CaO ehk kustutamata lubi Kaltsiumoksiid (keemiline valem CaO; triviaalnimetused kustutamata lubi, põletatud lubi) on laialdaselt kasutatav keemiline aine, kaltsiumi oksiid. Toidulisandina (happesuse regulaator) on aine koodiks E529. Füüsikalised omadused Kaltsiumoksiid on valge, hallikasvalge, kahvatukollane või kahvatuhall aine. Tööstuslikult toodetud kaltsiumoksiidil on rauasisalduse tõttu kollakas või pruunikas varjund. Kaltsiumioksiid on kristalne aine (kõva teraline mass või pulber). Struktuur on tahkkesendatud kuubiline. Molaarmass on 56,08 g/mol. Normaaltingimustel on ta tahke, sulamistemperatuur on 2572 °C (2845 K). Keemistemperatuur on 2850 °C (3123 K). Tihedus on 3,37...3,38 g/cm³. Aur on veeaurust 1,9 korda tihedam. Auru rõhk on 1455 °C juures 1,8×106 mmHg. Lahustub hästi vees. Kaltsiumoksiid ei lendu ning on lõhnatu. Soojuspaisumistegur on 3,92..
a) CaO Nimetused: Kaltsiumoksiid, kustutamata lubi, põletatud lubi. Toidulisandina (happesuse regulaator) on aine koodiks E529. Leidumine( tootmine): Kaltsiumoksiidi (CaO) toodetakse tööstuses tavaliselt lubjakivi või muude kaltsiumkarbonaati sisaldavate ainete termilise lagundamise teel. Põletatakse lubjakivi Omadused: Kaltsiumoksiid on valge, hallikasvalge, kahvatukollane või kahvatuhall aine. Tööstuslikult toodetud kaltsiumoksiidil on rauasisalduse tõttu kollakas või pruunikas varjund. Kaltsiumioksiid on kristalne aine (kõva teraline mass või pulber). Struktuur on tahkkesendatud kuubiline. Molaarmass on 56,08 g/mol. Normaaltingimustel on ta tahke, sulamistemperatuur on 2572 °C (2845 K). Keemistemperatuur on 2850 °C (3123 K). Tihedus on 3,37...3,38 g/cm³. Aur on veeaurust 1,9 korda tihedam. Auru rõhk on 1455 °C juures 1,8×10-6 mmHg. Lahustub hästi vees. Kaltsiumoksiid ei lendu ning on lõhnatu. Soojuspaisumistegur on 3,92...6,73×10-5
a) CaO Nimetused: Kaltsiumoksiid, kustutamata lubi, põletatud lubi Leidumine: Lubjakivi sees Omadused: Kaltsiumoksiid on valge, hallikasvalge, kahvatukollane või kahvatuhall aine. Tööstuslikult toodetud kaltsiumoksiidil on rauasisalduse tõttu kollakas või pruunikas varjund. Kaltsiumioksiid on kristalne aine (kõva teraline mass või pulber). Molaarmass on 56,08 g/mol. Normaaltingimustel on ta tahke, sulamistemperatuur on 2572 °C (2845 K). Lahustub hästi vees. Kaltsiumoksiid ei lendu ning on lõhnatu. Kasutamine: Kustutatud lubja valmistamine, klaasi tootmisel, terase ning magneesiumi, alumiiniumi ja muude värviliste metallide tootmisel lisandite, näiteks räbu eemaldamiseks, kuivatusainena, ammoniaagi labotatoorsel valmistamisel, flokulandina, paberi tootmisel ligniini lagundamiseks, koagulandina ja pleegitamisel,
kaltsiumsulfaadina (kips) ja mitmesuguste silikaatide koostises. Kaltsium on läikiv, hõbedase värviga metall, pehme ja kergesti töödeldav ning tal on suur reageerimisvõime. Oksüdeerub õhus ja kattub kaltsiumoksiidi ja hüdroksiidi valge kihiga. Kaltsium reageerib kergesti mittemetallide, vee, etanooli ja eriti energiliselt hapetega. Oksüdatsiooni vältimiseks säilitatakse kaltsiumit petrooleumis. Ta reageerib veega ning põleb punakas-kollaka leegiga. Tähtsamad kaltsiumiühendid on kaltsiumoksiid (põletatud e. kustutamata lubi), kaltsiumhüdroksiid (kustutatud lubi) ja kaltsiumkloriid. Kaltsium kasutamine Kaltsiumi ühendeid kasutatakse meditsiinis ja põllumajanduses (väetisena). Kaltsiumoksiidi, kaltsiumhüdroksiidi ja kipsi kasutati juba antiikajal. Kaltsium on üks vähestest elementidest, mis ümbritseb meid absoluutselt igal pool. peaaegu kõik põhilised ehitusmaterjalid - betoon,
Keemia CaO - Kaltsiumoksiidi ehk kustutamata lubi või põletatud lubi Kaltsiumoksiid reageerib ägedalt veega, nii et tekib kaltsiumhüdroksiid ehk kustutatud lubi Ca(OH)2 Kustutatud lubja saamist nimetatakse lubja kustutamiseks. Kaltsiumoksiidi omadused: on valge, hallikasvalge, kahvatukollane või kahvatuhall aine. On kristalliline. Lahustub hästi vees. Kaltsiumoksiid ei lendu ning on lõhnatu. Molaarmass on 56,08 g/mol. CaO reageerimine veega on eksotermiline reaktsioon. CaO + H2O Ca(OH)2 Kaltsiumoksiid on aluseline oksiid. Ta reageerib happega CaO + 2HCl CaCl2 + H2O ja happelise oksiidiga CaO + SO2 CaSO3 Normaalsel temperatuuril ja rõhul on kaltsiumoksiid keemiliselt stabiilne. Kaltsiumoksiid on sööbiv. Ta ärritab nahka ning võib tekitada nahapõletust, eriti märjal või niiskel nahal. Pikaajaline või korduv kokkupuude nahaga võib põhjustada dermatiiti. Nahale
Kaltsiumoksiid Kus leidub? Leidub lubjakivis, on kasutatud ka klaasi tootmisel. Kuidas saada? Saadakse tööstuses lubjakivi lagundamisel kõrgel temeperatuuril. Lubjakivi põhikoostisaine CaCO3 laguneb kuumutamisel vastavalt reaktsioonivõrrandile: CaCO3 CaO + CO2 Laboratoorselt valmistatakse kaltsiumoksiidi samuti peamiselt kaltsiumkarbonaadi termilisel lagundamisel. Väikesi koguseid saab valmistada ka kaltsiumi oksüdatsioonil, kaltsiumhüdroksiidi termilisel lagundamisel ja muul teel. Võrrand: Ca + O CaO Valem: CaO Molaarmass: Mr(CaO) = 40 + 16 = 56g/mol Olek: Tahke. Omadused: · Kaltsiumoksiid on sööbiv.
Oksiidid on keemilised ained, mis koosnevad kahest elemendist, millest üks on hapnik ning teine mingi muu aine. Oksiidi molekulis puudub hapnikuaatomite vahel keemiline side. On olemas metallioksiidid ja mittemetallioksiidid. Kaltsiumoksiid Üks tähtsamaid metallioksiide argielus on kaltsiumoksiid (CaO) ehk kustutamata lubi. Seda saadakse tööstuses lubjakivi lagundamisel kõrgel temperatuuril. Selle oksiidi sulamistemperatuur on 2572 C° ja keemistemperatuur 2850 C°. Kaltsiumoksiid on valge, hallikasvalge, kahvatukollane või kahvatuhall aine. Ta on kristalne. Normaaltingimustel on ta tahke. Molaarmass on 56,08 g/mol. Lahustub hästi vees ja on lõhnatu. Kaltsiumoksiid on sööbiv. Ta võib ärritada nahka ja tekitada sügavaid haavandeid. Suurtes kogustes sissesöömisel võib olla surmav. Tänapäeval kasutatakse
elektrolüüsi teel. Kaltsium on keemiline element järjenumbriga 20, leelismuldmetall. Stabiilseid isotoope on kaltsiumil 6: massiarvud 40, 42, 43, 44, 46, 48. Elektronskeem: Ca:+20 | 2)8)8)2) Elektronvalem: 1s22s22p63s23p64s2 Prootonite arv: 20 Elektronide arv: 20 Neutronite arv: 20 Aatommass: 40 Tuumalaeng: +20 Elektronkihtide arv: 4 Rühma nr: IIA Ta on keemiliselt aktiivne ega esine looduses vabal kujul. Tema oksüdatsiooniaste ühendeis on +2. Kaltsiumoksiid ehk kustutamata lubi on aluseline oksiid. Kaltsiumi tihedus normaaltingimustel on 1,55 g/cm³ ja sulamistemperatuur 848°C. Kaltsium on hõbejas läikiv metall, pehme ja kergesti töödeldav ning tal on suur reageerimisvõime. Oksüdeerub õhus ja kattub kaltsiumoksiidi ja hüdroksiidi valge kihiga. Kaltsium reageerib kergesti mittemetallide, vee, etanooli ja eriti energiliselt hapetega. Oksüdatsiooni vältimiseks säilitatakse kaltsiumit petrooleumis. Ta
Keemia igapäevaelus ja tööstuses CaCO3 CaO Ca(OH)2 1. a) CaCO3 Kaltsiumkarbonaat sool CaO Kaltsiuoksiid oksiid Ca(OH)2 Kaltsiumhüdroksiid alus b) CaCO3 Lubjakivi on valdavalt kaltsiumkarbonaadist koosnev keemilise või biogeense tekkega settekivim. CaO Põletatud lubi ehk kaltsiumoksiid on valge, hallikasvalge, kahvatukollane või kahvatuhall aine. Tööstuslikult toodetud kaltsiumoksiidil on rauasisalduse tõttu kollakas või pruunikas varjund. Ca(OH)2 Kustutatud lubi ehk kustutatud lubi, mida kasutatakse mördii ja krohviseguu koosseisus kivistumisee kiirendamiseks. Kustutatud lubja saamist nimetatakse lubja kustutamiseks. Lubjakivi kustutamat lubi kustutatud lubi. Lubjapõletamine ehk lubjakivi põletamine:
Ühendite iseloomustus CaO kaltsiumoksiid. Igapäevaelus seda ühendit nimetatakse kustutamata lubjaks. Kasutamine - Kustutamata lubja tooteid kasutatakse terase tootmisprotsessides, sulfiidimaagi rikastamisprotsessides, paberimassi valmistamisel ning joogivee ja heitvee puhastamisel. Kivisöel töötavate elektrijaamade heitgaase puhastatakse samuti kustutamata lubja abil. Omadusi Keemilised omadused Reageerib veega. Kaltsiumoksiid on aluseline oksiid ja ta reageerib happega ja happelise oksiidiga. Normaalsel temperatuuril ja rõhul on kaltsiumoksiid keemiliselt stabiilne. Füüsikalised omadused - Kaltsiumoksiid on valge , hallikasvalge, kahvatukollane või kahvatuhall aine. Tööstuslikult toodetud kaltsiumoksiidil on rauasisalduse tõttu kollakas või pruunikas varjund. Kaltsiumioksiid on kristalne aine. Tähtusus - Ta on neutraliseerijana, mida kasutatakse vee ja reovee
Keemia igapäevaelus ja tööstuses Kogu meie ümbrus koosneb ainetest. Paljudega oleme kokku puutunud ka igapäevaelus ja tööstuses. Lubjakivist saab põletada lupja. Kõrgel temperatuuril klatsiumkarbonaat ( CaCo3) laguneb ja süsihappegaas lendub. CaCo3 CaO + CO2 sool Järele jääb kustutamata lubi kaltsiumoksiid ( CaO ). Kaltsiumoksiidi leidub lubjakivis ja on kasutatud ka klaasi tootmisel. Seda kasutavad ehitajad ning põllumehed. Mullas vähendab põletatud lubi selle happelisust. Ca + O2 = CaO oksiid Kaltsiumhüdroksiid ehk kustutatud lubi on keemiline ühend valemiga Ca(OH)2 . See tekib kui kaltsiumoskiid reageerib veega. CaO + H2O = Ca(OH)2 - hüdroksiid Kaltsiumhüdroksiidi kasutatakse igapäevaelus happemuldade paremaks muutmiseks ning tööstuses tahkete õlide valmistamiseks. Üks tuntumaid ja tugevamaid leelisi on naatriumhüdroksiid ( NaOH ). Rahvapäraselt on
5. Aatommass: 40,078 Sulamistemperatuur: 839 °C Keemistemperatuur: 1484 °C Tihedus: 1,55 g/cm3 Värvus: hõbevalge Agregaatolek toatemperatuuril: tahke 6. Kaltsiumit leidub looduses ainult ühenditena: kaltsiumkarbonaadina, (lubjakivi, kriit, marmor), kaltsiumfosfaadina (fosforiit, apatiit), mida sisaldub ka hambapastas, mis takistab hambasööbija teket, kaltsiumsulfaadina (anhüdriit,kips) ja mitmesuguste silikaatide koostises. Looduses leiame kaltsiumit ka paljude mineraalide - lubjakivi, kriidi , marmori, dolomiidi jt. koostises. ,,Ca on looduses väga levinud (5.kohal). CaCO3 on maakoores laialdaselt levinud. See on hallika paekivi, mitmesuguse värvusega marmori, helkiva pärli või koralli peamine koostisosa. CaCO3 esineb mitmes kristallkujus. Levinum on kaltsiit, mida leidub igas paemurrus. Läbipaistvet kaltsiiti nimetatakse islandi paoks, millele on iseloomulik kaksikmurdumine. Läbi islandi pao näeme kõike kahekordselt. Hispaania Aragoni järgi
autorehvide, terase, teemandi, pliiatsisüsi, plastide,maagaasi, bensiini, õli jm. ühendite valmistamisel. 4 Karbonaadid Karbonaadid on süsihappe soolad. Süsihappe on kõige nõrgem hape, mis laguneb kiiresti süsihappegaasiks ja veeks. Karbonaadid koosnevad enamasti metalli katioonist ja karbonaatioonist(CO32). Enim levinud karbonaat on kaltsiumkarbonaat, mida leidub palju looduses ja kasutatakse ka tehnikas kõige rohkem. Karbonaate leidub palju looduses ja neid saadakse ka tehiskeskkonnas. Esimeste hulka kuuluvad sellised laialt levinud mineraalid nagu kaltsiit, dolomiit ja aragoniit ning ka malahiit. Kaltsiit on silikaatide kõrval üks sagedaseim mineraal maakoores.Tehniliselt on võimalik saada väga palju erinevaid karbonaatsooli, neist enim kasutatavad on Na2CO3 , K2CO3 ja CaCO3 .
Sulamistemperatuur: 839 °C Keemistemperatuur: 1484 °C Tihedus: 1,55 g/cm3 Värvus: hõbevalge Agregaatolek toatemperatuuril: tahke Kaltsium on hõbejas läikiv metall, pehme ja kergesti töödeldav ning tal on suur reageerimisvõime Oksüdeerub õhus ja kattub kaltsiumoksiidi ja hüdroksiidi valge kihiga Kaltsium reageerib kergesti mittemetallide, vee, etanooli ja eriti energiliselt hapetega Oksüdatsiooni vältimiseks säilitatakse kaltsiumit petrooleumis Tähtsamad kaltsiumiühendid on kaltsiumoksiid (põletatud e. kustutamata lubi), kaltsiumhüdroksiid (kustutatud lubi) ja kaltsiumkloriid Kus leidub? Kaltsiumit leidub looduses ainult ühenditena: kaltsiumkarbonaadina, (lubjakivi, kriit, marmor), kaltsiumfosfaadina (fosforiit, apatiit), mida sisaldub ka hambapastas, mis takistab hambasööbija teket, kaltsiumsulfaadina (anhüdriit,kips) ja mitmesuguste silikaatide koostises Looduses leiame kaltsiumit ka paljude mineraalide - lubjakivi, kriidi, marmori, dolomiidi jt. koostises
Kaltsiumoksiidi reageerimine veega on väga eksotermiline. Selle reaktsiooni käigus eraldub nii palju soojust, et tekkiv lahus võib kuumeneda keemiseni. Antud protsessi nimetatakse lubja kustutamiseks ja reaktsioonil tekkinud kaltsiumhüdroksiidi kustutatud lubjaks. CaO + H2O _ Ca(OH)2 Kaltsiumoksiid on tähtis sideaine ehituses ja teda kasutatakse veel gaaside ja vedelike kuivatamiseks Leelismetallide hüdroksiidid: *Ca(OH)2 kaltsiumhüdroksiid on kustutatud lubi, sest ta tekib kaltsiumoksiidi ehk kustutamata lubja reageerimisel veega. CaO + H2O _ Ca(OH)2 Kaltsiumhüdroksiid lahustub vees vähe ja tema segamisel veega moodustub valge piimataoline mass, mida argielus nimetatakse lubjapiimaks. Kaltsiumhüdroksiidi kasutatakse ehitusmaterjalide valmistamisel. Tema segu liiva ja veega nimetatakse lubimördiks Leelismetallide soolad: * MgCO3 magneesiumkarbonaat on kohev valge kristalne aine, mida kasutatakse hügieeni- ja
Antud referaat peab andma läbiva põhjaliku ülevaate keemikust Joseph Blackist ning tema poolt avastatud eri-, sulamis- ja aurustumissoojuste kohta. Samuti annab käesolev referaat üsna põhjaliku ülevaate J. Blacki poolt taasavastatud ja uuritud elemendi süsihappegaasi (CO2) kohta. Esimeses põhipeatükis räägitakse Joseph Blackist üldiselt ning nimetatakse ka paar katset ning leiutist, mida Joseph teinud on. Teises informatiivses peatükis võetakse ,,luubi" alla süsihappegaas. Element on meie elus väga tähtsal kohal ning seetõttu on selle kohta ka palju informatsiooni, seega peatükk jaguneb viieks alapeatükiks. Peatükis toodakse välja süsihappegaasi põhiandmed, räägitakse selle ajaloost ning kuidas Joseph Black sellega seotud on, räägitakse süsihappegaasi eraldumisest ja toomisest, kuidas seda tööstuslikult saab toota, samuti tuuakse välja CO2 kasutusalad ning kuidas süsihappegaasi kasutatakse söökides ja jookides.
Lisaks leiab BeO rakendust tuumareaktorites neutronite aeglustites ja peegeldites. 2) MgO magneesiumoksiid 3 Magneesiumoksiid on valge värvusega vees vähelahustuv rasksulav ühend. Seda on kasutatud meditsiinis mao ülihappesuse vähendamiseks. Tänapäeval leiab magneesiumoksiid kasutamist rohkem tulekindlate materjalide valmistamiseks ning soojusisolaatorina. 3) CaO kaltsiumoksiid Rahvapäraselt tuntakse kaltsiumoksiidi kustutamata lubjana või ka põletatud lubja nime all. Viimane nimetus tuleneb sellest, et kaltsiumoksiidi saadakse lubjakivi põletamisel erilistes lubjaahjudes. üle 1000 ºC CaCO3 _ CaO + CO2 Kaltsiumoksiidi reageerimine veega on väga eksotermiline. Selle reaktsiooni käigus eraldub nii palju soojust, et tekkiv lahus võib kuumeneda keemiseni. Antud protsessi nimetatakse lubja kustutamiseks ja reaktsioonil tekkinud kaltsiumhüdroksiidi
Seda saab teha loputades kationiiti kontsentreeritud soolalahuses. Tavaliselt valmistatakse vajalik soolalahus eraldiseisvas reservuaaris, kus naatriumkloriidi graanulid aeglaselt lahustuvad. Veepehmendusseadmete optimaalseks ning probleemivabaks tööks on tähtis kasutada õiget tüüpi regenereerimissoola. 7 3.3. Lubjakivi Looduses leiame seda väga paljude mineraalide - lubjakivi, kriidi , marmori, dolomiidi. Eesti looduses leidub ohtralt teist väga tuntud soola - lubjakivi. Lubjakivi põhjavees lahustub, on vesi kare. Lubjakivist saab põletada lupja. Kõrgel temperatuuril kaltsiumkarbonaat laguneb ja süsihappegaas lendub. Järele jääb põletatud lubi - kaltsiumoksiid, mida peale ehitajate tarbivad ka põllumehed. Mullas vähendab põletatud lubi selle happesust. Lubjakivi kui üht Eesti levinumat maavara kasutatakse lubja tootmiseks, tsemenditööstuses,
Sander Leppik 8c Keemia meie igapäevaelus ja tööstuses Kaltsiumoksiid e. kustutamata lubi. Tööstuses saadakse põhiliselt lubjakivi lagundamisel kõrgel temperatuuril. Lubjakivi põhikoostisaine CaCO3 laguneb kuumutamisel vastavalt reaktsioonivõrrandile CaCO3CaO+CO2. Kustutamata lupja "kustutatakse" veega. Kaltsiumoksiid reageerib väga aktiivselt veega, moodustades kustutatud lubja e. kaltsiumhüdrooksiidi Ca(OH)2. Kustutatud lupja kasutatakse ehitusmaterjalina. CO- süsinikoksiid e. vingugaas; oksiid; tekib, kui põlemisel ei jätku piisavalt hapniku e. mittetäielikul põlemisel. See on väga mürgine gaas ja eriti ohtlik, kuna ta on värvitu ja lõhnatu. Tekib siis kui sulgeda ahju siiber liiga vara. CO2- süsinikdioksiid; oksiid; Tekib kütuste ja teiste süsinikku sisaldavate ainete
Väävel sulab 150 -1550 C voolavus kasvab, muutub järjest tumedamaks. 155 0C juures muutub praktiliselt tahkeks , sest lahtised väävli aatomid haakuvad Umbes 2000 C juures muutub voolavaks vedelikuks Väävliaurudes on S8 , S6, S4, S2 molekulid. Fosfor, Valge fosfor P4 kuubline kõige tavalisem fosfori Valge või kollakas vahataoline aine vorm, -vorm Kuiv valge fosfor roheka varjundiga 4-aatomiline molekul ,helendub pimedas, P4 molekulid moodustavad kristalli ei juhi elektrit väga mürgine ( vastumürgiks 2%
Keemilise elemendi omadust mitut lihtainet moodustada nimetatakse allotroopiaks. Ühe ja sama keemilise elemendi erinevaid lihtaineid nimetatakse allotroopseteks teisenditeks ehk allotroopideks. Tänapäeval tuntakse üle kümne miljoni keemilise ühendi, millest enamiku moodustavad süsinikühendid. See on veel eriti märkimisväärne sellepärast, et oma levikult maakoores on süsinik alles 13. kohal. Eestis on levinumateks süsinikuühenditeks lubjakivi, mille põhiühendiks on kaltsiumkarbonaat CaCO3, ja dolomiit, mis on kaltsiumkarbonaadi ja magneesiumkarbonaadi kaksiksool CaCO3 MgCO3. Kaltsiumkarbonaati sisaldavad kriit, marmor, luud, munakoored, teokarbid, pärlid. Kasvuhooneefekti põhjustav süsinikdioksiid on süsinikuühendite põlemise üks produktidest. Kõik elusorganismid sisaldavad väga erinevaid süsinikuühendeid, mida nimetatakse orgaanilisteks ühenditeks. Süsiniku allotroopsed teisendid teemant ja grafiit on väga erinevate omadustega
Hüdrogeenimine: CH2=CH2 + H2 CH3 CH3 Hüdraatimine: CH2 = CH2 + H2O CH3 CH2OH (H rohkem H-d) Ande Andekas-Lammutaja Homoloogiline rida: 11.- 12. eteen C2H4 13. propeen C3H6 14. buteen C4H8 15. penteen C5H10 16. hekseen C6H12 17. hepteen C7H14 18. okteen C8H16 19. noneen C9H18 20. dekeen C10H20 V = n * Vm n = m/M = m/V M molaarmass Vm molaarruumala (22,4) m mass n moolide arv tihedus mol/mol; m/M; V/Vm (gaas); V/M (vedelik) Keemia - Alkoholid Alkoholid on ained, mille molekulis süsiniku aatomi juures asuv vesinik on asendatud hüdroksüülrühmaga ( -OH ). Alkoholide nimetused tuletatakse vastava süsivesiniku nimetusest, millele lisatakse sõnalõpp ool, kusjuures esialgne lõpp aan lüheneb. Alkoholi molekulis võib olla ka
Puurmani Gümnaasium Jood (I) Koostaja: Kertu Vahtra Klass: X Õppeaine: Keemia Juhendaja: Aleksandr Kirpu Puurmani 2009 1 Joodi ajalugu ja kasutus Joodi avastas prantsuse keemik Bernard Courtois, kes elas aastatel 1777 1838. Jood avastati 1811. aastal, Pariisis, Prantsusmaal. Jood on hajus element, mida looduses leidub peamiselt ühendeina. Joodi saadakse looduses naftapuuraukude veest ja merevetikatest. Loodusliku joodi moodustab isotoop (Isotoop - ühe ja sama keemilise elemendi eri massiarvuga aatom. Massiarv on tingitud neutronite arvust). Joodipoolest kõige rikkam maa on Tsiili. Jood kuulub hormoonide koostisse. Joodi sisaldus toidus ja vees sõltub pinnasest: jääliustikega, mägise või sajuse piirkonna pinnas on enamasti joodivaene. Sellistes piirkondades kasutatakse tavaliselt keedusoola jodeerimist (joodi orgaanil
Paljud ühendid on hüdraatunud ja lahustuvad vees hästi. Vähelahustuvad või praktiliselt lahustumatud on sulfaat, oksiid, hüdroksiid, karbonaat, fluoride, oksalaat ja fosfaat. Ca on mõnevõrra metallilisem element kui Mg, samas on nende ühendid üsna sarnased .Ca2+ ioonid interakteeruvad oma naabritega reeglina väga tugevasti, mistõttu on kaltsiumiühenditele iseloomulik suur jäikus. .Kaltsiumoksiid CaO on põletatud ehk kustutamata lubi. See saadakse lubjakivi põletamisel erilistes lubjaahjudes, kus koksi põlemisel vabaneva soojusenergia arvel saadakse ahjus kõrge temp, mille arvel lubjakivi laguneb: CaCO3CaO+CO2. CaO tekkimine lihtainetest on eksotermiline: 2Ca+O2CaO. Oksiidi reageerimine veega on eksotermiline ja seejuures tekkiv vesi eraldub veeauruna. Seda protsessi nim lubja kustutamiseks ja reaktsioonisaadust (Ca(OH)2) kustutatud lubjaks. CaO on tähtis sideaine ehituses. Kustutamata lubi leiab laialdast kasutamist:
fraktsiooni (kuni 30% of Al 2O3). kuivatamist ja jahutamist õhuga suunatakse lattu. NaOCl + HOH HOCl + NaOH Fosforiit (Ca 3(PO4)2) - see on teine looduslike Protsessi jäägid, põhiliselt NaCl, suunatakse pärast 18. Keraamikatööstus. Lubja ja kipsi tootmine. fosfaatide vorm, mis esineb Eestis, Kasahstanis ja tsentrifuugimist (kus KCl sisaldav osa eraldub), Lubi mujal. Eesti fosforiidid on tekkinud ordoviitsiumiaegse jäätmehoidlasse. Lupja võib kasutada väga mitmesugustel eesmärkidel: mere rannaäärses piirkonnas käsijalgsete karpide Teine meetod põhineb nende kahe soola lahutamisel meditsiinis, insektitsiidina, taimede ja loomade kuhjumise ja liivaga segunemise tulemusena. flotatsiooni protsessi abil
Kool JOOD (I) Koostaja: Klass: Õppeaine: Keemia Juhendaja: aasta SISUKORD SISSEJUHATUS........................................................................................................... 3 1.1. Aatomi ehitus....................................................................................................................................................4 1.2. Füüsikalised omadused....................................................................................................................................4 1.3. Keemilised omadused.......................................................................................................................................5 2. JOODI AJALUGU JA KASUTUS.............................................................................6 3. JOODI MÕJU INIMORGANISMILE..........................................................................7 3.1. Miks
Vasesulamist kontaktliinid -ei kulu eriti Väga Väga levinud Sulamid alumiiniumiga on kerged ja Mg 650 1103 1,74 ? levinud kõvad Väga Ca 850 1490 1,50 Tumepunane Väga levinud, lubjakivi, kips... levinud Sr 770 1357 2,60 Punane Levinud Eriti ei kasutata. Punased raketid. Strontsiumkollane Ba 710 1634 3,50 roheline Levinud Sulfaati kas. Röntgenkontrastainena. Valge värv Väga Ra 690 1536 5 ? kiirgusallikas
Valga Gümnaasium 2008 Metallide tootmise põhiklassid Referaat Koostaja: Liisi Eelsaar Juhendaja: õp Merike Madal 2 Valga 2008 Sisukord 0 Sisukord 2 1 Metallid 3 2 Metallide tootmine 3-4 3 Pürometallurgilised meetodid 4-5 3.1 Karbotermia 5 3.2 Vesiniku kasutamine 5-6 3.3 Metallotermia, Aluminotermia 6 4 Hüdrometallurgilised meetodid 6-7 5 Elektrometallurgilised meetodid 7 6 Kasutatud kirjandus 8 3 1 Metallid Enamik tuntud el
Niisuguste toiduainete kasutamine võib esile kutsuda mürgitust. Seepärast tuleb lämmastikväetistega üheaegselt rakendada veel fosfor- ja kaaliumväetisi. SÜSINIK--CARBONEUM--C. 1s22s22p2 1. Leidumine looduses. Süsiniku leibub looduses nii lihtainena kui ka paljude ühendite koostises. Ta kuulub kõikide orgaaniliste ühendite, seega ka taim- ja loomorganismide koostisse. Süsinik on kivisöes ja naftas esinevate ühendite peamine koostisosa. Lubjakivi, marmori ja kriidi põhiosaks on kaltsiumkarbonaat. Õhus ja looduslikes vetes esineb süsinik süsinikdioksiidina. Lihtainena leidub süsiniku teemandi, grafiidi ja karbüüni kujul. 2. Allotroopsed teisendid. Teemant on läbipaistev, värvuseta kristalliline aine. Ta on kõige kõvem looduslik mineraal. Teemandi kristallivõres on süsiniku aatomid üksteisest võrdsel kaugusel ja iga aatom on seotud nelja kovalentse sidemega. Niisugune struktuur põhjustabki teemandi erandliku kõvaduse
kaltsiumoksiid kontsentratsiooniga 10 mg/l (0,143 mmol/l). · UK kareduse kraadid 1 UK kareduse kraad (1° Clark) on karedus, mille põhjustab kaltsiumkarbonaat kontsentratsiooniga 14.3 mg/l (0.143 mmol/l) · Prantsuse kareduse kraadid 1 prantsuse kareduse kraad on karedus, mille põhjustab kaltsiumkarbonaat kontsentratsiooniga 10 mg/l (0.1 mmol/l). · USA kareduse kraadid 1 USA kareduse kraad on karedus, mille põhjustab kaltsiumkarbonaat kontsentratsiooniga 1ppm (1 mg/l, 0.01 mmol/l). 7 8 Kareduse määramine · ÜLDKAREDUSE MÄÄRAMINE (Kompleksoon III ·Titrandina kasutatakse kompleksoonidest enim EDTA, (etüleendiammiintetraäädikhappe (EDTA) dinaatriumisool) eteendiamiintetraetaanhappe lahust mõõtelahus, indikaator: eriokroommust ET-OO.
CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq) · Kaltsiumhüdroksiid on vees suhteliselt vähelahustuv, tema lahust kasutatakse CO2 määramiseks, kuna ta annab mittelahustuva karbonaadi: Ca(OH)2(aq) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(l) · Kaltsiumoksiidist lähtudes saab valmistada kaltsiumkarbiidi CaC2, mis on sageli sillaks anorgaanilise ja orgaanilise keemia vahel: CaO(s) + 3C(s) CaC2(s) + CO(g) CaC2(s) + 2H2O(l) C2H2(g) + Ca(OH)2(aq) · Kustutamata lubi leiab laialdast kasutamist: rauasulatuses: CaO(s) + SiO2(s) CaSiO3(l) · Kustutatud lubi leiab laialdast kasutamist: põllumajanduses pinnase pH reguleerimiseks; Ca2+ ioonide sadestamiseks karedast veest: HCO3-(aq) + OH-(aq) CO32-(aq) + H2O(l) Ca2+ (aq) + CO32- (aq) CaCO3(s) · Ca2+ ioonid interakteeruvad oma naabritega reeglina väga tugevasti, mistõttu on kaltsiumiühenditele iseloomulik suur jäikus.
3.2.2. Põletamine Põletamise protsess järgneb kuivatamisele. Selle protsessi toimumise järgi, ei ole savi algolek enam taastatav. 3) temperatuuril > 200oC hakkavad põlema org.ained, nende tegelik põlemistemperatuur on 450...500oC. Savimassis tekib taandav keskkond. 4) 400...700oC juures eraldub keemiliselt seotud vesi . 5) 550...590oC dehüdratiseerub kaoliniit Al2O3 .2SiO2 6) temperatuuril 700...900oC dissotsieeruvad karbonaadid-tekkivad kaustiline magnesiit (MgO) ja kustutamata lubi CaO 7)Paakumine Paakumiseks nimetatakse savi omadust moodustada mass, mille kaaluline veeimavus ei ületaks 5% ja millel ei esine ülepõletuse tunnuseid. Savimaterjal tiheneb paakumisprotsessi tulemusena ja annab kivitaolise kooriku, mis põhjustab põletatud toote veeimavuse vähenemise 3.2.3.Kuivatamise ja põletamise protsessi mõju toodetele Põletamise-kuivatamise protsessides seega tuleb arvestada tunduva mahu muutusega, samuti poorsuse, tiheduse, tugevuse muutumisega. 3.2.3.1
Referaat Elavhõbe 1 Sisukord 1. ELAVHÕBEDA AJALOOST................................................................................................................... 3 2. ELAVHÕBE OMADUSED....................................................................................................................... 4 2.1.ELAVHÕBEDA FÜÜSIKALISED OMADUSED..............................................................................................4 2.2.ELAVHÕBEDA KEEMILISED OMADUSED..................................................................................................5 3. ELAVHÕBEDA KASUTAMINE ............................................................................................................ 6 4. ELAVHÕBEDA JA TA ÜHENDITE OHTLIKKUS JA SAASTE.......................................................7 4.1.ELAVHÕBEDA TOIME INIMESE TERVISELE..............................................................................................7 4.2.ELAV
annaabi.ee 
Sisene Facebook'ga
Sisene Google'ga
Sisene LinkedIn'ga
