lämmastikhape NHO3 on tähtsaim lämmastikuühend Füüsikalised omadused: 1) värvuseta 2) terava lõhnaga 3) vedelik 4) "suitseb" 5) tihedus on 1,53 g/cm3 6) keemistemperatuur 86 oC 7) 68% - line tavaliselt Keemilised omadused: On tugev hape, sest dissotseerub täielikult, väga tugev oksudeerija. HNO 3 ® H+ + NO3- Reageerib: 1) metalloksiididega 2) alustega 3) sooladega (peale kloriidide ja sulfaatide) Nenede reaktsioonide poolest on ta sarnane teiste hapetega. NB! Erandlikult on reaktsioonid metallidega, mille puhul ei eraldu H 2 ja reageerida võivad metallid sõltumata pingereast. Cu + 4HNO3 (konts.) => Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3 (lahj.) => 3Cu(NO3) + 2NO2 + 4H2O
Puhtas vees tekitab autoionisatsioon ioone, mis põhjustavad nõrka voolujuhtivust 0,055 µS/cm (25 °C). Seda on võimalik tuvastada tundliku aparatuuriga. On teada, et vee elektritakistuse teoreetiline maksimum on 182 k·m 25 °C juures. Kui soola kontsentratsioon ületab piiri 100 "ppt" (üks osa lahustunud ainet triljon osa lahusti kohta), siis see hakkab märkimisväärselt alandama vee elektritakistust (kuni paari k·m-ni). See juhtub tänu selle, et sool dissotseerub vees ioonideks, mis mängivad laengute kandjate rolli. Jääs on laengu kandjateks prootonid. 2.2. Elektrolüüs Voolu kulgemine läbi vee põhjustab selle lagunemise järgnevateks koostisosadeks: molekulaarseks vesinikuks (H2) ja hapnikuks (O2). Seda nähtust nimetatakse elektrolüüsiks. Katoodil(miinus-elektrood) toimub kahe prootoni redutseerumine ja H2 eraldumine gaasilisel kujul. H+ + e = 0,5H2 E=0 V Anoodil aga hüdroksüülrühma oksüdeerumine ja hapniku eraldumine:
kasutusalad, hoidmine: Toatemperatuuril ühineb fluor vesinikuga plahvatusega vesinikfluoriidiks H2 + F2 _ 2HF. Fluor on ainus lihtaine, millega vesinik reageerib toatemperatuuril ilma täiendavate tingimusteta! Vesinikfluoriid lahustub vees piiramatult ning vesinikfluoriidi vesilahust nimetatakse vesinikfluoriidhappeks. See on keskmise tugevusega hape, sest selle dissotsatsiooniaste on madal ja erandlikult ta dissotseerub võrreldes teiste halogeniidhapetega kahes astmes.Väga sööbiva toimega hape, gaasilises olekus on ta mürgine ja liikuv vedelik. Vesinikfluoriidhape söövitab klaasi, mistõttu teda kasutatakse klaasesemete graveerimisel. Vesinikfluoriidiga ei reageeri kuld ja plaatina ning teda võib hoida ja säilitada plii-, eboniit- või parafineeritud pudelites. 3)Kloor: Leidumine: Kloor on levikult maakoores 20. element. Levinumateks kloriidseteks mineraalideks on
Lahus värvus punaseks, järelikult oli lahuses Fe3+ ioone FeNH4(SO4)2 + NH4SCN Fe(SCN)SO4 + (NH4)2SO4 Fe3++SCN- [Fe(SCN)]2+ b) Lisasin mõned tilgad konts. NaOH lahust, soojendasin. Eraldus ammoniaagi lõhna, see tõestas NH4+ ioonide olemasolu lahuses FeNH4(SO4)2 + 4NaOH Fe(OH)3 +NH3 + 2Na2SO4 + H2O c) Lisasin 0,5-1 ml BaCl2 lahust. Lahuses on sulfaatioone, sest tekkis valge BaSO4 sade. 2FeNH4(SO4)2 + 3BaCl2 2FeCl3 + 3BaSO4 + (NH4)2SO4 Sellest kõigest võib järeldada, et FeNH4(SO4)2 dissotseerub nii: FeNH4(SO4)2 Fe3+ + NH4+ + 2SO42- Ehk FeNH4(SO4)2 +H2O FeOH2- + NH4 1.2 Kahte katseklaasi valati ~2 ml K3[Fe(CN)6] lahust. a) Lisasin mõned tilgad NH4SCN lahust. Lahuse värvus ei muutunud, s.t *FeSCN+2+ iooni ei tekkinud. K3[Fe(CN)6] ei anna dissotsieerumisel Fe3+ ioone. b) Lisasin Cd2+ ioone sisaldavat lahust. Cd2+ ioonide lisamisel tekkis Cd3[Fe(CN)6]2 püsiva kompleksi sade, seega ei anna K3[Fe(CN)6] CN ioone lahusesse. Lahus muutus häguseks, värvuselt helekollane.
Keemia Alkoholid R-OH (-ool) 1. CH3 CH CH3 propaan 2 ool OH 2. CH3 CH2 CH2 OH Propaan 1 ool 3. CH2 CH2 CH2 PROPAAN 1,3 - diool OH OH Aatomite arv Struktuuri valem Lihtsustatud strukt Molekuli valem N=1 H CH3OH metanool e metaan H-C-H-O CH3 CH2 CH2 OH H N=2 HH C2H5 etanool e piiritus H-C-C-O-H CH3CH2OH HH N=3 HHH CH3CH2CH2OH Propaan-1-ool H-C-C-C-OH OHCH2CH2CH3 HHH Alkoholide omadused etanooli näite põhjal CH3CH2OH ja OHCH2CH3 Füüsikalised omadused · On värvuseta iseloomuli...
: maitsetu, lõhnatu, värvitu gaas, vees vähelahustuv, õhust kergem, keemistemp. madalam kui hapnikul. Lämmastikku saadakse laboratoorselt NH4NO2 kuumutamisel N2 + 2H2O. Kõrgel temp. reageerib lämmastik hapnikuga, tekib lämmastikoksiid. Kõrgel temp. reageerib mitmete metallidega ning eritingimustel ka vesinikuga. NH3: · Värvuseta, terava lõhnaga, õhust 2x kergem gaas, mürgine, nuuskpiiritus · Lahustub väga hästi vees, tekib ammoniaakhüdraat NH3 + H2O NH3*H2O · Dissotseerub andes lahusesse ammoonium- ja hüdroksiidioone · Reageerimisel hapetega tekivad ammooniumsoolad, need soolad lahustuvad vees hästi. Nad on väga ebapüsivad ning kuumutamisel lagunevad kergesti. NH4Cl NH3 + HCl(g) NH4Cl + NaOH (kuumutamine) NH3 + H2O + NaCl ; NH4Cl + NaOHNH3*H2O + NaCl Ammoniaak ja tema soolad on redutseerivate omadustega. Ammoniaak põleb õhus moodustades lämmastiku ja veeauru.
1) Kõvendamine on ristsidemete tekitamine. Stüreeniga kõvenevad (parafiini-sisaldavad): kiirendina kasutatakse V2O5, initsiaator: peroksiide või hüdroperoksiide; inhibiitor: hüdrokinooni (pikendab eluiga) isolaator: vahad, parafiin (takistavad kõvendi aurustumist) Akrüülestritega kõvenevad (parafiini-vabad): *keemilise initsiaatoriga (keemiline) *fototundliku initsiaatoriga (füüsikaline) bensoiini rühma ühendites UV-kvandi toimel dissotseerub C-C side. Tekkinud vaba radikaal kutsub esile põiksidemete tekke polüestervaigus tüüpilise radikaalpolümerisatsiooni. Kasutamine: mööblitööstuses, konstruktsioonmaterjalina, maatriksvaiguna klaasplastide tootmisel, kõrgläikega pinnakattena puidul (klaverid) jne. 9. Millised võimalused on keemilise koostise kaudu reguleerida polüuretaanvaikude (PUR) mehaanilisi omadusi? PUR-maatriksvaigu saamiseks kasutatakse: 1) adipiinhapet
2,0 Secchi ketta läbipaistvust Jne. 2. Radiosüsiniku meetod Võeti kasutusele 1952. aastatel Steemann Nielsen'i poolt ning kasutatakse tänapäevani. Mõõdetakse süsiniku omastamise hulka. Võetakse vesi, pannakse läbipaistvasse klaaspudelisse ning lisatakse NaH14CO3 (söögisooda, milles on radioaktiivne C massiarvuga 14. See ühend dissotseerub vees tasakaaluliselt radioaktiivseks 14CO2, mida autotroofid omastavad fotosünteesi käigus võrdselt mitteradioaktiivse süsihappegaasiga). Proove eksponeeritakse valges ja pimedas. Proov filtreeritakse läbi membraanfiltri ja filtrile jäävate vetikate radioaktiivsus. Tume pudel mõõdab heterotroofset assimilatsiooni mõnede vetikate ja bakterite poolt. Arvutamisel lahutatakse heleda pudeli näit tumedast pudelist. O2 ja C14 meetodi võrdlus
vastasmõjud. Negatiivse pinnalaengu tõttu mitsellid tõukuvad üksteisest ning tulemusek on suhteliselt stabiilne lahus. 3. pH vesinikekponent, on negatiivne logaritm lahuse vesinikioonide kontsentratsioonist. Vee ionisatsioon. Vesi ioniseerub, kuna suurem ja tugevam elektronegatiivne hapniku aatom tõmbab ära elektroni ühelt + - vesiniku aatomilt, mille tulemusena prooton dissotseerub: H2O H + OH . Vabanenud prooton hüdraaditakse ning + - moodustub hüdrooniumioon, seega H2O + H2O H3O + OH . Tugevate elektrolüütide dissotsiatsioon. Ained, mis vees peaaegu täielikult dissotseeruvad ioonideks (n KCl, HCl, NaOH). Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon. Ained, mis vees dissotsieeruvad ioonideks vähesel määral (näädikhape, süsihape)
CO2 osarõhk on 46 mmHg ja arteriaalses veres oli esialgu 40 mmHg. Ja co2 liigub kõrgemalt madalama suunas. Veri muutub venoosseks. Hapniku transport arteriaalses veres toimub erütrotsüütides sisalduva hemoglobiini kaudu. Hemoglobiin ühineb hapnikuga ja tekib ühend, mida nimetatakse oksühemoglobiiniks . Erütrotsüütide sees transporditaksegi hapnik kudedesse. Oksühemoglobiini (HbO2)kuju läheb transport kuni kudede kapillaarideni. Seal oksühemoglobiin dissotseerub (jaguneb) hemoglobiiniks ja hapnikuks. Hapnik läheb läbi kapillaari seina kudedesse, hemoglobiin aga ühineb kudedest saabunud CO2ga. Oksühemoglobiini dissotseerumist kapillaarides soodustab pH nihe happelises suunas (s.o Ph langus) süsinikdioksiidi kontsentratsiooni tõus kudedes ja temperatuuri tõus kudedes. 2 Need tegurid on iseloomulikud intensiivsemale ainevahetusele kudedes. Koed ise loovad
mg fluoriidioone. Kui joogivees on üle 1,5 mg liitri kohta fluoriide, siis areneb fluori üleküllus ehk fluoroos.Suurem fluori liig põhjustab maksa, südamme, kesknärvisüsteemi ja neerupealiste muutusi, impotentsust, kasvupeetust. Vesinikfluoriid ja vastav hape Vesinikfluoriid lahustub vees piiramatult ning vesinikfluoriidi vesilahust nimetatakse vesinikfluoriidhappeks. See on keskmise tugevusega hape, sest selle dissotsatsiooniaste on madal ja erandlikult ta dissotseerub võrreldes teiste halogeniidhapetega kahes astmes. Vesinikfluoriidhape väga sööbivate toimega hape. Nahale sattunud HF on väga ohtlik ning kui seda kohe maha ei pesta, siis imbub ta märkamatult kudedesse, põhjustades nende kärbumist. Ta söövitab isegi klaasi ja kvartsi, olles üks väheseid happeid, mida ei saa hoida klaasanumates. Põhjus seisneb selles, et klaasi koostises oleva räniga moodustab fluor püsivama sideme kui hapnikuga. Vesinikfluoriidiga ei
Katse 4. Katse eesmärk: Soolade hüdrolüüs Katse käik: Milliste eelmise katse sooladega toimub hüdrolüüsireaktsioon? Kirjutada vastavad molekulaar ja ioonvõrrandid. Millega on seotud lahuse pH muutumine hüdrolüüsireatsiooni tagajärjel. Arvutused Al2(SO4)3 Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + 6H2O ; | --vabad vesinikioonid Al2(SO4)3 + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2SO4 Al(OH)3 + H+ + SO4 Nõrk Tugev Dissotseerub halvasti Dissotseerub hästi H+ - annab ph happesuse NaCl + H2O ->Na+ OH- + H+ + Cl- TUGEVAD Järeldus: hüdrolüüsi annavad soolad milles üks pool on hästi dissotseeruv ning teinepool on halvasti dissotseeruv. Alari Allika pedl-2 092126 Töö 11 Katse b sademete tekkimine ja lahustuvuskorrutis Töö eesmärk: Sademete tekke ja lahustuvuskorrutise seos.
DNA matriitsahel, mis on +1 ja terminaatori vahel transkribeeritakse RNA'sse, mis siis transleeritakse valku. Selles staadiumis DNA on kaksikheeliks (suletud). DNA põimub lahti üksikahelaks initsiatsiooni saidi lähedal (+1). RNA-polümeraas transkribeerib DNA'd (- alaühik initsieerib sünteesi), kuid toodab umbes 10 "värdjalikku" (lühike, mitteproduktiivne) transkripti. Need transkriptid ei saa polümeraasist väljuda, kuna väljapääs on blokeeritud -faktoriga. Lõpuks -faktor dissotseerub holoensüümist ja järgenb elongatsioon. Eukarüoodi transkriptsiooni initsiatsioon: Eukarüootide promootor on tavliselt 50 aluspaari ülavoolu transkriptisooni intsiatsiooni saidist. Koosneb see basaalsest transkriptsiooni-kompleksist ja RNA-polümeraas II-st. Edasine transkriptsiooni regulatsioon on teostatud ülavoolu kontrollielementidega, tavaliselt asuvad nad umbes 200 aluspaari ülavoolu initsiatssiooni saidist. Promootorjärjestus sisaldab vahel TATA-box'i kõrgelt
elektrolüütide dissotsiatsioon mis on Ka, mis pKa? Puhverlahused. Henderson- Hasselbalchi võrrand ja selle rakendused. pH vesinikioonide kontsentratsioon vesilahustes pH skaala- 7=neutraalne, <7=happeline, >7=aluseline Vee ionisatsioon- vesi ioniseerub vähesel määral, kui ioniseerudes moodustab hüdrooniumiooni H3O+ ja hüdroksüüliooni OH- , mille mõlema konts on 10 ^-7M. Tugevate elektrolüütide dissotsiatsioonil dissotseerub aine peaaegu täielikult ioonideks. Nõrkade elektrolüütide puhul dissotseerub aine väga vähesel määral. Puhverlahusteks nimetatakse vesilahuseid, mille koostise muutudes tema mingi parameeter säilitab püsiva väärtuse, näiteks puhvri pH väärtus ei muutu väikese koguse happe või aluse lisamisel. Enamus puhvreid koosneb nõrgast happest (prootoni doonor) ja tema soolast (prootoni aktseptor). Puhver- Happe-aluse konjugeeritud paar takistab pH muutumist lahuses, seega
FeS(t) + HCl(l) H2S(g) + FeCl2(l) Na2S(l) + H2SO4(l) H2S (g) + Na2SO4 (l) Viimast kasutatakse ka sulfiidioonide kindlakstegemises lahuses, kus lakmuspaber värvub eralduvates H2S aurudes punaseks. Universaalindikaatori lahuse punaseks värvumine H2S-is (Pildi allikas http://mattson.creighton.edu/H2S/Photo226.jpeg ) H2S lahustumisel vees moodustub nõrk ja ebapüsiv divesiniksulfiidhape. Kaheprootonilise happena dissotseerub ta lahuses ka kahes astmes. Sel põhjusel vastavad vesiniksulfiidhappele ka kaks rida soolasid sulfiidid ja vesiniksulfiidid. Sulfiidide kui nõrga happe soolade lahustumisel vees tekib aluseline keskkond. Gaasiline H2S, divesiniksulfiidhape kui ka sulfiidid on tugevad redutseerijad. Divesiniksulfiid põleb õhus sinaka leegiga: 2H2S (g) + 3O2 (g) 2SO2 (g) + 2H2O (g) SO2 vääveldikoksiid ehk väävel(IV)oksiid
Kõrgemal temperatuuril kompleks aga laguneb ja kaotab värvuse. Joodiga värvunud tärkliseterakesed on mikroskoobis paremini nähtavad ning nii on hõlpsam määrata tärklliseterakese analüüsida. Töö käik I · Valan katseklaasi 4 ml tärkliselahust · Lisan sellele tilga joodilahust: lahus värvuv tumesiniseks · Loksutan ja kuumutan keemiseni: lahus kaotab pöörduva reaktsiooni tõttu värvuse, kompleksühend dissotseerub · Lasen katseklaasi külma veejoa all jahtuda: tekib lilla põhi. Joodikompleks on tekkinud jahutamise tõttu. II · Vaatlen mikroskoobi all kartulitärklise ja nisutärklise proove. Kartulitärklise kristallid on suuremad ja ümmargusemad, nisutärklise kristallid aga pisemad ja nurksed. 1.1 Valkude reaktsioonid Valgud on polüpeptiidid, mis koosnevad peptiidsidemega seotud aminohapetest.
reaktsioon näeb välja nii: FeNH4(SO4)2 + 4NaOH Fe(OH)3 + NH3 + 2Na2SO4 + H2O c) kolmandasse katseklaasi lisada 0,5-1 mL BaCl lahust. Kui lahuses on SO42 ioone, tekib rasklahustuva BaSO4 sade. Lahuses on sulfaatioone, sest tekkis valge BaSO 4 sade. See reaktsioon oli üks näide sulfaatioonide tõestusreaktsioonist: 2FeNH4(SO4)2 + 3BaCl2 2FeCl3 + 3BaSO4 + (NH4)2SO4 Sellest kõigest võib järeldada, et FeNH4(SO4)2 dissotseerub nii: FeNH4(SO4)2 Fe3+ + NH4+ + 2SO42- Ehk FeNH4(SO4)2 +H2O FeOH2- + NH4 1.2 Võtta kahte katseklaasi ~2 mL K3[Fe(CN)6] lahust a) ühte katseklaasi lisada mõned tilgad NH4SCN lahust. Kas lahuses on Fe3+ ioone? Peale NH4SCN lisamist ei tekkinud FeSCN2+ iooni ja lahus ei värvunud punaseks. Seega ei anna K3[Fe(CN)6] dissotseerumisel Fe3+ ioone, mida võiski oletada, sest raud on tsentraalaatom selles kompleksis. b) teise katseklaasi lisada Cd2+ ioone sisaldavat lahust
Aktiivsustegur näitab, millise määäaga on lahus kôrvale kaldunud ideaalsest. Reeglina < 0. Mida konstentreeritum lahus (kôikide ainete c), seda väiksem . Ioontugevus 1) 1 elektrolüüt (NaCl) I = cNaCl. 2) 2 elektrolüüti (NaCl (0,1M) + Na2SO4 (0,2M)). [I = 0,5(c1Z12 + c2Z22 + ...)] = 0,5[(0,1 + 20,2)12 + (0,2)22 + (0,1)12] IV Vee ioonkorrutis, vesinikeksponent. K = [H][OH] / [H2O] = 1,810-16 (H2O H + OH). c(H2O) = 1000g / 18/g/mol = 55,56. K näitab, kui suur hulk dissotseerub, tugevate hapete puhul pea lôpmatu. Vee ioonkorrutis [Kw = [H+][OH-] = 10-14] [Kw = K[H2O]]. Puhta vee ioonide konts: [H] = [OH] = 10-7 (toatemperatuuril). Vesinikeksponent 1) Ainult nôrkade hapete korral: pH = -log[H]. 2) Kehtib alati: pH = -logaH+; a aktiivsus. Pisarad pH = 7,5; maomahl pH = 1,7; tomatimahl pH = 4,5. pH oleneb lahusest ja konsast. Lahjendamisel: 10-3M HCl pH = 3; 10-6M HCl pH = 6; 10-9M HCl pH ~= 7. Värvusindikaatorid: pH määramiseks
hästi vesiniksidemete tekke tõttu kahekaupa dimeerideks H 2F2 ehk (HF)2 või veelgi suuremateks molekulideks. Gaasilises olekus HF on väga mürgine gaas või liikuv vedelik ning see on kõige enam toodetav fluoriühend. Vesinikfluoriid lahustub vees piiramatult ning vesinikfluoriidi vesilahust nimetatakse vesinikfluoriidhappeks. See on keskmise tugevusega hape, sest selle dissotsatsiooniaste on madal ja erandlikult ta dissotseerub võrreldes teiste halogeniidhapetega kahes astmes. Vesinikfluoriidhape väga sööbiva toimega hape. Nahale sattunud HF on väga ohtlik ning kui seda kohe maha ei pesta, siis imbub ta märkamatult kudedesse, põhjustades nende kärbumist. Ta söövitab isegi klaasi ja kvartsi, olles üks väheseid happeid, mida ei saa hoida klaasanumates. Põhjus seisneb selles, et klaasi koostises oleva räniga moodustab fluor püsivama sideme kui hapnikuga. Vesinikfluoriidiga ei
pH=7. NEUTRALISATSIOONIREAKTSIOON- happe ja aluse vaheline reaktsioon. 7 NEUTRON- laenguta tuumaosake. NORMAALTINGIMUSED- temperatuur 0°C,rõhk 101325 Pa(= 1atm = 760mm Hg sammast). NUKLEONID- tuumaosakesed prootonid ja neotronid. NÕRUTAMINE- vedeliku eraldamine mittelahustuvast sademestvedeliku äravalamise teel. NÕRK ELEKTROLÜÜT- polaarne ühend, mis lahustumisel osaliselt dissotseerub ioonideks, OKSIID- elemendi ühend hapnikuga. OKSÜDATSIOONIASTE- arvutuslik suurus, mis näitab elemendi oksüdeerumise astet ühendis. Võrdub elemendi laenguga ühendis, eeldusel, et ühend on iooniline. OKSÜDEERIJA- aine, mille osakesed liidavad elektrone( ise redutseerudes). OKSÜDEERUMINE- elektronide loovutamine redoksreaktsioonides, sellele vastab elemendi o.-a. suurenemine. OKSÜDEERIMINE (oksüdatsioon)- elektronide loovutamine; elemendi o.-a. suureneb oksüdeerumisel.
vee kuumutamisel üle 650C laguneb HCO3àH++CO32- ja veest sadeneb välja CaCO3, mis on katlakivi põhikomponent. Fe2+ ioone sisaldava vee (põhjavee) kokkupuutel õhuga tekib vees Fe(OH)2 sade (punakaspruun).2Fe2++ ½ O2+H2Oà2Fe3++2OH- . Raud(II)ioonide sisalduse vähendamiseks vees tuleks vesi juhtida läbi liivafiltri. Ohtlik on joogiveesüsteemides segada veekogude vett põhjaveega. Kui hapnikurikas jõevesi sega hapnikuvaese põhjaveega, saadakse vesi, kus on Fe(OH)2 sade. 13. Vesi dissotseerub vastavalt võrrandile: 2H2OàH3O++OH- ehk lihtsamalt H2OàH++OH-. Prootonite ehk vesinikioonide kontsentratsiooni, mis on võrdne hüdroksiidioonide kontsentratsiooniga, abil võib avaldada lahuse reaktsiooni [H+]=[OH-]=10-7 mol/l. pH-ks ehk vesinikeksponendiks nimet. vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivset logaritmi, mida kasut. lahuste reaktsiooni avaldamiseks. pH=-log[H+]. Puhta vee pH on 7 (temp.il 250C). Vesilahuste pH diapasoon võib ulatuda 0...14, kus 0..
· Taime-ja putukatõrje vahendites · Moodutab metallidega sulameid- amalgaamid · Loodusespuhtalt ja ühenditena · Keskkonda satub prügipõletustehastest · Põhjasetetesse imbub · Orgaanilised Hg ühendid väga mürgised Asbest- anorgaaniline ühend, kristalne, kiudne silikaatmaterjal. Keskkonnale ohtu ei kujuta. Ohtlik on asbesti tolm, mis põhjustab kopsuhaigusi. Eterniidis, ehitusmaterjalides, torudes Seep Dissatseerudes: Deprotoneerub ehk dissotseerub. Mida kõrgem on lahuse pH, seda vähem on lahuses H+ ioone, seda rohkem on tegu deprotoneeritud ühendiga. Kui pH on madal on tegu dissotsatsiooniga. Atmosfääri keemia: · Atmosfäär-gaaside segu, mida kaugemale Maa atmosfäärist, seda hõredamaks jääb, rõhk langeb kõrguse kasvades. · Kõige tihedam on O3 ehk osooni kiht 40-20 km kõrgusel, neelab UV kiirgust, temperatuur on kõrgem · Fotokeemilised reaktsioonid, milleks on vaja valgust, saavad toimuda madalamatel
ammoniaagi molekulid hüdraatuvad ning tekib ammoniaakhüdraat. Selles on ammoniaagi ja vee molekulid seotud vesiniksidemetega. Ammoniaakhüdraat on ebapüsiv ja laguneb kergesti tagasi gaasiliseks ammoniaagiks ja veeks. Sel põhjusel on ammoniaagi vesilahustel iseloomulik ammoniaagi terav lõhn. NH3 + H2O NH3*H2O Ammoniaagi vees lahustumisel tekkinud ammoniaakhüdraat värvub aluselise keskkonna tõttu indikaatori fenoolftaleiini mõjul violetseks. Ammoniaak on nõrk alus, mis dissotseerub vähesel määral ammoonium- ja hüdroksiidioonideks: + - NH3*H2O NH4 + OH Ammooniaagi või ammoniaakhüdraadi reageerimisel hapetega tekivad ammooniumsoolad: 2NH3*H2O + H2SO4 (NH4)2SO4 + 2H2O // NH3 + HNO3 NH4NO3 // NH3 + HCl NH4Cl Ammoniaakhüdraadi ja kontsentreeritud vesinikkloriidhappe aurude omavahelise reageerimise tulemusena moodustunud ammooniumkloriidi valge pilv. Ammooniumsoolad on reeglina värvusetud, kristalsed ained,
Sudu- udu, mis on raskem ja tumedam tänu linna tahmale. Tekib udu segunemisel küttekolletest eralduva suitsuga(tahmaga). Suitsus sisalduv tahm absorbeerib niiskust. Fossiilsed kütused sisadavad püriiti, osaliselt fosiilsetes kütustes püriidina FeS2+O2- >SO2+Fe2O3. Tekkinud vääveldioksid on hästi lahustub ja lahustub suitsuosakeste (C) ümber kondenseerunud vees. Metallijäled, mis sisaldavad põlemisproduktide hulgas, katalüüsivad lahustunud SO2 muundumist väävelhappeks, mis edasi dissotseerub. Tulemusen moodustub kahjuliku toimega aerosooli osakesed. Seda nim. londoni suduks. Kütuste põletamine Kütus- kasulike energia allikas Surnud taimede ja loomade orgaanilised jäänused, mis on mattunud setetesse, sisaldavad "kapseldunud" päikeseenergiat fossiilsed kütused; Eesti fossiilsed kütused: põlevkivi ja turvas; nafta, maagaasi ja põlevkivi lähtematerjali ladestuskohad olid merepõhjas; kivisüsi ja sellega kaasnev metaan, samuti turvas on maismaataimelise tekkega
(Proteoom kindlal ajahetkel ekspresseerunud valkude kogum. IV NUKLEIINHAPPED 1. Nukleotiid, nukleosiid, deoksüriboos (valemid). Nukleotiid = nukleosiidfosfaat = lämmastikalus + suhkur + 1-3 fosforüülrühma. Enamik vabu nukleotiide on ribonukleotiidid, millele fosforüülrühm riboosi 5'-asendis. Nukleotiidid on polüprootsed happed. Fosforüülrühma esimene prooton dissotseerub pH1 ja teine pH6 juures. Seega neutraalse pH juures on nukleosiidmonofosfaadi summaarne laeng -2. Nukleosiid = lämmastikalus + suhkur. Alus on seotud suhkru külge lämmastikglükosiidsidemega. Glükosiidsideme süsinik on anomeerne. Nukleosiidide nimetused saadakse, lisades nimetuse tüvele idiin (pürimidiinid) või osiin (puriinid). Nukleosiidid võivad esineda syn- või anti- konformatsioonis, mis on tingitud steerilisest takistusest pöörlemisel ümber glükosiidsideme
töötlemisel kontsentreeritud väävelhappega: Ca3(PO4)2 + konts. 3H2SO4 _ 2H3PO4 + 3CaSO4 Puhta ehk termilise fosforhappe saamiseks kasutatakse lähteainena valget fosforit. ,,Terminiline" hape on hinnalt ligi 3 korda kallim ning teda on võimalik ka saada ,,märja" happe puhastamisel.Kolmeprootonilise happena dissotserub ta kolmes astmes, kuid peamiselt toimub dissotsatsioon esimeses astmes: H3PO4 _ H + H2PO4 Teises ja kolmandas astmes dissotseerub ta vaid vähesel määral. Seetõttu sisaldab fosforhappe lahus lisaks H3PO4 molekulidele ka veel põhiliselt vesinik- ja divesinikfosfaatioone.Kolmeprootonilise happena moodustab ortofosforhape kolme rida sooli, millest üldiselt lahustuvad on leelismetallide (v.a. Li) ja ammooniumsoolad. Fosforhappe reagerimisel leeliste lahustega tekib sõltuvalt lisatava leelise hulgast kas divesinikfosfaat, vesinikfosfaat või fosfaaat. 1 mol H3PO4 + 1 mol NaOH _ NaH2PO4 + H2O
Põhiline energeetiline barjäär, mis tuleb tsükli töös ületada, on nõrgalt seotud ubikinooni deprotoneerimine. See toimub enne elektronide liikuma hakkamist. Mudeli kohaselt loovutatakse deprotoneeritud ubikinoonilt järgnevalt üks elektron, mis liigub tugevalt valguga seotud ubikinoonile, nii et mõlemad transformeeruvad semikinoonideks. Need semikinoonid annavad koos elektronid edasi elektronide ülekande ahelatesse. Järgnevalt dissotseerub nõrgalt seotud oksüdeeritud ubikinoon. FeS valgule loovutatud elektron liigub edasi tsütokroom c1-le ja sealt tsütokroom c-le. Seda elektroni kasutatakse kompleksis IV ehk tsütokroomi oksüdaasi poolt hapniku redutseerimiseks. Teine nn. mitteproduktiivne elektron liigub bL heemilt bH heemile (redokspotentsiaal +50 mV). Edasi antakse see elektron täielikult oksüdeeritud ubikinoonile, mis on seotud N (Negatiivne) tsentrisse membraani maatriksi poolel.
• Toksikoloogia, kõrvaleffektide leidmine • Kineetiliste parameetrite määramine • Valk-valk interaktsioonide identifitseerimine NUKLEIINHAPPED 1. Nukleotiid, nukleosiid, deoksüriboos Nukleotiid = nukleosiidfosfaat = lämmastikalus + suhkur + 1-3 fosforüülrühma. Enamik vabu nukleotiide on ribonukleotiidid, millele fosforüülrühm riboosi 5’- asendis. Nukleotiidid on polüprootsed happed. Fosforüülrühma esimene prooton dissotseerub pH1 ja teine pH6 juures. Seega neutraalse pH juures on nukleosiidmonofosfaadi summaarne laeng -2. Nukleosiid = lämmastikalus + suhkur. Alus on seotud suhkru külge lämmastikglükosiidsidemega. Glükosiidsideme süsinik on anomeerne. Nukleosiidide nimetused saadakse, lisades nimetuse tüvele –idiin (pürimidiinid) või –osiin (puriinid). Nukleosiidid võivad esineda syn- või anti- konformatsioonis,
töötlemisel kontsentreeritud väävelhappega: Ca3(PO4)2 + konts. 3H2SO4 2H3PO4 + 3CaSO4 Puhta ehk termilise fosforhappe saamiseks kasutatakse lähteainena valget fosforit. ,,Terminiline" hape on hinnalt ligi 3 korda kallim ning teda on võimalik ka saada ,,märja" happe puhastamisel. Kolmeprootonilise happena dissotserub ta kolmes astmes, kuid peamiselt toimub dissotsatsioon esimeses astmes: + - H3PO4 H + H2PO4 Teises ja kolmandas astmes dissotseerub ta vaid vähesel määral. Seetõttu sisaldab fosforhappe lahus lisaks H3PO4 molekulidele ka veel põhiliselt vesinik- ja divesinikfosfaatioone. Kolmeprootonilise happena moodustab ortofosforhape kolme rida sooli, millest üldiselt lahustuvad on leelismetallide (v.a. Li) ja ammooniumsoolad. Fosforhappe reagerimisel leeliste lahustega tekib sõltuvalt lisatava leelise hulgast kas divesinikfosfaat, vesinikfosfaat või fosfaaat. Koostanud: Janno Puks
Maomahla toodetakse ööpäevas 2-3 l. Katterakud eritavad ka valguslist sisemist faktorit, mis seob B12-vitamiini ja on asendamatu imendumisel peensoole lõpposas. Sisemise teguri puudus tekitab raske kehvveresuse. Soolhappe teke kattekudedes üks teooria HCl tekkest maonäärmete katterakkudes. Verest siirdub katterakkudesse vett, mis rakus oleva ensüüm karboanhüdraasi toimel liitub süsinikdioksiidiga. Tekkinud süsihape dissotseerub. Vesinikioonid ning vereringest pärit kloriidioonid kanduvad rakusisestesse viimajuhadesse. Maomahl muutub sel teel tekkiva HCl toimel tugevalt happeliseks. Mao seinas tsirkuleeriv venoosne veri on seega aluseline, eriti pärast söömist, sest vereringest katterakkudesse sattunud kloriidioonid asenduvad vastupidises suunas liikuvate vesinikkarbonaatioonidega. Pepsinogeen ja pepsiin. Mao pepsiini toimel algab valkude lagundamine maos
annaabi.ee 
Sisene Facebook'ga
Sisene Google'ga
Sisene LinkedIn'ga
