10 punkti
Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 10 punkti.
~ 18 lehte
Lehekülgede arv dokumendis
2014-05-03
Kuupäev, millal dokument üles laeti
11 laadimist
Kokku alla laetud
0 arvamust
Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid
kiizumiizu16
Õppematerjali autor
Need ühendid oksüdeeruvad õhuhapniku, niiskuse ja vihmavee toimel moodustades mitmeid happeid jm aineid, mis põhjustavad happevihmade teket. Puhta vihmavee pH on tavaliselt 6 5,5 (nõrgalt happeline CO 2 sisalduse tõttu). Happevihmade pH võib olla isegi alla 4ja. Happevihmad kahjustavad taimestikku looduslikke veekogusid ja ka ehitisi. Väävlireostus on globaalprobleem, millele lahenduse leidmine on inimkonnale vajalik. Lämmastik Omadused · Lämmastik koosneb lihtainena kaheaatomilistest molekulidest N2. · Aatomite vahel on kolmikside seega on püsivaim kõigist lihtainetest. · Lihtainena keemiliselt väheaktiivne, kuigi on üsna kõrge elektronegatiivsusega · Kõrgel temperatuuril kolmiksidemed nõrgenevad ning muutub keemiliselt aktiivsemaks · Maitsetu · Lõhnatu · Värvitu gaas · Vees vähe lahustuv · Õhust veidi kergem · Keemistemperatuur on 196 oC
lämmastik. Ammoniaak põleb kõrgel temperatuuril, moodustades lämmastiku ja veeauru. Samuti katalüsaatori kasutamisel tekib ammoniaagi ja hapniku vahelise reaktsiooni tulemuseks NO. Ammooniumsoolad on väetistena kasutuses samuti (NH4)2CO3 on kasutuses taigna kergitamisel. Lahustub vees väga hästi. Fosfor P: Fosforil on o-a samuti -III...V aga ta kõige püsivam olek on V juures. Lihtainena looduses ei leidu, kuid on Ca3(PO4)2 fosforiitides ja apatiitides. Fosfor on bioelement, ta on meil hammastes ja luudes, andes neile tugevust ja on vajalik taimede arenguks ja viljumiseks. Fosforil on mitu allotroopset teisendit, tuntumad valge fosfor(P4[valge,tahke , vees ei lahustu, org. lahustis lahustub, suht aktiivne, toatemp. võib süttida, pimedas helendab, väga mürgine]) ja punane fosfor (Pn [tumepunane tahke, ei lahustu kuskil, väheaktiivne, ei ole mürgine, süttib üle 250kraadi alles])
suhteliselt tugev. Kuumutamisel muutub aktiivsemaks. Atomaarne hapnik on tugevam oksüdeerija kui dihapnik, võib liituda ha dihapnikuga, muutudes osooniks. Osoon on terava lõhnaga, sinaka värvusega gaas, mis laguneb kergesti ja on väga tugev oksüdeerija. Saamine: · Hapnikurikaste ainete kuumutamisel (KmnO, KNO, KClO) · Vesinikperoksiidi lagunemisel MnO mõjul · Vee elektrolüüsil · Vedela õhu fraktsioneerival destillatsioonil, saadakse gaasiline lämmastik ja vedel hapnik Ühendid Veel on molekulid väga polaarsed ja nende vahel on vesiniksidemed. Vesiniksideme tõttu on ta vedelas olekus. Ta on väga nõrk elektrolüüt ning võib reageerida nii aluseliste kui ka happeliste oksiididega. Aktiivsemate metallide suhtes käitub vesi oksüdeerijana, eraldades vesinikku. Vesinikperoksiid on tugev oksüdeerija, saab kasutada pleegitamisel. Hapnik on põhiline oksüdeerija ümbritsevas keskkonnas. Osoon hävitab baktereid.
Eksikaator on hermeetiliselt suletav anum mille põhja pannakse vett neelav aine Konts H2SO4 on tugev oksüdeerrija · Sulfaadid Sulfaadiioonide kindlaks tegemisel kasutatakse baariumisoola (tekib valge sade) Ba+ SO4 = BaSO4 Levinumad sulfaadid on taimekasvanduses ja ( vaskvitriol ;raudvitrol ) Väävel üks tähtsaim tööstuse tooraine. Looduses taimed saavad mullast. Lämmastiku toimel lõpuks happevojhmaks · Lämmastik ja Fosfor Väliskihis 5 elektroni Positiivne oksüdatsiooniaste on siis kui ühendites hapniku ja elektormagnetiivsemate. Lämmastik esineb looduses lihtainena Ammoniaak ja ammonjaakhüdraat Ammoniaak (NH3) on kõige tähtsam lämmastikuühendeid 1. värvusetu 2. õhust 2 korda kergem 3. kui palju on ka mürgine 4. kahjustab silmi 5. amoniaagi 10 % lahus = nuuskpiiritus Ammoniaak lahustub hästi vees ja tekib ammoniaakhüdraat Ammooniumsoolad 1. ebapüsivad 2
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
on lämmastik-ja lämmastikushape. N2O(naerugaas)-neutraalne, nõrga meeldiva lõhnaga värvusetu gaas. HNO3-tugev ja püsiv hape, selle soolad on nitraadid, tugev o-ja. HNO2-nõrk ja ebapüsiv hape, soolad nitrid. 10. NH3 põlemine õhus kõrgel temperatuuril. Kuidas saadakse tööstuses NO + võrrand. a)4NH3+3O2-t->2N2+6H2O b)NH3 (katalüütilisel) oksüdeerimisel. 4 NH3 + 5 O2 -> 4NO + 6H2O 11. Fosfori ühendid ja fosfor looduses? Fosfor(V)oksiid-valge tahke väga hügroskoopne aine, mis seob tugevasti õhuniiskust ja võib siduda vett ka teiste ainete koostisest. Kasutatakse gaaside kuivatamiseks. Ortofosforhape (H3PO4)-valge kristalne aine, lahustub väga hästi vees. Keskimise tugevusega hape. Looduses on vajalik taimedele, et toimuks fotosüntees. Looduslikud mineraalid apatiit, fosforiit on vees praktiliselt lahustumatud. Seetõttu on fosforväetistena otstarbekas
lämmastiku ja ka hapniku tööstuslik saamine vedela õhu fraktsioneerival destillatsioonil. Laboratoorselt saadakse lämmastikku mitmete ainete, peamiselt ammooniumdikromaadi või ammooniumnitriti kuumutamisel: (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O NH4NO2 N2 + 2H2O Omadused Lämmastik on värvusetu, maitsetu, lõhnatu, vees vähe lahustuv, õhust veidi kergemgaas. Tema sulamistemperatuur ja keemistemperatuur on vastavalt -210 °C ja -195,8 °C Lihtainena koosneb lämmastik kaheaatomilistest molekulidest N2. Lämmastik on kõikidest lihtaine molekulidest keemiliselt kõige püsivam, kuna tema molekulis esineb kahe lämmastiku aatomi vahel kolmikside. Sel põhjusel on ta lihtainena keemiliselt väga passiivne ehk väheaktiivne gaas (lähedane väärisgaasidele) ning paljude metallide ja mittemetallidega toatemperatuuril ei reageeri v.a. Li, Ra oksüdeerides neid nitriidideks (Li3N, Ra3N2): 6Li + N2 = 2Li3N 3Ra + N2 = Ra3 N2
oksüdeerides neid nitriidideks 6Li + N2 = 2Li3N 3Ca + N2 = Ca3 N2 Lämmastik looduses Äikese ajal, mügarbakterid, tööstuslikult Lämmastikväetised Valkude ja ühendite süntees Happevihmade põhjustajaks Lämmastiku kasutamine Ammoniaagi tootmiseks Inertse keskkonna loomiseks Madala temp tekitamiseks külmutusseadmed Lõhkainete tootmiseks Elektrilampide täitmiseks Meditsiinis- kopsude rõhu alla panemiseks Kõrgema rõhu all mõjub lämmastik narkootiliselt Fosfor Sümbol P Keemiline element, järjenumbriga 15 Ainus looduslik isotoop on massiga 31 Tavatingimustes stabiilseim- punane fosfor Stabiilseim o.a on V, olulisemad on veel III ja III Oksiidid on happelised Kuumutamisel metallidega, käitub oksüdeerijana Aktiivsemate metallidega (hapnik, kloor) käitub redutseerijana Fosfori vesinikühendid on tugevad redutseerijad Valge fosfor Helendab pimedas Fosforiaurude jahtumisel
annaabi.ee 
Kõik kommentaarid