Plaanid puhkusele minna? Võta endale majutus AirBnb kaudu ja saad 37€ kontoraha Tee konto Sulge
Facebook Like

ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED (0)

1 Hindamata
Punktid
 
Säutsu twitteris
li> ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED
1.1. Elementide jaotus IUPAC’i süsteemis
Reeglid ja põhimõtted, kohaldatuna eesti keelele:
Karik, H., jt. ( koost .) Inglise-eesti-vene keemia sõnaraamat
Tallinn: Eesti Entsüklopeediakirjastus, 1998, lk. 24-28
Rühmitamine alanivoode täitumise põhjal
2. ELEMENDID

  • Vesinik
    Lihtsaim, kergeim element
    Elektronvalem 1s1, 1 valentselektron,
    mille kergesti loovutab → H+- ioon ( prooton , vesinik(1+) ioon )
    võib ka siduda elektroni → H- (hüdriidioon, esineb hüdriidides)
    Perioodilisusesüsteemis paigutatakse (tänapäeval) 1. rühma
    2.1.1. Üldiseloomustus
    Gaasiline vesinik – sai esimesena Paracelsus XVI saj.
    – uuris põhjalikult H.Cavendish, 1776
    – elementaarne loomus: A.Lavoisier, 1783
    Elemendina: mõõduka aktiivsusega, o.-a. 1, 0, -1
    3 isotoopi: 1H – prootium (“taval.” vesinik)
    2H = D – deuteerium (“raske vesinik”)
    – looduses (Maal) 6800 korda vähem aatomeid
    3H = T – triitium (“üliraske vesinik”)
    Sisaldus maakoores massi järgi väike (0,87%)
    aatomite arvu järgi suur (17% aatomi-%)
    leviku poolest Maal 9. kohal
    universumis kõige levinum element
    Keemis- ja sulamistemperatuurid väga madalad
    20,4 K 14 K
    2.1.2. Saamine
    Suurtootmises: looduslikest ja tööstuslikest gaasidest sügavjahutamisel või katalüütilisel töötlemisel
    1) Hõõguv süsi + veeaur  veegaas:
    C + H2O → H2 + CO
    veegaas
    katal .
    CO + H2O → CO + H2
    eraldatakse pesemisel veega rõhu all
    2) Süsivesinike mittetäielikul oksüdeerimisel hapniku või veeauruga:
    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

    hästi mõnedes metallides (Pd, Pt)
    • Aatomi H ja molekuli H2 mõõtmed väga väikesed,

    molekulis sidemeenergia kõrge: raskesti polariseeritav
    Neist omadustest tingitud vähene lahustuvus , madal keemis- ja sulamistemp.
    Atomaarne vesinik
    Protsess H2 → 2H (väga endotermil.)
    algab alles üle 2000C; täielikult atomaarne u. 5000C juures (elektrikaares)
    protsessid 2H → H2 ; H2 + ½O2 → H2O – äärmiselt eksotermil.
    Kuid atomaarne vesinik võib in statu nascendi vähesel määral tekkida paljudes protsessides ( hape + metall , vabanemine metalli (Pd, Pt) pinnalt jmt.).
    Atomaarne vesinik – paljudes protsessides väga aktiivne
    redutseerimisreaktsioonid (Marshi reaktsioon )
    2.1.4. Kasutamine
    ¤ peam. keemiatööstuses, eriti
    NH3, HCl, CH3OH sünteesil
    vedelate rasvade hüdrogeenimisel (sh. → margariin)
    vedel vesinik: raketikütus
    deuteerium ja raske vesi: tuumaenergeetikas, termotuumapommis
    vesiniku H2 või H (monovesinik) põlemine – metallide lõikamine, keevitamine
    2.1.5. Ühendid
    1) Hüdriidid (ühendid kui vesiniku 0.-a. on -1)
    ioonil. või koval. (mõnikord metallil .) side; soolade omadused
    tugevad redutseerijad
    tekivad enamike metallidega (ainult Cu ja Cr ei moodusta hüdriide)
    Veega reageerimisel eraldub vesinik:
    KH + H2O = KOH + H2
    Hüdriidid: aluselised , happelised (SiH4, BH3), amfoteersed (AlH3)
    Aluselised ja happelised hüdriidid võivad mitte-vesilahuses reageerida, moodustades komplekshüdriide.
    2) Vesi (vesinikoksiid, divesinikoksiid H2O)
    Levinuim ja praktiliselt tähtsaim H ühend
    Veega kaetud  ¾ Maa pinnast; peale hüdrosfääri esineb atmosfääris,litosfääris, biosfääris
    Biol. protsessid mõeldamatud vee osavõtuta
    Looduslik vesi sisaldab alati lisandeid,
    ülipuhast vett on suhteliselt raske saada
    - dest. vesi, bi- ja tridestillaat
    + täiendav puhastamine
    Loodusliku vee lisandid (peam. soolad , lahustunud gaasid)
    - mered, ookeanid : domineerivad kloriidid - (sooladesisaldus kuni 4%)
    - mageveekogud: domineerivad vesinikkarbonaadid – (sooladesisaldus kuni 0,05% taval.)
    Linna veevarustus: peam. pinna-, osal. põhjavesi
    pinnavesi osoneeritud või klooritud
    (puhastatud: Al2(SO4)3 → Al(OH)3 , haarab kaasa lisandeid)
    filtritud
    Põhjalikum puhastus: destillatsioon , ioonivahetus
    Füüsikal. omadused
    - rida anomaalseid omadusi:
    kõrge sulamis- ja aurustumissoojus
    jää sulamisel ruumala väheneb 9%, seejuures soojusmahtuvus C kasvab peaaegu 2 korda
    (edasi vahemikus 0 - 100C peaaegu ei muutu)
    Molekuli ehitus
    Vaid tühine osa vee molekule (25C juures: 1 5.109 kohta) on
    dissotsieerunud võrr . H2O H+ + OH- kohaselt
    prooton H+ + H2O → H3O+
    H3O+ + H2O → H5O2+
    Sellistes kompleksides on kaugus O … O tunduvalt väiksem vesiniksideme pikkusest neutr. molekulides
    Vesinik ei asetse selle “lühenenud” sideme keskel,
    vaid on ühele O-le lähemal, mille põhjuseks on
    H3O+ (oksooniumiooni) esinemine vees.
    - oluline tähtsus paljudes (sh. biol.) süsteemides
    Põhiliselt esinevad veemolekulid ( toatemp -l)
    kaksikassotsiaatidena (H2O)2 → 2H2O
    temp-l alla 4C ka (H2O)3
    assotsiaatidest tingitud kõrge soojusmahtuvus
    Keemilised omadused
    aktiivne ühend, reageerib
    paljude metallidega
    mõnede mittemetallidega (peam. halogeenidega)
    sooladega
    oksiididega jt.
    Üle 1000C algab lagunemine (termil. dissotsiatsioon ):
    2H2 2H2 + O2
    3) Deuteeriumoksiid D2O (“raske vesi”)
    2H2 16O
    (isotoopkoostiselt on loodusl . vees 9 erin. stabiilset vett,
    neist märgatavas koguses vähemalt 10-1 … 10-2% esineb 4)
    D2O saadakse lood. vee elektrolüüsil (H2O laguneb kiiremini) jpt. meetoditega (külmutamine, keemilised meet-d)
    st - 3,8C kt 101,4C
    ained lahustuvad halvemini, reaktsioonid kulgevad aeglasemalt kui tavalises vees
    D aatomid võivad kergesti välja vahetada H aatomeid (isotoopvahetus), seda kasutatakse keem. struktuuriuuringutes
    - ka mõned lihtsamad organismid ( vetikad ) kannatavad sellise
    vahetuse välja
    Looduses
    Looduses esineb D2O taval. vee normaalse komponendina, siiski peamiselt HDO kujul: H3O + D2O 2HDO
    Tinglikult arvestatakse ümber D2O sisalduseks;
    s.o. 0,0145 - 0,0146 mool -% D2O lood. vees
    Tegelikult see suhe erin. lood. vetes kõigub
    (näit. mererannikul on see suhteliselt kõrge)
    Sellega seoses on defineeritud rahvusvaheline standard,
    nn. standardne merevesi
    SMOW (Standard Marine Ordinary Water)
    selle D/H = 1,5576 . 10-4
    Anomaalselt füüsikal. omadustelt sarnaneb D2O H2O-ga,
    erinevused on väga väikesed.
    Kasutatakse: tuumaenergeetikas (neutronite aeglustaja ja soojuskandja), teaduses jm.
    Avastatud 1932, puhtal kujul eraldatud 1933,
    toodang praegu mõnituhat tonni aastas
    4) Vesinikperoksiid H2O2
    rahvapäraselt vesinikülihapend (vananenud nimetus)
    tähtsuselt teine vesiniku hapnikuühend
    hapnikuaatomid seotud teineteisega
    mittepolaarse kovalentse sidemega
    H : O : : O: H
    Puhas H2O2 on suhteliselt stabiilne (20C juures laguneb vaid ca 0,5% aastas); lagunem . kiireneb järsult raskmetalli-ioonide, leelise (ka klaasist eralduva) jmt. ainete toimel, t tõusul, valguse toimel.
    Lagunemine võib toimuda plahvatusega; väga tugev oksüdeerija :
    2KI + H2O2 → I2 + 2KOH
    Nõrga happe omadustega (soolad: peroksiidid )
    Tööstuslikult toodetakse peamiselt (80%) teatud orgaanilise auto-oksüdatsioonireaktsiooni tulemusena (mitte nii, nagu õpikus selgitatud)
    Laboris saadakse mõnikord : BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2
    (ei teki puhtal kujul, saab kontsentreerida alarõhul)
    Viskoosne (siirupitaoline) värvitu vedelik, võib kergesti plahvatada, tekitab põletushaavu.
    Kasutatakse peam. 30%-lise lahusena (“perhüdrool”)
    2.2. Leelismetallid (LM)
    2.2.1. Sissejuhatus
    Per.-süst. I rühm:
    Li Na K Rb Cs Fr
    Leelismetallid: veega → Leelised (tugevad, lahustuvad alused)
    - tüüpilised s-elemendid välis-elektronkihi konfiguratsiooniga s1, o.-a. alati I
    - tüüpilised metallid
    Perioodide esimeste elementidena on LM-del suhtel . madala tuumalaengu tõttu suur aatomiraadius – valentselektron on tuumaga nõrgalt seotud → keemil. aktiivsus
    Ühendites iooniline side
    Aktiivsus kasvab koos raadiuse kasvuga : Li → Fr
    (kasvab ka sideme ioonilisuse aste,
    aktiv .-energia väheneb)
    Paiknevad pingerea alguses (kõige tüüpilisemad metallid)
    Reageerivad energiliselt paljude ainetega juba toatemperatuuril
    - tormiliselt Hal-ga, hapetega
    kolm kõige aktiivsemat süttivad õhus spontaanselt
    Avastamine
    Na, K (sodium, potassium) – H. Davy (elektrolüüsiga);
    Li - veidi hiljem
    Rb, Cs - üsna haruldased
    avastati 1860-61 spektraalanalüüsiga
    Bunsen, Kirchhoff
    Fr - saadud kunstlikult (tuumareaktsioonil) 1939
    looduses leidub väga vähe
    (mõni mg kogu maakoores)
    2.2.2. Leidumine looduses
    Na, K - väga levinud elemendid (6. ja 7. kohal)
    esinevad paljude mineraalide koostises
    (kohati suured lademed) - eriti NaCl, KCl
    NaCl – kivisool
    Na2SO4 . 10H2O – mirabiliit, glaubrisool
    Na3AlF6 – krüoliit
    Na2B4O7 . 10H2O – booraks
    KCl – sülviin
    K-Mg-kaksiksoolad – karnalliit , kainiit
    looduslikes silikaatides
    eriti merevees (üldkogus suur, nii Na kui K)
    Elusorganismides
    K-Na vahekord väga tähtis
    esinevad veres, lümfis, seedemahlades
    K – eeskätt rakkude sisemuses
    Na – rakkudevahelises vedelikus
    Rakkudes ioonkanalid (reguleerivad K-Na tasakaalu);
    mõned mürgid blokeerivad neid
    Li – levikult järgmine, kuid juba üsna haruldane
    Rb, Cs – haruldased elemendid
    (kuid leidub peaaegu kõikjal
    looduses väikestes kontsentratsioonides)
    Fr – saadakse 238U kiiritamisel prootonitega
    püsivaima isotoobi poolestusaeg 20 min.
    nähtavates kogustes pole saadud
    Leegi värvus (avastamine leekreaktsiooniga)
    karmiin-
    punane
    ere-
    kollane
    violetne
    rubiin-
    punane
    taevas-
    sinine
    Li Na K Rb Cs
    2.2.3. Saamine lihtainetena (metallidena)
    • Esimesena eraldas “vabu” leelismetalle (Na, K, Li) H. Davy 19. saj. algul vastavate sulatatud leeliste elektrolüüsil.

    • Praegu: eriti Na toodetakse väga suurtes kogustes (üle 300 tuh. t/a); ületab tunduvalt teised LM-d.

    Na saamine kõige lihtsam: peam. sulat. NaCl (ka NaOH )
    elektrolüüsil (Na Cl sisaldab lisandeid sulamistemp.
    alandamiseks)
    • K toodetakse tunduvalt vähem

    Tööstuses saadakse peamiselt:
    vedel Na + KOH (380-450C) või N2 atmosfääris
    Na aurud + KCl (760-890C) nikkelkolonnis
    Saaduseks on K-Na sulam , selle rektifikatsioonil saadakse küllaltki puhas metalne kaalium
    • Li saadakse sagedamini LiCl ja KCl (või BaCl2) segu elektrolüüsil, järgneval puhastamisel vaakumdestillatsiooniga, rektifikatsioonil või tsoonsulatusel

    • Teisi LM saadakse ja kasutatakse palju vähemal määral suurtööstuslikult ei toodeta

    Rb ja Cs saadakse halogeniidide (peam. kloriidide) metallotermilisel redutseerimisel Ca või Mg-ga (600-800C) või sulade halogeniidide elektrolüüsil vedela Pb-katoodiga (sellega tekib sulam ; puhastatakse vaakumdestillatsiooniga - TÖÖSTUSES
    LABORIS tavaliselt ei valmistata leelismetalle (nad on müügil)
    Mõnikord kui on vaja väga puhtaid metalle, mis ei sisalda lahustunud gaase , saadakse Cs, Rb, K (Li) kromaatide (jmt soolade) redutseerimisel metallilise Zr-ga t-l 725-1000C (kvartstorus, vaakumis )
  • Elementide ja lihtainete iseloomustus
    Li
    Na
    K
    Rb
    Cs
    Fr
    Järjenumber
    3
    11
    19
    37
    55
    87
    Aatomiraadius, pm
    156
    191
    236
    253
    274
    280
    Iooniraadius, pm
    68
    98
    133
    149
    165
    178
    Sisaldus maakoores,
    (massi-%)
    6,5.10-3
    2,63
    2,40
    3,5.10-3
    7.10-4
    Sulamistemperatuur , C
    180,5
    97,8
    63,2
    38,7
    28,6
    20
    Tihedus, kg/m3?? – viga?
    0,534
    0,971
    0,862
    1,532
    1,873
    2,1-2,4
    Lihtainetena läikivad hõbevalged (Cs – kuldkollane)
    pehmed metallid
    Li, Na, K – veest kergemad
    (Li on kõige kergem metall üldse)
    Head elektri- ja soojusjuhid
    lähedased
    Li
    Na
    “hüpe”: aatomiraadiuse kiirem kasv
    lähedased
    K
    Rb
    Cs
    Kõik LM oksüdeeruvad õhus väga kiiresti
    Rb, Cs – süttivad õhus, F2-s, Cl2-s momentselt
    reageerivad energiliselt paljude mittemetallidega ja
    ühenditega (Br2, I2, S, H2 (kõrgemal t-l), põlevad CO2-s);
    paljude metallidega moodustavad intermetallilisi ühendeid,
    omavahel sulameid
    Veega: 2Lm + 2H2O → 2LmOH + H2
    Li rahulikult , Na energiliselt, K - eralduv vesinik süttib,
    Rb, Cs - plahvatavad
    Hapetega: → soolad + H2
    Lahuste puhul toimub reaktsioon kõigepealt veega →
    leelis
    (mis võib edasi reageerida)
    2.2.5. Kasutamine
    2.2.5.1. Lihtainetena (metallidena)
    Mitmed kasutusalad erinevatel LM-del sarnased
  • tuumareaktoris soojuskandjana
    K - Na sulam
  • Li
    seoses fotoefektiga fotoelementides, fotokordistites jms. (Cs, Rb, K)
    uumlampides (Na : tänavavalgustites), eriotstarbelistes
    gaaslahendustorudes (Rb)
    Cs - televiisorite elektronkiiretorudes
    Pb - Na sulamid → Pb( C2H5 )4 tetraetüülplii - bensiinis
    kuullaagrites
    Na - metallurgias redutseerijana (Ti, Zr, Ta tootmisel)
    org. süsteesis (reduteerijana, katalüsaator ) – sageli amalgaamina
    Li - keemil. vooluallikate anoodid ( kellade jm. patareides)
    mitte-vesikeskkondades
    kergsulamid Mg ja Al-ga (lennukiehitus jm.)
    antifriktsioonil. sulamid
    vase tootmistehnoloogias jm.
    Radioakt . isotoopidena kasutatakse kõiki LM,
    e tavaliste ühenditena
    riti 40K (mineraalide vanuse määramine)
    42K (bioloogias ja meditsiinis)
    6Li →
    T
    137Cs (-defektoskoopias, meditsiinis)
    jt.
    Rb ja Cs toodang väga väike teiste LM-dega võrreldes;
    koos ühenditega Rb  450 kg/a, Cs  10 t/a ( maailmatoodang ilma “SRÜ” maadeta)
    2.2.6. Ühendid
    2.2.6.1. Oksiidid
    LM-dele on iseloomulikud
    peroksiidid Lm2O2 või hüperoksiidid LmO2
     
    Na2O2 KO2, RbO2, CsO2
    tekivad Lm-de põlemisel O2-s (või õhus)
    vaid 4Li + O2 → 2Li2O (lihtoksiid)
    Lm-peroksiidide reageerimisel hapetega →
    H2O2
    hüperoksiidide - “ - →
    H2O2 + O2
    On ka teisi oksiide (näit. K2O4, osoniid KO3, NaO2 jt.)
    Neist kasutatakse peam. Na2O2 (õhu koostise reguleerimine,
    pleegituspulbrid)
    2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2
    (väljahingatav) CO2
    tagasi hapnikuks
    Paljud org. ained süttivad kokkupuutes peroksiididega
    2.2.6.2. Hüdroksiidid
    LmOH - värvitud, tahked , väga hügroskoopsed ained
    lahustuvad hästi vees, väga tugevad alused (leelised)
    leheline, alkali, щелочь
    Tööstuses saadakse kloriidide vesilahuste elektrolüüsil:
    2Cl- → Cl2 + 2e ANOODIL
    2H2O → 2H+ + 2HO-
    2H+ + 2e → H2 KATOODIL
    Elektrolüüser peab sisaldama diafragmat (poorset vaheseina ), mis takistab kloori kokkupuudet tekkiva NaOH-ga.
    Vastasel korral kulutatakse tekkiv NaOH ära reaktsioonis
    2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O
    Javelle’i vesi pleegitusvahend
    (žavelli vesi)
    võib saada ka Cl2 juhtimisel läbi NaOH lahuse
    Diafragma asemel võib kasutada ka Hg-katoodi
    sel juhul katoodil ( - ) tekkiv Na
    Na+ + e- → Na ( lihtaine )
    lahustub kohe Hg-s → Na-amalgaam,
    selle reageerimisel veega → NaOH
    (Hg vabaneb, suunatakse elektrolüüserisse tagasi)
    Vanem meetod NaOH saamiseks on keemiline:
    Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2NaOH + CaCO3
    soodalubi
    NaOH toodetakse ja kasutatakse tohututes kogustes
    (üks keemiatööstuse põhiproduktidest, miljonid tonnid aastas)
    KOH toodetakse tunduvalt vähem
    mõlemaid kasutatakse paljudes tööstusharudes
    eriti nafta -, seebi-, värvi- ja paberitööstuses
    LiOH toodetakse veel palju vähem; kasutatakse leelisakudes
    CsOH, RbOH kasutatakse peamiselt laborites
    2.2.6.3. Halogeniidid
    Kõige rohkem (looduses, kasutamine): NaCl, KCl
    NaCl (naatriumkloriid, keedusool ) – keemia- ja toiduainetetööstus
    KCl – põllumajanduses (kaaliumväetisena)
    …K – üks taimede kolmest põhi-toiteelemendist
    Paljud taimed ei talu Cl--iooni, seetõttu
    kasutatakse sageli teiste sooladena :
    K2SO4 , KNO3 peam.
    LmHal: värvitud, vees hästi lahustuvad (peale LiF) kristalsed ,
    kuubilise võrega (kuid mitte identsete kristallvõredega) ühendid
    Enamkasutatavad leelismetallhalogeniidid:
    N väga palju
    kasutusalasid
    aCl, NaF
    KCl, KBr, KI, KF
    LiCl . H2O
    2.2.6.4. Nitraadid
    LmNO3 - värvitud, kristalsed, kergesti vees lahustuvad
    NaNO3 - “tšiili salpeeter ” – looduslikku kasutatakse praegu vähe
    salpeeter - nitraatide rahvapärane nimetus
    KNO3 - väetis , musta püssirohu komponent , lõhkeainetööstuses
    KNO3-s sisaldub 2 toiteelementi; K/N vahekord pole taimedele päris sobiv
    NaNO3 – hügroskoopne, kasut. laialdaselt väetisena
    2.2.6.5. Karbonaadid
    Lm2CO3
    ka LmHCO3 (kõigil peale Li)
    Kuumutamisel vesinikkarbonaadid lagunevad:
    2LmHCO3 → Lm2CO3 + H2O + CO2
    Tähtsaim : NaHCO3 - “söögisooda” (suhtel. halvasti vees lahustuv)
    baking, пищевая
    soodatootm. vaheprodukt; kasut. toiduainetetööstuses, meditsiinis
    Lm2CO3 – hästilahustuvad (v.a. Li2CO3)
    Na2CO3 – sooda
    K2CO3 – potas
    Mõlemaid kasutatakse klaasi- ja seebitööstuses, fotograafias jm.
    (K2CO3 → roheline seep , spetsiaalklaasid)
    Eriti laialdaselt kasutatakse Na2CO3; saadakse peam.
    Solvay menetlusel:
    NaCl + NH3 + CO2 → NaHCO3 + NH4Cl
    vähelahustuv
    (eemaldumine nihutab
    tasakaalu paremale)
    CaCO3 → CaO + CO2
    NaHCO3 kuumutamisel saadakse Na2CO3
    2.2.6.6. Sulfaadid
    Lm2SO4 hästilahustuvad
    LmHSO4 – vesiniksulfaadid kristalsed ühendid
    Na2SO4 (kristallhüdraadina glaubrisool) – kasut. peam.
    klaasitööstuses, leidub looduses
    K2SO4 – väetis (eriti kartulile)
    2.2.7. Kokkuvõte. Biotoime
    Kõik LM (peale Fr) on eraldatud 19. sajandil. Osa neist (K,Na) on tavalised, kõikjal looduses väga levinud elemendid. Lihtainena on nad kõik väga aktiivsed (kõige aktiivsemad metallid üldse), säilitatakse org. lahustite kihi all, parafiinis või inertgaasi atmosfääris.
    Metallide pingereas kõige vasakpoolsemad. Järjestus:
    Li, Cs, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Be
    Seega üldse kõige negatiivsema elektroodipotentsiaaliga H suhtes – Li(-3,0 V)
    kõige vähemaktiivne metall – Au (kõige positiivsem elektroodipotentsiaal +2,5 V)
    Vähemalt 3 kõige kergemat LM (Li, Na, K) on eluslooduses väga olulise tähtsusega (eluliselt vajalikud)
    organismide vältimatud koostisosad
    (Li biol. funktsioon pole päris selge)
    Na, K – väga olulised kõigi rakkude elutegevuses
    Li – väga mitmekülgne biotoime, kuid tema eluline tähtsus tõestati alles 1980.a. Suuremates kogustes mürgine, mõjub ka psüühikale (Li2CO3 kasutatakse vaimuhaiguste raviks)
    Rb ja Cs osa eluprotsessides pole selge
    - Na ja K ühendid on kõige kasutatavamaid aineid üldse
    (kõige enam NaCl ja KCl, NaOH, Na2CO3, Na2SO4, KOH jt.)
    - Kõiki LM leidub looduses, kuid nende sisaldus maakoores varieerub drastiliselt: suurim on see Na-l ja väikseim Fr-l (kogu sisaldus maakoores veidi üle 20 g).
    - Lm-del on palju isotoope (nagu teistelgi elementidel);
    neist on tähelepanu äratav radioakt. isotoobi 40K
    (T1/2 1,32 . 109 a., sisaldus 0,012%) esinemine looduses, sh. elusaines.
    2.3. 2. rühma elemendid
    Be Mg Ca Sr Ba Ra
    leelismuldmetallid (LMM)
    s-elemendid; väliselektronkihi konfigur. s2
    metallilised omadused tugevasti väljendunud
  • -a. alati 2
    Akt. elemendid, aktiivsus (metallil. om.) suureneb rühma piires reas Be → Ra
    tuumalaeng kõrgem
    aatomiraadius väiksem seetõttu ionis.-en.kõrgem keem. akt. väiksem
    Leelismetallidega
    võrreldes
    Keemil. aktiivsuselt siiski LM-dele lähedased, metallide pingereas kõrvuti (vt. üle-eelm. lk.)
    2. rühma elementidest: Be ja Mg suhteliselt eraldiseisvad
    LMM - sarnaste, ühtsete omadustega elemendid
    2.3.1. Leidumine looduses
    Ainult ühenditena
    Sisaldus maakoores erinevatel 2. rühma elementidel äärmiselt
    erinev: varieerub ligi 10 suurusjärku (suurim Ca, väikseim – Ra)
    Be (bērýllion, tuletatud vääriskivist berüll)
    Berüll 3BeO . Al2O3 . 6SiO2 (õpikus viga) – tuntuim mineraal ;
    esineb vääriskividena (smaragd, akvamariin, heliotroop jt.)
    Mineraale (liikidelt) palju – 54 mineraali (kus Be on põhielement),
    kuid tegelikult on Be üsna haruldane
    maakoores (massi-%) 6 . 10-4
    ookeanides 6 . 10-7 mg/l
    looduses vaid üks stab. isotoop 9Be
    Li järel kõige kergem metall looduses
    2. rühma elementidest levinuim Ca
    Levikult 5. kohal: maakoores 3,38%
    Ca-sisaldavaid mineraale tuntakse ligi 400:
    CaCO3 ( lubjakivi , kriit, marmor ), CaSO4 . H2O (kips), CaF2 ( fluoriit ) jpt.
    Kõige vähem levinud radioakt. Ra
    - üliharuldane element, maakoores 1 . 10-10%
    Stabiilseim isotoop 226Ra, T1/2  1600 a.
    U - maakides (rikkaim raadiumi toore) sisaldub
    max 0,34 g Ra/t
    Väga levinud element Mg: maakoores 2,35%
    üle 100 mineraali: MgCO3 (magnesiit), CaCO3.MgCO3 ( dolomiit ),
    KCl. MgCl2 . 6H2O (karnalliit) jpt.
    Merevees kuni 0,38% Mg, mõnedes järvedes
    Ba ja Sr sisaldus maakoores on
    ühes suurusjärgus 10-2%, Ba on veidi rohkem
    - levinud elemendid
    SrCO3 (strontsianiit), SrSO4 (tsölestiin)
    BaCO3 (viteriit), BaSO4 (raskepagu)
    Elusorganismides tähtsad Ca, Mg, Ba, Sr
    Ca – luude, skeleti, hammaste põhikoostisosi
    Mg – klorofüllis tsentraalaatom
    fotosüntees
    Be – üks kõige mürgisemaid anorg . katioone
    Ra – radioaktiivne
    avastati 1898 abielupaar Curie
    metallina , eraldati 1910 A.Debierne
    (tänapäeval maailmas mõni kg Ra, ei säilitata metallina)
    Ca, Mg, Ba, Sr – eraldati metallina
    H.Davy poolt elektrolüüsil 1808.a.
    Ka tänapäeval saadakse peam. sulat. kloriidide elektrolüüsil
    Metallina kasutatakse peam. Mg, Ca
    Ba saadakse taval. oksiidi aluminotermilisel redutseerimisel:
    4BaO + 2Al  BaO.Al2O3 + 3Ba
    (vaakumis Ar atmosfääris, 1100-1200C)
    2.3.2. Metallide omadused
    Rühma 2 esimest liiget Be ja Mg (mis ei ole leelismuldmetallid) on õhus stabiilsed – kattuvad õhukese kaitsva oksiidikihiga.
    Nagu leelismetallidelgi, rühma piirides (ülalt alla)
    sulamis- ja keemistäpid (üldtendentsilt) langevad
    tihedus suureneb
    Be
    Mg
    Ca
    Sr
    Ba
    Ra
    Järjenumber
    4
    12
    20
    38
    56
    88
    Aatomiraadius, pm
    113
    160
    197
    215
    221
    235
    Iooniraadius
    (E2+), pm
    34
    71
    114
    132
    149
    162
    Sisaldus maa-
    koores ,
    (massi-%)
    6.10-4
    2,35
    3,38
    0,034
    0,05
    1.10-10
    Sulamistem-peratuur, C
    1283
    650
    850
    768
    710
    969
    Tihedus, kg/m3
    1860
    1741
    1540
    2670
    3610
    5500-6000
    Leelismuldmetallid on õhus ebapüsivad:
    oksiidikiht ei kaitse neid edasise oksüdatsiooni eest.
    Ca, Sr, Ba – säilitatakse taval. õlis
    neist kasutatakse laboris sagedamini Ca
    2. rühma elementidest – kõige aktiivsem on Ra
    (praktikas ei kasutata metalli kujul)
    - lisaks keemil. aktiivsusele – radioaktiivsus (ei ole keemil. omadus)
    näit. 1g 226Ra eraldab pidevalt soojust  550 J/h,
    seejuures tekib radoon (ca 1 mm3 ööpäevas, mis laguneb edasi)
    Ra avastamine ja eraldamine oli seotud radioaktiivsuse mõiste tundmaõppimisega – üks tähtsamaid sündmusi teaduse ajaloos
    Termini radioaktiivsus võttis kasutusele Marie Curie (põhimõtteliselt oli nähtus varem tuntud)
    Raadiumi nimetus - arvatavasti sõnast radius (lad.) – kiir; elemendi avastam. ajalugu põhjalikult uuritud ja publitseeritud (ilukirj. vormis näit.: Curie, E. Minu ema Marie Curie. Tln., 1994. 292 lk.)
    Metallil. Ra saadi esmakordselt RaCl2 (0,106 g) vesilahuse elektrolüüsil (katoodiks Hg, mis hiljem eemaldati destillatsiooniga H2 voolus )
    2. rühma elemendid on tüüpil. metallid, kuid metallil. omadused nõrgemini väljendunud kui leelismetallidel
    - Kõvemad, raskemini sulavad, suurema tihedusega
    head soojus - ja elektrijuhid
    Reageerivad paljude mittemetallidega (mõnedega toatemp-l)
    Kuumutamisel N2-ga (→ nitriidid ), H2-ga (→ hüdriidid), C-ga (→ karbiidid ), Si-ga (→ silitsiidid).
    Leelismuldmetallid (Ca, Sr, Ba, Ra) reageerivad veega juba toatemperatuuril (Be ja Mg soojendamisel):
    Me + 2H2O → Me(OH)2 + H2
    Tekivad vees lahustuvad tugevad alused (leelised), neist kõige aluselisem Ra(OH)2.
    Leelistega reageerib 2. rühma metallidest vaid Be:
    Be + 2NaOH + 2H2O → Na2Be(OH)4 + H2
    naatriumtetra-
    hüdrokso-
    berüllaat (2-)
    Aktiivsete metallidena reageerivad üldiselt energiliselt hapetega;
    tekivad lihtsoolad, milles LMM-de o.-a. alati II. Lahustumine võib olla aeglane juhul, kui
    - reageerimisel tekivad rasklahustuvad soolad
    (blokeerivad happe juurdepääsu): Mg puhul H3PO4, HF
    - reageerimisel metalli pind passiveerub
    (tekib tihe oksiidikiht): Be + HNO3 või H2SO4
    2.3.3. Metallide kasutamine
    Be - legeeriv lisand Cu-sulamites - berülliumpronksid
    väga sitked, paindumiskindlad sulamid
    (üle 50% Be-toodangust)
    - sulamid teiste metallidega: Ni, Fe
    - terasdetailide pinna küllastamine Be-ga
    (tõstab korrosioonikindlust)
    - lennuki- ja raketiehituses
    - tuuma-tehnikas (neutronite peegeldajad ja aeglustajad)
    - röntgentorude aknad (läbiv röntgenikiirgusele)
    (metallilise Be toodang ca 350 t/a 1980)
    Mg - peam. sulamites, eriti Al-ga
    - teiste metallide (Ti, U, Zr, V jt.) metallotermil. saamiseks
    - magneesiumorgaaniliste ühendite sünteesil
    (Grignardi reaktiiv)
    - sõjanduses valgustus - ja süütesegud)
    (Maailmatoodang üle 200 tuh. tonni aastas)
    Ca ja Ba kasutatakse peam. hõõrdumiskindlates sulamites
    Ca kasutatakse ka haruldaste metallide (U, Th, Ti, Zr, Cs, Rb, mõnede lantanoidide) metallotermilisel saamisel, vaakumtehnikas jm.
    Sr kasutatakse metallina vähe (Cu ja tema sulamite desoksüdeerimisel, lisandina mõnedes sulamites)
    2.3.4. Tähtsamad ühendid ja nende kasutamine
    2.3.4.1. Oksiidid
    Tähtsaim CaO (kaltsiumoksiid, tehnikas: kustutamata lubi)
    Saadakse CaCO3 kuumutamisel (1100-1300C juures), laboris
    Ca(NO3)2 lagundamisel (→
    eriti puhas CaO).
    Õhu CO2 toimel CaO → CaCO3
    Kasutatakse kustutatud lubja, kloorlubja, sooda saamiseks, ehitusmaterjalina, räbustina metallurgias, suhkrutööstuses, muldade lupjamiseks, kaltsiumväetiste tootmiseks jm.
    BeO ja MgO kasut. tulekindla, rasksulava materjalina
    BeO – amfoteerne , MgO – aluseline oksiid
    Ülejäänud oksiide kasutatakse suhtel. vähesel määral
    (SrO – televiisorite kineskoobiklaasis, neelab röntgenikiirgust)
    2.3.4.2. Hüdroksiidid
    Väga laialdaselt kasutatakse Ca(OH)2 - kõige odavam tugev alus (leelis). Kasutusalad osal. kattuvad CaO-ga, sest vesikeskkonnas
    CaO + H2O → Ca(OH)2 (nii ka saadakse).
    Lahustub vees üsna raskesti (0,11%)
    Õhus Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
    (nii tahkes olekus kui vesilahustes)
    Leidub looduses (mineraal portlandiit)
    Sageli on laboris pikemalt seisnud Ca(OH)2 või CaO osaliselt või täielikult muutunud CaCO3-ks.
    Seetõttu kuumutatakse enne kasutamist võimalikult kõrgel t-l (muhvelahjus, soovit. 1000-1100C juures).
    Ca(OH)2 – üks tähtsamaid sideaineid (ehitusmaterjal).
    Mg(OH)2 - keskm. tugevusega alus
    vees küllaltki vähe lahustuv; saadakse
    Mg+ + 2OH- → Mg(OH)2 
    Alusena tõrjub ammooniumsoolade lahustest välja NH3, tekib Mg-sool:
    (NH4) 2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2NH3  + 2H2O
    Leidub looduses (mineraal brusiit), saadakse mereveest
    Kasut.: MgO saamine, suhkru rafineerimine, katlavee puhastamisel, hambapasta komponendina jm.
    Ba(OH)2 – tugev alus tugevam kui Ca(OH)2
    märgatavalt vees lahustuv (1,65% 20C juures)
    küllastatud vesilahus – barüütvesi
    (kasutatakse CO2 tõestamiseks ja määramiseks , SO42 - ja CO32 - reaktiivina; õhus seismisel → BaCO3 )
    Tööstuses: õlide, rasvade puhastamisel
    sulfaadi eemaldamiseks lahustest jm.
    Ülejäänud hüdroksiide kasut. väga vähesel määral
    Sr(OH)2 – mõnikord suhkrutööstuses
    Be(OH)2 – amfoteerne, reageerib nii hapete kui leelistega:
    Be(OH)2 + 2HNO3 → Be(NO3)2 + 2H2O
    Be(OH)2 + 2NaOH → Na2Be(OH)4
    2.3.4.3. Halogeniidid – valged tahked kristallained
    Be halogeniidid on polümeerse ehitusega, tähtsaimad on BeCl2 ja BeF2.
    - Mõlemad on vees hästi lahustuvad, hügroskoopsed,
    hüdrolüüsuvad kergesti (→ alusel. soolad)
    MgCl2 (esineb sageli kristallhüdraadina, saadakse mereveest)
    Kasutatakse magnesiaaltsemendi tootmisel:
    MgO + MgCl2 + H2O → 2MgClOH
    magnesiaaltsement
    (magneesiumhüdroksükloriid)
    Magnesiaaltsement - kõrgmolekulaarne ühend;
    kõva valge mass
    CaCl 2 – (esineb sageli kristallhüdraatidena); vees hästilahustuv
    saadakse sooda tootmise kõrvalproduktina
    Kasut. Ca ja Ca-sulamite saamisel
    veevaba – gaaside ja vedelike kuivatamisel
    betooni kõvastumise kiirendamiseks
    lahus: krüosegudes, jäätumisvastane aine jm.
    CaF2 – esineb looduses (fluoriit, sulapagu)
    saadakse ka tööstuslikult
    vees vähelahustuv
    Kasut. metallurgias (räbusti)
    spetsiaalklaasid
    emailid
    keraamikas
    optikas, lasertehnikas
    Ba ja Sr kloriide kasut. mõnikord pürotehnikas
    (sagedamini teisi ühendeid: nitraadid, Ba-kloraat, Sr-oksalaat)
    Valgustusraketid:
    Ba – roheline; Sr – punane valgus
    BaCl2 ( kristallhüdraadi BaCl2.2H2O kujul) kasutatakse
    SO42- kvalit. ja kvant. määramiseks
    (sel kujul määratakse sageli üldse väävlit loodusobjektides)
    Raadiumi kasutatakse sageli halogeniidide (kloriidi, bromiidi) kujul.
    Raadiumhalogeniidid (peale RaF2) on vees kergestilahustuvad (eriti RaBr2) kristallained.
    tänapäeval on raadiumil meditsiinis väike tähtsus, peam. radoonivannide allikana
    segus Be-ga – neutronite “miniallikas”
    Kõik raadiumi ühendid on väga mürgised
    puhtal kujul kõrgema temperatuuriga kui keskkond
    helenduvad
    radioaktiivsuse (eriti kiirguse -komponendi) tõttu ohtlikud
    2.3.4.4. Sulfaadid
    2. rühma elementide sulfaadid MeSO4: kõik värvitud kristallained
    BeSO4 hüdrolüüsub vees, MgSO4 lahustub hästi,
    kõik ülejäänud 4 vähesel määral (ka RaSO4 lahustuvus on väike: ainult 2.10-4%).
    Märkimisväärset kasutamist leiavad Ca, Mg ja Ba sulfaadid.
    BaSO4 - looduses (mineraal barüüt), kuid rohkem saadakse kunstlikult
    tähtis mitmete paberisortide täiteainena
    valge õlivärvi komponent
    kontrasteeriv vahend röntgeniuuringutes
    (mao- ja sooleröntgen)
    keemil. analüüsis jm.
    MgSO4 - looduses merevees, mitmete mineraalidena
    kasut. MgO saamisel
    tekstiilitööstuses
    meditsiinis jm.
    CaSO4 - esineb looduses mitme eri vormina,
    sisaldades erineva hulga kristallvett
    CaSO4.2H2O – kips, alabaster
    ehituskips sisaldab vähem kristallvett
    (2CaSO4.H2O, 2 kristallvormi)
    veega segamisel kõveneb, paisub veidi
    Väga suur tähtsus ehitusmaterjalina (puistematerjal, plaadid jm.),
    kipsvormid skulptuuridele, bareljeefid jm.
    Mitmed väiksemad kasutusalad (näit. termoluminofoorid)
  • Karbonaadid
    Looduses levinud Ca karbonaadid:
    CaCO3 ja Ca( HCO3 )2
    CaCO 3 - lubjakivi (paekivi), kriit, marmor
    mineraal kaltsiit
    kasutatakse tohututes kogustes ehitusmaterjalina
    - lubja saamiseks (vt. CaO juures)
    - tsemendi saamiseks
    betoon
    Ca ja Mg soolad põhjustavad vee kareduse:
    - vesinikkarbonaadid - MÖÖDUV karedus
    ( karbonaatne )
    vee
    ÜLD-
    KAREDUS
    see osa karedusest “kaob” keetmisel :
    Ca(HCO3)2
    → CaCO3 + CO2 + H2O
    Mg(HCO3)2 → Mg(OH)2 + 2CO2
    - sulfaadid, kloriidid jt. - JÄÄV karedus
    ei vähene keetmisel
    Vee karedusel on suur (taval. negatiivne) tähtsus:
    - vähendab vee lahustamis- (ekstraktsiooni-) võimet
    - tekitab katlakivi (suurendab soojuskadusid)
    - vähendab seebi pesemisvõimet,
    toidu - joogi kvaliteeti jne.
    Vee karedust väljendatakse ja mõõdetakse
    eri riikides erineva tradits. alusel
    1) millimoolides liitri kohta (mmol/l):
    mööduv (karbonaatne) karedus vastab sellele osale katioonidest Ca2+ ja Mg2+, mis on ekvivalentne vees sisalduva aniooni HCO3- sisaldusega,
    mittekarbonaatne karedus vastab sellele osale katioonidest, mis on ekvivalentne anioonide SO42-, Cl-, NO3- jt. sisaldusega
    2) sageli kasutatakse kareduskraade
    (mis erinevates riikides võivad olla erinevad)
    1 saksa kareduskraad vastab: 0,01 g CaO/l =
    0,01 g
    = = 0,000357 mol/l = 0,357 mmol/l
    28 (täpsemalt: mg-ekv/l)
    Vee karedust mõõdetakse tiitrimisel EDTA-Na (kompleksoon III, triloon B) lahusega spetsiaalindikaatorite (kromogeenmust, mureksiid jt.) juuresolekul.
    Loodusliku vee karedus kõigub laiades piirides (mmol/l):
    0,1 … 0,2 – tundra ja taiga veekogudes
    kuni 80 … 100 mineraalvees, meredes, ookeanides
    Pehme vesi – üldkaredus kuni 2 mmol/l sooli
    keskmise karedusega – 2 … 10 - “ -
    kare - üle 10 - “ -
    Vee kareduse vähendamiseks (või eemaldamiseks) on mitmeid meetodeid
    (nii keemilisi kui füüsikalisi).
    Kõige radikaalsemad
    - töötlus ioniitidega
    - destillatsioon
    (mõlemad viivad kareduse, s.t. soolade sisalduse praktil. 0-ni)
    Ioniitidega töötlus (ioonivahetus) on palju odavam
    (vähem energiamahukas) kui destillatsioon.
    Ioniidid on kõrgmolekulaarsed orgaanilised,
    ka mõned anorgaanilised ühendid,
    mis vahetavad oma koostisse kuuluvaid radikaale või ioone vees sisalduvate katioonide või anioonide vastu:
    Na2R + CaSO4 = CaR + Na2SO4
    vesinik-
    vormis H2R + MgCl2 = MgR + 2HCl
    ROH + HCl = RCl + H2O
    R - ioniidi püsiv (mittevahetuv) radikaal
    Katioone vahetavad ioniidid – KATIONIIDID
    Anioone - “ - – ANIONIIDID
    Neid tüüpe kasutatakse vee puhastamisel järjestikku
    Kui kasutada järjestikku kationiite (H-vormis) ja anioniite (OH-vormis), siis vahetuvad vee karedust põhjustavad ioonid järjestikku nende vastu → H2O
    Ioniite regenereeritakse (hapete, leeliste või soolade lahustega ) ja kasutatakse korduvalt
    Kvalitseetsete ioniitidega töödeldud vesi – peaaegu ekvivalentne
    dest. veega (DEIONISEERITUD VESI), kuid palju odavam
    3. ELEMENDID
    3.1. 13. rühma elemendid (B – Tl): üldiseloomustus
  • Viimaste IUPAC-i reeglite kohaselt 13. rühm


    (varasem IIIA, trieelid)  pole soovitatav
    Võib nimetada ka boori alarühmaks
    Elemendid 5B, 13Al, 31Ga, 49In, 81Tl
    Lihtainete iseloomustus:
    B
    Al
    Ga
    In
    Tl
    Aatommass
    Oksüd.-aste ühendites
    Aatomiraadius, pm
    Suhtel. elektronegatiivsus
    Sisaldus maakoores, massi-%
    Sulamistemp., °C
    Tihedus, kg/m3
    10,81
    III
    97
    2,0
    0,005
    2074
    2340
    26,98
    III
    143
    1,5
    8,8
    659
    2700
    69,72
    I-III
    139
    1,6
    0,0018
    29,8
    5900
    114,82
    I-III
    166
    1,8
    1·10-5
    156
    7310
    204,38
    I, III
    171
    1,8
    3·10-4
    303
    11900
    PERIOODI NR
    2
    3
    4
    5
    6
  • NB! Tabelis toodud levinumate vormide konstandid


    Aatomi ehitus
    13. rühmas hakkab parajasti täituma p- orbitaal
    selles rühmas kõikide elementide
    väliselektronkihi konfiguratsioon ns2np1
    kus n  perioodi nr.
    B  Tl: aatomiraadiused suurenevad
    metallil. omadused kasvavad
    B – mittemetall
    hape: H3BO3 ( boorhape )
    • on veel mitmeid teisi

    Ülejäänud 13. rühma elemendid  hüdroksiidid
    Me(OH)3
    Oksiidi valem (põhiline) kõikidel E2O3
    Niisiis , oksiidide reageerimisel veega tekivad saadused ,
    mille happelisus -aluselisus sõltub elemendi metallilisuse määrast:
    metallilisuse suurenemine
    H3BO3 Al(OH)3 Ga(OH)3 In(OH)3 Tl(OH)3
    hape amfoteersed amfoteerne, aluseline
    hüdroksiidid nõrgalt aluseline
    Elementide ühendites valdav kovalentne side
  • Erinevate 13. rühma elementide levik looduses
    on väga erinev, leiduvad ainult ühenditena
  • Al – kõige levinum metall looduses


    B – suhteliselt levinud (tavaline) element
    Tl – vähelevinud
    Ga, In – haruldased, väike levik ja toodang
    3.2. Boor
  • Elemendi ja lihtainena
    Boori ühendeid booraks Na2B4O7 ·10H2O
    (naatriumtetraboraat)
    boorhape H3BO3
    kasutab inimkond mäletamatutest aegadest
    Need on praktikas tähtsaimad boori ühendid,
    leidub sellisel kujul ka looduses.
    Boorhape on ainus anorgaanil. hape (mineraalhape), mida leidub looduses üsna puhtal kujul.
    (lahjendatult ja segus leidub mitmeid teisigi, isegi H2SO4 ja HCl)
    Boori nimetus – sõnast bauraq või borax (hilisladina)
    Lihtaine kujul eraldati esmakordselt 1808 Gay- Lussac , Thenard
    Davy (neist sõltumatult)
    Leidumine looduses – tähtsamad mineraalid :
    kolemaniit Ca[B3O4(OH)3]·H2O e. 2CaO·3B2O3·5H2O
    uleksiit CaNa[B5O6(OH)6]·5H2O e. Na2O2·2CaO·5B2O3·16H2O
    mitmesugused „boorakshüdraadid“:
    Na2[B4O5(OH)4]·3H2O e. Na2B4O7·5H2O
    Na2[B4O5(OH)4]·8H2O e. Na2B4O7·10H2O
    Na2B4O7·4H2O (kerniit) jt.
    Lihtaine saadakse neist mineraalidest :
    • kuumut . H2SO4·-ga (100°C), lahustumatu sade filtritakse
    • filtraat jahut. kuni 15°C; → H3BO3 (krist.)

    2H3BO3 235°C B2O3 + 3H2O
    B2O3 –st boor:
    - amorfne : redutseerim. (Mg, Na, Ca, Zn, K): B2O3 + 3Mg → 2B +3MgO
    - kristallil.: B2O3 → halogeniidid (BCl3, BF3) redutseeritakse vesinikuga või lagundatakse (termil. dissots., 1000-1500°C)
    • ka mõned teised meetodid,

    eriti ülipuhta B saamiseks (BBr3 lagundam. hõõguval (1000-1500°)
    Ta- või W-traadil; tsoonsulatus; monokristall -tehnika
    Boor lihtainena
    Mitmed allotroobid - värvitu
    (üle 10) hall kristalliline
    punane
    tumepruun pulber amorfne
    Allotroopidel tunduvalt erinevad võreparameetrid
    (tähtsamaid kristallmodifikatsioone 6),
    seetõttu neil teisenditel üsna erinevad füüsikal. omadused
    - kristallil. boori tihedus 2,31 … 2,46
    kõvadus väga suur (9,3 Mohsi skaala järgi)
    - ka sulamistäpid erinevad tunduvalt
    2074°C ja üle selle
    Boor on pooljuht (ülipuhast boori kasut. pooljuht-tehnikas)
    toatemperatuuril praktil. elektrit ei juhi
    t° tõusul el.- juhtivus suureneb
    üle 1000°C – hea elektrijuht
    Keemiliselt inertne, eriti kristallmodif.-d
    Toatemp.-l reageerib ainult F2-ga, → BF3
    Kõrgemal t°-l O2-ga (→ B2O3, diboortrioksiid)
    Hal-dega(→ BCl3, BBr3)
    S-ga (→ B2S3, diboortrisulfiid)
    N2-ga (→ BN, boornitriid)
    • Metallidega moodustab boriide
    • Süsinikuga reageerib üle 2000°C (→ boorkarbiidid B12C3 ja B13C2)
    • Räniga (üle 1000°C) → silitsiidid B6Si, B4Si jt.
    • Hapetega, mis pole oksüdeerijad , ei reageeri

    konts. HNO3, kuningvesi oksüdeerivad → H3BO3:
    B + 3 HNO3 → 3NO2 + H3BO3
    • Sulatamisel leelistega, Na2O2-ga või KNO3 + Na2CO3 seguga → boraadid
    • Vesinikuga otseselt ei reageeri

    Boraane saadakse kaudselt :
    2BCl3 + 6H2 → B2H6 + 6HCl
    • Veeauruga reageerib temp-l 600-700°C:

    2B + 3H2O → 3H2 + B2O3
  • Toodang


    1994.a.: boorimineraalide kogutoodang 2,75 milj. t;
    boraatsete kommertsproduktidena (puhastatud mineraalid, booraks, boorhape) 0,8 milj. t (ümberarvestatult B2O3-le)
    2 suurimat tootjat: USA, Türgi
    järgmised Argentiina, Boliivia, Hiina, Tšiili, Peruu, Venemaa
  • Biotoime


    Boorhape ja booraks – sajandi algul kasutati laialdaselt
    terapeutil. eesmärkidel (peeti täiesti ohutuks)
    - raviti epilepsiat, nakkushaigusi jm.
    Tänapäeval selgunud booriühendite küllaltki suur mürgisus
    Mürgitussümptomid olenevad tunduvalt
    • manustamise kiirusest (akuutne või krooniline mürgistus )
    • “ viisist, booriühendite spetsiifikast

    (suu- või naha kaudu, inhalatsioonil)
    Levinumad sümptomid: nahakahjustused (-lööbed, -marrastused), seedimishäired,
    vaimne segadus , äärmine väsimus , juuste ja karvade väljalangemine

    Boroosid – mikroelementoosid (inimestel ja loomadel), mis tekivad boori liigsisalduse korral toidus (kroonil. mürgistus), see esineb peam. booririkastes geogr. piirkondades (näit. Ida-Siberis)
    Teiselt poolt – boor on eluliselt vajalik mikroelement (see tõestati kindlalt alles 1980.-te algul) - nii loomadele kui taimedele
    Inimorganismis on ca 20 mg B (veres 0,52 mg B/l)
    On teada ainult üks B-ühend, mis esineb eluslooduses:
    antibiootik boromütsiin C45H74O15NB (streptomütseetides)
    joogivees: sajandikud kuni kümnendikud ppm
    puuviljades: keskmiselt 2 ppm ümber toormassist
    Inimese ööpäevane boorivajadus ei ole täpselt tuvastatud
    (arvamused kõiguvad ligi 2 suurusjärku; keskm. väärtus: 1-2 mg)
    Boor organismis (loomses)
    - osaleb Ca ja Mg ainevahetuses (hormoonide aktiivsuse regulatsiooni kaudu)
    - mõjutab näärmete tegevust
    - osaleb ensüümprotsessides
    - mõjutab rakumembraanide aktiivsust ja ioontransporti
  • Kasutamine
    - korrosiooni- ja kuumuskindlate sulamite komponent
    (näit. ferroboor: Fe + 10-20% B)
    - juba väike B lisand (1-3·10-3%) parandab märgatavalt terase ja
    värvil . metallide mehh. omadusi (struktuuri peeneteralisus)
    - tugevdava struktuurina (kiudude kujul)
    - pooljuhina (termotakistid, soojusneutronite loendurid)
    - muundurites: soojusenergiaelektrienergia
    - neutronite neelajana (üks kõige tugevamaid):
    • tuumareaktorite reguleerimisvardad
    • erisulamid tuumaenergeetikas (näit. boraal: 50% B4C + 50% Al, 6 mm paksune kiht vähendab neutronvoogu 108 korda)
    • tuumareaktorites kasutatakse sageli boorkarbiide, mis on rikastatud isotoobiga 10B (mida looduslikus booris on ainult 19,6%, ülejäänud on11B)

    - spetsiaalklaasides (tavaliselt B2O3 kujul)
    mõnedel andmetel ca 50% B toodangust
    eriti kergsulavad, kõrge murdumisnäitajaga pliiklaasid, emailid,
    glasuurid (aknaklaasis ei sisaldu)
    - mitmed teised tehnilised kasutusalad:
    pesemisvahendid, herbitsiidid, räbustid metallurgias
    • mikroväetistes (taval. H3BO3 kujul)

    3.2.2. Ühendid
  • 3.2.2.1. Vesinikuga: BORAANID
    Boor vesinikuga otseselt ei reageeri, seetõttu saadakse boraane kaudsel teel.
    Üldvalem BnHm, kus
    n= 2-20 (taval. paarisarvud, kuid ka 5,9)
    m taval. n+4 või n+6
    Paremini uuritud boraane on ca 20;
    Boraanide keemiat on laialdaselt uuritud.
    Boraanid on vastastikku konverteeritavad (muundatavad)
    to, rõhu, katal., keskk . valikuga
    Boraanide molekulidele on iseloomulik elektronide defitsiit, B aatomi
    suured koord.-arvud (kuni 7), keeruline ruumil. struktuur.
    Ühesuguse B aatomite arvu juures võib vesinikuaatomite arv varieeruda: näit. oktaboraanid B8H12, B8H14, B8H16, B8H18.
    Mürgised, ebameeldiva terava lõhnaga värvitud ained
    B2H6, B4H10 - gaasid, n=5-9 vedelikud, n ›10 kristallilised.
    s 450ºC
    Cu - Al
    uurema praktilise tähtsusega: diboraan B2H6, mida kasut. kõrgpuhta B saamiseks, booriga legeerimiseks, boororgaanil. ühendite sünteesil. Saamismeetodeid on palju, näit.
    2BCl3 + 6H2 B2H6 + HCl
    3.2.2.2. Lämmastikuga: NITRIID BN
    Taval. ting .-s püsiv grafiiditaoline (kuid valget värvi) α-BN, kõrg. to-del
    α-BN → ß-BN ja γ-BN (kõvaduselt lähedased teemantile).
    α-BN saadakse taval.
    2000ºC
    B2O3 + 2NH3 2BN + 3H2O
    γ -BN saadakse α -vormist taval. lööklainelise survega rõhul p›13 GPa
    (1GPa = 109 Pa; taval. õhurõhk ca 1,01( 105 Pa).
    Sarnaneb protsessiga grafiitteemant
    Kasut.: α -BN: kõrgtulekindlad materjalid
    kuumuskindlad kiud
    kuivmääre (“valge grafiit”)
    pooljuhi või dielektrikuna
    ß-BN ja γ-BN: ülitugevad abrasiivmaterjalid (struktuur sarnaneb teemantile,
    kuid tugevuselt ületab selle)
  • Oksiidid ja karbiidid
    Oksiididest levinuim (tähtsaim) B2O3 diboortrioksiid
    värvitu kristallil. või klaasjas aine
    Saadakse H3BO3 dehüdreerimisel (~ 235°C)
    Termiliselt püsiv, ei redutseeru söega (C) isegi 1000° juures
    (kuid taandub akt. metallidega, → B)
    Gaasifaasis moodustuvad B2O3-st:
    monooksiid
    dioksiid O=B-B=O (lineaarne molekul ) 1000°C juures
    hemioksiid e. dibooroksiid B2O, boordioksiid jt.
    B2O3 kasut. B saamisel
    klaas, keraamika , emailid
    Karbiide tuntakse samuti terve rida
    Vahelduva koostisega”, paremini tuvastatud
    B4C (või B12C3) ja B13C2 koostis
    Musta värvi, suure kõvadusega ained
    Kasut. abrasiiv - ja lihvimismaterjalina
    tuumaenergeetikas
    pooljuht-tehnikas
    Oksiidid ja karbiidid - näited selle kohta, et ettekujutused
    keemil. sidemest, stöhhiomeetriast, o.-a.-st jne.
    võivad teatud juhtudel muutuda üsna ebamääraseks.
  • 3.2.2.4. Halogeniidid
    Tähtsamad BF3 (trifluoriid) ja BCl3 (trikloriid)
    Värvitud, lämmatava lõhnaga gaasid, suitsevad niiskes õhus
    Lahustuvad vees (eriti hästi fluoriid : 332 g BF3 100 ml vees 0ºC juures),
    seejuures osal. hüdrolüüsuvad, lahustuvad ka paljudes org. lahustites
    (CCl4, CHCl3) ja anorg. halogeniidides (TiCl4, HF, SiF4)
    Molekulid tasapinnalised
    BF3 on tüüpil. Lewise hape (vt. üldkeemia p. 14.5.1)
    hape: elektronaktseptor
    alus: elektronide loovutaja → koval. side
    BF3 ja BCl3 kasut.: katalüsaator org. keemias
    BCl3 ülipuhta B, B2H6 ja org. ühendite saamisel jm.
    3.2.2.5. Boraadid
    Boorhape H3BO3 (ortoboorhape) värvitud, soomusjad kristallid (või pulber); kihiline kristallvõre (kõrgel rõhul muutub)
    H3BO3 HBO2 B2O3
    metaboor- diboortrioksiid
    hape
    H3BO3 vesilahuses esineb tegel . 3 hapet
    HBO2 (metaboorhape) ← tahkena esineb polümeerse molekulina (HBO2)n
    H3BO3 (ortoboorhape) ← sooli ei moodusta
    H2B4O7 (tetraboorhape)
    Leelise toimel H3BO3-le tekivad tetraboraadid:
    4 H3BO3 + 2NaOH → Na2B4O7 + 7 H2O
    Kui leelist on liias, tekivad metaboraadid:
    Na2B4O7 + 2NaOH → 4 NaBO2 + H2O
    Boorhape H3BO3 on nõrk hape;
    dissotsieerub 3 järgus, kuid II ja III järk väga vähesel määral
    K1 = 5,8 · 10-10
    H3BO3 lahustub vees mitte väga hästi (2,6% 0ºC ja 4,8% 20ºC juures),
    lahustub ka glütseroolis, metanoolis, etanoolis (paremini kui vees),
    ka teistes org. lahustites.
    Vees lahustumisel tekivad tegelikult boraat- anioonid
    H3BO3 + H2O → [B(OH)4]- + H+,
    kõrgemal H3BO3 kontsentratsioonil polüboraat-anioonid
    [B3O3(OH)4]-, [B4O5(OH)4]2- jt.
    H3BO3 leidub ka looduses (mineraal sassoliin)
    Naatriumtetraboraatdekahüdraat Na2B4O7 ·
  • 80% sisust ei kuvatud. Kogu dokumendi sisu näed kui laed faili alla
    Vasakule Paremale
    ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #1 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #2 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #3 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #4 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #5 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #6 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #7 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #8 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #9 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #10 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #11 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #12 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #13 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #14 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #15 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #16 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #17 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #18 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #19 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #20 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #21 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #22 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #23 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #24 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #25 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #26 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #27 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #28 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #29 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #30 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #31 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #32 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #33 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #34 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #35 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #36 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #37 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #38 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #39 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #40 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #41 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #42 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #43 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #44 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #45 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #46 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #47 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #48 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #49 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #50 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #51 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #52 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #53 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #54 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #55 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #56 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #57 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #58 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #59 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #60 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #61 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #62 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #63 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #64 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #65 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #66 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #67 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #68 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #69 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #70 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #71 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #72 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #73 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #74 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #75 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #76 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #77 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #78 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #79 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #80 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #81 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #82 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #83 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #84 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #85 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #86 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #87 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #88 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #89 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #90 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #91 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #92 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #93 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #94 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #95 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #96 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #97 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #98 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #99 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #100 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #101 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #102 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #103 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #104 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #105 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #106 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #107 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #108 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #109 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #110 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #111 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #112 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #113 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #114 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #115 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #116 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #117 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #118 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #119 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #120 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #121 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #122 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #123 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #124 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #125 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #126 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #127 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #128 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #129 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #130 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #131 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #132 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #133 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #134 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #135 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #136 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #137 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #138 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #139 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #140 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #141 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #142 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #143 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #144 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #145 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #146 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #147 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #148 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #149 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #150 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #151 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #152
    Punktid 50 punkti Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 50 punkti.
    Leheküljed ~ 152 lehte Lehekülgede arv dokumendis
    Aeg2015-05-20 Kuupäev, millal dokument üles laeti
    Allalaadimisi 9 laadimist Kokku alla laetud
    Kommentaarid 0 arvamust Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid
    Autor pillet t Õppematerjali autor

    Mõisted

    gaasiline vesinik, atomaarne vesinik, puhas h2o2, järsult raskmetalli, alati i, aatomiraadius, karmiin, head elektri, tekivad lm, lmoh, tekkiva naoh, lmno3, lm2co3, k2co3, lmhso4, k2so4, lihtainena, lmm, sisaldus maa, sulamistem, leelismuldmetallid, rühma elementidest, raadiumi nimetus, rühma elemendid, beo, kattuvad cao, küllastatud vesilahus, be halogeniidid, magnesiaaltsement, cacl2, caf2, segus be, caso4, vee karedusel, pehme vesi, ioniidid, vesinik, viimaste iupac, boori nimetus, leidumine looduses, b2o3, mitmed allotroobid, boor, pooljuht, boroosid, boraanid, boraanide molekulidele, abrasiiv, bf3, boorhape h3bo3, sainte, sulatatud al, elektrolüüsivannid, toor, toor, ulatuse poolest, isegi i2, aluminaadid, sulatatakse vesinik, veetustatud al, alumiiniumsulfaat, erinevad loomorganismid, erinevad uurijad, mõnikord hg, pooljuht, sulam ga, ise pooljuht, gallium, toatemp, soolad, indicum, lihtainena, in saamine, in2o3, mõnedel andmetel, thallos, moodustades alküül, detailide valmistamiseks, surmav, viimaste iupac, kiirguse intensiivsus, põhimass karbonaat, looduslikud põlevgaasid, luminestseerub uv, vastavalt sp2, sp2, sisaldab 85, sufiks, reaktsioo, madalatel to, madalatel temp, kaltsium, sigaretisuitsus, co2, co2, tahke co2, väävliühendid, klatraadid, halogeenühendid, ccl3f, ammoonium, kaarleek, metalliläikega tume, toato, heksafluoro, teatud li, monosilaan, räninitriid si3n4, paljude liht, alates si3f8, ränikloriididest, üldvalemiga sixncl4, ränihapped, orto, heksafluororänihape h2sif6, na2sif6, klaasi põhi, kõrge röntgen, sitallid, tsement, roü, nimetuse andmisel, fragmente, cl3sich2sicl3, räniorgaanilised polümeerid, silikoone, sisaldavad 4, räni lihtainena, madalatel to, gef4, geo2, geo2, mitmesugused hüdraadid, geo2, toor, esimeste metall, inglistina, looduslik sn, tinapulga painutamisel, hcl, metatinahape, naatrium, joodiga, sno, snh4, snso4, plumbum, tooraine, ch3cooh, kaaliumtetra, juba toatemp, naatriumheksahüdrokso, pliisulfiid pbs, pliikromaat pbcro4, toodangult, hüdriidide valemid, peamine kasutusala, vesinikuga, ammoniaak nh3, 420, nh3, termodissotsiatsioon, või no, magneesium, nh4cl, nh4no3, ammoniaak, hüdrasiin n2h4, laialdasem kasutamine, soolad, hno3, 20 l, kuningvesi, lämmastikul, n2o, hno3, n2o3, head soojus, radikaalid ho, 331, atp, valge fosfor, keskmetes, punane fosfor, kristalne, cl2, hhal, co2, zn3p2, p4o10, fosfori happed, fosforhapete keemia, h3po2, h3po3, h4p2o7, k5p5o15, molekul, üldvalemiga rnph3, phal3, arseen, kohtumeditsiiniliselt, loomakasvatuses, keemiliselt aktiivne, toatemp, as2o3, as2o5, haso3, ash3, stibium, sb2s3, sbcl3, ühendites oksüdatsiooniaste, bi2o3, kasutatavaim bi, nabio3, pikaajalisel kontaktil, levik looduses, oxys, osaleb hingamis, sulver, toatemp, hästi cs2, tiosulfaadid, süttib o2, leelis, olulisemad oksiidid, so2, so2, so32, metallide sulfaadid, h2s2o3, soolad, h2so5, na2s4o6, tavalisel rõhul, sef6, seo3, hcl, se ühendid, tellurium, looduslik te, halogeenidele, halogeenid, lihtainetena, avastajaks, 300, kloori molekul, kloor, mittemetallidest reageerib, happes, cio, hclo4, kclo4, hbro, hbro2, hbro3, hbro4, iodum, 450, hio, hio3, hapnikuühenditest, anorgaaniliste või, astatium, element 94, kasutatavad kogused

    Kommentaarid (0)

    Kommentaarid sellele materjalile puuduvad. Ole esimene ja kommenteeri


    Sarnased materjalid

    20
    doc
    Anorgaaaniline keemia kokkuvõte
    29
    doc
    Keemia aluste KT3
    10
    doc
    Keemia põhimõisted
    26
    odt
    Keemia kordamine
    6
    doc
    Keemia põhimõisted
    70
    pdf
    Rakenduskeemia kordamisküsimused
    3
    doc
    KEEMIA PÕHIMÕISTED
    4
    docx
    Keemia põhimõisted





    Faili allalaadimiseks, pead sisse logima
    Kasutajanimi / Email
    Parool

    Unustasid parooli?

    UUTELE LIITUJATELE KONTO MOBIILIGA AKTIVEERIMISEL +50 PUNKTI !
    Pole kasutajat?

    Tee tasuta konto

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