Leidsid 33 sarnast õppematerjali, mis on seotud failiga "Fosfor". Need materjalid aitavad sul teemat sügavamalt mõista.
fosfor, oksiid, p4o10, hape, hügroskoopne, 6h2o, 4h3po4, kristalne, sulamistemperatuur, tugevusega, konsentreeritud, 3h2so4suhtes. 2. Saadus suldiif 3. Leelis + leelis muldmettallid reag. Toa temp. 4. Enamiku mettalidega reag. Alles kuumutamisel 5. Vesiniku juhtimine keemiseni kuumutamisel väävlisse tekib H2S 6. Redutseerijana käitub aktiivsemate mettalidegamoodustades tugeva ühendi. S+ H2 = H2S S+ Fe = FeS S+ HNO3(konts) = H2SO4 S+ O2 =SO2 · Sulfiidid Divesiniksülfiid (H2S) Väga mürgine, Õhust raskem gaas värvusetu H2S juhtimine vette moodustub nõrk hape H2S + (1 mol) NaOH =NaHS H2S + (2mol) NaOH= Na2S Hüdrolüüsil aluseline keskond Tugevad redutseerijad Põleb õhus sinaka leegiga 2H2S+ 3O2= 2SO2 + 2H2O kui pole piisavalt hapniku 2H2S + O2 = 2S + 2H2O · Väävlihapnikuühendid Väävlishape = H2SO3 2H2SO3 + O2 = 2H2SO4 SO3 on tugev oksüdeeruja eraldab palju soojust H2SO4 on väävelhape Lahejendatud väävelhape H2SO4(lah) + NaOh = Na2SO4 H2SO4(lah) + CaO= CaSO4 +H2O
FOSFOR P (kr.k. phosphoros - valguskandja) Leidumine Fosforit ehedalt looduses ei leidu. Seevastu ühendites on fosfor looduses levinud element ja sisalduselt maakoores on ta orienteeruvalt 11. kohal. Tuntakse umbes 200 fosforimineraali, aga tähtsamateks peetakse kaltsiumfosfaati sisaldavaid mineraale nagu näiteks apatiit(Ca5[PO4]3X ;X on F või Cl), fosforiit (apatiidile sarnase koostisega, sisaldab5 - 35% P2O5) jt. Apatiit. Fosforiit. Ligikaudu pool Maa fosforivarudest leidub Aafrikas. Ka Eesti fosforivarud on suured(umbes
FOSFOR - P (kr.k. phosphoros - valguskandja) (Pildiallikas: http://www.theodoregray.com/periodictabledisplay/Samples/015.1/s9.JPG ) Leidumine Fosforit ehedalt looduses ei leidu. Seevastu ühendites on fosfor looduses levinud element ja sisalduselt maakoores on ta orienteeruvalt 11. kohal. Tuntakse umbes 200 fosforimineraali, aga tähtsamateks peetakse kaltsiumfosfaati sisaldavaid mineraale nagu näiteks apatiit (Ca5[PO4]3X ;X on F või Cl), fosforiit (apatiidile sarnase koostisega, sisaldab 5 - 35% P2O5) jt. Apatiit Fosforiit (Pildiallikad: http://www.exceptionalminerals.com/TC409Apatite.jpg ja http://www.ut.ee/BGGM/maavara/obulus2
Viimase segas ta liiva ja söega ningkuumutas siis tugevasti õhu juurdepääsuta. Äraarvamatu oli alkeemiku rõõm, kui ta avastas anumas omalaadse, nõrgalt küüslaugulõhnalise vahataolise aine, mis pimedas helendab. Fosfor (keemiline sümbol P) on keemiline element, mille järjenumber on 15 ning massiarv on 31. Fosfor lihtainena esineb üldiselt kolme allotroopse (sama keemiline element võib esineda mitme erineva lihtainena) vormina: valge, punane ja must fosfor. Tuntumad on valge ja punane. Valge fosfor Punane fosfor Valem P4 Pn (polümeer) Füüsikalisi omadusi valge vahataoline aine, vees tumepunane tahke aine, ei ei lahustu, lahustub hästi lahustu vees ega orgaanilistes mõnedes orgaanilistes ainetes lahustites
2KMnO +16HCl(konts) 5Cl + 2MnCl +2KCl + 8HO · Tööstuses saadakse sulatud naatriumkloriidid või NaCl vesilahuse elektrolüüsil. Halogeniidid on halogeenide ühedid o.-a. I. Vesinikhalogeniidid on terava lõhnaga ning mürgised. Gaaslise vesinikkloriidi saamiseks kasutatakse keedusoola ja kontsentreeritud väävelhappe vahelist reaktsiooni. Vesinikhalogeniidid lahustuvad vees andes vasinikhalogeniidhapped, tuntuim HCl. HCl + HO HO + Cl Vesinikfluoriidhape on nõrk hape, sest molekulid seostuvad omavahel tugevate vesiniksidemetega. Aktiivsete metallide halogeniidides esineb iooniline side. Need on kõrge sulamistemp. Enamik neist lahustub vees hästi. Halogeniidide redutseerivad omadused tugevnevad reas ülevalt-alla, seega vastupidises suunas lihtainete oksüdeerivate omasduste tugevnemisele. Halogeenide aatomid saavad elektrone mitte ainult liita vaid ka loovutada. Kloorvesi: Cl + HO HCl + HClO HClO HCl + O
Fosfor P +15/2)8)5) 1s22s22p63s23p3 Looduses · Fosforiit Ca3(PO4)2 · Apatiit Ca3(PO4)2 ,CaCl2 , CaF2 Saamine: Fosforiit+süsi+liiv elektriahjus: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C3CaSiO3+5CO+2P Allotroopia Valge fosfor P4 Punane fosfor Pn · Kergesti süttiv · Süttib 250 ° C · Hoitakse vee all · Ei lahustu vees ega · Ei lahustu vees CS2- s · Lahustub CS2- s · mürgine · Ei ole mürgine Keemil. om. · Valge fosfor on aktiivsem kui punane. · Reag.metallidega 3Zn +2P=Zn3P2 · Erinevate mittemetallidega: 4P+3O2=2P2O3 või 4P+5O2=2P2O5 2P+3S=2P2S3 või 2P+5S=2P2S5 2P+3Cl2=2PCl3 või 2P+5Cl2=2PCl5 vesinikuga otse ei reageeri Fosfaan PH3
fosfori. Brand kogus tünnitäie uriini, aurutas seda siirupi konsistensini ning sai pruunika vedeliku, mille nimetas uriiniõliks. Viimase segas ta liiva ja söega ning kuumutas siis tugevasti õhu juurdepääsuta. Äraarvamatu oli alkeemiku rõõm, kui ta avastas anumas omalaadse, nõrgalt küüslaugulõhnalise vahataolise aine, mis pimedas helendab. Tõenäoliselt sai aga fosforit juba 12.saj aarabia alkeemik Alhid Behil. Leidumine Fosforit ehedalt looduses ei leidu. Seevastu ühendites on fosfor looduses levinud element ja sisalduselt maakoores on ta orienteeruvalt 11. kohal. Tuntakse umbes 200 fosforimineraali, aga tähtsamateks peetakse kaltsiumfosfaati sisaldavaid mineraale nagu näiteks apatiit (Ca5[PO4]3X ;X on F või Cl), fosforiit (apatiidile sarnase koostisega, sisaldab 5 - 35% P2O5) jt. Ligikaudu pool Maa fosforivarudest leidub Aafrikas. Ka Eesti fosforivarud on suured (umbes 350 miljonit tonni), tänu Põhja-Eestis leiduva
CaO- oksiid; SO3- vääveltrioksiid P4O10- tetrafosforheksaoksiid; Fe2O3-diraudtrioksiid H2SO3-väävlishape-hape; H3PO4-fosforhape CuSO4-vask(II)sulfaat- sool; BaCl2-baariumkloriid Ca(NO3)2-kaltsiumnitraat; Na2CO3-naatriumkarbonaat AgNO3-hõbenitraat; Al2(SO3)2-alumiiniumsulfiit Na2S-naatriumsulfiid; K2SiO3-kaaliumsilikaat Mg(OH)2- magneesiumhüdroksiid- alus KOH-kaaliumhüdroksiid ; Fe(OH)3- raud(III)hüdroksiid LiOH- liitiumhüdroksiid Baarium-baariumoksiid- baariumhüdroksiid- baariumnitraat 2Ba+O2->2BaO; BaO+H2O->Ba(OH)2 Ba(OH)2+2HNO3->Ba(NO3)2+2H2O Fosfor-fosfor(V)oksiid-fosforhape-kaltsiumfosfaat 4P+5O2->P4O10; P4O10+6H2O->4H3PO4 2H3PO4+3CaO->Ca3(PO4)2+3H2O Väävel-vääveldioksiid-väävlishape-naatriumsulfit S+O2->SO2; SO2+H2O->H2SO3 H2SO3+2Na->Na2SO3+H2 Vask(II)hüdroksiid-vask(II)oksiid- vask(II)sulfaat-vask Cu(OH)2->CuO+H2O; CuO+H2SO4->CuSO4+H2O CuSO4+Zn->Cu+ZnSO4 Raud(III)hüdroksiid-raud(III)oksiid- raud(III)kloriid- raud(III)hüdroksiid: Fe(OH)3->Fe2O3+H2O; Fe2O3+6HCl-
Dissotsieerumine - mingi välisteguri mõjul molekulide lagunemist väiksematest molekulideks või teisteks väiksemateks osadeks. Hüdrolüüs - keemiline reaktsioon, kus keemiline ühend veega reageerides laguneb. Vesinik H:Viimasel kihil ainult 1 elektron, H:+1/1). Esineb ainult ühenditena (orgaanilised ained, elusloodus) Maal, kuna kergem kui õhk. Saamine elektrolüüs (vesi tavaliselt), laboris Metall + hape (va. konts. lämmastik- ja väävelhape) ja süsinikuga. O-a (siin ja edaspidi oksüdatsiooni aste) I..-I. Molekulaarne aine(H2), hästi väikese tihedusega, seetõttu ka kerge, lõhnatu, värvitu gaas, vähe lahustub vees, hästi madal keemistemperatuur. Molekulidevahelised jõud nõrgad. Peaaegu alati redutseerija (o-a I), aktiivsete metallide reageerides tekib aga hüdriid (o-a -I) 2Li + H2= 2LiH. Hüdriid on väga tugevad redutseerijad. Kasutatakse raketikütuse segudes,
Omadused · Moodustavad vesikikhalogeniite H Hal · Terava lõhnaga · Mürgised gaasid, kõige mürgisem on HF · 2 NaCl + H2SO4(konts) 2 HCl + Na2SO4 · Eralduv gaasiline HCl on õhust raskem gaas, mida kogutakse solindrisse või kolbi. · Vesinikhalogeniidid lahustuvad hästi vees, andes vesinikhalogeniidhapped · Soolhape sisaldab vesinikkloriidi maksimaalselt 40% · Kontsentreeritud soolhape susiseb( suitseb ) õhu käes. · Soolhape on tugev hape, polaarsed molekulid on lahuses täielikult dissotseerinud ioonideks. HCl + H2O H3O - + Cl - · Vesinik bromiik ja vesinik jodiidhaped on tugevad happed · Vesinik flouriidhapped on aga nõrk hape · Vesikikloriidhapete soolak on kõrge sulamistemperatuuriga, kristallsed ained · Neid kasutatakse argielus, NaCl ehk keedusool on üks tähtsamaid keemiatööstuse tooraineid, lahustub vees hästi ja ei esine märgatavat soojusefekti. · Lahustuvus vees on väga väike
Isotoopia - keemilise elemendi aatomi tüüp, mis erineb massiarvu poolest. Halogeenid - VIIA rühma elemendid fluor, kloor, broom, jood, astaat. Osoon ehk trihapnik(O3) - sinakas, mürgine, terava lõhnaga gaas, laguneb. Kasut. joogivee desinfitseerimiseks. Berthollet - sool KclO3 ehk kaaluimkloraat, plahvatusohtlik, lõhkeainete või süütesegude tugev oksüdeerija, üks põhiline osa tikupeadel. Ortofosforhape(H3PO4) - valge kristalne aine, lahustub väga hästi vees. Keskimise tugevusega hape. Amoniaakhüdraat - ammoniaagi esinemisvorm vesilahuses(NH3*H2O),tekib ammoniaagi seostumisel vesiniksideme abil vee molekuliga. Eksikaator - hermeetiliselt suletav anum, mille põhja pannakse vett neelav aine(H2SO4), anuma keskele asuvale restile asetatakse kausike kuivatatava ainega. Halogeniidid - halogeenide ühendid o-a I. Rombiline väävel-kristallid on rombikujulised, esineb enamasti peenekristalse
b) laboratooriumis peamiselt vesinikkloriidhappest oksüdeerijate toimel: 4HCl+MnO2=MnCl2+Cl2+2H2O 3. Omadused. Kloor on kollakasrohelise värvusega iseloomuliku terava lõhnaga mürgine gaas, õhust on ta raskem. Kloor lahustub vees, moodustades kloorivee (Cl2-vesi). Keemiliselt on kloor väga aktiivne, ta reageerib energiliselt paljude liht- ja liitainetega. a) Kloori ja metallide ühinemisreaktsioonil moodustuvad kloriidid (NaCl, FeCl3, CuCl2, SbCl5): 2Na+Cl2=2NaCl b) Fosfor süttib klooris: 2P+3Cl2=2PCl3 (fosfortrikloriid) c) Reaktsioon vesinikuga toimub kas soojendamisel või valguse toimel (fotokeemiline reaktsioon): H2+Cl2=2HCl d) Kloori lahustumisel vees moodustub kloorivesi, mis kujutab Cl2 lahust vees; osaliselt toimub ka keemiline reaktsioon ning moodustuvad 2 hapet: HCl (vesinikkloriidhape) ja HClO (hüpokloorishape): Cl2+H2O=HCl+HClO Hüpokloorishape on ebapüsiv. Tema lahunemisel eralduv monohapnik HClO=HCl+O on tugeva oküdeeruv a toimega
metallidest vähem, looduses aga rohkem. Max. o-a võrdub rühmanumbriga (oksiidid), min. o-a võrdub rühma number – 8 (ühendis vesiniku ja metallidega) 3. Mittemetallilised omadused suurenevad tabelis perioodis vasakult paremale ja rühmas alt üles; aatomiraadius väheneb ning elektronegatiivsus kasvab. 4. Näited molekulaarsetest ja mittemolekulaarsetest ainetest. SiO2 - mittepolaarne 5. Gaaside ja ainete kuivatamine CaO - H2SO4 – hügroskoopne aine – imab vett (konts. H 2SO4) Silikageel – adsorbent – tugeva vee siduva toime tõttu kasutatakse ainete kuivatamiseks NaOH – 6. Lihtainete omadused, esinemine ja kasutamine H2 – kõige kergem gaas, sulab ja keeb madalal temperatuuril, väheaktiivne, lõhnatu, maitsetu, värvitu, vees väga vähe lahustuv; kasutatakse kütuselemendina, vesinikpomm, keemiatööstuses
LÄMMASTIK JA FOSFOR KÄTLIN TALUR 10.KL ÜLDISELOOMUSTUS v Lämmastin ja fosfor kuuluvad peroodilisustabelis VA rühma elementide hulka. v Väliskihil 5 elektroni v Saavad nii liita kui loovutada elektrone v Ühendites hapniku jt elektronegatiivsemate elementidega on lämmastikul ja fosforil positiivne o.a- v Ühendites metalliliste või endast vähem elektronegatiivsete mittemetalliliste elementidega (nt vesinikuga) on neil negatiivne o-a. v Lämmastiku kõige iseloomulikumad o-a ühendites on III(nt NH3) ja (nt HNO3
Al2(SO4)3 - happeline H2- neutraalne Zn(OH)2- neutraalne 4. NaBr- ioonvõre S8- molekulvõre O2- molekulvõre Fe- metallivõre SO2- molekulvõre 5. temperatuuri alandada- aeglustab; rõhku tõsta- kiirendab; lähteainete kontsentratsiooni tõsta- kiirendab (saaduse kontsentratsiooni vähendada) 6. vt töövihikust või õpikust 7. fosfor- tetrafosfordekaoksiid- naatriumfosfaat- kaltsiumfosfaat- fosforhape 4P + 5O2 = P4O10 P4O10 + 6Na2O = 4Na3PO4 või P4O10 + 12NaOH = 4Na3PO4 + 6H2O 2Na3PO4 + 3CaCl2 = 6NaCl + Ca3(PO4)2 (sade) Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 (sade) + 2H3PO4 vask- vask(II)kloriid- tsinkkloriid- tsinkhüdroksiid- tsinkoksiid Cu + Cl2 = CuCl2 CuCl2 + ZnS = ZnCl2 + CuS (sade) [liida soola, kus anioon on nõrgem Cl- -st ja annaks vasega sademe] ZnCl2 + NaOH = NaCl + Zn(OH)2 (sade) [liida leelist] Zn(OH)2 = ZnO + H2O [kuumutamine] 8
lõhnaga mürgine gaas), N2O (naerugaas põhjustab elevust, suuremas koguses põhjustab aga narkoosi ja võib olla isegi surmav). · Lämmastikhape NO2 reageerimisel veega (NO2 + H2O HNO3 + HNO2). Lämmastikhappe reageerimisel metallidega ei eraldu kunagi vesinikku. (Cu + 4k.HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O). · Nitraadid lämmastikhappe soolad (KNO3). Tähtsus: väetised, lõhkeained jt. FOSFOR 1. Üldiseloomustus · Asub VA rühmas 3. perioodis. · Looduses: väga levinud, peamiselt fosfaatidena (Ca3(PO4)2). Tähtis bioelement (valkude koostises, luudes ja hammastes kaltsiumfosfaat, tähtis taimedele - fosforväetised). · Allotroobid valge fosfor ja punane fosfor (tikudoosi süütepinnas). 2. Ühendid · P4O10 (fosfor(V)oksiid) tekib fosfori põlemisel. Tahke ja väga hügroskoopne. Reageerimisel veega moodustab ortofosforhappe (H3PO4)
3. tugevad happed kõik happe molekulid jagunevad lahuses ioonideks (nt H 2SO4 , HNO3 , HCl , H3PO4) ja nõrgad happed ainult osa happe molekule jaguneb lahuses ioonideks (nt H2S , H2CO3 , CH3COOH) Ohutusnõuded: Vältida hapete sattumist nahale, riietele, lauale. Vajadusel kasuta kaitsevahendeid, nt kummikindad, kittel. Kui hapet satub nahale, siis pesta külma veega ja loputada söögisooda lahusega. Hapete lahjendamisel valame hapet veele. [metall + hape sool + vesinik ] alati on redutseerijaks metall ja oksüdeerijaks vesinik. HCl vesinikkloriidhape ehk soolhape. Tugev hape. Saadakse gaasilise vesinikkloriidi juhtimisel vette. Terava lõhnaga, kahjustab hingamisteid. Maomahl on 0,5% HCl lahus. H2S divesiniksulfiidhape. Saadakse gaasilise divesiniksulfiidi juhtimisel vette. Mädamuna lõhnaga. H2SO4 väävelhape. Tugev hape, mis on oksüdeerijaks. Saadakse vääveltrioksiidi reageerimisel veega SO 3+H2O->H2SO4
a. II) ja mingi teise keemilise elemendi ühend. Oksiide liigitatakse keemiliste omaduste põhjal (aluselised, happelised, amfoteersed, neutraalsed). Aineklasside tähtsamad keemilised omadused 4 (koos skeemidega) Oksiidid on ühendid, mis koosnevad kahest elemendist, millest üks on hapnik. Oksiide saadakse: 1) liht- või liitainete oksüdeerimisel (reageerimisel hapnikuga) 4Al + 3O2 = 2Al2O3 P4 + 5O2 = P4O10 4NH3 + 5O2 6H2O + 4NO 2) Hapete, aluste või soolade lagundamisel H2SO4 = H2O + SO3 Cu(OH)2 = CuO + H2O MgCO3 = MgO + CO Happelised oksiidid reageerivad alati aluseliste oksiididega ja alustega ning peaaegu alati veega. SO2 + H2O = H2SO3 (väävlishape) SO3 + H2O = H2SO4 (väävelhape) CO2 + H2O = H2CO3 (süsihape) P4O10 + 6H2O = 4H3PO4 (ortofosforhape) 2NO2 + H2O = HNO2 (lämmastikushape) + HNO3 (lämmastikhape) CrO3 + H2O = H2CrO4 (kroomhape) 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (dikroomhape)
· Leelismetallid on metallidest kõige reaktsioonivõimelisemad. Seega neid puhtal kujul looduses ei esine. · Nad on tugevad redutseerijad, mistõttu saab neid põhiliselt elektrolüüsi teel. Kaaliumit saab ka sula KCl redutseerimisel naatriumi aurudega: · Leelismetallid on pehmed ja hõbehalli värvusega metallid. · Side leelismetallides on nõrk, neile on iseloomulikud madalad sulamis- ja keemistemperatuurid ning väike tihedus. · Sulamistemperatuur kahaneb rühmas ülalt alla: tseesiumi sulamistemperatuur on vaid 28 ºC. · Madala ionisatsioonienergia tõttu esinevad leelismetallid ühendites ühelaenguliste katioonidena. · Leelismetallid on tugevad redutseerijad: redutseerivad vett; sulanaatriumi kasutatakse tsirkooniumi ja titaani tootmiseks nende kloriididest. · Leelismetallid loovutavad oma valentselektroni ka lahustumisel vedelas ammoniaagis, andes sinise lahuse, mis koosneb
LÄMMASTIK JA FOSFOR ÜLDISELOOMUSTUS · VA rühma tuntuimad ja tähtsamad elemendid on LÄMMASTIK ja FOSFOR · Rühmas ülevalt alla elementide aatomiraadiused kasvavad, mittemetallilisus tugevasti väheneb. · Selles rühmas on elementide aatomite väliskihis 5 elektoni (puudu 3 elektroni) · Maksimaalne oksüdatsiooniaste V ja madalaim oksüdatsiooniaste III. LIHTAINED · LÄMMASTIK koosneb kaheaatomilistest molekulidest. · LÄMMASTIKUL allotroope ei esine. · Tavatingimustes esineb värvusetuna ja on lõhnatu. · Vees peaaegu ei lahustugi.
LÄMMASTIK JA FOSFOR ÜLDISELOOMUSTUS • VA rühma tuntumad ja tähtsamad elemendid LÄMMASTIK ja FOSFOR • Rühmas ülevalt alla elementide aatomiraadiused kasvavad, mittemetallilisus tugevasti väheneb. • Selles rühmas on elementide aatomite väliskihis 5 elektoni (puudu 3 elektroni) • Maksimaalne oksüdatsiooniaste V ja madalaim oksüdatsiooniaste –III. LIHTAINED • LÄMMASTIK koosneb kaheaatomilistest molekulidest. • LÄMMASTIKUL allotroope ei esine. • Tavatingimustes esineb värvusetuna ja on lõhnatu. • Vees peaaegu et ei lahustugi.
Tartu Kivilinna Gümnaasium REFERAAT Fosfor (Phosphorus) Tartu 2009 Sisukord Sisukord .................................................................................................................. 2 Sissejuhatus ......................................................................................................... 3 Avastamine ............................................................................................................. 4 Füüsikalised omadused ...................................................
Kõigi elementide kohta üldiselt. 1. Ainete keemilised omadused (reaktsioonivõrrandid). Raskemad ja uuemad reaktsioonivõrrandid: ammooniumsool+leelis, ammooniumsoola lagunemine ja saamine, nitraadi lagunemine, ammoniaak+hapnik, metall + lämmastikhape, alus + hape = vesiniksool + vesi, ränidioksiid + leelis, silikaat + hape, silikaat+sool. 2. Ainete nimetamine, valemite kirjutamine, aineklassi määramine (sh ammooniumsoolad, silikaadid ja vesiniksoolad). 3. Elementide o-a (min, max) ja redoksomadused. Näide: Määra elemendi o-a ühendis. Kas selle aine koostises käitub element a)oksüdeerijana, b)redutseerijana, c)nii oksüdeerija kui ka redutseerijana? mittemetallidel Min o-a rühma nr 8 (alati negatiivne arv) REDUTSEERIJA Max o-a rühma nr OKSÜDEERIJA
nimetatakse happeanhüdriidideks. Aluselistest h-dest mood leelised, happelistest happed. Aluseliste h-de erinevus happelistest avaldub nende omavahelisel reageerimisel: LiH+BH3=Li[BH4]. See reakts võib toimuda ainult mittevesilahustes (nt eetris). Liitiumhüdriid annab kompleksi koostisesse H-, on el-paari doonoriks, BH3 aga liidab selle ja on seega aktseptor. Aluseliste h-de reageerimisel veega mood alused CaH2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2 ja happeliste h-de reag veega tekivad happed B2H6 + 6H2O 2H3BO3 + 6H2 OKSIIDIDE puhul SO2 + H2O H2SO3 ja CaO + H2O Ca(OH)2. Amfoteerse ühendina võib vaadata nt AlH3, mis reaktsiooni teistest partneritest olenevalt on kas el-paari doonoriks (aluseline ühend) või aktseptor (happeline ühend): 1. AlH3+3BH2=Al[BH4]3aluseline ja 2. KH+AlH3=K[AlH4]happeline Amfoteersed ühendid võivad reageerida nii happeliste kui aluseliste ühenditega ZnO + HCl ZnCl2 + H2O alus
1. Kõik happed annavad lahusesse vesinikioone. 2. Hapete omadused on tingitud vesinikioonide esinemisest lahuses. Om.-d: hapu maitse, muudavad indikaatorite värvust, reag. aluste ja aluseliste oksiididega, reag. metallidega. 3. Indikaatori muudavad happed punaseks. 4. Happed liigitatakse: 1)hapnikusisalduse järgi- *hapnikuta hape (n. HCl), * Hapnikhape (n.H2SO4) 2)vesinikioonide e prootonite arvu järgi-*üheprootonihape, *Mitmeprootonihape 3)tugevuse järgi- tugevad happed, nõrgad happed 5.Üheprootonihape- hape, mille molekul annab lahusesse ainult ühe vesinikiooni. (n. HCl, HNO3) 6.Mitmeprootonihape- hape, mille molekul annab lahusesse kaks või enam vesinikiooni. (n. H2SO4) 7. Vesinikiooni nim. ka prootoniks, sest ta koosnebki vaid ühest prootonist.
NaCl, NaF KCl, KBr, KI, KF väga palju kasutusalasid 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
Fosfor P mittemetall Aatomnumber: 15 Aatommass: 30,97376 Klassifikatsioon: penteelid, p-elemendid Aatomi ehitus: · Elektronvalem: 1s2 2s2p6 3s2p3 · Elektronskeem: +15|2)8)5) · Elektronite arv: 15 · Neutronite arv: 16 · Prootonite arv: 15 · Oksüdatsiooniast(m)e(d) ühendites: -III, -II...0...II, III...V · Kristalli struktuur: monokliinne Fosfor võib e sine da mit m it me s vor mis. Va lge fosfor on tahke krist a lne a ine . Kee milise lt puhta d va lge fosfori krist kristaa llid on tä ie st i vär vuse tud, lä bipa ist va d ja mur ra vad hä st i va lgusk iiri. Va lguse käe s lä he va d nad k iire st i kolla sek se k s ja kaota kaotavad vad lä bipa ist vuse . Se e epä pä ra st on fosfor
mida tavaliselt kutsutakse html+&cd=2&hl=et&c fosforhappeks. t=clnk&gl=ee Fosforhape on 6H2O + P4O10 = 4H3PO4 keskmise Tegemist on valge tahke ainega, mis ülihästi lahustub tugevusega hape. vees. Keskmise tugevusega hape, mille anioon on inimesele ohutu ja saab kasutamist karastusjookides. (tekitab suus külmatunde) H3PO4 Kasutatud allikad: molekuli struktuur http://webcache.google usercontent.com/search ? q=cache:jKCg19Fp81
2. Happeliste oksiidide ja vee reaktsioonil tekivad happed. Näiteks vääveldioksiidi ja vee reaktsioonil tekib väävlishape: SO2 + H2O →H2SO3 Kirjuta ja tasakaalusta reaktsioonivõrrandid: a) süsinikdioksiid + vesi → süsihape b) vääveltrioksiid + vesi → väävelhape c) dilämmastikpentaoksiid + vesi → lämmastikhape d) tetrafosfordekaoksiid + vesi → fosforhape CO2 + H2O → H2CO3 SO3 + H2O → H2SO4 N2O5 + H2O → 2HNO3 P4O10 + 6H2O → 4H3PO4 3. Vali loetelust kaks õiget. süsihape (kergesti lagunev), ränihape (geeljas aine), keedusool, väävlishape, lämmastikhape. Happevihmade põhjustajaks võivad olla vihmavees lahustunud väävlishape ja lämmastikhape 4. Moodusta õiged paarid: H2S, SiO2, SO2, H2SO4, HCl, CO2. Hape, mis saadakse gaasilise vesinikkloriidi lahustamisel vees. HCl Oksiid, mis on üks peamisi happevihmade põhjustajaid. H2SO4 Oksiid, mida kasutatakse karastusjookide valmistamisel
ANORGAANILISED AINED OKSIIDID - Ühendid, mis koosnevad kahest elemendist, millest üks on hapnik Oksiide saadakse: Lihtainete vaheline reaktsioon 2Mg + O2 -> 2MgO CH4 + 2O2->CO2 + 2H2O Hüdroksiidide ja karbonaatide kuumutamisel MgCO3 --to> MgO + Co2 OKSIIDIDE LIIGITUS - Oksiide saab liigitada aluselisteks, happelisteks ja amfoteerseteks ning neutraalseteks oksiidideks (happelisust, ega aluselisust üldse ei avaldu) ALUSELINE OKSIID - Oksiid, mis reageerib hapega NB! Kõik aluselised oksiidid on mittemolekulaarsed. Tugevalt aluselised oksiidid reageerivad aktiivselt veega, nõrgalt aluselised oksiidid veega ei reageeri. HAPPELINE OKSIID - Oksiid, mis reageerib alusega Suurem osa tuntumaid happelisi oksiide on molekulaarsed, kuid nende seas on ka mittemolekulaarseid aineid(nt SiO2 ja CrO3). Happeline oksiid + alus = sool + vesi SO2 + 2NaOH -> Na2SO3 + H2O Happeline oksiid + vesi = vastav hape
KARBOKSÜÜLHAPPED Karboksüülhapped on orgaanilised aineid, mis sisaldavad üht või mitut karboksüülrühma (-COOH). Üldvalem R-COOH või HOOC-R Karboksüülhapete nimetused tuletatakse süsivesinike nimetustest ja lisatakse nimele lõppu lõppliide - hape. N: CH3CH3 (etaan) CH3COOH (etaanhape) Sõltuvalt karboksüülrühmade arvust eristatakse monohappeid (metaanhape) ja dihappeid (oblik- ehk etaandihape). Lisaks on olemas ka aromaatseid karboksüülhappeid (bensoehape), küllastumata karboksüühappeid (süsivesinikahelas on mitmekordsed sidemed, näiteks propeenhape ehk akrüülhape) ja hüdroksühappeid (sisaldavad karboksüülrühmade kõrval hüdroksüülrühmi, näiteks 2-hüdroksüpropaanhape ehk piimhape).
elektronkihtidest Aatommass aatomi mass aatommassiühikutes Aatomi tuum aatomi keskosake, moodustab põhiosa aatomi massist, koosneb prootonitest ja neutronitest Ainete segu mitme aine segu, mis koosneb erinevate ainete osakestest Alus e. hüdroksiid on aine, mis annab lahusesse hüdroksiidioone (OH-), metalli katioonide+ ühend hüdroksiidiooniga - Aluseline keskkond ülekaalus on hüdrosiidioonid (OH-), pH>7 Aluseline oksiid metallioksiid, hapniku ühend metalliga Anioon negatiivse laenguga ioon Elementide rühm Mendelejevi perioodilisuse tabelis kohakuti üksteise all asuvate elementide rida, rühma elementidel väliskihis rühma numbrile vastav arv elektrone Elementide periood Mendelejevi perioodilisuse tabelis kõrvuti asuvate elemantide rida, perioodi elementidel perioodi numbrile vastav elektronkihtide arv Füüsikaline nähtus nähtus, milles muutuvad aine füüsikalised omadused
Br 35 45 35 4 2. Koosta elektronskeem. N, Mg, K N:+7|2)5) Mg:+12|2)8)2) K:+19|2)8)8)1) 3. Aatomnumber, aatommass, perioodi nr, A-rühma nr-> seos aatomi ehitusega Aatomnumber prootonid/elektronid aatommass prootonid+neutronid perioodi nr elektronkihid A-rühma nr viimase kihi elektronid 4. Keemiline element, aatom, molekul, ioon, lihtaine, liitaine, alus(hüdroksiid), leelis, hape, oksiid, sool Keemiline element ühesuguse tuumalaenguga aatomite liik Aatom aineosake, mis koosneb aatomituumast ja elektronidest; molekuli koostisosa Molekul molekulaarse aine väikseim osake, kovalentsete sidemetega seotud aatomite rühmitus Ioon laenguga aatom või aatomite rühmitus Lihtaine aine, mis koosneb ainult ühe keemilise elemendi aatomitest Liitaine aine, mis koosneb mitme erineva keemilise elemendi aatomitest Alus aine, mis annab lahusesse hüdroksiidioone
annaabi.ee 
