Elektrivool elektrolüütides Elektrolüüdid liigitatakse: juhid ( aluste ,- hapete ,- soolade vesilahused), pooljuhid ( sulaseleen, sulfiidid) , dielektrikud ( destilleeritud vesi ) soolade vaba vesi. Lisades veele lahustuvat soola , alust või hapet , siis need ained lahustuvad ja lagunevad elektrolüütiliselt laetud ioonideks, sellist protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Asetades elektrolüüti elektroodid ( metallvardad ) ja juhtida neist läbi elektrivool, hakkavad ioonid korrapäraselt liikuma, vastavalt iooni teooriale 1833 a. sõnastas inglise füüsik farade elektrolüütilise seaduse: elektrolüüsilt elektroodile eraldunud ainemass on võrdne voolutugevuse ja ajaga: M Elektrolüüsil sadestunud puhas metall K Elektrokeemiline ekvivalent ,mis on igal metallil erinev M= KQ Q=JT M=KJT
Metallides on laengukandjaks elektronid .metallid moodustavad kristallvõre e. ruumvõre. Seal asetsevad positiivsed aatomid mille vahel on vabad elektronid mis on tuumaga sideme kaotaud. Vabad elekt liiguvad korrapäratult kui aga tekkida võib elektriväli siis hakkavad elektronid korrapäraselt liikuma. Elektrolüütideks nim soolade, hapete vesilahuseid .seal on laengute kandjad ioonid Aine lahustumisel tekkivate ioonide protsessi nim Elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks ioonide arv määrab ära Elektrolüütide elektrijuhtivuse. Elektrivoolu toimed õp lk 32-35 Elektrivool saab tekkida ainult suletud voolu ringis. Elektri voolu toimed on keemiline-esineb siis kui elektrivool läbib elektrolüliti, toimub elektrolüüs mille tulemusel laengu kandjad liiguvad korrapäraselt iooni teooria seisukohalt . soojuslik toime vooluga juht soojeneb ning tavalistel ting jagunevad voolutoimel nii metallid kui ka elektrolüüsid vesilahuses.
autoakud – väävelhape NaCl Äädikas Orgaanilised ained vesi Tugevad Nõrgad Mitte Kõik soolad Nõrgad happed Tugevad happed – Hcl, HI, Hbr, Nõrgad alused HNO3, H2SO4 Tugevad alused, leelised ja Ca'st alla poole Aine lagunemist ioonideks nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. HCl + H20 = H3O + Cl hüdrooninumioon Hcl – H + Cl 1. Sideme lõhkumine, jahtumine 2. Hüdraatumine (tekib uus side, energia eraldub), soojenemine Kui aineid lahustada vees siis lahus soojeneb või jahtub. CuSO4 x 5H2O kristallvesi – kuumutades lendab minema, õhu käes tuleb tagasi NaCl esineb ilma kristallveeta Dissotsiatsioonivõrrandid 1. Soolad +2 - Mg(NO3)2 Mg + 2NO3 Ühte pidi nool tuleb ainult siis kui on vees lahustuv sool
Viies kaks metall plaati ruumi, ühe neist ühendame vooluallika pos. poolusega, teise negatiivsega. Anoodi ja katoodi vahel tekitatakse pinge. Kui katoodi kuumutada, siis hakkavad elektronid liikuma anoodi suunas. Elektrivool vaakumis kujutab endast elektronide suunatud voogu. Elektrivool vedelikes(elektrolüütides) Elektrolüüdid juhivad elektrit, lõhkudes aatomid ioonideks. Ioonide tekkimist nime. Elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks.(nt CuSo4->Cu+So4) Kui elektrolüüdis tekitada elektriväli, hakkavad ioonid väljal suunatult liikuma, tekib elektrivool. Elektrivoolelektrolüütides on ioonide suunatud liikumine. Faraday seadused Vool läbib elektrolüüti, katoodiga kokkupuutel saavad positiivsed ioonid juurde puuduvad elektronid ning sadestuvad katoodile neutraalsete aatomitena - ainena. Anoodiga kokkupuutel annavad negatiivsed ioonid
ALKAANIDE KEEMILISED OMADUSEDKuna alkaanid kuuluvad küllastunud süsivesinike alla, siis saavad nende keemilised reaktsioonid kulgeda ainult läbi olemasolevate sidemete katkemise ja uute tekkimise. Sidet süsiniku ja vesiniku (CH) ning süsiniku ja süsiniku (CC) vahel loetakse mittepolaarseks. Nende sidemete katkemisel jagatakse sidemel olev elektronpaar võrdselt. Üksiku paardumata elektroniga osakest nimetatakse radikaaliks. Radikaalideks lagunemist nimetatakse radikaalseks dissotsiatsiooniks ja nende radikaalide ühinemist radikaalseks rekombinatsiooniks .Alkaanid reageerivad halogeenidega, reaktsioon toimub radikaalmehhanismiga ja kujutab endast ahelreaktsiooni. 1. Cl22Cl·(reaktsioon toimub kõrge temperatuuri või ultraviolettkiirguse toimel) 2. CH3CH2CH3 + Cl· CH 3·CHCH3 + HCl 3. CH3·CHCH3 + Cl2 CH3CHClCH 3 + Cl· 4
Vooluallika elektromotoorjõud on võrdne kõrvaliste jõudude tööga ühikulise laengu ümberpaigutamisel kogu suletud vooluringi ulatuses. Voolutugevus suletud vooluringis on võrdne vooluallika elektromotoorjõu ja vooluringi kogutakistuse suhtega. Lühisvoolu tugevus on määratud vooluallika elektromotoorjõu ja sisetakistuse suhtega 2. ELEKTRIVOOL KESKKONDADES Elektrolüüt on aine, milles laengukandjateks on ioonid. Elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks nim protsessi kui näiteks vaskkloriidi lahustada vees, siis veemolekulide toimel laguneb sool ioonideks CuCl 2 = Cu2+ + 2Cl- Elektrolüüsiks nim elektrivoolu toimel kulgevaid redoksreaktsioone. Elektrivool elektrolüütides on ioonide suunatud liikumine. Vooluga elektrolüütides kaasneb ainete eraldumine elektroodidel. Elektrolüüsil eraldunud aine mass on võrdeline elektrolüüti läbinud laenguga, kus võrdetegurit nimetatakse aine elektrokeemiliseks ekvivalendiks.
aine pinnaga ühendusse, ehk toimub vedeliku laialivalgumine. Hüdrofiil võimeline moodustama vesiniksidemeid. Hüdrofoob - vett hülgav. Elektrolüütiline dissotsiatsioon - Elektrolüütide lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud osakesteks ioonideks. Et lahuses on liikuvad laenguga osakesed, juhivad sellised lahused elektrit, mistõttu tekib elektrivool. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Elektrolüüt - Elektrolüüt on aine, mille lahus juhib elektrivoolu. Tema elektrijuhtivus põhineb vabade ioonide liikumisel. Nõrk elektrolüüt - Nõrk elektrolüüt on polaarne aine, mis vesilahuses osaliselt jaguneb ioonideks (esineb lahuses nii molekulide kui ka ioonidena). Nõrgad elektrolüüdid on eelkõige nõrgad happed ja nõrgad alused. Tugev elektrolüüt - Tugev elektrolüüt on elektrolüüt, mis vesilahuses laguneb täielikult ioonideks.
ei ole. Soolad, tugevad happed ja tugevad alused (leelised). Nõrgad elektrolüüdid on lahuses ainult osaliselt jagunenud ioonideks, esinevad lahuses nii molekulide kui ka ioonidena. Nõrgad happed ja nõrgad alused. 70. Elektrolüütiline dissotsiatsioon. Tasakaal nõrkade elektrolüütide lahustes, dissotsiatsioonimäär ja –konstant. Dissotsiatsiooni mõjutavad tegusrid. Elektrolüütide lagunemist ioonideks lahustite toimel nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Elektrolüütide lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud osakesteks – ioonideks. Et lahuses on liikuvad laenguga osakesed, juhivad sellised lahused elektrit, mistõttu tekib elektrivool. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on lahustunud aine ja polaarse lahusti vastastiktoime tulemus. Dissotsiatsioonimäär - Elektrolüütilise dissotsiatsiooni ulatust iseloomustav
temperatuurist, kui reaktsiooni soojusefekt e. entalpia on võrdne 0-ga. 3) 15. Elektrijuhtivuse määramine 1. Elektrolüütiline dissotsiatsioon. Elektrolüütide lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud osakesteks ioonideks. Et lahuses on liikuvad laenguga osakesed, juhivad sellised lahused elektrit, mistõttu tekib elektrivool. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on lahustunud aine ja polaarse lahusti vastastiktoime tulemus. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni ulatust iseloomustab dissotsiatsiooniaste ehk ioonideks lagunenud (ioniseerunud) molekulide (valemühikute) arvu suhe lahuses olevate molekulide (valemühikute) üldarvusse. Nõrgad happed jagunevad ainult osaliselt ioonideks elektrlüütilises dissotsiatsiooni lahuses. Vähelahustuvate ainete puhul laguneb aine osaliselt ioonideks.
Lahuseid, mille osmootsed rõhud samal temperatuuril on võrdsed, nimetatakse isotoonilisteks lahusteks. III. TASAKAALUD ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSTES A. Nõrgad ja tugevad elektrolüüdid. Elektrolüüdid on ioonilise või polaarse kovalentse sidemega ühendid, mis lahustumisel polaarsetes lahustites või sulamisel jagunevad ioonideks. Ainete ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Dissotsiatsiooni üheks kvantitatiivseks iseloomustajaks on dissotsiatsioonimäär. Viimane näitab ioonideks dissotsieerunud molekulide ja lahustunud molekulide koguarvu suhet ja teda tähistatakse -ga. võib omada väärtusi nullist üheni. Täieliku dissotsiatsiooni korral = 1 (100%). Dissotsiatsioonimäär sõltub elektrolüüdi ja lahusti iseloomust, lahuse kontsentratsioonist, temperatuurist, samanimeliste ioonide olemasolust lahuses.
34. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni põhjused. Elektrolüütide lagunemist ioonideks lahjendite toimel nim Tb Tb x 1 T , Pde muutused on väiksed: A,V elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess, kus tekib tasakaal ioonide ja iooni molekulide vahel ja mis allub massitoimeseadusele.
lahuses liikuvad laenguga osakesed ja sellised lahused ei juhi elektrivoolu (suhkur, - laetud osakeste suunatud liikumine). alkoholid). Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks Lahuse aururõhk. dissotsiatsiooniks. Dissotsiatsiooni ulatust iseloomustab dissotsiatsiooniaste () - ioonideks Eksperimendid näitavad, et kui lahustunud aine on mittelenduv (näit. suhkur), siis on lagunenud (e. ioniseerunud) molekulide (valemühikute) arvu suhe üldisesse lahuses
andes reeglina homogeense süsteemi (lahuse). Aine lahustumisel ei esine keemilist reaktsiooni lahustiga, küll on vesilahuse korral oluline roll vesiniksidemete moodustumisel. 6. Elektrolüütide lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud osakesteks ioonideks. Et lahuses on liikuvad laenguga osakesed, juhivad sellised lahused elektrit, mistõttu tekib elektrivool. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on lahustunud aine ja polaarse lahusti vastastiktoime tulemus. 7Happed on söövitava toimega ained, mis koosnevad vesinikioonidest ja happeanioonidest. Lahusesse annavad need vesinikioone. Oma nimetuse on nad saanud hapu maitse järgi. Happeid saab kindlaks teha indikaatorite abil: lakmuslahus muutub hapete mõjul lillast punaseks. Happeid üldjuhul jaotatakse kolmeks: 1) Vesiniku arvu järgi 2) Hapniku sisalduse järgi 3) Tugevuse järgi
11. Mis on elektrolüüt ja elektrolüütiline dissotsiatsioon? · Elektrolüüt on aine, mis vesilahustes ja sulatatud olekus jaguneb taielikult voi osaliselt ioonideks. Elektroluudid on polaarsed ained, mis koosnevad ioonidest voi tugevasti polaarsetest molekulidest. · Elektorluudid on alused, happed ja soolad. · Elektroluutide lahustumisel vees katkevad nendes esinevad keemilised sidemed ja lahuses moodustuvad vastava aine ioonid. Seda protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. · Elektrolüütiline dissotsiatsioon on lahustumisega kaasnev aine jagunemine ioonideks. 12. Mis on pH ja kuidas seda määratakse? · Vesinikeksponent ehk pH on negatiivne logaritm lahuse vesinikioonide kontsentratsioonist (mol/l). pH naitab lahuse happelisust. · pH vaartused jaavad reeglina vahemikku 0...14. On siiski ka ulihappelisi lahuseid, mille pH on negatiivne (N: pH=0 on vaga tugevalt happeline lahus). Samuti on tugevalt aluselisi
70. Elektrolüütiline dissotsiatsioon. Tasakaal nõrkade elektrolüütide lahustes, dissotsiatsioonimäär ja dissotsiatsioonikonstant. Dissotsiatsiooni mõjutavad tegurid. Elektrolüütide lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud osakesteks – ioonideks. Et lahuses on liikuvad laenguga osakesed, juhivad sellised lahused elektrit, mistõttu tekib elektrivool. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. nõrgad elektrolüüdid - lahuses vähesel määral ioonideks jagunenud Dissotsiatsiooniaste ehk dissotsiatsioonimäär on keemias dissotsieerunud molekulide arvu ja molekulide üldarvu suhe. Dissotsiatsioonikonstant (tähis Kd või K) on suurus, mis näitab elektrolüüdi tugevust. Mõjutavad tegurid: – temperatuurist; – lahuse kontsentratsioonist. 71. Hüdrolüüs. Hüdrolüüsiks nimetatakse keemilist reaktsiooni, mille käigus molekuli keemilised sidemed veega
4NH3+5O2-----------------6H2O+4NO Hapetega moodustab ammoniaak ammooniumsoolasid: NH3+HNO3=NH4NO3 (ammooniumnitraat) NH3+HCl=NH4Cl (ammooniumkloriid) 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 (ammooniumsulfaat) Ammooniumsoolad sisaldavad katiooni NH4- (ammooniumioon), mis eraldub elektrolüütilisel dissotsiatsioonil vees: NH4ClNH4++Cl- Kuumutamisel lagunevad ammooniumsoolad tavaliselt ammoniaagiks ja happeks. Seda protsessi nimetatakse termiliseks dissotsiatsiooniks: NH4Cl=NH3+HCl Ammooiumiooni kindlakstegemiseks ammoniumsoolades lisatakse viimse lahusele leelise (NaOH, KOH) lahust ning soojendatakse: NH4Cl+NaOH=NaCl+H2O+NH3 Eralduvat ammoniaaki võib ära tinda iseloomuliku lõhna järgi või märjastatud punase lakmuspaberiga, mille värus muutub NH3 sisaldavates aurudes siniseks. 5. Lämmastiku oksiidid. Lämmastik moodustab hapnikuga 9 oksiidi, neist tähtsamad on 5, milles lämmastiku o.-a. on I kuni V: N2O, NO, N2O3, NO2 ja N2O5
..+ pi xi . lahustis vastasnimeliselt laetud osadeks ioonideks. Protsessi ennast kutsutakse elektrolüütiliseks Lahuse keemine toimub siis, kui tema küllastunud auru dissotsiatsiooniks. rõhk saab võrdseks välisrõhuga ning külmumine siis, kui Elektrolüüdid jaotatakse dissotsiatsiooni ulatuse põhjal: tema küllastunud auru rõhk saab võrdseks jää aururõhuga. Tugevad elektrolüüdid dissotsieeruvad Kuna küllastunud auru rõhk lahuse kohal on madalam täielikult ioonideks
Nõrgad elektrolüüdid on nõrgad happed ja nõrgad alused. 70. Elektrolüütiline dissotsiatsioon. Tasakaal nõrkade elektrolüütide lahustes, dissotsiatsioonimäär ja dissotsiatsioonikonstant. Dissotsiatsiooni mõjutavad tegurid. Elektrolüütide lahustumisel vees katkevad nendes esinevad keemilised sidemed ja lahuses moodustuvad vastava aine ioonid. Seda protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on lahustumisega kaasnev aine jagunemine ioonideks. Dissotsiatsiooniaste ehk dissotsiatsioonimäär on dissotsieerunud molekulide arvu ja molekulide üldarvu suhe. Tihti väljendatakse seda protsentides (%). Dissotsiatsioonikonstant on suurus, mis näitab elektrolüüdi tugevust. Dissotsiatsioon sõltub: temperatuurist; lahuse kontsentratsioonist. 71. Hüdrolüüs.
0,0153mol 58,5g/mol = 0,895 g NaCl. 16 III. TASAKAALUD ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSTES A. Nõrgad ja tugevad elektrolüüdid. Elektrolüüdid on ioonilise või polaarse kovalentse sidemega ühendid, mis lahustumisel polaarsetes lahustites või sulamisel jagunevad ioonideks. Ainete ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Dissotsiatsiooni üheks kvantitatiivseks iseloomustajaks on dissotsiatsioonimäär. Viimane näitab ioonideks dissotsieerunud molekulide ja lahustunud molekulide koguarvu suhet ja teda tähistatakse -ga. võib omada väärtusi nullist üheni. Täieliku dissotsiatsiooni korral = 1 (100%). Dissotsiatsioonimäär sõltub elektrolüüdi ja lahusti iseloomust, lahuse kontsentratsioonist, temperatuurist, samanimeliste ioonide olemasolust lahuses.
Q=UIt Joule'i-Lenzi seadus: Juhis mingi aja vältel eraldunud soojushulk võrdub juhti läbiva voolutugevuse, juhi otstele rakendatud pinge ja selle ajavahemiku korrutisega. 44. Elektrivool elektrolüüdilahustes ja pooljuhtides Elektrolüütide (näit. alused, happed, soolad) lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud ioonideks. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. NaCl -> Na+ + Cl- NaOH -> Na+ + OH- Elektrolüütilise dissotsiatsiooni ulatust iseloomustab dissotsiatsiooniaste ehk ioonideks lagunenud molekulide arvu suhe lahuses olevate molekulide üldarvusse. Seega on vabadeks laengukandjateks elektrolüüdilahustes positiivsed ja negatiivsed ioonid, mis elektrivälja toimel liiguvad vastassuundades. Voolusuunaks on vastavalt selle definitsioonile positiivsete ioonide liikumissuund.
Ka sel juhul, kui elementide oksüdatsiooniastmed keemiliste muundumiste käigus ei muutu, toimuvad muutused vastastikuses mõjutuses olevate aatomite, ioonide ja molekulide elektronstruktuuris. Aineid (sooli, happeid, aluseid), mis sulas olekus või vesilahustes juhivad elektrit nim. elektrolüütideks. Elektrolüütidel on kalduvus laguneda lahustumisel vees või mõnes teises lahustis vastasnimeliselt laetud osakesteks, ioonideks. Ioonideks lagunemist nim. elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Elementide oksüdatsiooniastmete muutuseta kulgevad: 1. Ioonreaktsioonid, mis toimuvad gaasilistes ja vedelas olekus ioonide osavõtul · tekivad lenduvad või rasklahustuvad ained; · moodustuvad nõrgad elektrolüüdid või kompleksioonid. 2. Aine ja lahusti (vee) vahelised reaktsioonid (hüdrolüüs) · tugeva happe ja tugeva aluse reageerimisel tekkinud sool ei hüdrolüüsu;
Tegelikkuses kehtib see ainult keemiliselt ideaalselt puhaste metallide puhul. Igapäevaelus kasutatavates metallides leidub alati mitmesuguseid lisandeid, mille tõttu erinevate metallide takistuse temperatuuritegurid erinevad üksteisest. 12.6 Elektrivool elektrolüüdilahustes Elektrolüütide (näit. alused, happed, soolad) lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud ioonideks. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. H 2 SO4 2 H SO42 , NaCl Na Cl , NaOH Na OH Elektrolüütilise dissotsiatsiooni ulatust iseloomustab dissotsiatsiooniaste ehk ioonideks lagunenud molekulide arvu suhe lahuses olevate molekulide üldarvusse. Seega on vabadeks laengukandjateks elektrolüüdilahustes positiivsed ja negatiivsed ioonid, mis elektrivälja toimel liiguvad vastassuundades. Voolusuunaks on vastavalt selle definitsioonile positiivsete ioonide liikumissuund
KESKKONNAKEEMIA 149. Üldise, anorgaanilise ja orgaanilise keemia põhialused: keemilise reaktsiooni kiirus, keemiline tasakaal 150. Elektrolüütiline dissotsiatsioon Elektrolüütide lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud osakeste ks – ioonideks. Et lahuses on liikuvad laenguga osakesed, juhivad sellised lahused elektrit, mistõttu tekib elektrivool. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on lahustunud aine ja polaarse lahusti vastastiktoime tulemus. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni ulatust iseloomustab dissotsiatsiooniaste ehk ioonideks lagunenud (ioniseerunud) molekulide (valemühikute) arvu suhe lahuses olevate molekulide (valemühikute) üldarvusse. Nõrgad happed jagunevad ainult osaliselt ioonideks elektrlüütilises dissotsiatsiooni lahuses.
Kompleksid muutuvad järjest aeglasemaks ja sageli laiemaks, enne kui kaob igasugune äratuntav aktiivsus. Kodade aktiivsus. Taoline P-lainete asüstoolia võib pärast vatsakeste seiskumist veel lühiajaliselt jätkuda. Selle äratundmine on tähtis, sest kodade aktiivsuse korral on näidustatud fikseeritud kardiostimulatsioon sagedusel 100 korda minutis. PEA/EMD Pulsita elektrilise aktiivsuse (PEA) all, mida nimetatakse ka elektromehaaniliseks dissotsiatsiooniks (EMD), mõeldakse sellist pulsita rütmi, mille korral monitori pildi järgi võiks eeldada südame tavapärast funktsiooni, kuid tegelikult südamelihas ei tööta ja süda pumbana seisab, järelikult ei ole ka tunda pulssi.. Tavaliselt on see halva prognoosiga, kuna sageli on selle 423 põhjuseks tõsine akuutne südameinfarkt. Muudeks põhjusteks võivad olla näiteks (raske) südame (perikardi) tamponaad, pulmonaalemboolia, pingeline õhkrind või suur verekaotus /
annaabi.ee 
