Leidsid 33 sarnast õppematerjali, mis on seotud failiga "Kaaliumtsüaniid ". Need materjalid aitavad sul teemat sügavamalt mõista.
kaaliumtsüaniid, kristalne, hape, anorgaaniline, suhkruga, ehete, kuldamine, koorimine, vormides, vesilahus, ägedalt, seedeelundkonna, arstlik, keemistemperatuur, sulamistemperatuur, potassium3) 2metüül1propanool ehk isobutüülakolhol (CH3)2CHCH2OH 4) 2metüül2propanool ehk tertsiaarne butüülalkohol (CH3)3COH. Butanooli saadakse süsivesikuid kääritades, buteeni hüdraatides, oksosünteesi rakendades ning etanaalist ja naftagaasi butaanbuteenifraktsioonist. Teda tarvitatakse floteerimisreagendina ning lakkida ja etüültselluloosi lahustina ta kuulub puskariõli koositsse. FÜÜSIKALINE OLEK; VÄLISKUJU: Värvitu, kollane või heleroosa kristalne iseloomuliku lõhnaga. FÜÜSIKALISED OHUD: Aur on õhust raskem. KEEMILISED OHUD: Kuumutamisel tekivad toksilised aurud. Vesilahus on nõrk hape . Reageerib koos oksüdeerijad põhjustab ohtu. SISSEHINGAMISE OHT: Aine ohtlik sisaldus võib 20°C juures tekkida küllalt aeglaselt. LÜHIAJALISE TOIME MÕJUD: Aine and Aur on söövitav silmad nahk ja hingamisteed aurud Sissehingamine võib põhjustada kopsuturset
..VII Füüsikalised omadused: · Aatommass: 126,9045 · Sulamistemperatuur: 113,5 °C · Keemistemperatuur: 184,35 °C · Tihedus: 4,93 g/cm3 · Värvus joodi värvus on kas metalse läikega must (tumehall) või violetne. Metalse läikega must on jood puhtal kujul kristallilisena; gaasilises olekus on jood violetne. Joodi nimetus tuleb Kreeka keelest (ids sinililla) joodi auru värvusest. · Kõvadus puhtal kujul on jood väga kõva kristalne aine. · Tahkus jood on puhtal kujul tahke aine kuid võib esineda nii gaasilise kui ka vedelana. Keemilised omadused: · Oksiidi tüüp: tugevhappeline · Ühendid: Fluoriidid: IF, IF3, IF5, IF7 Kloriidid: ICl, [ICl3]2 Bromiidid: IBr Oksiidid: I2O4, I2O5, I4O9 · Kuumutamisel tekivad toksilised aurud. Aine on tugev oksüdeerija ja reageerib süttivate ja redutseerivate ainetega
helekollane gaas vees, aktiivsem temperatuur vesilahusena mittemetall, on -220°C keskmise ühinemis- ja keemis- tugevusega reaktsioon temperatuur hape vesinikuga on -188°C plahvatuslik Broom Kergesti lenduv Broom on nii Lahustub Broom on Keeb punakaspruun vedeliku kui ka vees keemiliselt temperatuu- vedelik, terava auruna väga aktiivne. ril 58 °C ärritava lõhnaga inimkehale On külmub
dihüdroksübenseen 1,3-dihüdroksübenseen ehk metadihüdroksübenseen ehk m- dihüdroksübenseen 1,4-dihüdroksübenseen ehk paradihüdroksübenseen ehk p- dihüdroksübenseen NB! Asendiisomeerid on alati erinevate füüsikaliste ja keemiliste omadustega. FENOOL EHK HÜDROKSÜBENSEEN Fenooli füüsikalised omadused: värvitu, kristalne, iseloomuliku lõhnaga, toatemperatuuril vees halvasti lahustuv, seguneb veega igas vahekorras alates 70° C, õhuhapniku mõjul muutub tahke fenool kiiresti roosaks. Fenooli keemilised omadused: fenoolile on iseloomulikud nii ühealuseliste alkoholide kui ka areenide üldised omadused: 1. tänu -elektronsüsteemi mõjule on fenooli hüdroksürühma vesinik liikuvam kui tavalisel alkoholil ja ta dissoteerub vesilahuses, muutes keskkonnareaktsiooni
Mürgistuse piiramiseks kasutatakse etanooli, mis toimib maksaensüümidele konkureeriva inhibiitorina, suurema afiinsuse tõttu jääb metanool lagundamata ning eritatakse neerude kaudu. BUTANOOL Butanool ehk butüülalkohol (C4H9OH) on iseloomuliku lõhnaga värvuseta vedelik. Butanooli kasutatakse keemilises sünteesis, solvendina ja mootorikütusena. Butanool on oluliselt parem mootorikütus kui etanool. Butanool on värvitu, kollane või heleroosa kristalne. Butanooli aur on õhust raskem. Butanooli kuumutamisel tekivad toksilised aurud. Butanooli vesilahus on nõrk hape. Sissehingamine võib põhjustada kopsuturset. Korduv või pikaajaline kokkupuude nahaga võib põhjustada dermatiiti. Aine kahjustab maksa ja neere. Aine on toksiline veeloomadele. Keemilisteks ohtuteks on, et aine võib moodustada plahvatusohtlikke peroksiide. Butanooli aur ärritab silmi. Aine võib kahjustada kesknärvisüsteemi. Suurtel kogustel võib
· Naatriumhüdroksiidi esineb : Naatriumhüdroksiid lahusena, graanulitena Seebikivina , kaustilise soodana , leelisena. · Füüsikalistest ja keemilistest omadustest tingitud ohtlikkus: Aine ei ole tule ega plahvatusohtlik. · Aine rekstsioonil mõnede metallidega tekib plahvatusohtlik gaas: H2. Reaktsioonil ammooniumsooladega tekib tuleohtlik gaasiline ammoniaak. · Sissehingamisel Terviseohtlikkus : Aine on tugevalt söövitav. · Nii aine kui tema vesilahus on sööbiv, tekitab naha, silmade, lihasmembraani ja hingamisteede ärritust ning põletust. Kahjustused võivad ilmneda hiljem, isegi mõni päev peale kokkupuudet ainega . · Allaneelamisel tekib suu, neelu seedetrakti põletus, kudede raske kahjustus kuni surm. · Nahaga kokkupuutudes võivad tekkida põletused , naha ärritused ja mõningad naharakud surevad. · Silmadel tekib tugev ärritus, võib nägemise kaotada. · NaOH on sööbiv nahale, silmadele,
inhibiitorina, suurema afiinsuse tõttu jääb metanool lagundamata ning eritatakse neerude kaudu. 4 BUTANOOL Butanool ehk butüülalkohol (C4H9OH) on iseloomuliku lõhnaga värvuseta vedelik. Butanooli kasutatakse keemilises sünteesis, solvendina ja mootorikütusena. Butanool on oluliselt parem mootorikütus kui etanool. Butanool on värvitu, kollane või heleroosa kristalne. Butanooli aur on õhust raskem. Butanooli kuumutamisel tekivad toksilised aurud. Butanooli vesilahus on nõrk hape. Sissehingamine võib põhjustada kopsuturset. Korduv või pikaajaline kokkupuude nahaga võib põhjustada dermatiiti. Aine kahjustab maksa , neere ja on toksiline veeloomadele. Keemilisteks ohtuteks on, et aine võib moodustada plahvatusohtlikke peroksiide. Butanooli aur ärritab silmi. Aine võib kahjustada kesknärvisüsteemi. Suurtel kogustel võib
Pakkida 20 L 3-aminopropeeni sobivasse pakendisse Aineregistri kasutamine (INDEX) 3-Aminopropene, see - 6.1 2334 Leida UN number, õige veonimetus, ohuklass(id), PG, SP, pakkimise eeskirjad, segregeerimine (kui on vaja kokkupakkida), omadused (veerg 17) Kontrollida, kas veerus 16b on segregeerimiskoode? Ei ole Ohutuskaardi kasutamine (tihedus, keemistemperatuur, lõike 14 veoeeskirjad jm) Võrrelge ohutuskaardil 14. lõikes olevat viidet IMDG koodeksile ja käesoleva ülesande punktis 1.1 saadud tulemust (UN number, õige veonimetus (PSN), ohuklasse ja pakendusrühma). IMDG koodeks: UN2334, ALLYLAMINE cl 3(6.1) PGI Ohutuskaart: UN2334, ALLYLAMINE, cl 3+6.1, PGII Ohutuskaarti kasutamine FÜÜSIKALINEOLEK;VÄLISKUJU: VÄRVITU KUNI KOLLANE VEDELIKTERAVA LÕHNAGA FÜÜSIKALISED OHUD: Aur on õhust raskem . ja võivad liikuda põranda lähedal; võivad distantselt süttida . KEEMILISED OHUD: Aine laguneb põletamisel lämmastikoksiidide toksiline suits. tekkimine Aine on keskmis
· Sulamissoojus: 15,52 kJ/mol · Aurustumissoojus: 41,57 kJ/mol · Soojusmahtuvus temperatuuril +25° C: 54,44 J/(mol*K) · Tihedus: 4,93 g/cm3 · Värvus joodi värvus on kas metalse läikega must (tumehall) või violetne. Metalse läikega must on jood puhtal kujul kristallilisena; gaasilises olekus on jood violetne. Joodi nimetus tuleb Kreeka keelest (ids sinililla) joodi auru värvusest. · Kõvadus puhtal kujul on jood väga kõva kristalne aine. 4 · Tahkus jood on puhtal kujul tahke aine kuid võib esineda nii gaasilise kui ka vedelana. 1.3. Keemilised omadused · Oksiidi tüüp: tugevhappeline · Kuumutamisel tekivad toksilised aurud. · Aine on tugev oksüdeerija ja reageerib süttivate ja redutseerivate ainetega . · Reageerib ägedalt leelismetallidega, fosffhori, antimoni, ammoniaagi, atseetaldehüüdi,
Jood paikneb perioodilisustabelis VII-A rühmas 5. perioodis. Joodil on üks stabiilne isotoop massiarvuga 127. Jood on halogeen ja moodustab kaheaatomilisi lihtaine molekule.(1,2,4) Joonis1. I +53| 2)8)18)18)7) Joodi värvus on kas metalse läikega must-tumehall või violetne. Puhtal kujul kristallilisena on jood metalse läikega must, veest ligi 5 korda raskem kristalne aine.(a) Kuumutamisel jood sublimeerub ehk läheb otse tahkest olekust üle gaasilisse olekusse ja on violetne (b). (2,4,5) Joonis2. a) b) Jood on hajus element, mida looduses leidub peamiselt ühendeina. Joodi saadakse looduses naftapuuraukude veest ja merevetikatest. Joodipoolest kõige rikkam maa on Tsiili. Jood kuulub hormoonide koostisse. Joodi sisaldus toidus ja vees sõltub pinnasest:
AuF5.Trihalogeniidid AuCl3 ja AuBr3 moodustuvad otseselt vastavatest lihtainetest : 2Au + 3Br2 → 2AuBr3 (kuldtribromiid) Kuldtrikloriid esineb tegelikult dimeerina – Au2 Cl6 – dikuldheksakloriidina. OranžI värvusega kristalset AuF3 saadakse AuCl3 fluorimisel temperatuuril 300 kraadi või kulla reageerimisel tugeva fluorimisreagendiga broomtrifluoriidiga. 2Au + 2BrF3 → 2AuF3 + Br2 AuCl3 on tumepunase värvusega hügroskoopne kristalne tahkis, AuBr3 on tumepruun. Kulla monohalogeniidid on värvilised tahkised: AuCl (helekollane), AuBr (kollakaspruun), Aul (sidrunikollane). Neid ühendeid saadakse vastavate kuldtrihalogeniidide kuumutamisel temperatuuril 150 kraadi. AuHal3 → AuHal + Hal2 AuL saadakse lihtainete ühinemisreaktsioonil: 2Au + I2 → 2Aul 9 Monohalogeniidid disproportsioneeruvad soojendamisel 3Au(I) → 2Au(0) + Au(III) 3AuCl → 2Au + AuCl3
reaktsioonP4 + 6CO2 _ P4O6 + 6CO: · Räniga reageerib fosfor kõrgtemperatuuril (üle 1000 °C) moodustades kollakaspruuni silitsiidi SiP, kusjuues kaudselt on saadud ka Si2P. Tuntumad ühendid FOSFORI OKSIIDID Fosfor moodustab palju oksiide, kuid neist põhjalikumalt on uuritud järgmiseid oksiide: P4O6, P4O7, P4O8, P4O9, P4O10. Enamasti on fosfori oksiidid värvusetud ja praktikas valged, kuid näiteks P4O on punakaspruun ja P4O2 oranzi värvi kristalne aine. P4O10 tetrafosfordekaoksiid ehk fosfor(V)oksiid. P4O10 molekuli struktuur. On fosfori tähtsaim ja ka püsivaim oksiid. Ta tekib tiheda valge suitsuna fosfori põlemisel hapniku või õhu liias. Fosfor(V)oksiid on valge tahke, amorfne, klaasjas või kristalliline aine. Kristalne P4O10 on molekulvõrega ühend, kus molekulid asuvad kristalvõre sõlmpunktides.
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
kohaselt) · meta isomeeris on asendajaga süsinike vahel veel üks süsiniku aatom (1,3-isomeerid) · para isomeeris paiknevad asendajad benseenituuma suhtes diametraalselt (1,4-isomeerid) Asendiisomeerid on alati erinevate füüsikaliste ja keemiliste omadustega. FENOOL EHK HÜDROKSÜBENSEEN Fenool ehk hüdroksübenseen (varem ka hüdroksübensool või ka karboolhape) C6H5OH on mürgine valge kristalne (sulamistemperatuur 40,5ºC) aine, lahustub vees halvasti (8,3 g/100 ml). Metüülrühma sisaldavaid fenoole nimetatakse orto-, meta- ja para-kresoolideks. Hüdroksüülrühmade arvu põhjal eristatakse ühe-, kahe- või mitmealuselisi fenoole. Lihtsaimad kahealuselised fenoolid on katehhool, resortsinool ja hüdrokinoon. Fenoole ei klassifitseerita alkoholidena, kuna siin OH-rühm ei ole seotud küllastunud süsiniku aatomiga. Fenoolide OH-
Naatriumhüdroksiidi esineb : Naatriumhüdroksiid lahusena, graanulitena Seebikivina , kaustilise soodana , leelisena. Füüsikalistest ja keemilistest omadustest tingitud ohtlikkus: Aine ei ole tule ega plahvatusohtlik. Aine rekstsioonil mõnede metallidega tekib plahvatusohtlik gaas: H2. Reaktsioonil ammooniumsooladega tekib tuleohtlik gaasiline ammoniaak. Sissehingamisel Terviseohtlikkus : Aine on tugevalt söövitav. Nii aine kui tema vesilahus on sööbiv, tekitab naha, silmade, lihasmembraani ja hingamisteede ärritust ning põletust. Kahjustused võivad ilmneda hiljem, isegi
reaktsioon: P4 + 6CO2 P4O6 + 6CO · Räniga reageerib fosfor kõrgtemperatuuril (üle 1000 °C) moodustades kollakaspruuni silitsiidi SiP, kusjuues kaudselt on saadud ka Si2P. Tuntumad ühendid FOSFORI OKSIIDID Fosfor moodustab palju oksiide, kuid neist põhjalikumalt on uuritud järgmiseid oksiide: P4O6, P4O7, P4O8, P4O9, P4O10. Enamasti on fosfori oksiidid värvusetud ja praktikas valged, kuid näiteks P4O on punakaspruun ja P4O2 oranzi värvi kristalne aine. P4O10 tetrafosfordekaoksiid ehk fosfor(V)oksiid On fosfori tähtsaim ja ka püsivaim oksiid. Ta tekib tiheda valge suitsuna fosfori põlemisel hapniku või õhu liias. Fosfor(V)oksiid on valge tahke, amorfne, klaasjas või kristalliline aine. Kristalne P4O10 on molekulvõrega ühend, kus molekulid asuvad kristalvõre
Naatriumkloriidi toodetakse kaevandustes ning looduslikku vett külmutades või aurutades. Et loodusest saadud naatriumkloriid sisaldab lisaaineid nagu naatriumsulfaati ja magneesiumi soolasid, töödeldakse seda neist vabanemiseks kaltsiumkloriidi ja hüdroksiidiga või rakendatakse ioonivahetust NaCl naatriumkloriid ehk keedusool, maitseaine, konservant. Maailmatoodang umbes 150 miljonit tonni aastas. Naatriumkloriid on * valge, iooniliste sidemetega kristalne aine. * vees hästi lahustuv Naatriumkloriidid on kerged, pehmed, noaga lõigatavad, madal sulamistemperatuur. Hõbevalged Füüsikalised omadused · Molaarmass: 58,44 g/mol · Tihedus: 2,16 g/cm3 · Sulamistemperatuur: 801 °C · Keemistemperatuur: 1465 °C Keedusoola ( NaCl) kasutamine Kõige laiemalt tuntakse naatriumkloriidi kui söögisoola, mida kasutatakse toiduvalmistamisel maitseainena ning konserveerimisel säilitusainena.
SiO2- ränidioksiid; happeline oksiid; Ränidioksiid esineb looduses liiva, klaasina kristallidena, ja vääriskividena (kvarts, opaal). Ränidioksiid on väga vastupidav keemilisele murenemisele. Seetõttu on liiv, mis koosneb peamiselt ränidioksiidist, väga levinud sete. Räni on üks maakoore peamine koostisosa. Ränidioksiidist ehitavad oma koja mitmed organismid, näiteks radiolaarid ja ränivetikad. . H2SO4- väävelhape; hape; Väävelhape on tugev hape ja tema käsitsemisel tuleb olla ettevaatlik. Väävelhape on kõikide sulfaatide lähtehape. Väävelhapet tuntakse ka lõngaõli ja akuhappena. Väävelhappe soolad kandsid eesti rahva hulgas nimesid kübaramust ja sinine silmakivi. KNO3- kaaliumnitraat e. salpeeter; sool; tekib nt. lämmastikhappe ja aluse reageerimisel. Segades KNO3 suhkur saab suitsupommi. Aine ei põle, kuid on tugev oksüdeerija. Kokkupuude süttivate ja redutseerivate materjalidega võib põhjustada põlengut
Naatriumperoksiid reageerib hästi süsinikdioksiidiga, mille tagajärjel ühe saadusena eraldub hapnik. Seetõttu kasutatakse antud reaktsiooni õhu ümbertöötamisseadmetes CO2 sidumiseks ja O2 osaliseks taastamiseks. 2Na2O2 + 2CO2 2Na2CO3 + O2 Naatriumperoksiid reageerib veega kergesti andes leelise ja vesinikperoksiidi: Na2O2 + 2H2O 2NaOH + H2O2 2) KO2 kaaliumhüperoksiid ehk kaaliumsuperoksiid Kaaliumhüperoksiid on kollakasoranzi värvusega kristalne aine, mis tekib kaaliumi põlemisel õhus või hapnikus K + O2 KO2 Ta on tugev oksüdeerija nagu naatriumperoksiidki. Ka hüperoksiidid reageerivad hästi süsinikdioksiidiga. Seetõttu kasutatakse kaaliumhüperoksiidi sarnaselt naatriumperoksiidi ja tseesiumhüperoksiidiga õhu regenereerimisseadmetes allveelaevades, lennukikabiinides ja muudes kosmoseaparaatides, kus väljahingatavast õhust seotakse CO2 ja asendatakse see hapnikuga. Seotud
Ränidioksiid võib esineda looduses kristallidena (kvarts), Ränidioksiidist ehitavad oma koja mitmed organismid, näiteks ränivetikad. Ränidioksiid on väga vastupidav keemilisele murenemisele. Seetõttu on liiv, mis koosneb peamiselt ränidioksiidist, väga levinud sete. Väävelhape on tugev, kaheprootoniline hapnikhape, mis eraldab happejäägina liitaniooni SO42. Väävelhape külmub temperatuuril 10 kraadi ja keeb temperatuuril 280 kraadi Celsiuse järgi.. Väävelhape on tugev hape ja tema käsitsemisel tuleb olla ettevaatlik. Väävelhape on kõikide sulfaatide lähtehape. Väävelhapet tuntakse ka lõngaõli ja akuhappena. Väävelhappe soolad kandsid eesti rahva hulgas nimesid kübaramust ja sinine silmakivi. Naatriumkloriidi toodetakse kaevandustes ning looduslikku vett külmutades või aurutades. Et loodusest saadud naatriumkloriid sisaldab lisaaineid nagu naatriumsulfaati ja
Sisukord Sisukord...................................................................................................................................... 2 Sissejuhatus.................................................................................................................................3 Saamismeetodid.......................................................................................................................... 4 Füüsikalised omadused............................................................................................................... 5 Keemilised omadused................................................................................................................. 6 Kasutusalad.................................................................................................................................9 Ohutusnõuded........................................................................
Füüsikalised omadused: hõbevalge, läikiv, suhteliselt väikese tihedusega, suhteliselt sulav, plastne, mehhaaniliselt hästi töödeldav, kerge ja küllaltki pehme hea elektri- ja soojusjuhtivusega metall. Tavatingimustes tänu kaitsvale oksiidikihile vastupidav õhu ja vee suhtes. Looduses ei leidu vabalt, savide, päevakivide ja mineraalide koostises. Tuntuimateks mineraalideks on boksiit (Al2O3; valge, tahke, kristalne, reageerib hapete ja leelistega) ning kaoliin. Küllaltki aktiivne metall, loovutab kõik väliskihi elektronid. Saab loovutada paadunud väliskihi elektrone s-alakihilt. Oksiididel ja hüdrooksiididel avalduvad aluseliste omaduste kõrval ka happelised omadused. Näiteks alumiiniumhüdroksiid on tüüpiline amfoteerne ühend, mis reageerib kergesti nii hapete kui leelistega. Kontsentreeritud väävel- või lämmastikhappega alumiinium passiveerub (tema pinnale tekib eriti püsiv ja hapetele
alusteks ja sooladeks. Oksiidid Oksiidid on sellised liitained, mis koosnevad kahest elemendist, millest üks on hapnik. Oksiidid tekivad: 1) lihtaine ühinemisel hapnikuga (C+O2 -> CO2; S+O2 -> SO2; 4Al+3O2 -> 2Al2+O3) 2) lagunemisreaktsiooni käigus (CaCO3 -> CaO + CO2) Oksiidid jagunevad aluselisteks, amfoteerseteks ja happelisteks oksiidideks. Aluselised oksiidid on metallioksiidid, happelised aga mittemetallioksiidid. Happelise oksiidi reageerimisel veega tekib hape (CO2+H2O -> H2CO3), aluselise oksiidi reageerimisel veega tekib alus (MgO+H2O -> Mg(OH)2). Amfoteersed oksiidid reagreerivad nii aluste kui hapetega. Tuua näiteid õhus, vees ja maakoores leiduvatest oksiididest. Õhus: Süsinikdioksiid e. Süsihappegaas (CO2), 0,03% Vees: Vesi (H2O), 75% Maa pinnast Maakoores: Liiva põhiline koostisosa ränidioksiid (SiO2), rauaoksiidid (Fe2O3; Fe3O4), alumiiniumoksiid (Al2O3) ja vasemaak kupriit vaskoksiid (Cu2O).
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,
tugevusega alus vees küllaltki vähe lahustuv; saadakse Mg+ + 2OH- → Mg(OH)2 Alusena tõrjub ammooniumsoolade lahustest välja NH 3, 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% 20C 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 → Na2Be(OH)4 2.3.4.3
värvusega (Pb õhus seismisel tekib oksiidikiht, millega omandab oma tuhmi värvuse), pehme ja raske metall. Al on küllaltki aktiivne metall, kuid Sn on väheaktiivne ja Pb pole keemiliselt aktiivne. madalad sulamistemperatuurid Pb takistab radioaktiivse kiirguse levikut, Pb ja tema ühendid on mürgised p-metallide ühendid Al2O3 – alumiiniumoksiid, valge kristalne, inertne aine, vastupidav vee ja hapete, leeliste toimele, smirgel – peeneteraline korund, kasutatakse poleerimisvahendites Al(OH)3 – alumiiniumhüdroksiid, valge tahe aine, vees ei lahustu, lahustub hapetes ja leelistes, nõrk alus Al2(SO4)3 – tugevalt happeline sool, kasutatakse joogivee puhastamisel SnO2 – tina(IV)oksiid, kasutatakse värvipigmendina värvide ja emailide valmistamisel Pb3O4 – pliimennik, kasutatakse korrosioonivastaste kruntvärvide koostises
Maria-Julia Järv Kuld REFERAAT Õppeaines: ANORGAANILINE JA ANALÜÜTILINE KEEMIA Arhitektuuri ja keskkonnatehnika teaduskond Õpperühm: KT 11A Juhendaja: lektor Viiu Sillaste Esitamiskuupäev: __.__.____ Üliõpilase allkiri: _________ Õppejõu allkiri: _________ Tallinn 2016 SISUKORD 1.Üldine kirjeldus......................................................
Samuti ei loeta mürkideks aineid ja esemeid, mis kahjustavad organismi mehhaaniliselt või kiirituse kaudu. Minu eesmärgiks on teha selgeks endale mis on mürgid ja kui kahjulikud nad on. HAPPED: · Väävelhape · Lämmastikhape · Perkloorhape · Vesinikjodiidhape · Vesinikbromiidhape · Soolhape Hape on keemiline aine, mis vesilahustes dissotsieerudes annab lahusesse vesinikioone. Protolüütilise teooria ehk Brønsted-Lowry teooria kohaselt on hape keemiline aine, mis keemilise reaktsiooni käigus loovutab prootoni, ehk hape on prootoni doonor. Lewis'i teooria ehk Elektronteooria kohaselt on hape osake, mis käitub elektronpaari aktseptorina. Seega happel peab olema vaba orbitaal. Esimesena mainitud teooria on loodud Rootsi keemiku Svante Arrheniuse poolt ja kannab nime elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria. Omad raskused on kõigil kolmel teoorial. Neist kõige laiemalt kasutatakse protolüütilist teooriat
Maagi kaevandamisel saadakse koos rauaühenditega ka kivimeid ja mineraale , mis rauamaagi töötlemisel pole enamasti vajalikud. Selliseid jääkaineid nimetakse aheraineteks. Tähtsamad rauamaagid on järgmised : Punane ja pruun rauamaak sisaldavad põhiühendina raud(III)-oksiidi (Fe2O3), mis on hüdratiseeritud vee molekulidega (2Fe2O3, 3H2O jt ). Magnetiidi põhiosa moodustav triraudtetraoksiid on musta värvusega kristalne magnetiline aine. Magnetiit on kõige rauarikkam ja puhtam rauamaak. Suurim leiukoht maailmas on Kurski oblast. Püriiti (FeS2) tavaliselt rauamaagina ei kasutata , sest väävel halvendab püriidist saadud rauasulamite kvaliteeti. Püriiti kasutatakse väävelhappe tootmisel. Sideriit kujutab endast raudkarbonaati (Fe CO3). Raudkarbonaat reageerib süsinikdioksiidi sisalava veega, muutudes lahustuvaks raudvesinikkarbonaadiks : FeCO3+H2O+CO2=Fe(HCO3)2
koguses. See on tekitanud poleemika, sest seda ainet seostatakse laste hüperaktiivsusega ja vähi tekkega. Samas on propageeritud BHT antiviiruslikku mõju herpese vastu. See aine võib kahjustada maksa ning on kahjulik veeloomadele ja üleüldiselt keskkonnale. (Wikipedia, 2013; The Good Human, 2009) Joonis 15. BHT joonvalem 2.9. Vee pehmendaja 2.9.1. Tetranaatrium EDTA Tetranaatrium EDTA ehk tetranaatrium etüleendiamiin tetraäädikhape on kristalne valge pulber, mida sageli müüakse vesilahusena. Seda koostisosa leidub igas seebis ja puhastusvahendis, ilma selleta on raske puhastada kuna see aitab muuta vee pehmemaks (Chemicalland21, 2012). Tetranaatrium EDTA on molekulvalemina C10H12N2Na4O8 ning selle joonvalem on toodud joonisel 16. Selle sulamistemperatuur on umbes 300oC ja keemistemperatuur on umbes 400oC. Tetranaatrium EDTA on vees lahustuv ning selle pH on 10,5-12,5. (Chemicalland21, 2012)
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
HF saamine laboris, lahustumine vees, miks ta ei kuulu tugevate hapete hulka, omadused, kasutusalad, hoidmine: Toatemperatuuril ühineb fluor vesinikuga plahvatusega vesinikfluoriidiks H2 + F2 _ 2HF. Fluor on ainus lihtaine, millega vesinik reageerib toatemperatuuril ilma täiendavate tingimusteta! Vesinikfluoriid lahustub vees piiramatult ning vesinikfluoriidi vesilahust nimetatakse vesinikfluoriidhappeks. See on keskmise tugevusega hape, sest selle dissotsatsiooniaste on madal ja erandlikult ta dissotseerub võrreldes teiste halogeniidhapetega kahes astmes.Väga sööbiva toimega hape, gaasilises olekus on ta mürgine ja liikuv vedelik. Vesinikfluoriidhape söövitab klaasi, mistõttu teda kasutatakse klaasesemete graveerimisel. Vesinikfluoriidiga ei reageeri kuld ja plaatina ning teda võib hoida ja säilitada plii-, eboniit- või parafineeritud pudelites. 3)Kloor: Leidumine: Kloor on levikult maakoores 20. element
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
annaabi.ee 
